Scheikunde samenvatting hoofdstuk 6:
Evenwichten
Paragraaf 6.1: Evenwichtsreacties
Omkeerbare reacties:
Omkeerbare reacties zijn reacties waarbij de reactie producten weer kunnen worden omgezet in
beginstoffen:
2 H2O → 2 H2 + O2 (ontleden van water, gebeurt niet bij kamertemperatuur. Er moet
voortdurend elektrische energie worden toegevoerd. )
2 H2 + O2 → 2 H2O (verbranding van waterstof, als er geen energie meer word toegevoerd
ontstaat er knalgas (knalgas = 2 H2 + O2 / explosief mengsel). Met behulp van
een klein vonkje verbrandt het waterstof en ontstaat er weer water)
Ook de faseovergangen zijn omkeerbare processen! (er zijn ook reacties die niet omkeerbaar zijn,
denk bijvoorbeeld aan een eenvoudig voorbeeld zoals het bakken van een cake. Er zijn geen
omstandigheden waar je de ingrediënten weer terug krijgt, zo’n reactie noem je een aflopende reactie)
Aflopende reacties:
Een aflopende reactie gaat net zo lang door tot 1 van de beginstoffen
op is, omdat de teruggaande reactie niet kan plaatsvinden. Veel
omkeerbare reacties zijn onder bepaalde omstandigheden aflopende
reacties. De verbranding van waterstof is bij kamertemperatuur een
aflopende reactie omdat de teruggaande reactie bij
kamertemperatuur niet kan plaatsvinden!
Evenwichtsreacties:
Bij relatief lage temperaturen is de verbranding van waterstof een
aflopende reactie. Bij extreem hoge temperaturen is het ontleden
van water een aflopende reactie. Bij de temperaturen
daartussenin kunnen beide reacties tegelijk plaatsvinden.
Als de omstandigheden niet veranderen zullen na verloop van tijd
beide reacties met elkaar in evenwicht zijn. Dit betekend dat de
heengaande en teruggaande reactie even snel verlopen. Je spreekt
dan van een chemisch evenwicht. Hoewel de reacties nog blijven
plaatsvinden, blijven de concentraties van de stoffen gelijk. In een
reactievergelijking geeft je dat aan met een dubbele pijl (⇋).
Evenwichtsreactie = De heen- en teruggaande reactie vinden tegelijkertijd plaatsvinden.
Chemisch reactie = De heen- en teruggaande reactie verlopen met dezelfde snelheid.
Evenwichten
Paragraaf 6.1: Evenwichtsreacties
Omkeerbare reacties:
Omkeerbare reacties zijn reacties waarbij de reactie producten weer kunnen worden omgezet in
beginstoffen:
2 H2O → 2 H2 + O2 (ontleden van water, gebeurt niet bij kamertemperatuur. Er moet
voortdurend elektrische energie worden toegevoerd. )
2 H2 + O2 → 2 H2O (verbranding van waterstof, als er geen energie meer word toegevoerd
ontstaat er knalgas (knalgas = 2 H2 + O2 / explosief mengsel). Met behulp van
een klein vonkje verbrandt het waterstof en ontstaat er weer water)
Ook de faseovergangen zijn omkeerbare processen! (er zijn ook reacties die niet omkeerbaar zijn,
denk bijvoorbeeld aan een eenvoudig voorbeeld zoals het bakken van een cake. Er zijn geen
omstandigheden waar je de ingrediënten weer terug krijgt, zo’n reactie noem je een aflopende reactie)
Aflopende reacties:
Een aflopende reactie gaat net zo lang door tot 1 van de beginstoffen
op is, omdat de teruggaande reactie niet kan plaatsvinden. Veel
omkeerbare reacties zijn onder bepaalde omstandigheden aflopende
reacties. De verbranding van waterstof is bij kamertemperatuur een
aflopende reactie omdat de teruggaande reactie bij
kamertemperatuur niet kan plaatsvinden!
Evenwichtsreacties:
Bij relatief lage temperaturen is de verbranding van waterstof een
aflopende reactie. Bij extreem hoge temperaturen is het ontleden
van water een aflopende reactie. Bij de temperaturen
daartussenin kunnen beide reacties tegelijk plaatsvinden.
Als de omstandigheden niet veranderen zullen na verloop van tijd
beide reacties met elkaar in evenwicht zijn. Dit betekend dat de
heengaande en teruggaande reactie even snel verlopen. Je spreekt
dan van een chemisch evenwicht. Hoewel de reacties nog blijven
plaatsvinden, blijven de concentraties van de stoffen gelijk. In een
reactievergelijking geeft je dat aan met een dubbele pijl (⇋).
Evenwichtsreactie = De heen- en teruggaande reactie vinden tegelijkertijd plaatsvinden.
Chemisch reactie = De heen- en teruggaande reactie verlopen met dezelfde snelheid.
