Ik denk toch de bomen door het bos te zien,
katje schreef:2SO2 + O2 <-> 2SO3 +Q
Als de zuurstofconcentratie toeneemt vergroot de kans dat O2 botst met SO2 ter vorming van SO3.
Hierdoor stijgt de concentratie SO3 en daalt de concentratie O2. De reactie verschuift naar rechts zodat de concentratieverandering aan O2wordt tegengewerkt.
Als je nu kijkt naar het allereerste voorbeeld zeggen ze toch dat als O2 toeneemt de kans vergroot dat O2botst met SO2 ter vorming van SO3. concentratie SO3 stijgt en concentratie O2 daalt. Dan zou de concentratie van SO2 mee moeten dalen?
Dit klopt, het evenwicht zal naar rechts bewegen doordat het de concentratieverandering van O
2 wil tegenwerken. Het blijft echter zo dat voor iedere molecule O
2 twee moleculen SO
2 nodig zijn, bijgevolg zal de concentratie aan zwaveldioxide dalen. Hetzelfde geldt voor de reactiewarmte (Q) deze zal (doordat het evenwicht naar rechts verschuift) stijgen.
katje schreef:Bij de pH-meting m.b.v. indicator (lakmoes) wordt er een base bijgevoegd. Hoe reageert de ligging van het evenwicht?
HL <-> H+ + L- (1)
H2O <-> H+ + OH- (2)
Hierdoor zal de OH- concentratie in de oplossing toenemen: dit heeft geen invloed op de ligging van het evenwicht van (1) HOEZO NIET?
enkel op dat van (2). Hier verplaatst zich het evenwicht naar links .
Voor ieder OH- dat verdwijnt , moet er ook een H+ verdwijnen .Wat dus leidt tot een daling van H+, wat op zijn beurt resulteert in een verschuiving vh evenwicht in (1) naar rechts.
Over het eerste valt te discussiëren, maar volgens mij ligt het als volgt.
We gaan ervan uit dat de indicator lakmoes zich in een zure oplossing bevindt, er wordt namelijk achteraf base aan toegevoegd. Een indicator is een zwak organisch zuur waarvan de zure vorm en dus de geprotoneerde vorm (HL) een andere kleur heeft dan de geconjugeerde basische vorm (L
-). Omdat zo'n indicator nu net een zwak zuur is kan je volgende vergelijking opschrijven in een waterige oplossing:
HL(aq)
H
+(aq) + L
-(aq)
Bijgevolg zal de ligging van het evenwicht (en dus de uiteindelijke kleur) bepaald worden door de pH.
Er nog steeds van uitgaande dat we ons in een zuur midden bevinden zal het evenwicht in bovenstaande vergelijking helemaal naar links liggen. De aanwezige hoeveelheid L
- is verwaarloosbaar klein.
Wanneer we nu OH
- ionen aan de oplossing toevoegen zullen deze onmiddellijk reageren met de protonen uit de eigendissociatie van water (H
2O
H
+ + OH
-). Door de plotse overmaat aan hydroxide-ionen wordt het evenwicht naar links gedreven, zoals je zelf al aangaf worden hierbij de protonen in de oplossing verbruikt.
De conclusie uit dit alles is dat de concentratie aan protonen in de oplossing zal dalen.
Als we nu even terug naar de evenwichtsreactie van de indicator kijken en veronderstellen dat protonenconcentratie daalt dan zal het evenwicht naar rechts getrokken worden. Op die manier daalt de concentratie aan HL en stijgt de concentratie aan L
-. Dit zorgt voor een kleuromslag van rood (HL) naar blauw (L
-).
Het toevoegen van de hydroxide-ionen heeft dus geen
directe invloed op de ligging van het evenwicht in de zuur-base reactie van de indicator.
Noot: Over deze laatste regel valt te discussiëren; het is immers zo dat een evenwicht nooit volledig aan één kant kan liggen, hiermee doel ik op de hydrolysereactie van de lakmoes indicator in water (HL H+ + L-). In praktijk is er altijd, een weliswaar zéér kleine hoeveelheid, aan H+ en L- in oplossing aanwezig, de toegevoegde hydroxide-ionen afkomstig van de base kunnen dus wel degelijk met die protonen reageren. Omdat het om zo'n kleine hoeveelheden gaat mag je die in 99% van de gevallen verwaarlozen."Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill
2SO3 +Q
H+ + L- (1)
