Een reversibele reaktie bestaat dus feitelijk uit twee reakties. Die twee reakties worden samengesteld tot één. In de reaktievergelijking gaan de 2 pijlen van de twee reakties twee kanten op.
Verder mag je in het algemeen verwachten dat aan één kant van de pijlen de sterkere stoffen staan en aan de andere kant zwakkere.
Zoals het woord al suggereert: de sterkere stoffen hebben een sterkere neiging tot reageren dan de zwakkere.
En stoffen die reageren zullen voor een groot deel verdwijnen, terwijl de zwakke juist gevormd worden.
Heel bijzonder dus, speciaal voor chemische evenwichten geldt:
De sterken reageren ten gunste van de zwakken
En dat doen ze spontaan.
De zwakke stoffen reageren ook wel (terug), maar met weinig kracht en weinig rendement. Alleen met externe dwang kunnen zwakke stoffen gedwongen worden tot meer volledig reageren. Als dat gedaan wordt is er geen sprake meer van een spontane reaktie.
In module 9 bespraken we al een stukje thermodynamica van reakties in het algemeen en ook het begrip "spontaan".
Stel je het volgende chemische systeem voor: N2 + 3H2
2NH3 (ΔH < 0 e ΔS < 0)
Denk vervolgens aan die formule: ΔG = ΔH - TΔS
De heenreaktie is exotherm (ΔH < 0) en dat garandeert een zekere spontaniteit van de reactie naar rechts.
Echter, aan de andere kant: de terugreaktie houdt toename van de entropie in (het aantal deeltjes neemt toe, verdubbelt in het voorbeeld, en dus de mate van wanorde wordt groter bij reaktie van rechts naar links en dat garandeert ook een zekere spontaniteit.
Dus in het voorbeeld hebben beide reakties, de heen- en de terug-, een zekere sponaniteit om verschillende redenen.
In de formule ΔG = ΔH - TΔS, toegepast voor de heenreaktie, heeft zowel ΔH als ΔS een negatieve waarde.
Wiskundig gezien betekent dit dat ΔH de waarde van ΔG negatiever maakt, terwijl de term -TΔS de waarde van ΔG positiever zal maken.
Het kan dus voorkomen dat de twee termen (ΔH= TΔS) gelijk blijken te zijn.
We raken hier aan een thermodynamisch geheim:
- Op het moment dat de waarde van ΔG gelijk wordt aan 0, wordt het chemisch evenwicht bereikt.
- Als ΔG > 0 , dus als de vrije energie van het systeem toeneemt, domineert de terugreaktie (verplaatsing van het evenwicht naar links).
- Als ΔG < 0 , dus als de vrije energie van het systeem afneemt, domineert de heenreaktie (verplaatsing van het evenwicht naar rechts).
Je ziet: wil je het scheikundig evenwicht goed begrijpen dan moet je het begrip "entropie" kennen.