14.6
Dynamisch evenwicht
Een omkeerbare chemische reactie vertegenwoordigt een chemisch proces dat zowel in voorwaartse (van links naar rechts) als in omgekeerde richting (van…
Een omkeerbare chemische reactie is een reactie waarbij de omzetting van reactanten in producten en de omzetting van producten terug in reactanten gelijktijdig plaatsvinden. Een dubbele pijl tussen de reactanten en producten duidt op de omkeerbare aard ervan. Wanneer de snelheid van vorming van producten, of de snelheid van de voorwaartse reactie, gelijk is aan de snelheid van vorming van reactanten, of de snelheid van de omgekeerde reactie, wordt een chemisch evenwicht bereikt.
Chemisch evenwicht is in feite een dynamisch proces. Van buitenaf lijkt het hele systeem statisch, maar op moleculair niveau is het zeer actief. Denk aan de thermische ontleding van fosforpentachloride.
Bij verhitting in een gesloten container ontleedt gasvormig fosforpentachloride in een omkeerbare reactie in een mengsel van fosfortrichloride en chloorgas. Naarmate de reactie vordert, neemt de concentratie van fosforpentachloride af, terwijl fosfortrichloride en chloorgas toenemen. Als resultaat neemt de snelheid van de voorwaartse reactie af en die van de omgekeerde reactie toe.
Uiteindelijk worden de snelheden van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk en bereikt het systeem een chemisch evenwicht. In deze toestand veranderen de relatieve concentraties van fosforpentachloride, fosfortrichloride en chloor niet meer. Zo'n evenwichtstoestand wordt ook wel dynamisch evenwicht genoemd, omdat zowel de voorwaartse als de omgekeerde reacties blijven plaatsvinden, maar met dezelfde snelheid.
Omdat de reactanten en producten met dezelfde snelheden worden gevormd als ze worden verbruikt, blijven hun concentraties constant, hoewel niet noodzakelijk gelijk. Een chemisch evenwicht is homogeen als alle reactanten en producten in een gegeven omkeerbare reactie zich in dezelfde fase bevinden:gasvormig of waterig. In een heterogeen evenwicht bestaan reactanten en producten in verschillende fasen.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: What is a reversible chemical reaction?
A reversible chemical reaction is a process in which reactants convert to products and products simultaneously convert back to reactants. The double arrow notation signifies this reversible nature. In the thermal decomposition of phosphorus pentachloride, for example, gaseous PCl₅ decomposes into PCl₃ and Cl₂ while these products recombine to reform PCl₅, demonstrating how both forward and reverse reactions occur simultaneously.
Q2: How does chemical equilibrium become dynamic?
Chemical equilibrium is dynamic because both forward and reverse reactions continue occurring at equal rates. Although the system appears static from outside, molecular-level activity remains high. When the rate of product formation equals the rate of reactant formation, concentrations stabilize. Reactants and products form and are consumed simultaneously, maintaining constant but not necessarily equal concentrations.
Q3: Why do forward and reverse reaction rates eventually become equal?
As a reversible reaction proceeds, reactant concentration decreases, slowing the forward reaction rate. Simultaneously, product concentration increases, accelerating the reverse reaction rate. This continues until both rates match, achieving equilibrium. At this point, the rate of NO₂ formation equals its consumption rate, and N₂O₄ formation equals its consumption rate, stabilizing all concentrations.
Q4: What is the difference between homogeneous and heterogeneous equilibria?
A homogeneous equilibrium occurs when all reactants and products exist in the same phase—either gaseous or aqueous. A heterogeneous equilibrium involves reactants and products in two or more different phases. For example, the decomposition of N₂O₄ gas to NO₂ gas is homogeneous, while reactions involving solids and gases represent heterogeneous equilibria.
Q5: Why do concentrations remain constant at equilibrium?
At equilibrium, concentrations remain constant because reactants and products form at the same rates they are consumed. The forward reaction rate equals the reverse reaction rate, creating a balance. Although individual molecules continue reacting, the overall composition of the system does not change, making equilibrium a dynamic steady state rather than a static condition.
Q6: How does the concentration of reactants change during the approach to equilibrium?
Initially, reactant concentration is finite while product concentration is zero, so the forward reaction proceeds at a finite rate. As the reaction progresses, reactant concentration decreases while product concentration increases. This changing concentration affects reaction rates: the decreasing reactant concentration slows the forward reaction, while increasing product concentration speeds the reverse reaction until equilibrium is reached.
Q7: What happens to reaction rates when a system reaches equilibrium?
When a system reaches equilibrium, the forward and reverse reaction rates become equal. Although both reactions continue occurring, they proceed at identical rates, so no net change in concentrations occurs. This equal-rate condition defines the equilibrium state and explains why equilibrium concentrations from initial concentrations can be predicted using equilibrium expressions and constants.