Chemisch Evenwicht
Tot nu toe hebben we geleerd dat reacties in één richting
plaatsvinden. Maar nu behandelen we omkeerbare reacties. Reactie,
hieronder gegeven, bevindt zich in een gesloten container;
A(g) + B(g)
→ C(g) + D(g)
In het begin reageert A met B en produceert C en D gas. Dit is
een voorwaartse reactie en de snelheid van deze reactie
wordt geschreven als;
Reactiesnelheid = kf.[A].[B]
Omdat concentraties van A en B met de tijd afnemen, neemt ook de
voorwaartse reactiesnelheid af. Bovendien botsen geproduceerde C
en D moleculen op elkaar en vormen A en B moleculen. Dit wordt omgekeerde
reactie genoemd en de snelheid ervan wordt geschreven als;
Reactiesnelheid = kr.[C].[D]
Concentraties van C en D gassen nemen toe en A en B nemen af met
de tijd. Op een gegeven moment worden reactiesnelheden van
voorwaartse en achterwaartse reactie gelijk en bereikt de reactie
evenwicht. We schrijven deze vergelijkingen als;
kf.[A].[B] = kr.[C].[D]
kf / kr = evenwichts constante en weergegeven met Kc in termen
van concentratie. Evenwichtsconstante van de volgende reactie
wordt geschreven als;
aA + bB
↔ cC + dD
Evenwichtsvergelijking wordt geschreven uit totale reactie. We
hebben geen betrekking op stappen van reacties zoals in het geval
van reacties in één richting. Reacties moeten de volgende regels
volgen om een evenwicht te bereiken;
- Systeem moet gesloten zijn
- Temperatuur moet constant zijn
- Reactie moet omkeerbaar zijn
Als de temperatuur verandert, kunnen de reactiesnelheden van vooruit
of achteruit worden gewijzigd en bereikt het systeem geen evenwicht.
Als de reactie niet omkeerbaar is, kunnen we niet over evenwicht
spreken. Ten slotte waren gesloten systemen nodig om materie verlies
tijdens de reactie te voorkomen. Nu leren we waarom systemen de
neiging hebben om een evenwicht te bereiken.
- Alle systemen willen hun energie verminderen. Het is de
neiging van minimale energie.
- Alle systemen hebben de neiging om hun stoornis te vergroten.
Het wordt de neiging van maximale wanorde genoemd.
Water in een open container verdampt met de tijd. Vloeibaar water
heeft minder energie dan gaswater en voldoet aan de minimale
energiewet. Integendeel, verdamping ervan kan worden verklaard door
maximale wanorde. Vloeibare watermoleculen veranderen hun fase in
gas en vergroten hun wanorde.
Stoornis van;
Gas> Oplossingen> Vloeistof> Vast
Energie van;
Gas> Vloeistof> Vast
P.S:
Het oplossen van vaste stoffen en vloeistoffen is exotherm of
endotherm. Het oplossen van gassen is echter altijd exotherm.
Voorbeeld: welke van de volgende reacties kunnen exotherm
zijn?
I. 2HI(g)
↔ H2(g) + I2(g)
II. 2NH3(g)
↔ N2(g) + 3H2(g)
III. CO2(g)
↔ CO2(aq)
IV. CaCO3(s)
↔ CaO(s) + CO2(g)
V. N2O4(g)
↔ 2NO2(g)
Oplossing: I, II en V reacties bevinden zich allemaal in de
gasfase. Stoornis neemt toe in de productrichting. Deze reacties
zijn dus endotherm. In reactie IV verandert de vaste stoffase en
wordt gas. Omdat de aandoening toeneemt van vaste naar gasfase, is
deze reactie endotherm. In reactie III neemt de wanorde toe van
producten tot reactanten en is de reactie exotherm.
Homogeen En Heterogene Evenwicht
Als zaken in evenwichtsreactie zich allemaal in één fase bevinden,
is het homogeen evenwicht, als ten minste één van de materie een
andere fase heeft, is het een heterogeen evenwicht.
Wanneer we een evenwichtsvergelijking van heterogeen evenwicht
schrijven, schrijven we geen zuivere vaste en zuivere vloeibare
materie in een evenwichtsvergelijking. Bijvoorbeeld;
2NH3(g)
↔ N2(g) + 3H2(g)
Reactie is een homogene reactie en we schrijven alle zaken op
evenwichtsvergelijking.
CaCO3(s)
↔ CaO(s) + CO2(g)
Deze reactie is een heterogene evenwichtsreactie en we schrijven
geen CaCO3 (s) en CaO (s) in evenwichtsvergelijking.
Evenwichts Constante In Termen Van Partiële Druk
Concentraties van gassen zijn recht evenredig met de partiële druk
ervan. We kunnen dus evenwichtsconstante schrijven in termen van
partiële drukken.
N2(g) + 3H2(g)
↔ 2NH3(g)
Evenwichts constante van deze reactie in termen van concentraties
is;
Evenwichts constante van deze reactie in termen van partiële druk
is;
De relatie tussen deze twee evenwichts constanten is;
Kp=Kc(R.T)Δn
Δn= Σnreactanten - Σnproducten
Bijvoorbeeld:
N2(g) + 3H2(g)
↔ 2NH3(g)
Sinds Δnproducten=2 (2 mol NH3)
and Δnreactanten=4 (1 mol
N2 and 3 mol H2)
Δn= -2
Kp=Kc.(R.T)-2
Chemische
Evenwichts Examens En Probleem Oplossingen
