CHEMISCHE EVENWICHTEN
CHEMISCHE REACTIES
Evenwichtsinstelling: De reactie naar rechts is even snel als de reactie naar
links
Evenwichtsconstante K
Drijvende kracht = Gibbs vrije Energie
THERMODYNAMICA
WET VAN GIBBS
G: Gibbs vrije energie
H: enthalpie
T: temperatuur in K
S: entropie
R: gasconstante (8, 314)
de reactie bereikt evenwicht als G=0
de reactie verloopt spontaan als G > 0 (negatief
PRINCIPE LE CHATELIER
= Een systeem in evenwicht waarop een uitwendige invloed uitgeoefend wordt, zal
streven naar een nieuw evenwicht (ΔG=0) waarbij die invloed tegengewerkt wordt
Een hogere temperatuur zal een endotherme reactie (i.e. een reactie die warmte
opneemt) bevoordelen waarbij de evenwichtsconstante groter wordt
ACTIVITEIT
Gedefinieerde evenwichtsconstante houdt geen rekening met ionaire reacties in
waterige oplossingen
kationen trekken anionen aan en vice versa
deze interacties verminderen de effectieve concentratie (= de activiteit a i
van ion i)
o activiteitscoëfficient ɣ = maar voor de afwijking vh ideaal gedrag (geen
ionaire reacties)
o verdunde oplossingen: ɣi ≈ 1
EVENWICHTSCONSTANTE OP BASIS VAN ACTIVITEITEN:
,IONSTERKTE Μ
Afhankelijk van de concentratie c en de lading Z in mol/l
Berekening activiteitscoëfficient Debye en Hückel
• μ = de ionensterkte
• z = de lading
• α = de diameter (nm) = 0,3 nm
Afhv van het element
• A = 0,509
• B = 3,3
GRAFIEK: ACTIVITEITSCOEFFICIENTIE X IONENSTERKTE
Kleinere diameter (0,3 nm) met constante lading: ɣ daalt sneller
Grotere lading met constante diameter: y daalt sneller
, ZUUR-BASE EVENWICHTEN
Zuur of een base oplossen in water volledig/gedeeltelijk/niet dissociëren afhankelijk
van de sterkte
heeft impact op de pH
STERK ZUUR
dissociëren volledig K oneindig groot
Bv) HCl, HCIO4, HBR, HNO3, H2SO4…
ZWAK ZUUR
dissociëren gedeeltelijk
Hoe groter de pKa waarde, hoe zwakker het zuur en hoe slechter het dissociëert
pKB waarde vd geconjugeerde base: hoe groter, hoe zwakker het base
CHEMISCHE REACTIES
Evenwichtsinstelling: De reactie naar rechts is even snel als de reactie naar
links
Evenwichtsconstante K
Drijvende kracht = Gibbs vrije Energie
THERMODYNAMICA
WET VAN GIBBS
G: Gibbs vrije energie
H: enthalpie
T: temperatuur in K
S: entropie
R: gasconstante (8, 314)
de reactie bereikt evenwicht als G=0
de reactie verloopt spontaan als G > 0 (negatief
PRINCIPE LE CHATELIER
= Een systeem in evenwicht waarop een uitwendige invloed uitgeoefend wordt, zal
streven naar een nieuw evenwicht (ΔG=0) waarbij die invloed tegengewerkt wordt
Een hogere temperatuur zal een endotherme reactie (i.e. een reactie die warmte
opneemt) bevoordelen waarbij de evenwichtsconstante groter wordt
ACTIVITEIT
Gedefinieerde evenwichtsconstante houdt geen rekening met ionaire reacties in
waterige oplossingen
kationen trekken anionen aan en vice versa
deze interacties verminderen de effectieve concentratie (= de activiteit a i
van ion i)
o activiteitscoëfficient ɣ = maar voor de afwijking vh ideaal gedrag (geen
ionaire reacties)
o verdunde oplossingen: ɣi ≈ 1
EVENWICHTSCONSTANTE OP BASIS VAN ACTIVITEITEN:
,IONSTERKTE Μ
Afhankelijk van de concentratie c en de lading Z in mol/l
Berekening activiteitscoëfficient Debye en Hückel
• μ = de ionensterkte
• z = de lading
• α = de diameter (nm) = 0,3 nm
Afhv van het element
• A = 0,509
• B = 3,3
GRAFIEK: ACTIVITEITSCOEFFICIENTIE X IONENSTERKTE
Kleinere diameter (0,3 nm) met constante lading: ɣ daalt sneller
Grotere lading met constante diameter: y daalt sneller
, ZUUR-BASE EVENWICHTEN
Zuur of een base oplossen in water volledig/gedeeltelijk/niet dissociëren afhankelijk
van de sterkte
heeft impact op de pH
STERK ZUUR
dissociëren volledig K oneindig groot
Bv) HCl, HCIO4, HBR, HNO3, H2SO4…
ZWAK ZUUR
dissociëren gedeeltelijk
Hoe groter de pKa waarde, hoe zwakker het zuur en hoe slechter het dissociëert
pKB waarde vd geconjugeerde base: hoe groter, hoe zwakker het base
