nds:Chemisch Reaktschonen Een chemische reactie is een proces dat plaatsvindt in een chemische stof of een mengsel van chemische stoffen, en waarbij bestaande chemische bindingen worden verbroken en/of nieuwe chemische bindingen worden gemaakt. Het mengsel van uitgangsstoffen en producten van een reactie heet de reactanten.
Een voorbeeld is de reactie tussen Waterstof en Jood:
- H-H + I-I => 2 H-I
Bij deze reactie worden de chemische binding tussen de 2 waterstofatomen en de chemische binding tussen de 2 joodatomen verbroken, en 2 nieuwe chemische bindingen gemaakt elk tussen een waterstof- en een joodatoom. Omdat bij de vorming van de twee nieuwe bindingen meer energie vrijkomt dan het kost om de twee oude chemische bindingen te verbreken, komt er bij deze reactie netto energie vrij (de reactie is exotherm). Voor reacties die zoals deze vanzelf verlopen geldt vaak dat er energie vrijkomt. Het is echter ook mogelijk om een reactie te laten verlopen die energie kost: zo'n reactie heet endotherm. Volgens de wetten van de thermodynamica kan dat alleen als de reactie zoveel extra entropie oplevert dat de vrije energie wel naar beneden gaat (dat kan bijvoorbeeld als een van de producten een gas is). Reacties kunnen heel langzaam verlopen, zoals bijvoorbeeld het roesten van een auto, maar ook heel snel zoals bijvoorbeeld de explosie van een staaf dynamiet. De reactiesnelheid is afhankelijk van de activeringsenergie en de temperatuur. Voor veel reacties geldt dat ze bij 10°C hogere temperatuur 2-3 keer zo snel verlopen. Als een reactie bij kamertemperatuur erg langzaam verloopt (bijvoorbeeld het roesten van de auto, maar ook de reactie van dynamiet verloopt bij kamertemperatuur erg langzaam) heeft hij een hoge activeringsenergie: er is veel energie nodig om de stoffen die reageren in de juiste positie te brengen voor de reactie (de overgangssituatie).
Chemisch evenwicht
Vrijwel geen enkele reactie loopt slechts in één richting; ook de teruggaande reactie is heel vaak mogelijk. In zo'n geval spreekt men van een chemisch evenwicht. Als de teruggaande reactie te verwaarlozen is spreekt men van een aflopende reactie.
In een situatie van chemisch evenwicht zijn er (macroscopisch gezien) altijd nog uitgangsstoffen over die niet in producten worden omgezet. Microscopisch gezien worden de vooruitgaande en de achteruitgaande reactie in de evenwichtssituatie precies even vaak doorlopen. Dat wil zeggen dat als de vooruitgaande reactie bijvoorbeeld 9 keer zo snel verloopt als de teruggaande reactie, dat op elk gekozen moment 90% van de reactanten aanwezig is in de vorm van product, en 10% in de vorm van de uitgangsstoffen. De ligging van het evenwicht wordt dus bepaald door de verhouding van de snelheden van de vooruitgaande en teruggaande reacties. Deze verhouding wordt bepaald door de temperatuur en het verschil in vrije energie van de uitgangsstoffen en de producten. Voor een eenvoudige reactie is dit verschil gelijk aan het verschil in activeringsenergie van de heen- en teruglopende reacties.
Kinetiek
De ligging van een chemisch evenwicht en daarmee de verhouding van de heen- en terugreacties vastligt door de waarde van thermodynamische grootheden van de producten en reactanten. Bij een aflopende reactie echter, dwz ver weg uit de evenwichtssituatie, kan de reactiesnelheid niet daaruit voorspeld worden maar hangt sterk af van het chemische pad waarlangs de reactie kan plaatshebben. Dit pad kan beinvloed worden door uitwendige factoren, bijvoorbeeld de aanwezigheid van een katalysator. De studie van de reactiekinetiek is daarom een apart vakgebied binnen de fysische chemie.
