Hoofdstuk 13 Evenwichten
Paragraaf 1 Chemisch evenwicht
Omkeerbare reacties
Als je de buis met NO2/N2O4 gasmengsel verwarmt, wordt de kleur donkerder. Er
ontstaat dan meer NO2(g).
N2O4(g) > 2 NO2(g)
Kleurloos bruin
Bij het afkoelen wordt het mengsel minder bruin. Dan reageert NO2(g) tot N2O4(g).
2 NO2(g) > N2O4(g)
Bruin kleurloos
Dit is een voorbeeld van een omkeerbare reactie. De stof die gevormd wordt kan
weer omgezet worden in de beginstof. Bij dit voorbeeld is de temperatuur bepalend
in welke richting de reactie plaatsvindt. Je geeft een omkeerbare reactie weer met
een dubbele pijl. Bij veel omkeerbare reacties bepaalt de temperatuur in welke
richting de reactie gaat.
2 NO2(g) ⇆ N2O4(g)
De evenwichtstoestand
De roze oplossing, R(aq), verandert bij 85°C in een blauwe oplossing, B(aq). Als je
de oplossing weer afkoelt verandert de kleur weer in roze. Bij 55°C is de kleur paars.
Hierbij heeft dus een deel van R(aq) tot B(aq) en is er nog voor een deel R(aq) over
wat nog niet gereageerd heeft. Als de temperatuur van het mengsel constant blijft
treedt er geen kleurverandering op. De concentratie van de roze en blauwe stof in
het mengsel verandert dan niet meer. Je kunt ook wel zeggen er is een evenwicht
ontstaan tussen roze en blauw. Je kunt dat op 2 manieren verklaren:
1. Er treden geen reacties meer op
2. Er wordt per seconde precies even veel R(aq) in B(aq) omgezet als er B(aq) in
R(aq) wordt omgezet. Netto blijft dan de concentratie van zowel R(aq) als
B(aq) constant.
In beide verklaringen ga je uit van een evenwicht. Bij verklaring 1 gebeurt er niets in
de evenwichtstoestand, er treden geen reacties op. Dit is een statisch evenwicht.
Bij verklaring 2 vinden er nog wel reacties plaats. Je kunt het alleen niet waarnemen.
De concentratie van beide stoffen blijft namelijk gelijk. Dit is een dynamisch
evenwicht.
Het is niet zo dat de concentraties van de begin- en eindstoffen in de
evenwichtstoestand gelijk moete zijn. Integendeel, de verhouding van de
concentraties van de stoffen kan elke waarde aannemen. Bij al die verhoudingen kan
een evenwichtstoestand bestaan.
Paragraaf 1 Chemisch evenwicht
Omkeerbare reacties
Als je de buis met NO2/N2O4 gasmengsel verwarmt, wordt de kleur donkerder. Er
ontstaat dan meer NO2(g).
N2O4(g) > 2 NO2(g)
Kleurloos bruin
Bij het afkoelen wordt het mengsel minder bruin. Dan reageert NO2(g) tot N2O4(g).
2 NO2(g) > N2O4(g)
Bruin kleurloos
Dit is een voorbeeld van een omkeerbare reactie. De stof die gevormd wordt kan
weer omgezet worden in de beginstof. Bij dit voorbeeld is de temperatuur bepalend
in welke richting de reactie plaatsvindt. Je geeft een omkeerbare reactie weer met
een dubbele pijl. Bij veel omkeerbare reacties bepaalt de temperatuur in welke
richting de reactie gaat.
2 NO2(g) ⇆ N2O4(g)
De evenwichtstoestand
De roze oplossing, R(aq), verandert bij 85°C in een blauwe oplossing, B(aq). Als je
de oplossing weer afkoelt verandert de kleur weer in roze. Bij 55°C is de kleur paars.
Hierbij heeft dus een deel van R(aq) tot B(aq) en is er nog voor een deel R(aq) over
wat nog niet gereageerd heeft. Als de temperatuur van het mengsel constant blijft
treedt er geen kleurverandering op. De concentratie van de roze en blauwe stof in
het mengsel verandert dan niet meer. Je kunt ook wel zeggen er is een evenwicht
ontstaan tussen roze en blauw. Je kunt dat op 2 manieren verklaren:
1. Er treden geen reacties meer op
2. Er wordt per seconde precies even veel R(aq) in B(aq) omgezet als er B(aq) in
R(aq) wordt omgezet. Netto blijft dan de concentratie van zowel R(aq) als
B(aq) constant.
In beide verklaringen ga je uit van een evenwicht. Bij verklaring 1 gebeurt er niets in
de evenwichtstoestand, er treden geen reacties op. Dit is een statisch evenwicht.
Bij verklaring 2 vinden er nog wel reacties plaats. Je kunt het alleen niet waarnemen.
De concentratie van beide stoffen blijft namelijk gelijk. Dit is een dynamisch
evenwicht.
Het is niet zo dat de concentraties van de begin- en eindstoffen in de
evenwichtstoestand gelijk moete zijn. Integendeel, de verhouding van de
concentraties van de stoffen kan elke waarde aannemen. Bij al die verhoudingen kan
een evenwichtstoestand bestaan.
