Springen naar inhoud

[scheikunde] Wat is chemisch evenwicht?


  • Log in om te kunnen reageren

#1

Studentje

    Studentje


  • >100 berichten
  • 125 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 augustus 2005 - 19:01

Klein probleempje, voor ik met het studeren van het hoofdstuk 'chemisch evenwicht' kan beginnen.
Ik weet niet wat het is, en ben niet zeker of ik het wel uit de tekst kan opmaken...
Daarom doe ik hier een poging.

Dus... er vindt een chemische reactie plaats. Op een bepaald moment kunnen de reagens niet meer reageren.
Op dat moment is er chemisch evenwicht.
Er kunnen geen atomen noch elektronen meer uitgewisseld worden.

En dat is zo een beetje het verste dat ik geraak...

Heb ook al op wikipedia gekeken en zo, maar ik vrees dat het allemaal een beetje chaos is...
Alles is relatief...

Dit forum kan gratis blijven vanwege banners als deze. Door te registeren zal de onderstaande banner overigens verdwijnen.

#2

TD

    TD


  • >5k berichten
  • 24052 berichten
  • VIP

Geplaatst op 18 augustus 2005 - 19:28

Je hebt enerzijds aflopende reacties die (quasi) volledig van (bvb) links naar rechts lopen.

A+B -> C+D

Alle A en B reageren dan om C en D te vormen.

Anderzijds heb je evenwichtsreacties (in principe altijd het geval) waarbij er na een tijd evenveel A en B reageren om C en D te vormen, als omgekeerd. We zeggen dat we een evenwicht bereikt hebben. Hoewel er nog steeds gereageerd kan worden is er netto geen verschil meer, de reactie verloopt nu evensnel van links naar rechts als omgekeerd.

#3

Studentje

    Studentje


  • >100 berichten
  • 125 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 18 augustus 2005 - 19:44

Dus als ik dat dan even toets aan wat ik vroeger geleerd heb, zijn alle sterke zuren in het eerste geval.

Bij reacties met een zwak zuur, is er chemisch evenwicht.

Of niet? :shock:
Alles is relatief...

#4

TD

    TD


  • >5k berichten
  • 24052 berichten
  • VIP

Geplaatst op 18 augustus 2005 - 20:10

Zoals ik al zei is het niet heel zwart-wit. Reacties die wij vaak als 'aflopend' beschouwen zijn vaak ook evenwichtsreacties, maar dan ligt het evenwich bvb 99% naar een kant.

Als we het wat minder precies beschouwen zullen sterke elektrolyten (zoals sterke zuren) quasi volledig dissociëren in bvb water, terwijl dat bij zwakke elektrolyten niet zo is: er stelt zich een chemisch evenwicht in.

#5

Mrtn

    Mrtn


  • >1k berichten
  • 4220 berichten
  • VIP

Geplaatst op 20 augustus 2005 - 11:06

Stel je een dynamisch evenwicht voor als een rotonde met twee 'uitgangen'. Er zijn altijd evenveel auto's op de rotonde, maar er is wel doorloop.
Aan de ene kant verlaat een auto de rotonde, terwijl aan de andere kant een andere auto de rotonde op rijdt.
Stof A wordt stof B en tegelijkertijd wordt stof B, stof A.
In hoeveelheden is niets veranderd, maar er vinden wel reacties plaats.

Is dit wat je bedoelde?
Of course, the theory of relativity only works if you're going west.
-Calvin-

#6


  • Gast

Geplaatst op 20 augustus 2005 - 17:18

Je kunt het evenwicht het beste zo beschrijven:

A+B->C+D verloopt even snel als C+D->A+B

De concentraties zijn constant. Maar het is geen toestand van rust. Daarom noemen we het ook een dynamisch evenwicht.
Dit gaat alleen maar op voor eenvoudige moleculen en ionen en de reaktie moet in twee richtingen kunnen verlopen en wel gelijktijdig. Dat is lang niet altijd het geval.
Een voorbeeld van een niet-omkeerbare reaktie is de verbranding van benzeen tot CO2 en H2O. De reaktie terug is onmogelijk. Daarvoor is het benzeenmolecule veel te ingewikkeld. Er zijn wel voorbeelden van organische reacties die omkeerbaar zijn. Maar daarbij wordt de ruimtelijke bouw van de moleculen nauwelijks veranderd tijdens de reactie.
De mooiste voorbeelden van omkeerbare reakties vindt je bij de redoxreakties. Een elektron kan snel van het ene ion naar het andere schieten zonder dat de ruimtelijke structuren daarbij veel veranderen.
De reduktie van zuurstof tot waterstofperoxyde is reversibel; de O -O binding blijft daarbij behouden. Maar een verder reduktie tot water is veel moeilijker. Dan moet de O-O binding kapot.
Omgekeerd geldt dat H2O2 ook weer gemakkelijk te oxyderen is tot O2.
H. Zeilmaker

#7

sdekivit

    sdekivit


  • >250 berichten
  • 704 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 augustus 2005 - 18:00

omdat een chemisch evenwicht dynamisch is, isde evenwichtsconstante ook weer te geven als een breuk van reactiesnelheidsconstanten.

#8

Studentje

    Studentje


  • >100 berichten
  • 125 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 augustus 2005 - 18:13

Ik denk dat ik het naderhand snap. Dus om alles even op een rijtje te zetten: die evenwichtsconstante is dan de snelheid waarmee deze uitwisseling tussen de moleculen van de ene kant naar de andere, en weer terug, plaatsvindt? En deze bereken je door de verhouding tussen de reactiesnelheidsconstanten van de moleculen tegenover elkaar?

-> als dit klopt, ben ik mee http://www.wetenscha...tyle_emoticons/default/icon_smile.gif
Alles is relatief...

#9

sdekivit

    sdekivit


  • >250 berichten
  • 704 berichten
  • Ervaren gebruiker

Geplaatst op 20 augustus 2005 - 20:07

Ik denk dat ik het naderhand snap. Dus om alles even op een rijtje te zetten: die evenwichtsconstante is dan de snelheid waarmee deze uitwisseling tussen de moleculen van de ene kant naar de andere, en weer terug, plaatsvindt? En deze bereken je door de verhouding tussen de reactiesnelheidsconstanten van de moleculen tegenover elkaar?

-> als dit klopt, ben ik mee  http://www.wetenscha...tyle_emoticons/default/icon_smile.gif


Bijna. Om even differentiaalvergelijkingen omtrent reactiekinetiek uit de weg te gaan, bekijk het volgende evenwicht:

A <--> B met Kev = [B]/[A] en k(1) = reactiesnelheidsconstante naar rechts en k(-1) naar links.

--> s(1) = k(1) * [A] en s(-1) = k(-1) * [B]

In evenwicht geldt dat de snelheid van de reacties gelijk zijn: s(1) = s(-1)

--> k(1) * [A] = k(-1) * [B]

--> k(1)/k(-1) = [B]/[A] = Kev

(dit is geen formele afleiding)





0 gebruiker(s) lezen dit onderwerp

0 leden, 0 bezoekers, 0 anonieme gebruikers

Ook adverteren op onze website? Lees hier meer!

Gesponsorde vacatures

Vacatures