Naar inhoud springen

Basiskennis chemie 5/Evenwichten inleiding

Uit Wikibooks


Evenwichten

Al eerder heb je kennis gemaakt met chemische reacties die twee kanten op konden verlopen. Het waterevenwicht was daar een mooi voorbeeld van:

In gewoon water verlopen beide reacties. De reacties verlopen even snel, waardoor er aan de hoeveelheid water, waterstof-ionen en hydroxide-ionen niets veranderd. Er zijn wel steeds andere waterstof- en hydroxide-ionen.
Verder heb je ook met de zwakke zuren kennis gemaakt. Daarbij was de uiteindelijke concentratie waterstof-ionen, , in bijvoorbeeld azijnzuur, het gevolg van het evenwicht tussen de vorming ervan en de snelheid waarmee ze weer door acetaat opgenomen werden.

In dit hoofdstuk zul je kennismaken met de algemene beschrijving van reacties die zich op deze manier gedragen.
Water en zuurevenwicht

Andere evenwichten

Naast de hierboven genoemde voorbeelden zijn er nog veel meer reacties die beide kanten uit kunnen verlopen. Voorbeelden zijn:
Kwik en zuurstof
De reactie tussen kwik en zuurstof naar kwik(II)oxide verloopt, afhankelijk van de temperatuur naar het oxide (bij 350 °C), of naar het metaal (bij veel hogere temperatuur). Het evenwicht verschuift onder invloed van de temperatuur. Bij kamertemperatuur zijn de twee reacties zo langzaam, dat het evenwicht "bevroren" is.
Hg + O2 en HgO
Stikstofdioxide en distikstoftetroxide
Stikstofdioxide en distikstoftetroxide zijn met elkaar in evenwicht. In tegenstelling tot het kwik /zuurstof kwikoxide-evenwicht is het evenwicht tussen de stikstofoxides ook bij kamertemperatuur nog steeds actief. Onder invloed van de temperatuur is het evenwicht naar de ene of de andere kant te verschuiven.
Hieronder staat een foto van twee flessen. De linker is net gevuld met het geelbruine , de rechter staat al 4 dagen. Hierin verandert de kleur niet meer. Een deel van het is omgezet in dat kleurloos is. Als resultaat is het mengsel veel minder intens gekleurd.
Calciumcarbonaat in water
Calciumcarbonaat, ook bekend als kalksteen, is niet echt oplosbaar in water. De kalksteenrotsen van Dover staan er al een behoorlijke tijd. Maar echt onoplosbaar is het ook niet. Dat blijkt uit de kalksteengrotten die ontstaan zijn door het langzaam in oplossing gaan van de kalksteen. Het werkt net als bij het waterevenwicht, waarbij constant H+ en OH- gevormd worden, maar ook verdwijnen. Ca2+ en CO32- gaan steeds in oplossing, maar slaan ook weer steeds neer.

 
Hierboven een foto van de "White cliffs of Dover" die duidelijk al een hele tijd het water van de zee weerstaan. Hieronder een foto van ene grot in kalksteen. Het riviertje op de bodem heeft duidelijk al veel kalk meegenomen.
::
 


Zilverchloride en zilverchromaat
In de volgende paragrafen ga je kijken naar de evenwichten die een rol spelen bij de slecht-oplosbare zouten zilverchloride en zilverchromaat.




Informatie afkomstig van https://nl.wikibooks.org Wikibooks NL.
Wikibooks NL is onderdeel van de wikimediafoundation.