Chemisch evenwicht: verschil tussen versies
Verwijderde inhoud Toegevoegde inhoud
k beter |
k extra spatie in reactievergelijking voor equidistantie met AWB |
||
Regel 8:
De [[Dimeer|dimerisatiereactie]] van [[stikstofdioxide]] (NO<sub>2</sub>) tot [[distikstoftetraoxide]] (N<sub>2</sub>O<sub>4</sub>) kan beschreven worden met behulp van de vergelijking
:<math>\mathrm{2\ NO_2\ \rightleftharpoons\ N_2O_4}</math>
Deze reactie verloopt volledig in de gasfase. Stikstofdioxide is een roodbruin gas, terwijl distikstoftetraoxide kleurloos is. Wanneer een [[vacuüm]] getrokken reactievat wordt gevuld met stikstofdioxide zal de initële roodbruine kleur in intensiteit verminderen door dimerisatie tot distikstoftetraoxide. Echter, zelfs na lange tijd wachten zal het reactievat niet kleurloos worden. Dit is een formele indicatie dat er zowel stikstofdioxide als distikstoftetraoxide aanwezig zijn en dat de dimerisatiereactie niet volledig aflopend is. Er heeft zich dus een dynamisch evenwicht ingesteld tussen beide moleculaire speciës: het chemisch evenwicht.
Regel 15:
De thermodynamische beschrijving van het chemisch evenwicht gaat ervan uit dat een [[chemische reactie]] formeel kan worden opgevat als een systeem waarbij reagentia {{Math|R}} worden omgezet in reactieproducten {{Math|P}}, elk met een gegeven coëfficiënt (respectievelijk {{Math|ν<sub>R</sub>}} en {{Math|ν<sub>P</sub>}}):
:<math>\mathrm{\sum_{R} \nu_R R\ \rightleftharpoons \sum_{P} \nu_P P}</math>
De algemene voorwaarde voor het optreden van een evenwicht is dat de [[Vrije energie|Gibbs vrije energie]] {{Math|G}} van het reactiemengsel een minimumwaarde bereikt. Dit impliceert wiskundig gezien dat de [[differentiaal]] van {{Math|G}} gelijk is aan 0 onder evenwichtsvoorwaarden. Wanneer verondersteld wordt dat gewerkt wordt onder een gegeven (vaste) [[Druk (grootheid)|druk]] en [[temperatuur]] kan worden gesteld dat:
Regel 63:
Deze uitdrukking, ook wel de evenwichtsvergelijking genoemd, is de belangrijke centrale vergelijking in de theoretische benadering van het chemisch evenwicht. Voor een gegeven evenwichtsreactie
:<math>\mathrm{a\ A\ +\ b\ B\ \rightleftharpoons\ c\ C\ +\ d\ D}</math>
wordt de evenwichtsconstante dus gegeven door
Regel 115:
Er wordt gesproken van een heterogeen evenwicht wanneer de betrokken reactiepartners zich niet alle in dezelfde [[aggregatietoestand]] bevinden. Een voorbeeld is de ontledingsreactie van [[calciumcarbonaat]] ([[Vaste stof|vast]]) tot [[calciumoxide]] (vast) en [[koolstofdioxide]] ([[Gas (aggregatietoestand)|gasvormig]]):
:<math>\mathrm{CaCO_3\ \rightleftharpoons\ CaO\ +\ CO_2}</math>
De toepassing van de definitie van de evenwichtsconstante leidt tot de uitdrukking
Regel 131:
Ook bij evenwichten waarin zuivere vloeistoffen optreden kan deze vereenvoudiging doorgevoerd worden. Een voorbeeld is de evenwichtsreactie tussen [[water]] en [[Diwaterstof|gasvormig waterstof]] en [[Dizuurstof|zuurstof]]:
:<math>\mathrm{2\ H_2O\ \rightleftharpoons\ 2\ H_2\ +\ O_2}</math>
De bijbehorende evenwichtsconstante wordt dus
Regel 160:
De ligging van het evenwicht hangt af van de [[temperatuur]], de [[Druk (grootheid)|druk]], het aantal deeltjes en dergelijke meer. Als voorbeeld kan de [[chemische synthese|synthese]] van [[ammoniak]] uit [[stikstofgas]] en [[waterstofgas]] gelden, een [[exotherme reactie]] ([[Enthalpie|ΔH°]] = -46,11 [[Kilojoule|kJ]]/[[Mol (eenheid)|mol]]):
:<math>\mathrm{N_2\ +\ 3\ H_2\ \rightleftharpoons\ 2\ NH_3}</math>
Als de temperatuur verhoogd wordt, zal het systeem ervoor zorgen dat er minder warmte vrijkomt. Het evenwicht zal dus naar links verschuiven. Bij een temperatuursdaling zal het systeem daarentegen meer warmte produceren: het evenwicht zal dus naar rechts verschuiven.
| |||