Verdelingsevenwicht van Jood

Datum:  Augustus 2015

Inleiding:

Een typisch proefje dat men in de schoolboeken kan vinden.

Principe:

Het verdelingsevenwicht van Jood over wasbenzine en water.

Materiaal:

       Reageerbuis met stop

       Jood (I2)

       Wasbenzine

       Water

Uitvoering:

       Giet enkele ml water in de reageerbuis

       Giet enkele ml wasbenzine in de reageerbuis

       Voeg met een spatel enkele korrels jood toe

       Plaats de stop op de buis en schud

       Zet de buis neer en observeer

Resultaten:

Discussie:

Het jood komt in contact met twee oplosmiddelen water (polair) en wasbenzine (apolair) en verdeelt zich over beide, waarbij men kan zien dat het grootste gedeelte van het jood zich in de wasbenzinefase bevindt. De lichte bruinvorming van de waterfase die men kan waarnemen geeft aan dat er een klein beetje jood in de waterfase opgelost zit.

Als reactievergelijking:

I2 (aq) <=> I2 (wb)

Waarvoor men evenwichtsvoorwaarde op kan stellen:

Kv = evenwichtsconstante

De verdelingsconstante van jood over wasbenzine en water heeft de waarde 2.34 x 102.

Men kan dan de hoeveelheden jood in de water fase en in de wasbenzine fase berekenen.
Als voorbeeld:

Totale hoeveelheid jood: 0.1 mol/l = 0.1 M
De hoeveelheid jood in water = x mol/l
De hoeveelheid jood in wasbenzine = 0.1 x mol/l
Invullen in de formule:

==> 0.1/x 1 = 234 ==> 0.1/x = 235 ==> x = 0.1/235 ==> x = 4.3 x 10 -4 mol/l

Hetgeen dus de waarneming bevestigd dat maar een zeer klein deel van de jood zich in de waterfase bevindt.

Conclusie:

Het jood verdeelt zich over zowel de water als de wasbenzine fase waarbij het grootste deel van het jood zich naar de wasbenzinefase verplaatst.

Men spreekt hier over een verdelingsevenwicht waarbij een opgeloste (vaste) stof zich verdeelt over twee oplosmiddelen (die niet mengen) in een vaste verhouding.

Opmerkingen:

  Wb = wasbenzine; Aq = aquous, water

Literatuur:

  Chemie vwo bovenbouw Scheikunde 1 deel 2; 5de druk; Wolters Noordhoff; ISBN 9001187293; p 35,36.

Relevante websites:

   Jood (Wikipedia)

   Evenwicht - Wikipedia

   Chemisch evenwicht - Wikipedia

Achtergrondinformatie:

Er zijn verschillende soorten evenwichten bekend:

   Statisch evenwicht:
Binnen een statisch evenwicht veranderd het systeem niet. Een voorbeeld is een krachtenevenwicht.

   Dynamisch evenwicht:
Binnen het dynamische evenwicht is er continue verandering. Dat is echter vaak niet waarneembaar omdat de snelheden waarmee deze veranderingen plaatsvinden dermate groot kunnen zijn dat deze moeilijk waarneembaar zijn.

Binnen de dynamische evenwichten maakt men onderscheid tussen:

   Homogeen evenwicht:
Alle stoffen die bij de reactie betrokken zijn hebben dezelfde fase.

   Heterogeen evenwicht:
De stoffen die bij de reactie betrokken zijn bevinden zich in verschillende fases.

   Verdelingsevenwicht:
Een opgeloste (vaste) stof verdeelt zich over twee (niet mengbare) oplosmiddelen in een vaste verhouding.

 


07/06/2016