Chemisch evenwicht: verschil tussen versies
Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
kGeen bewerkingssamenvatting |
kGeen bewerkingssamenvatting |
||
Regel 1:
'''Chemisch evenwicht''' is een belangrijk [[Fysische chemie|chemisch-fysisch concept]] dat stelt dat de [[Concentratie (oplossing)|concentraties]] van zowel [[Reagens|reagentia]] als [[Reactieproduct|reactieproducten]] niet meer de neiging hebben om verder te veranderen als functie van de tijd. Op dat ogenblik vinden er echter nog steeds omzettingen plaats van reagentia naar producten en ''vice versa'', maar de [[Reactiesnelheid (scheikunde)|snelheid]] waarmee dit gebeurt is gelijk. Er wordt op dat ogenblik gesproken van een dynamische evenwichtstoestand (omdat er nog steeds omzettingen plaatsvinden) en de daarmee gepaard gaande [[chemische reactie]] wordt een [[evenwichtsreactie]] genoemd. Reactie die geen chemische evenwicht vertonen worden [[aflopende reactie]]s genoemd. Een klassiek voorbeeld is de [[explosie]]ve [[Ontledingsreactie|ontleding]] van [[2,4,6-trinitrotolueen|TNT]].▼
[[Bestand:NO2-N2O4.jpg|right|250px|thumb|Flessen gevuld met stikstofdioxide (links) en distikstoftetraoxide (rechts). De lichtbruine kleur in de rechtse fles is afkomstig van een kleine hoeveelheid stikstofdioxide, hetgeen de dynamische evenwichtstoestand van de dimerisatie illustreert.]]
▲'''Chemisch evenwicht''' is een belangrijk [[Fysische chemie|chemisch-fysisch concept]] dat stelt dat de [[Concentratie (oplossing)|concentraties]] van zowel [[Reagens|reagentia]] als [[Reactieproduct|reactieproducten]] niet meer de neiging hebben om verder te veranderen als functie van de tijd. Op dat ogenblik vinden er echter nog steeds omzettingen plaats van reagentia naar producten en ''vice versa'', maar de [[Reactiesnelheid (scheikunde)|snelheid]] waarmee dit gebeurt is gelijk. Er wordt op dat ogenblik gesproken van een dynamische evenwichtstoestand (omdat er nog steeds omzettingen plaatsvinden) en de daarmee gepaard gaande [[chemische reactie]] wordt een [[evenwichtsreactie]] genoemd. Reactie die geen chemische evenwicht vertonen worden [[aflopende reactie]]s genoemd. Een klassiek voorbeeld is de [[explosie]]ve [[Ontledingsreactie|ontleding]] van [[2,4,6-trinitrotolueen|TNT]].
== Geschiedenis ==
In [[1901]] werd aan [[Jacobus van 't Hoff]] de eerste [[Nobelprijs voor de Scheikunde]] toegekend vanwege zijn ontdekking van de wetten van chemische evenwichten. Hij stelde dat naast de aflopende reacties ook niet-aflopende reacties kunnen optreden. Daarbij maakte van 't Hoff gebruik van de [[thermodynamica]] om de evenwichtsligging en het chemische evenwicht in een eenduidige wetenschappelijke vorm te gieten. Het feit dat reacties omkeerbaar waren, werd echter al een eeuw eerder ([[1803]]) ontdekt door de Franse scheikundige [[Claude-Louis Berthollet]].
Regel 110 ⟶ 111:
Dit betekent concreet dat in de bepaling van de standaard reactie-vrije enthalpie {{Math|ΔG°}} voor elke opgeloste stof de standaardtoestand van oneindige verdunning bij standaardconcentratie wordt gebruikt. De daaraan gekoppelde evenwichtsconstante wordt daarom neergeschreven als {{Math|K<sub>c°</sub>}}. Immers, wanneer het reactiemengsel oneindig wordt verdund, wordt het reactiequotiënt bepaald uitgaande van de concentraties van de opgeloste stoffen en kan de chemische activiteit van het oplosmiddel dus gelijk gesteld worden aan 1. Dit heeft tot gevolg dat het oplosmiddel niet voorkomt in de uitdrukking voor de evenwichtsconstante, zelfs niet wanneer het oplosmiddel zelf deelneemt aan de reactie.
== Soorten chemische evenwichten ==
Afhankelijk van de fysico-chemische eigenschappen van de betrokken deeltjes kunnen evenwichtsreactie ingedeeld worden in verschillende klassen:
* Zuur-base-evenwicht
* Redoxevenwicht
* Complexvormingsevenwicht
* Adductvormingsevenwicht
* Oplosbaarheidsevenwicht
Evenwichten kunnen ook optreden als gevolg van fysische fenomenen:
* Vloeistof-vloeistof-extractie-evenwicht (evenwicht van een component tussen twee niet-mengbare fasen)
* Elektrochemisch evenwicht
* [[Adsorptie]]-evenwicht
* Ionenuitwisselingsevenwicht
Deze laatste evenwichten zijn van bijzonder belang in de [[analytische scheikunde]] ([[chromatografie]]).
== Verschuiving van het chemisch evenwicht ==
Regel 122 ⟶ 139:
Ook het toevoegen van meer of minder reagentia (waterstofgas of stikstofgas) kan leiden tot een verschuiving van het chemisch evenwicht. Dit alles wordt samengevat in het [[principe van Le Châtelier]]. Volgens dit thermodynamische principe probeert een systeem, dat zich in een evenwichtstoestand bevindt, een verandering van een [[toestandsgrootheid]] te compenseren door het veranderen van andere toestandsgrootheden.
== Zie ook ==
* [[Clausius-Clapeyronvergelijking]]
* [[Henderson-Hasselbalch-vergelijking]]
* [[Michaelis-Mentenvergelijking]]
* [[Van 't Hoff-vergelijking]]
[[Categorie:Chemische reactiviteit]]
| |||