Basiskennis chemie 6/Evenwichten algemeen

Evenwichten

In de vorige delen van deze serie heb je kennisgemaakt met een aantal reacties die vaak als een aflopende reactie of juist als een niet-verlopende reactie beschreven werden, maar uiteindelijk een dynamisch evenwicht bleken te zijn. Van buiten verandert er niets meer, maar de reactie verloopt nog steeds, maar de tegenovergestelde reactie verloopt even snel.
Voorbeelden van de besproken evenwichten zijn:

; Waterevenwicht: Bij het bespreken van het waterevenwicht is aangegeven dat watermoleculen constant uit elkaar vallen in

{\ce {H^+}}

- en

{\ce {OH^{-}}}

-ionen, maar uit deze ionen wordt ook even snel weer water gevormd:

Reactie:

{\ce {H2O\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ H^{+}\ +\ OH^{-}}}

Constante:

{\ce {K_{w}\ = \ [H^+][OH^{-}]}}

heel eigenlijk:

{\ce {K \ = \ {\frac {[H^+][OH^{-}]}{[H2O]}}}}

, maar

{\ce {[H2O]}}

is zelf ook praktisch een constante.

Water-evenwicht

; Zuur/Base-evenwicht: Moleculen die een

{\ce {H^+}}

kunnen afstaan doen dit altijd, maar voor een aantal zuren geldt dat de vrijgekomen

{\ce {H^+}}

-ionen zich ook weer binden aan het restant van het zuur. In een algemene vorm noteer je dat als:

Reactie:

{\ce {HZ\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ H^{+}\ +\ Z^{-}}}

Constante:

{\ce {K_{z}\ = \ {\frac {[H^+][Z^{-}]}{[HZ]}}}}

Zuur/Base-evenwicht

; Oplos-evenwicht: Slecht-oplosbare zouten lijken niet op te lossen, maar in werkelijkheid gaat er toch een klein deel van het zout steeds in oplossing, maar de opgeloste zout-ionen slaan ook weer neer.:

Reactie:

{\ce {M_{a}A_{m}\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ M^{m}^{+}\ +\ A^{a}^{-}}}

Constante:

{\ce {K_{s}\ = \ {\frac {[M^{m}^{+}]^{a}[A^{a}^{-}]^{m}}{[M_{a}A_{m}]}}}}

Oplos-evenwicht

Algemene trend

Als je de bovenstaande evenwichtsconstanten met elkaar vergelijkt valt je misschien op dat ze allemaal op de volgende manier te schrijven zijn:

{\ce {K \ = \ {\frac {[producten]}{[reactant]}}}}

Algemene vorm

Boven de deelstreep staan steeds de producten van de reactie-vergelijking, onder de streep staat steeds de uitgangsstof.

Niet alleen staan boven de deelstreep de producten: hun concentraties moeten met elkaar vermenigvuldigd worden.

Bovendien heb je bij de oplos-evenwichten gezien dat de coëfficiënt in de reactievergelijking terugkomt als exponent in de vergelijking voor de constante. Dat is in het water- en het zuur/base-evenwicht niet interessant, want door reageert van elke soort maar één deeltje. Daar de exponent erbij noteren heeft geen effect op de uitkomst. Algemeen kun je zeggen dat de recties voor het waterevenwicht, het zuur/base-evenwicht en het oplos-evenwicht geschreven kunnen worden als:

{\ce {reactant\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ a\ (product{1})\ +\ b\ (product{2})}}

Reactie 1

Regels

De evenwichts-constante die de daar bij hoort kan geschreven worden als:

\mathrm {K\ =\ {\frac {product\ van{\big (}[product]^{eigen\ coefficient}{\big )}}{[reactant]}}}

Verg. 1

De stof die in twee of meer componenten uit elkaar valt wordt in evenwichts-reacties altijd als reactant, als uitgangsstof, genoteerd. Strikt genomen is dat geen verplichting. Je kunt de reactie ook andersom noteren. Er gebeurt dan wel iets met de benoeming van de componenten: reactanten worden ineens product en omgekeerd:

{\ce {a\ (reactant{1})\ +\ b\ (reactant{2})\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ product}}

Reactie 2

Reactie andersom

De evenwichts-constante die bij reactie 2 hoort moet nu geschreven worden als:

{\ce {K\ =\ {\frac {[product]}{product\ van{\big (}[reactant]^{eigen\ coefficient}{\big )}}}}}

Verg. 2

Constante andersom

De voorbeelden van de reacties en vergelijkingen 1 en 2 laten zien dat de evenwichten die je tot nu toe gezien hebt eigenlijk speciale gevallen waren. Steeds viel één stof uit elkaar in twee of meer componenten. De mogelijkheid bestaat ook dat twee (of meer) stoffen met elkaar reageren en dan twee (of meer) producten opleveren. De reactie kan er dan uit gaan zien als:

{\ce {aA\ +\ bB\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ cC\ +\ dD}}

Reactie 3

Echt algemene vorm

Of nog ingewikkelder:

{\ce {aA\ +\ bB\ +\ cC\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ dD\ +\ eE\ +\ fF}}

Reactie 4

De evenwichtsconstanten die daar bij horen zijn dan

{\ce {K \ = \ {\frac {[A]^{a}[B]^{b}}{[C]^{c}[D]^{d}}}}}

Verg. 3

{\ce {K \ = \ {\frac {[A]^{a}[B]^{b}[C]^{c}}{[D]^{d}[E]^{e}[F]^{f}}}}}

Verg. 4

Naast deze twee vormen zijn er uiteraard, afhankelijk van de reactie, nog veel andere vormen mogelijk. Maar dat blijven variaties op het thema.

Een evenwichtsconcstante wordt genoteerd als breuk. Het product van de concentraties van de producten van de reactie in de teller genoteerd, elk tot de macht van hun coëfficiënt in de reactievergelijking. Het product van de reactanten, ook elk tot de macht van hun coëfficiënt in de reactievergelijking, staat in de noemer.

In de volgende paragraaf ga je kijken wat de gevolgen van dit inzicht zijn voor reacties tussen gassen.