Scheikunde samenvatting
§1
Omkeerbare reacties:
- De beginstoffen worden reactieproducten en uit de reactieproducten worden
beginstoffen gevormd.
- De reactie kan 2 kanten op verlopen.
- Bv: 2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) en ook 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)
dit is een ontleding van water reactie verloopt alleen als voortdurend
elektrische energie wordt toegevoerd (endotherm) als elektrische energie stopt
stopt de reactie het mengsel van waterstof en zuurstof => knalgas explosief
met een vonkje (act.energie) verbrandt het waterstof ontstaat weer water.
- Verdampen en condenseren
- Niet omkeerbare reacties: - het bakken van cake – verbrandingsreacties van
koolwaterstoffen.
Aflopende reacties:
- Reacties die net zo lang door gaan totdat 1 v.d. beginstoffen op is.
- Bv: verbranding van aardgas
Evenwichtsreacties:
- Bij relatief hoge temp is de ontleding van water een aflopende reactie net als bij een
relatief lage temp bij de verbranding van waterstof.
Daartussen in kunnen beide plaats vinden als omstandigheden niet
veranderen -> beide reactief in evenwicht.
- De heen- en weergaande reactie verlopen even snel (reactiesnelheid is gelijk) op
macroniveau zie je niks en de concentraties blijven hetzelfde => chemisch evenwicht.
- Zet -><- i.p.v. een .
- Beginstoffen raken niet op omkeerbare reacties.
- Als er omstandigheden zijn kan het een aflopende reactie worden
§2
Concentratie breuk:
- Drukt de verhouding uit tussen de concentraties van de begin- en reactieproducten.
- Concentratiebreuk Q => m A (g) + n B (g) -><- q C (g) + r D (g)
[ C ]q [ D ] r
Q= m n
[ A ] [ B]
als Q groter dan 1 => evenwicht ligt rechts
als Q kleiner dan 1 -=> evenwicht ligt links
- Is alleen voor gassen en opgeloste deeltjes niet voor vaste stoffen -> hebben geen
concentratie -> in de concentratiebreuk moet je ze vervangen door 1 -> dit geldt ook
voor oplosmiddelen.
Evenwichtsvoorwaarde:
- Als bij bepaalde temp een chemisch evenwicht bereikt is ingesteld veranderen de
concentraties niet meer concentratiebreuk Q heeft constante waarde bereikt =>
evenwichtsconstante K -> waarde van K verandert alleen als temp verandert. => Bi 51
, - Tijdens het instellen van een evenwicht verandert de concentratiebreuk -> als Q = K is
er evenwicht => heet: evenwichtsvoorwaarde.
- De 3 mogelijkheden met hun voorwaarden:
Q = K het reactiemengsel is in evenwicht.
Q > K geen evenwicht -> om Q kleiner te maken => de concentraties van de
teller moeten afnemen/ de concentraties van de stoffen rechts van de pijlen
moeten afnemen en links toenemen.
Q < K geen evenwicht -> om Q groter te maken -> concentraties v.d. teller
moeten toenemen -> ook de concentraties links moeten afnemen en links
toenemen.
Ligging van het evenwicht:
- Heeft te maken met grootte van K.
- Als K>>1 => evenwicht sterk rechts
- Als K<<1 => evenwicht sterk links
Bij het instellen van een evenwicht veranderen de concentraties v.d. deeltjes voor en na de
pijlen -> degene met de meeste concentratie begint en neemt af ->
En andersom ->
Als het evenwicht is gevonden is de lijn constant.
Grafiek (reactiesnelheid):
- Beginstof begint hoog en reactieproduct is 0.
- Reactiesnelheid van beginstof daalt, want concentratie neemt af -> ondertussen
neemt die van het reactieproduct toe -> dit gaat door totdat de reactiesnelheden
even groot zijn => evenwicht.
- Nadat het evenwicht is gevonden -> geen verandering meer in concentraties.
- De tijd die ervoor nodig is totdat er een evenwicht is bereikt -> insteltijd t i van het
evenwicht.
Evenwichtsconstante van een evenwicht berekenen:
1. Stel reactievergelijking op
[ C ]q [ D ] r
2. Maak de evenwichtsvoorwaarde (K = m n )
[ A ] [ B]
mol
3. Reken de beginconcentraties uit ( ) voor mol L-1.
volume
4. Pas het getal aan (bv %) en kijk dan naar de molverh. voor de concentratie van het
product.
5. Maak een tabel en bereken de evenwichtsconcentratie
Concentratie Beginstof A Beginstof B Product C Product D
-1
(mol L )
I begin Stap 3 Stap 3 Stap 3 Stap 3
II omgezet Stap 4 Stap 4 Stap 4 Stap 4
III evenwicht … … … …
Bereken dan III door II van I af te halen voor de beginstoffen. Voor de producten
optellen.
§1
Omkeerbare reacties:
- De beginstoffen worden reactieproducten en uit de reactieproducten worden
beginstoffen gevormd.
- De reactie kan 2 kanten op verlopen.
- Bv: 2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) en ook 2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)
dit is een ontleding van water reactie verloopt alleen als voortdurend
elektrische energie wordt toegevoerd (endotherm) als elektrische energie stopt
stopt de reactie het mengsel van waterstof en zuurstof => knalgas explosief
met een vonkje (act.energie) verbrandt het waterstof ontstaat weer water.
- Verdampen en condenseren
- Niet omkeerbare reacties: - het bakken van cake – verbrandingsreacties van
koolwaterstoffen.
Aflopende reacties:
- Reacties die net zo lang door gaan totdat 1 v.d. beginstoffen op is.
- Bv: verbranding van aardgas
Evenwichtsreacties:
- Bij relatief hoge temp is de ontleding van water een aflopende reactie net als bij een
relatief lage temp bij de verbranding van waterstof.
Daartussen in kunnen beide plaats vinden als omstandigheden niet
veranderen -> beide reactief in evenwicht.
- De heen- en weergaande reactie verlopen even snel (reactiesnelheid is gelijk) op
macroniveau zie je niks en de concentraties blijven hetzelfde => chemisch evenwicht.
- Zet -><- i.p.v. een .
- Beginstoffen raken niet op omkeerbare reacties.
- Als er omstandigheden zijn kan het een aflopende reactie worden
§2
Concentratie breuk:
- Drukt de verhouding uit tussen de concentraties van de begin- en reactieproducten.
- Concentratiebreuk Q => m A (g) + n B (g) -><- q C (g) + r D (g)
[ C ]q [ D ] r
Q= m n
[ A ] [ B]
als Q groter dan 1 => evenwicht ligt rechts
als Q kleiner dan 1 -=> evenwicht ligt links
- Is alleen voor gassen en opgeloste deeltjes niet voor vaste stoffen -> hebben geen
concentratie -> in de concentratiebreuk moet je ze vervangen door 1 -> dit geldt ook
voor oplosmiddelen.
Evenwichtsvoorwaarde:
- Als bij bepaalde temp een chemisch evenwicht bereikt is ingesteld veranderen de
concentraties niet meer concentratiebreuk Q heeft constante waarde bereikt =>
evenwichtsconstante K -> waarde van K verandert alleen als temp verandert. => Bi 51
, - Tijdens het instellen van een evenwicht verandert de concentratiebreuk -> als Q = K is
er evenwicht => heet: evenwichtsvoorwaarde.
- De 3 mogelijkheden met hun voorwaarden:
Q = K het reactiemengsel is in evenwicht.
Q > K geen evenwicht -> om Q kleiner te maken => de concentraties van de
teller moeten afnemen/ de concentraties van de stoffen rechts van de pijlen
moeten afnemen en links toenemen.
Q < K geen evenwicht -> om Q groter te maken -> concentraties v.d. teller
moeten toenemen -> ook de concentraties links moeten afnemen en links
toenemen.
Ligging van het evenwicht:
- Heeft te maken met grootte van K.
- Als K>>1 => evenwicht sterk rechts
- Als K<<1 => evenwicht sterk links
Bij het instellen van een evenwicht veranderen de concentraties v.d. deeltjes voor en na de
pijlen -> degene met de meeste concentratie begint en neemt af ->
En andersom ->
Als het evenwicht is gevonden is de lijn constant.
Grafiek (reactiesnelheid):
- Beginstof begint hoog en reactieproduct is 0.
- Reactiesnelheid van beginstof daalt, want concentratie neemt af -> ondertussen
neemt die van het reactieproduct toe -> dit gaat door totdat de reactiesnelheden
even groot zijn => evenwicht.
- Nadat het evenwicht is gevonden -> geen verandering meer in concentraties.
- De tijd die ervoor nodig is totdat er een evenwicht is bereikt -> insteltijd t i van het
evenwicht.
Evenwichtsconstante van een evenwicht berekenen:
1. Stel reactievergelijking op
[ C ]q [ D ] r
2. Maak de evenwichtsvoorwaarde (K = m n )
[ A ] [ B]
mol
3. Reken de beginconcentraties uit ( ) voor mol L-1.
volume
4. Pas het getal aan (bv %) en kijk dan naar de molverh. voor de concentratie van het
product.
5. Maak een tabel en bereken de evenwichtsconcentratie
Concentratie Beginstof A Beginstof B Product C Product D
-1
(mol L )
I begin Stap 3 Stap 3 Stap 3 Stap 3
II omgezet Stap 4 Stap 4 Stap 4 Stap 4
III evenwicht … … … …
Bereken dan III door II van I af te halen voor de beginstoffen. Voor de producten
optellen.
