Samenvatting H1 Nova Scheikunde MAX 5A Havo - Scheikunde

Scheikunde H6

Paragraaf 1

Een chemische reactie stopt vaak als de beginstof op is -> aflopende reactie,
onomkeerbaar.

Chemisch evenwicht = situatie waarin de heengaande en teruggaande reactie met dezelfde
reactiesnelheid verlopen en de concentraties van alle betrokken stoffen niet meer
veranderen. De tijd die nodig is om de evenwichtssituatie te bereiken = insteltijd.




s

Verdelingsevenwicht = als een stof zich verdeeld over twee fasen (gas, oplossing, etc), er
verlopen geen reacties, dus er is een dynamisch evenwicht.


Paragraaf 2
Bij chemisch evenwicht blijven de concentraties van de beginstoffen en de reactieproducten
constant. Afhankelijk van het type evenwicht en reactieomstandigheden kunnen de
concentraties vd beginstoffen veel hoger of lager zijn dan de concentraties van de
reactieproducten. De ligging van het evenwicht geeft aan in welke verhouding de
beginstoffen en de reactieproducten in het evenwichtsmengsel aanwezig zijn. Als bij een
evenwicht de concentraties vd beginstoffen in het mengsel hoger zijn dan van de
reactieproducten -> het evenwicht ligt links.

Het evenwicht kan verschuiven naar links/rechts als de reactie van links/rechts sneller
verloopt dan de ander.
Het verschuiven van evenwichten kan alleen op basis van stoffen en deeltjes waarvan je de
concentratie kunt berekenen: gasvormige stoffen en opgeloste stoffen of ionen.

Als aan een evenwichtsmengsel een van de beginstoffen uit het mengsel extra wordt
toegevoegd, neemt de concentratie van die stof toe. De reactie naar rechts zal tijdelijk
sneller gaan verlopen dan de reactie naar links. Het evenwicht is dan naar rechts
verschoven.
Bij verhoging van de concentratie van een deelnemende stof aan een kant van de reactie,
verschuift het evenwicht naar de andere kant.

, Bij verlaging van de concentratie van een deelnemende stof aan een kant van de reactie,
verschuift het evenwicht naar dezelfde kant.
Wanneer het mengsel wordt samengeperst, nemen de concentraties vn alle gassen met
dezelfde factor toe, nu staan links meer deeltjes -> meer kans op effectieve botsingen. De
reactie naar rechts verloopt na het samenpersen tijdelijk sneller dan de reactie naar links,
evenwicht verschuift naar rechts (kant met de minste deeltjes).

Als het volume wordt verkleind, verschuift het evenwicht naar de kant van het kleinste aantal
deeltjes.
Als het volume wordt vergroot, verschuift het evenwicht naar de kant van het grootst aantal
deeltjes.


Bij stijging van de temperatuur zal de reactiesnelheid naar links en rechts toenemen. Een
endotherme reactie heeft energie nodig en zal meer profijt hebben van een
temperatuurstijging dan exotherm. Het evenwicht is dan verschoven naar de endotherme
kant.
Bij daling van temperatuur zal de exotherme kant beter gaan en zal het evenwicht naar de
exotherme kant verschuiven.
- Bij een temperatuurstijging verschuift het evenwicht naar de endotherme kant.
- Bij een temperatuurdaling verschuift het evenwicht naar de exotherme kant.

Een lange insteltijd betekent dat het lang duurt voordat het evenwicht bereikt is,
reactiesnelheden zijn laag. Om de insteltijd te verkorten gebruik je een katalysator.
Een hogere verdelingsgraad van een vaste stof, een hogere temperatuur en hogere
concentraties resulteren in een hogere reactiesnelheid.

Aflopend evenwicht betekent dat alle beginstoffen worden omgezet in
reactieproducten. Bij een chemisch evenwicht lukt dat door een van de stoffen weg
te nemen uit het evenwichtsmengsel. De stof die je wegneemt, kan niet meer terug
reageren. Blijf je die stof steeds verwijderen = aflopend evenwicht.


Paragraaf 3

Zuur kan een H+-ion afstaan.
Als een zuur in water oplost -> zure oplossing, waarbij het zuur een H+-ion aan het
water heeft afgegeven en er ontstaat een negatief geladen ion, het zuurrestion.

Ionisatie = proces waarbij in een oplossing ionen ontstaan uit moleculen.
Eenwaardig zuur = zuur dat per molecuul 1 H+-ion kan afstaan.
Tweewaardig zuur = zuur dat per molecuul 2 H+-ionen kan afstaan.
ETC.