Een reactie die niet doorgaat kan beschouwd worden als een evenwichtsreactie waarvan het evenwicht helemaal links ligt. Bij andere evenwichtsreacties wordt de evenwichtstoestand bereikt als de uitgangsstoffen bijna volledig omgezet zijn in reactieproducten. We zeggen dan dat het evenwicht rechts ligt.
Een evenwichtsreactie kan alleen plaatsvinden met vloeistoffen of gassen. Hierdoor is er een bepaalde molariteit (dus een bepaald aantal mol per liter) van elke stof aanwezig die wordt gebruikt om het evenwicht te vormen. Daarnaast vinden evenwichtsreacties alleen in gesloten ruimtes plaats.
Een evenwichtsreactie is een chemische reactie waarbij zowel een heengaande als een teruggaande reactie met een gelijke snelheid verlopen. De bijbehorende toestand, het chemisch evenwicht, impliceert dat de concentraties van de verschillende stoffen constant blijven.
evenwichtsconstante. Nogmaals: K is de evenwichtsconstante. Het is een quotiënt met boven de streep de concentraties van de producten en onder de streep de concentraties van de reagentia. Als die concentraties gelijk zijn, dan heeft K de waarde 1.
Definitie. a, b, c en d zijn het aantal molequivalent van respectievelijk stof/ion A, B, C en D. Deze uitdrukking, ook wel de evenwichtsvergelijking genoemd, is de belangrijke centrale vergelijking in de theoretische benadering van het chemisch evenwicht.
Je hebt bij een evenwichtsreactie te maken met een dubbele pijl in plaats van een enkele. Uit de reactieproducten worden namelijk steeds weer beginstoffen gevormd en andersom. Let op: Evenwichtsreacties vinden alleen plaats bij reacties met vloeibare en gasvormige stoffen.
Bij chemische reacties zoals evenwichtsreacties worden de reagentia niet volledig omgezet in reactieproducten. Bij chemische reacties ofwel aflopende reacties, worden de reagentia volledig omgezet in reactieproducten!
Er wordt op dat ogenblik gesproken van een dynamische evenwichtstoestand (omdat er nog steeds omzettingen plaatsvinden) en de daarmee gepaard gaande chemische reactie wordt een evenwichtsreactie genoemd. Reacties die geen chemisch evenwicht vertonen worden aflopende reacties genoemd.
Een vaste toestand geef je aan met (s), van het Engelse solid. De vloeibare toestand geef je aan met (l), van het Engelse liquid. De gasvormige toestand geef je aan met een (g).
Een concentratie wordt gegeven in g/L. Dus, de hoeveelheid van de opgeloste stof gedeeld door de hoeveelheid oplossing. Je hebt twee dingen nodig om de concentratie van een stof te berekenen. Je moet weten hoeveel gram of mol je hebt van een stof en in hoeveel liter oplossing dit opgelost is.
Het principe kan als volgt samengevat worden: Als in een chemisch systeem een verandering optreedt in concentratie, temperatuur, volume of totale druk, met andere woorden, een evenwichtsverstoring, dan zal het evenwicht zodanig verschuiven dat die verandering tegengegaan wordt.
Een zuur-base reactie is een reactie tussen een zuur en een base. Een zuur is een stof die een H +-ion kan afstaan, een base is een stof die een H + kan opnemen. Een H+-ion wordt ook wel een proton genoemd, een zuur is dus een protondonor en een base een protonacceptor.
Met de pH, of zuurgraad, wordt aangegeven hoe zuur of basische een oplossing is. De pH loopt van 0, heel zuur, tot 14, heel basisch. Als de pH lager is dan 7 is een oplossing zuur, als de pH hoger is dan 7 is een oplossing basisch.
Verlaging van de temperatuur doet de ligging van de evenwichtstoestand verschuiven in exotherme zin. Als warmte aan het systeem wordt toegevoegd door de temperatuur te verhogen, verschuift het evenwicht naar links en nemen de concentraties van de reagentia toe.
dynamisch evenwicht: Een dynamisch evenwicht ontstaat wanneer de heen- en terugreactie blijven optreden, terwijl de concentraties constant blijven.
omkeerbaar: Een reactie is omkeerbaar als de reactieproducten terug omgezet worden in de reagentia bij dezelfde reactie-omstandigheden.
Een BOE-schema geeft de beginsituatie, omzetting en het einde van de reactie weer, waardoor het gemakkelijk wordt te berekenen. Dit kan aan de hand van een voorbeeld makkelijk worden getoond. In 440 mL water wordt 60 mL 0,20 M azijnzuur gedruppeld. Bereken de concentratie H3O+ nadat het evenwicht zich heeft ingesteld.
Een heterogene reactie is een chemische reactie tussen twee of meer stoffen die zich in verschillende fasen bevinden. Treedt er een chemisch evenwicht op bij zo'n reactie, dan spreekt men van een heterogeen evenwicht.
Ook de reactie-energie kan eenvoudig berekend worden met als principe ΔE = Eeind - Ebegin en om de energie te berekenen Q = c · m · ΔT. Bijvoorbeeld: los 10 gram natriumhydroxide op in 100 mL water. Als al het natriumhydroxide is verdwenen, is de temperatuur van 20 °C naar 35 °C gestegen.
homogeen en heterogeen evenwicht. Stel dat alle stoffen die meedoen aan een evenwicht homogene stoffen zijn, dan noemen we ook het evenwicht een homogeen evenwicht. Elke stof die meedoet heeft een of andere concentratie (in geval van oplossingen en vloeistoffen) of druk (in geval van gassen).
Een endotherme reactie is een reactie waarbij energie nodig is om de reactie te laten verlopen. Er moet voortdurend energie worden toegevoerd, waardoor het eindniveau van energie hoger is dan het beginniveau. De reactie-energie van een endotherme reactie is positief.
Het oplosbaarheidsproduct is een evenwichtsconstante die specifiek is voor een bepaald zout. Het is het product van de activiteiten van de aanwezige ionen in een verzadigde oplossing van het zout. Voor een zout MaXb dat in water dissocieert in a ionen Mb+ en b ionen Xa-, volgens: MaXb → aMb+ + bX.