Chemisch evenwicht is een idee dat het gedrag van chemische reacties in de tijd beschrijft. In reacties die klaar zijn met reageren en een evenwicht hebben bereikt, veranderen de concentraties van de reactant en de productchemicaliën niet. Een voorbeeld van een evenwichtsreactie is als volgt:
In het bovenstaande voorbeeld geeft de dubbele pijl aan dat de reactie een evenwichtsreactie is. Dit betekent dat de voorwaartse reactie en de achterwaartse reactie kunnen plaatsvinden, meestal door een kleine enthalpieverandering in elke reactie. De hoeveelheid productchemicaliën ten opzichte van de reactantchemicaliën blijft dus een vaste waarde, en zo’n verhouding wordt de evenwichtsconstante (Kc) genoemd.
EvenwichtsconstanteEdit
De evenwichtsconstante is een verhouding tussen de concentratie van de producten verheven tot de betreffende machten en de concentratie van de reactanten verheven tot de betreffende machten. In bovenstaand voorbeeld is de evenwichtsconstante als volgt:
K c = k b k f = { S } σ { T } τ { A } α { B } β {Displaystyle K_{c}={\frac {k_{b}}{k_{f}}={\frac {{S\}^{\sigma }{T}^{\tau }}{{A\}^{\alpha }{B\}^{\beta }}}}
Voor sommige reacties is de evenwichtsconstante erg groot, in welk geval bijna alle reagerende stof wordt omgezet in producten, zoals bij het verbranden van papier. Bij andere reacties is de evenwichtsconstante heel klein, waardoor er heel weinig producten ontstaan. Als de evenwichtsconstante dicht bij 1 ligt, wordt bij een evenwicht een mengsel van zowel producten als reactanten verwacht.
Als chemici het over evenwichtsconstanten hebben, noemen ze reacties met grote K-waarden gunstig en reacties met kleine K-waarden ongunstig. Het is echter belangrijk op te merken dat deze termen geen uitspraken zijn over de waarde of het nut van een bepaalde chemische reactie. In feite zijn sommige zeer belangrijke reacties in feite “ongunstig”; een voorbeeld hiervan is de synthese van ammoniak uit stikstof en waterstofgas (Haber-proces), die een vrij kleine evenwichtsconstante heeft.
Inzicht in de werking van chemische evenwichten is belangrijk omdat het helpt te begrijpen hoe een reactie verloopt. Het stelt scheikundigen in staat te berekenen hoeveel producten er uit een reactie gevormd zullen worden.
Het principe van Le ChatelierEdit
Het concept van het principe van Le Chatelier is belangrijk bij het voorspellen hoe een evenwicht zal veranderen als verschillende factoren in een systeem worden veranderd. Bijvoorbeeld, met behulp van het principe van Le Chatelier, zijn we in staat om te voorspellen hoe de positie van het evenwicht zal veranderen wanneer de concentratie van een bepaalde reagens / product is veranderd, omdat het systeem zal proberen om de verandering tegen te gaan door ofwel de voorwaartse of de achterwaartse reactie te bevoordelenEen uitzondering op deze regel is wanneer een externe energiebron de reactie dwingt om in de tegenovergestelde richting te verlopen, zoals wanneer een batterij wordt opgeladen. Kennis van de evenwichtsconstante van een reactie helpt je ook om de energiestroom te begrijpen die tijdens de reactie optreedt (thermodynamica).
Het Wiktionarium voor eenvoudig Engels heeft een definitie voor: evenwicht.