Zijn alle chemische reacties evenwichtsreacties? Wanneer noemt men een reactie: onomkeerbaar?

Lisa, 52 jaar
13 december 2021

Zijn alle chemische reacties evenwichtsreacties? Een evenwichtsreactie is een reactie waarbij de reactiesnelheden van de beide deelreacties even groot is. Zijn er eigenlijk wel onomkeerbare reacties? Of ligt het evenwicht daarbij zo sterk naar rechts dat we het onomkeerbaar noemen maar het eigenlijk wel een evenwichtsreactie is?
Discussie tussen twee wetenschappers:
De ene stelt dat er wel degelijk onomkeerbare reacties zijn, waarbij op moleculair niveau wel botsingen gebeuren, maar dat niet resulteert in een reactie. De andere stelt dat echt alle reacties evenwichtsreacties zijn, maar dan wel met een uitgesproken evenwicht naar rechts... Uiteraard noemt men een reactie aflopend indien één van de ontstane producten niet meer beschikbaar is om te reageren (neerslag, gas…), maar gebeurt er echt niets meer in een gesloten ruimte?

Antwoord

Beste Lisa,

Heel leuke vraag! 

Ik begrijp waarom er twee standpunten zijn. Je kan naar een chemische reactie kijken door de "ogen" van de thermodynamica en door de "ogen" van de chemische kinetica.

Als we naar de thermodynamica kijken dan is het de verandering van vrije energie (Delta G) die ons vertelt of een reactie aflopend is of niet: met andere woorden waar ligt het chemisch evenwicht. Is Delta G sterk negatief dan zal de reactie aflopend zijn naar de productzijde, is Delta G sterk positief dan gaat de reactie niet op en ligt het evenwicht naar de reagenszijde. Delta G staat dus in verband met de evenwichtsconstante K waarin de evenwichtsconcentraties van producten en reagerende stoffen vervat zitten. De thermodynamica kijkt dus naar de evenwichtsconcentraties van de betrokken producten in het reactievolume.

Maar... 

Een sterk negatieve Delta G wil nog niet zeggen dat een reactie ook effectief plaatsvindt. Een leuk voorbeeld is het verbranden van hout: een reactie tussen cellulose en zuurstofgas. Houten stoelen zullen bij kamertemperatuur niet spontaan ontbranden: er is energie nodig om de reactie te starten: de activeringsenergie. Dit vormt een deelaspect van de botsingstheorie waarbij een botsing tussen reagerende stoffen ook voldoende energie moet hebben. In voorbeeld van hout zou je de verbranding kunnen starten door een brandende fakkel voldoende lang onder de stoel te leggen. Eens de reactie gestart is, zal de vrije energie die vrijkomt (Delta G) wel gebruikt kunnen worden om de reactie in stand te houden, maar zonder die initiële investering gebeurt er niets in dit voorbeeld.

Ik zie mezelf dus eerder in het kamp van de botsingstheorie waarbij een reactie maar kan doorgaan als de reagerende moleculen op de juiste manier botsen én bovendien voldoende energie bezitten om chemische bindingen te breken. Want daarmee begint het uiteindelijk: om een nieuwe binding te vormen, moet een andere binding eerst voldoende gedestabiliseerd worden. De activeringsenergie bepaalt de snelheidsconstanten van een reactie (in een bepaalde richting). De omgekeerde reactie heeft zijn eigen activeringsenergie en dus ook zijn eigen snelheidsconstante.

Gezien een reactie maar kan starten als de activeringsenergie aanwezig is, durf ik te stellen dat op moleculair vlak de thermodynamica volgt uit de kinetica. Maar nu is het wel zo dat de verhouding tussen de snelheidsconstanten van de voorwaartse en de omgekeerde reactie gelijk is aan de evenwichtsconstante. En dan zitten we weer in de arena van de thermodynamica. 

De kip of het ei, de thermodynamica of de kinetica... Gelukkig hoeft het geen probleem te zijn en gebruiken we het model dat het best past bij de vraag die we proberen op te lossen. Net zoals je voor een omelet eieren gebruikt en geen volledige kip. ;-) 

Reacties op dit antwoord

Er zijn nog geen reacties op deze vraag.

Enkel de vraagsteller en de wetenschapper kunnen reageren op een antwoord.

Beantwoord door

prof. dr. Geert-Jan Graulus

(Bio)chemie Eiwitgebaseerde materialen Weefselregeneratie biosensoren

Universiteit Hasselt
Agoralaan Universitaire Campus-gebouw D BE-3590 Diepenbeek
http://www.uhasselt.be/

Zoek andere vragen

© 2008-2022
Ik heb een vraag wordt gecoördineerd door EOS vzw