Naar alle leermiddelen

Scheikunde: Hoofdstuk 6 (Evenwichten & Reactiesnelheid)

Reactiesnelheid

De reactiesnelheid geeft aan hoe snel een reactie verloopt. De reactiesnelheid hangt af van 5 factoren:

Deze factoren verklaren we met het botsende-deeltjesmodel. Hierin botsen deeltjes met elkaar, waarbij soms bindingen kunnen breken. Botsingen met genoeg energie om een binding te kunnen breken noem je effectieve botsingen. En het breken van bindingen is precies wat je nodig hebt voor een reactie. Dus hoe meer effectieve botsingen je hebt, hoe efficiënter je reactie verloopt.

Bij een hogere temperatuur bewegen de deeltjes sneller, waardoor er meer effectieve botsingen ontstaan. De vuistregel is dat elke 10 °C erbij zorgt voor een 2 keer zo snelle reactie.
Bij een hogere verdelingsgraad zijn er meer deeltjes “beschikbaar” om te botsen. Bij een hogere concentratie ook.
Als er een katalysator aanwezig is, zijn meer botsingen effectief.

Evenwichten

Statisch evenwicht: niks verandert, denk aan een wipwap.
Dynamisch evenwicht: er verandert wel iets, maar netto blijft alles gelijk. Denk aan een huis dat je verwarmt: er ontstaat constant hitte en er gaat constant hitte weg, maar de temperatuur binnen blijft constant.
Scheikundige evenwichten zijn altijd dynamisch.

Tot nu toe hebben we alleen gewerkt met aflopende reacties: de reactie gaat in 1 richting en stopt als een van de beginstoffen op is.
Bij een evenwichtsreactie kunnen producten terugreageren. Er vinden dan dus 2 reacties plaats. Uiteindelijk ontstaat er een evenwicht: beide reacties gaan dan even snel. Je noteert dat met een dubbele pijl:
$\ce{2 \ NO2 (g) <–> N2O4 (g)}$

Grafiek van reactiesnelheden (img-medium) (img-padding)

De heengaande reactie begint snel en neemt af tot het punt waar de reactiesnelheden gelijk aan elkaar zijn. De teruggaande reactie begint op 0, omdat er nog geen stoffen aan de rechterkant zijn. Vanaf de insteltijd ($t_{ev}$) gaan de reacties even snel: er is een evenwicht ontstaan.

Rekenen aan evenwichten

$K$-waarde

De evenwichtsconstante $K$ laat zien waar het evenwicht ligt.

\[K = \frac{\ce{[C]}^q \ce{[D]}^r}{\ce{[A]}^m \ce{[B]}^n}\]

Voor de reactie $\ce{m\ A + n\ B <–> q\ C + r\ D}$

Let op: vaste stoffen en vloeistoffen (die hebben een concentratie van 1) tellen niet mee in deze formule!

Bij een grote $K$ ligt het evenwicht rechts, want dan is de teller relatief groot. Bij een kleine $K$ ligt het evenwicht juist links.

BOEC-schema’s

Om makkelijk te rekenen met evenwichten kun je gebruikmaken van een BOEC-schema: begin, omzetting, evenwicht en concentratie.

Voor de reactie $\ce{N2 (g) + 3\ H2 (g) <–> 2 \ NH3 (g)}$ met als gegeven dat op $t = 0$ er 5 mol $\ce{N2}$ is, 8 mol $\ce{H2}$, dat er 2 mol $\ce{N2}$ wordt omgezet en dat het volume van het reactievat 3 liter is, ziet het BOEC-schema er zo uit:

Alles in mol, tenzij anders aangegeven $\ce{N2}$ $\ce{3\ H2}$ $\ce{2\ NH3}$
Begin 5 8 0
Omzetting -2 $3\cdot 2\implies -6$ $2\cdot 2\implies +4$
Evenwicht 3 2 4
Concentratie (M) $3/3=1$ $2/3=0,7$ $4/3=1,3$

Hoe is dit ingevuld?
Je weet dat op $t = 0$ (dus aan het begin) er geen van de stoffen aan de rechterkant aanwezig is, want die stoffen moeten nog ontstaan.
Het aantal mol van de andere stoffen kun je berekenen met een simpele molverhouding (dit is immers een chemische reactie).

Evenwichten verschuiven

Evenwicht verschuift bij veranderingen in: