Hoofdstuk 6 Evenwichten
Omkeerbare reacties
- Veel reacties kunnen, afhankelijk van de omstandigheden, zowel van links naar rechts, als van
rechts naar links plaatsvinden. Een voorbeeld van zo'n reactie is de ontleding van water -> 2 H2O
(l) → 2 H2 (g) + O2 (g)
- Dit is een endotherme reactie die bij kamertemperatuur niet spontaan verloopt. De reactie vindt
alleen plaats als er voortdurend elektrische energie wordt toegevoerd. Wanneer de toevoer van
elektrische energie stopt, stopt ook de elektrolyse. De verbranding van waterstof is precies het
omgekeerde is van de elektrolyse van water. De beginstoffen van de ene reactie zijn de
reactieproducten van de andere reactie, en andersom. Een reactie die twee kanten op kan
verlopen, wordt een omkeerbare reactie genoemd. Het energie-effect van deze reacties is ook
omgekeerd. De elektrolyse van water is een endotherm proces en de verbranding van waterstof
is exotherm Welke reactie plaatsvindt, hangt af van de reactieomstandigheden.
- Afhankelijk van de reactieomstandigheden wordt een oplossing of een vast hydraat gevormd.
Ook alle fase-overgangen, bijvoorbeeld verdampen en condenseren, zijn omkeerbare processen.
Er zijn reacties die niet omkeerbaar zijn. De verbrandingsreacties van koolwaterstoffen zijn
voorbeelden van niet-omkeerbare reacties.
Aflopende reacties
- Een aflopende reactie -> de reactie gaat net zolang door tot een van de beginstoffen op is. Dat is
ook logisch, omdat de teruggaande reactie niet kan plaatsvinden. Veel omkeerbare reacties zijn
onder bepaalde omstandigheden ook aflopende reacties. De verbranding van waterstof
bijvoorbeeld is bij kamertemperatuur een aflopende reactie. De teruggaande reactie, de
ontleding van water, vindt bij kamertemperatuur niet plaats.
Evenwichtsreacties
- Bij relatief lage temperatur is de verbranding van waterstof een aflopende reactie. Bij extreem
hoge temperaturen is de omgekeerde reactie, de ontleding van water, een aflopende reactie. Bij
de temperaturen daartussen in kunnen beide reacties tegelijkertijd plaatsvinden. Als de
omstandigheden niet veranderen, zullen na verloop van tijd beide reacties met elkaar in
evenwicht zijn; de heengaande en teruggaande reactie verlopen dan even snel. Hoewel beide
reacties nog steeds plaatsvinden op microniveau, zie je op macroniveau niets meer veranderen.
De concentraties van alle stoffen blijven gelijk, omdat de heengaande reactie precies even snel
verloopt als de teruggaande reactie -> een chemisch evenwicht.
- Wanneer er een chemisch evenwicht heerst, raken de beginstoffen dus niet op. In een
evenwichtsmengsel zijn zowel alle stoffen voor de pijl, als alle stoffen na de pijl nog aanwezig.
Omkeerbare reacties zijn in principe altijd evenwichtsreacties. Wel zijn er omstandigheden te
bedenken waaronder een van beide reacties (vrijwel) niet plaatsvindt. De reactie gedraagt zich
dan als een aflopende reactie.
Concentratiebreuk
- Bij een evenwichtsreactie heb je zowel beginstoffen als reactieproducten. Wanneer zich een
chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de concentraties van alle stoffen niet meer,
doordat de heen- en teruggaande reactie even snel verlopen. De snelheden van de heen- en
teruggaande reacties worden bepaald door de concentraties van de begin- en eindstoffen. De
verhouding tussen de concentraties van de beginstoffen en de concentraties van de
reactieproducten is dus bepalend voor het bereiken van een chemisch evenwicht. Je kunt deze
, verhouding uitdrukken met behulp van de concentratiebreuk Q. Voor de algemene
evenwichtsreactie: m A(g) + n B(g) q C(g) + r D(g)
q r
[C ] [D]
is de concentratiebreuk: Q = m n
[ A ] [B]
- Als de waarde van de concentratiebreuk niet meer verandert, heeft zich een chemisch evenwicht
ingesteld. Is dit bij een hoge waarde van Q, dan ligt het evenwicht aan de rechterkant. Is een
evenwicht bereikt bij een lage waarde van Q, dan ligt het evenwicht aan de linkerkant.
- In de concentratiebreuk komen alleen gassen of opgeloste deeltjes te staan. Vaste stoffen
hebben geen invloed op de ligging van het evenwicht. Ze hebben immers geen concentratie. Ook
oplosmiddelen die mee reageren, komen niet in de concentratiebreuk terecht. Vaste stoffen en
oplosmiddelen moet je in de concentratiebreuk vervangen door het getal 1.
Evenwichtsvoorwaarde
- Als zich bij een bepaalde temperatuur een chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de
concentraties van de stoffen niet meer. De concentratiebreuk Q heeft dan een constante waarde
bereikt -> evenwichtsconstante K. De waarde van K verandert alleen als de temperatuur
verandert. Voor het opstellen van de evenwichtsvoorwaarde is het namelijk van belang te weten
welke stoffen als beginproducten worden beschouwd, en dus links van de evenwichtspijl staan,
en welke stoffen als producten worden beschouwd, en dus rechts van de pijl staan.
- Tijdens het instellen van een evenwicht verandert de concentratiebreuk net zolang tot hij de
waarde van de evenwichtsconstante heeft bereikt. Alleen als Q gelijk is aan K is er evenwicht: Q =
K -> evenwichtsvoorwaarde.
- Er zijn drie mogelijkheden als je Q vergelijkt met K:
1. Q = K -> Het reactiemengsel is in evenwicht.
2. Q > K -> Er is geen evenwicht. Om Q kleiner te maken, moeten de concentraties van de
stoffen in de teller afnemen en in de noemer toenemen. De concentraties rechts van de
dubbele pijl zullen moeten afnemen en de concentraties links van de dubbele pijl zullen
dientengevolge toenemen. Dit gaat door totdat Q = K.
3. Q < K -> Er is geen evenwicht. Om Q groter te maken, moeten de concentraties van de
stoffen in de teller toenemen en in de noemer afnemen. De concentraties links van de
dubbele pijl zullen dus moeten afnemen en de concentraties rechts van de dubbele pijl
zullen dientengevolge toenemen. Dit gaat door totdat Q = K.
- De ligging van het evenwicht heeft te maken met de grootte van de evenwichtsconstante K. Als K
>> 1, dan ligt het evenwicht sterk rechts; is K << 1, dan ligt het evenwicht sterk links.
Het instellen van een evenwicht
- Wanneer een evenwicht zich aan het instellen is, veranderen
de concentraties van de deeltjes voor en na de pijl. Aan de
hand van de evenwichtsreactie tussen distikstoftetraoxide in
stikstofdioxide: N2O4 (g) 2 NO2 (g), wordt het uitgelegd.
- Een van de betrokken gassen, NO2 (g) is bruin van kleur en het
andere gas, N2O4 (g) is kleurloos. Als je begint met alleen een
hoeveelheid distikstoftetraoxide betekent dit dat bij
kamertemperatuur in het begin alleen N 2O4 wordt omgezet in
NO2 (g).
- Dus de concentratie N2O4 (g) neemt af, terwijl de concentratie
NO2 (g) toeneemt. Je ziet het mengsel steeds bruiner worden.
Omdat er uit één mol N2O4 (g) twee mol NO2 (g) ontstaat, gaat
de toename van de NO2 -concentratie twee keer zo snel als de
afname van de N2O4-concentratie. Wanneer het evenwicht is
Omkeerbare reacties
- Veel reacties kunnen, afhankelijk van de omstandigheden, zowel van links naar rechts, als van
rechts naar links plaatsvinden. Een voorbeeld van zo'n reactie is de ontleding van water -> 2 H2O
(l) → 2 H2 (g) + O2 (g)
- Dit is een endotherme reactie die bij kamertemperatuur niet spontaan verloopt. De reactie vindt
alleen plaats als er voortdurend elektrische energie wordt toegevoerd. Wanneer de toevoer van
elektrische energie stopt, stopt ook de elektrolyse. De verbranding van waterstof is precies het
omgekeerde is van de elektrolyse van water. De beginstoffen van de ene reactie zijn de
reactieproducten van de andere reactie, en andersom. Een reactie die twee kanten op kan
verlopen, wordt een omkeerbare reactie genoemd. Het energie-effect van deze reacties is ook
omgekeerd. De elektrolyse van water is een endotherm proces en de verbranding van waterstof
is exotherm Welke reactie plaatsvindt, hangt af van de reactieomstandigheden.
- Afhankelijk van de reactieomstandigheden wordt een oplossing of een vast hydraat gevormd.
Ook alle fase-overgangen, bijvoorbeeld verdampen en condenseren, zijn omkeerbare processen.
Er zijn reacties die niet omkeerbaar zijn. De verbrandingsreacties van koolwaterstoffen zijn
voorbeelden van niet-omkeerbare reacties.
Aflopende reacties
- Een aflopende reactie -> de reactie gaat net zolang door tot een van de beginstoffen op is. Dat is
ook logisch, omdat de teruggaande reactie niet kan plaatsvinden. Veel omkeerbare reacties zijn
onder bepaalde omstandigheden ook aflopende reacties. De verbranding van waterstof
bijvoorbeeld is bij kamertemperatuur een aflopende reactie. De teruggaande reactie, de
ontleding van water, vindt bij kamertemperatuur niet plaats.
Evenwichtsreacties
- Bij relatief lage temperatur is de verbranding van waterstof een aflopende reactie. Bij extreem
hoge temperaturen is de omgekeerde reactie, de ontleding van water, een aflopende reactie. Bij
de temperaturen daartussen in kunnen beide reacties tegelijkertijd plaatsvinden. Als de
omstandigheden niet veranderen, zullen na verloop van tijd beide reacties met elkaar in
evenwicht zijn; de heengaande en teruggaande reactie verlopen dan even snel. Hoewel beide
reacties nog steeds plaatsvinden op microniveau, zie je op macroniveau niets meer veranderen.
De concentraties van alle stoffen blijven gelijk, omdat de heengaande reactie precies even snel
verloopt als de teruggaande reactie -> een chemisch evenwicht.
- Wanneer er een chemisch evenwicht heerst, raken de beginstoffen dus niet op. In een
evenwichtsmengsel zijn zowel alle stoffen voor de pijl, als alle stoffen na de pijl nog aanwezig.
Omkeerbare reacties zijn in principe altijd evenwichtsreacties. Wel zijn er omstandigheden te
bedenken waaronder een van beide reacties (vrijwel) niet plaatsvindt. De reactie gedraagt zich
dan als een aflopende reactie.
Concentratiebreuk
- Bij een evenwichtsreactie heb je zowel beginstoffen als reactieproducten. Wanneer zich een
chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de concentraties van alle stoffen niet meer,
doordat de heen- en teruggaande reactie even snel verlopen. De snelheden van de heen- en
teruggaande reacties worden bepaald door de concentraties van de begin- en eindstoffen. De
verhouding tussen de concentraties van de beginstoffen en de concentraties van de
reactieproducten is dus bepalend voor het bereiken van een chemisch evenwicht. Je kunt deze
, verhouding uitdrukken met behulp van de concentratiebreuk Q. Voor de algemene
evenwichtsreactie: m A(g) + n B(g) q C(g) + r D(g)
q r
[C ] [D]
is de concentratiebreuk: Q = m n
[ A ] [B]
- Als de waarde van de concentratiebreuk niet meer verandert, heeft zich een chemisch evenwicht
ingesteld. Is dit bij een hoge waarde van Q, dan ligt het evenwicht aan de rechterkant. Is een
evenwicht bereikt bij een lage waarde van Q, dan ligt het evenwicht aan de linkerkant.
- In de concentratiebreuk komen alleen gassen of opgeloste deeltjes te staan. Vaste stoffen
hebben geen invloed op de ligging van het evenwicht. Ze hebben immers geen concentratie. Ook
oplosmiddelen die mee reageren, komen niet in de concentratiebreuk terecht. Vaste stoffen en
oplosmiddelen moet je in de concentratiebreuk vervangen door het getal 1.
Evenwichtsvoorwaarde
- Als zich bij een bepaalde temperatuur een chemisch evenwicht heeft ingesteld, veranderen de
concentraties van de stoffen niet meer. De concentratiebreuk Q heeft dan een constante waarde
bereikt -> evenwichtsconstante K. De waarde van K verandert alleen als de temperatuur
verandert. Voor het opstellen van de evenwichtsvoorwaarde is het namelijk van belang te weten
welke stoffen als beginproducten worden beschouwd, en dus links van de evenwichtspijl staan,
en welke stoffen als producten worden beschouwd, en dus rechts van de pijl staan.
- Tijdens het instellen van een evenwicht verandert de concentratiebreuk net zolang tot hij de
waarde van de evenwichtsconstante heeft bereikt. Alleen als Q gelijk is aan K is er evenwicht: Q =
K -> evenwichtsvoorwaarde.
- Er zijn drie mogelijkheden als je Q vergelijkt met K:
1. Q = K -> Het reactiemengsel is in evenwicht.
2. Q > K -> Er is geen evenwicht. Om Q kleiner te maken, moeten de concentraties van de
stoffen in de teller afnemen en in de noemer toenemen. De concentraties rechts van de
dubbele pijl zullen moeten afnemen en de concentraties links van de dubbele pijl zullen
dientengevolge toenemen. Dit gaat door totdat Q = K.
3. Q < K -> Er is geen evenwicht. Om Q groter te maken, moeten de concentraties van de
stoffen in de teller toenemen en in de noemer afnemen. De concentraties links van de
dubbele pijl zullen dus moeten afnemen en de concentraties rechts van de dubbele pijl
zullen dientengevolge toenemen. Dit gaat door totdat Q = K.
- De ligging van het evenwicht heeft te maken met de grootte van de evenwichtsconstante K. Als K
>> 1, dan ligt het evenwicht sterk rechts; is K << 1, dan ligt het evenwicht sterk links.
Het instellen van een evenwicht
- Wanneer een evenwicht zich aan het instellen is, veranderen
de concentraties van de deeltjes voor en na de pijl. Aan de
hand van de evenwichtsreactie tussen distikstoftetraoxide in
stikstofdioxide: N2O4 (g) 2 NO2 (g), wordt het uitgelegd.
- Een van de betrokken gassen, NO2 (g) is bruin van kleur en het
andere gas, N2O4 (g) is kleurloos. Als je begint met alleen een
hoeveelheid distikstoftetraoxide betekent dit dat bij
kamertemperatuur in het begin alleen N 2O4 wordt omgezet in
NO2 (g).
- Dus de concentratie N2O4 (g) neemt af, terwijl de concentratie
NO2 (g) toeneemt. Je ziet het mengsel steeds bruiner worden.
Omdat er uit één mol N2O4 (g) twee mol NO2 (g) ontstaat, gaat
de toename van de NO2 -concentratie twee keer zo snel als de
afname van de N2O4-concentratie. Wanneer het evenwicht is
