H14. Chemisch evenwicht en chemische reacties
1. Soorten chemische evenwichten en reacties
Zuur-base reacties:
▪ De pH in ons lichaam
▪ Het leven op aarde is aangepast aan een bepaald pH-gebied
→ Als er wijzigingen komen in het pH-gebied, dan zullen bepaalde organismen zich moeten
aanpassen anders sterven ze
▪ pH is belangrijk voor:
- Stabiliteit
- Oplosbaarheid
- Uitscheiding + opname van producten
- Effecten op medicatie
Zuur + base → zout + water (= een neutralisatiereactie)
➔ Deze reacties zijn niet altijd aflopend
→ Soms gebeuren de reacties onvolledig en dan heb je een chemisch evenwicht waarbij een
deel omgezet is tot het zout en een deel als 1 of beide reagentia aanwezig is
Redoxreacties:
▪ Liggen aan de basis van de chemische diversiteit op aarde
→ Bv. de krebcyclus/citroenzuurcyclus (belangrijk onderdeel van de biochemie)
▪
Neerslagreacties:
▪ Hebben te maken met oplossen + neerslaan
▪ Komen vaak voor in de medische wereld:
- Ziekten → galstenen, nierstenen, … (het neerslaan van lichamelijke stoffen)
- Binnendringen doorheen een membraan
- Opname van medicatie → moeten eerst oplossen in het lichaam vooraleer ze
lichamelijke membranen kunnen passeren
▪ Zijn belangrijk voor het milieu
→ Bv. grotvorming, zure regen, …
2. Thermodynamica van chemische reacties
Thermodynamica of warmteleer = het onderdeel van de natuurkunde dat de interacties bestudeert
tussen grote verzamelingen van deeltjes op macroscopisch niveau
→ Het bestudeert de energetische aspecten van fysische + chemische processen*
,*Tijdens fysische + chemische processen treden er veranderingen op waarbij een hoeveelheid
energie wordt uitgewisseld tussen de reagerende stoffen en de omgeving
De thermodynamische toestand van een systeem wordt bepaald door:
- De chemische identiteiten → de soorten stoffen
- Het fysisch voorkomen (aggregatietoestand) → vast, vloeibaar of gasvormig
- De concentratie → het aantal mol van elke component
- De druk + temperatuur
O.b.v. thermodynamische parameters kan er voorspeld worden of een proces in bepaalde
omstandigheden wel of niet kan doorgaan
➔ Dus thermodynamica houdt zich bezig met het meten + voorspellen van chemische reacties
→ In welke richting een reactie doorgaat + de energieveranderingen die ermee gepaard gaan
Er zijn 3 soorten systemen:
1) Open systemen = systemen die materie en energie kunnen uitwisselen met de omgeving
2) Gesloten systemen = systemen die enkel energie kunnen uitwisselen met de omgeving
→ Bv. reageerbuisreacties
3) Geïsoleerde systemen = systemen die niets kunnen uitwisselen met de omgeving
➔ Strikt genomen kan men enkel spreken van chemisch evenwicht bij geïsoleerde
systemen, maar men neemt aan dat bij standaard omstandigheden (normale T° + druk)
ook in de gesloten systemen tot een chemisch evenwicht gekomen kan worden
3. Chemische reacties
Bij een chemische reactie worden atomen herschikt ter vorming van nieuwe moleculen
→ Er is uitwisseling van energie (energetisch aspect)
Het energetisch aspect kan worden ingedeeld in:
▪ Endotherm vs. exotherm
➢ Een gesloten systeem kan energie uitwisselen met de omgeving via:
➔ Arbeid (W) = energie/arbeid uitgeoefend door de mechanische
omgeving op het systeem → W = -p . ∆V
➔ Warmte (QP) = energie geleverd door de thermische omgeving
aan het systeem → QP = ∆H (enthalpie)
➢ Elk(e) stoffensysteem/materie bezit een hoeveelheid inwendige energie
→ Deze energie zit in de vorm van massa, potentiële energie (bindings- en
roosterenergie) en kinetische energie (translaties, vibraties en rotaties)
opgeslagen in de atomen en moleculen in het systeem
➢ De energie zit zowel in de reagentia als in de reactieproducten → ze bepalen samen
de inwendige energie van het systeem/de materie
→ De inwendige energie (U) = de som van alle vormen van energie in een bepaald
systeem
➢ Drijfveer 1:
Een stelsel streeft naar een minimale energie-inhoud
→ ∆Hproces < 0 (negatief getal)
,➢ Vooral de verandering van de inwendige energie (∆U) is belangrijk bij het bepalen
van het chemisch evenwicht
➔ ∆U (reactie-energie) = UP – UR
→ UP = de inwendige energie van de reactieproducten
→ UR = de inwendige energie van de reagentia
➔
➔
➔ Links:
Het systeem heeft energie
opgenomen om de reactie
mogelijk te maken
➔ Rechts:
Er werd energie afgestaan aan
de omgeving om de reactie
mogelijk te maken
➢ Een gesloten systeem bij constante druk (p):
➔ De inwendige energie is nog steeds afkomstig van de reagentia +
reactieproducten
➔ Enthalpie (H) = een grootheid uit de thermodynamica
= een toestandsfunctie die afgeleid kan worden uit de inwendige
energie (U) door daaraan een term p.V toe te voegen
➔ Het enthalpieverschil (∆H) tussen 2 toestanden bij constante druk is gelijk aan
de totale opgenomen of afgestane warmte
→ ∆H = QP = ∆U + p . ∆V
➔
➔
➔ Links:
∆H = HP – HR = positief (>0)
➔ Rechts:
∆H = HP – HR = negatief (<0)
, ▪ Spontaan vs. niet spontaan
➢ De entropie (S) (maat voor wanorde) en het exotherme/endotherme proces
bepalen de Gibbs vrije energie (G)
→ Gibbs vrije energie = de hoeveelheid energie die nodig is om een chemische reactie
te voltooien ---> het bepaalt of de reactie spontaan verloopt
➢ Drijfveer 2:
Een stelsel streeft naar een zo groot mogelijke vorm van wanorde
→ ∆S moet positief zijn (> 0)
➢ Combinatie van drijfveer 1 en 2:
Een stelsel streeft naar een minimale Gibbs vrije energie-inhoud
→ ∆G moet negatief zijn (< 0)
→ ∆G = ∆H – T . ∆S
➔ De entropiewaarde van een systeem is afhankelijk van de temperatuur
➔ T . ∆S = de entropieverandering bij constante temperatuur (T in Kelvin!)
➢
Type ∆H ∆S ∆G < 0 T° voorwaarde Verloop
reactie
1 <0 >0 Altijd / Spontaan + aflopend
= exotherm = meer wanorde
2 <0 <0 H > T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= exotherm = meer orde lage T° (evenwicht)
3 >0 >0 H < T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= endotherm = meer wanorde hoge T° (evenwicht)
4 >0 <0 Nooit / Niet spontaan
= endotherm = meer orde
Bij een chemische reactie kan gezien worden als een recombinatie van atomen in een molecule
➔ Een reactie is alleen mogelijk als de deeltjes van de stoffen met elkaar botsen
→ Sommige botsingen veranderen niks (elastische botsingen) en sommige botsingen zorgen
voor veranderingen in atomen (effectieve botsingen)
➔ Botsingsmodel:
➔ Bij elastische botsingen is de Ekin te klein om de
bindingen van de deeltjes te breken of er is een te
kleine snelheid
→ Meestal vinden er elastische botsingen plaats
➔ Bij effectieve botsingen is de Ekin groot genoeg om de
bindingen van de reagensdeeltjes te breken en zo
nieuwe bindingen te vormen
1. Soorten chemische evenwichten en reacties
Zuur-base reacties:
▪ De pH in ons lichaam
▪ Het leven op aarde is aangepast aan een bepaald pH-gebied
→ Als er wijzigingen komen in het pH-gebied, dan zullen bepaalde organismen zich moeten
aanpassen anders sterven ze
▪ pH is belangrijk voor:
- Stabiliteit
- Oplosbaarheid
- Uitscheiding + opname van producten
- Effecten op medicatie
Zuur + base → zout + water (= een neutralisatiereactie)
➔ Deze reacties zijn niet altijd aflopend
→ Soms gebeuren de reacties onvolledig en dan heb je een chemisch evenwicht waarbij een
deel omgezet is tot het zout en een deel als 1 of beide reagentia aanwezig is
Redoxreacties:
▪ Liggen aan de basis van de chemische diversiteit op aarde
→ Bv. de krebcyclus/citroenzuurcyclus (belangrijk onderdeel van de biochemie)
▪
Neerslagreacties:
▪ Hebben te maken met oplossen + neerslaan
▪ Komen vaak voor in de medische wereld:
- Ziekten → galstenen, nierstenen, … (het neerslaan van lichamelijke stoffen)
- Binnendringen doorheen een membraan
- Opname van medicatie → moeten eerst oplossen in het lichaam vooraleer ze
lichamelijke membranen kunnen passeren
▪ Zijn belangrijk voor het milieu
→ Bv. grotvorming, zure regen, …
2. Thermodynamica van chemische reacties
Thermodynamica of warmteleer = het onderdeel van de natuurkunde dat de interacties bestudeert
tussen grote verzamelingen van deeltjes op macroscopisch niveau
→ Het bestudeert de energetische aspecten van fysische + chemische processen*
,*Tijdens fysische + chemische processen treden er veranderingen op waarbij een hoeveelheid
energie wordt uitgewisseld tussen de reagerende stoffen en de omgeving
De thermodynamische toestand van een systeem wordt bepaald door:
- De chemische identiteiten → de soorten stoffen
- Het fysisch voorkomen (aggregatietoestand) → vast, vloeibaar of gasvormig
- De concentratie → het aantal mol van elke component
- De druk + temperatuur
O.b.v. thermodynamische parameters kan er voorspeld worden of een proces in bepaalde
omstandigheden wel of niet kan doorgaan
➔ Dus thermodynamica houdt zich bezig met het meten + voorspellen van chemische reacties
→ In welke richting een reactie doorgaat + de energieveranderingen die ermee gepaard gaan
Er zijn 3 soorten systemen:
1) Open systemen = systemen die materie en energie kunnen uitwisselen met de omgeving
2) Gesloten systemen = systemen die enkel energie kunnen uitwisselen met de omgeving
→ Bv. reageerbuisreacties
3) Geïsoleerde systemen = systemen die niets kunnen uitwisselen met de omgeving
➔ Strikt genomen kan men enkel spreken van chemisch evenwicht bij geïsoleerde
systemen, maar men neemt aan dat bij standaard omstandigheden (normale T° + druk)
ook in de gesloten systemen tot een chemisch evenwicht gekomen kan worden
3. Chemische reacties
Bij een chemische reactie worden atomen herschikt ter vorming van nieuwe moleculen
→ Er is uitwisseling van energie (energetisch aspect)
Het energetisch aspect kan worden ingedeeld in:
▪ Endotherm vs. exotherm
➢ Een gesloten systeem kan energie uitwisselen met de omgeving via:
➔ Arbeid (W) = energie/arbeid uitgeoefend door de mechanische
omgeving op het systeem → W = -p . ∆V
➔ Warmte (QP) = energie geleverd door de thermische omgeving
aan het systeem → QP = ∆H (enthalpie)
➢ Elk(e) stoffensysteem/materie bezit een hoeveelheid inwendige energie
→ Deze energie zit in de vorm van massa, potentiële energie (bindings- en
roosterenergie) en kinetische energie (translaties, vibraties en rotaties)
opgeslagen in de atomen en moleculen in het systeem
➢ De energie zit zowel in de reagentia als in de reactieproducten → ze bepalen samen
de inwendige energie van het systeem/de materie
→ De inwendige energie (U) = de som van alle vormen van energie in een bepaald
systeem
➢ Drijfveer 1:
Een stelsel streeft naar een minimale energie-inhoud
→ ∆Hproces < 0 (negatief getal)
,➢ Vooral de verandering van de inwendige energie (∆U) is belangrijk bij het bepalen
van het chemisch evenwicht
➔ ∆U (reactie-energie) = UP – UR
→ UP = de inwendige energie van de reactieproducten
→ UR = de inwendige energie van de reagentia
➔
➔
➔ Links:
Het systeem heeft energie
opgenomen om de reactie
mogelijk te maken
➔ Rechts:
Er werd energie afgestaan aan
de omgeving om de reactie
mogelijk te maken
➢ Een gesloten systeem bij constante druk (p):
➔ De inwendige energie is nog steeds afkomstig van de reagentia +
reactieproducten
➔ Enthalpie (H) = een grootheid uit de thermodynamica
= een toestandsfunctie die afgeleid kan worden uit de inwendige
energie (U) door daaraan een term p.V toe te voegen
➔ Het enthalpieverschil (∆H) tussen 2 toestanden bij constante druk is gelijk aan
de totale opgenomen of afgestane warmte
→ ∆H = QP = ∆U + p . ∆V
➔
➔
➔ Links:
∆H = HP – HR = positief (>0)
➔ Rechts:
∆H = HP – HR = negatief (<0)
, ▪ Spontaan vs. niet spontaan
➢ De entropie (S) (maat voor wanorde) en het exotherme/endotherme proces
bepalen de Gibbs vrije energie (G)
→ Gibbs vrije energie = de hoeveelheid energie die nodig is om een chemische reactie
te voltooien ---> het bepaalt of de reactie spontaan verloopt
➢ Drijfveer 2:
Een stelsel streeft naar een zo groot mogelijke vorm van wanorde
→ ∆S moet positief zijn (> 0)
➢ Combinatie van drijfveer 1 en 2:
Een stelsel streeft naar een minimale Gibbs vrije energie-inhoud
→ ∆G moet negatief zijn (< 0)
→ ∆G = ∆H – T . ∆S
➔ De entropiewaarde van een systeem is afhankelijk van de temperatuur
➔ T . ∆S = de entropieverandering bij constante temperatuur (T in Kelvin!)
➢
Type ∆H ∆S ∆G < 0 T° voorwaarde Verloop
reactie
1 <0 >0 Altijd / Spontaan + aflopend
= exotherm = meer wanorde
2 <0 <0 H > T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= exotherm = meer orde lage T° (evenwicht)
3 >0 >0 H < T.S Voldoende Spontaan + vaak onvolledig
= endotherm = meer wanorde hoge T° (evenwicht)
4 >0 <0 Nooit / Niet spontaan
= endotherm = meer orde
Bij een chemische reactie kan gezien worden als een recombinatie van atomen in een molecule
➔ Een reactie is alleen mogelijk als de deeltjes van de stoffen met elkaar botsen
→ Sommige botsingen veranderen niks (elastische botsingen) en sommige botsingen zorgen
voor veranderingen in atomen (effectieve botsingen)
➔ Botsingsmodel:
➔ Bij elastische botsingen is de Ekin te klein om de
bindingen van de deeltjes te breken of er is een te
kleine snelheid
→ Meestal vinden er elastische botsingen plaats
➔ Bij effectieve botsingen is de Ekin groot genoeg om de
bindingen van de reagensdeeltjes te breken en zo
nieuwe bindingen te vormen
