Evenwichten bij oplossen van zouten

Evenwichten
Tot nu toe hebben we het altijd over
chemische reacties gehad als een niet
omkeerbaar proces.
Maar er zijn ook chemische reacties
die een omkeerbaar proces zijn  dit
noemen we
chemische evenwichten.
mlavd@BCEC
1
Evenwichten
Bij chemische evenwichten reageren
de beginstoffen tot eindproducten en
deze kunnen dan tegelijkertijd weer
terugreageren naar de beginstoffen
mlavd@BCEC
2
Evenwichten
Dit wordt in de reactievergelijking
aangegeven met een dubbele pijl
A + B  C+ D
A+BC+D
A+BC+D
mlavd@BCEC
3
Evenwichten
Deze evenwichten spelen ook in ons dagelijks leven een
belangrijke rol zonder dat we dat in de gaten hebben
(behalve als het niet helemaal jofel verloopt)
mlavd@BCEC
4
Evenwichten
Volledige
verbranding
Onvolledige
verbranding
mlavd@BCEC
5
Evenwichten
Beide reactie samengevat: 2 Fe2+ + I2  2 Fe3+ + 2 Imlavd@BCEC
6
Evenwichten
Verkleuring  I2
Verkleuring  Fe2+
Neerslag  I-
Verkleuring  Fe3+
Een kenmerk van een evenwicht is dat er altijd
beginstoffen en eindproducten tegelijkertijd in
het reactiemengsel aanwezig zijn.
mlavd@BCEC
7
Evenwichten
Elk evenwicht streeft naar het bereiken van een toestand waarin
de verhouding tussen de concentraties van beginstoffen en de
eindproducten constant is.
Deze verhouding tussen de concentraties van beginstoffen en de
eindproducten noemen we de evenwichtsconstante = Kev
mlavd@BCEC
8
Evenwichten
mlavd@BCEC
9
Evenwichten
Elk evenwicht streeft naar het bereiken van een toestand waarin de verhouding
tussen de concentraties van beginstoffen en de eindproducten constant is.
mlavd@BCEC
10
Evenwichten
Elk evenwicht streeft naar het bereiken
van een toestand waarin de verhouding
tussen de concentraties van beginstoffen
en de eindproducten constant is.
Als een systeem in evenwicht is blijven
alle concentraties constant en is de
reactiesnelheid van begin  eind en de
reactiesnelheid van eind  begin gelijk
mlavd@BCEC
11
Evenwichten
Deze verhouding tussen de concentraties van beginstoffen
en de eindproducten noemen we
de evenwichtsconstante = Kev
Reactie: p A +q
BxC+yD
Kev = [C]x*[D]y
[A]p*[B]q
mlavd@BCEC
12
Evenwichten
De evenwichtsconstante = onafhankelijk
van de concentraties van de beginstoffen
of het
volume waarin de reactie plaats heeft.
mlavd@BCEC
13
Evenwichten
In een vat van 2,0 L wordt 42 gram stikstof en 10 gram
waterstof gedaan. In een evenwichtsreactie wordt 25,5 gram
ammoniak gevormd.
a) Geef de evenwichtsvergelijking
b) Geef de evenwichtsvoorwaarde K
c) Bereken hoeveel mol stokstof en waterstof in het
evenwichtsmengsel aanwezig zijn
d) Bereken de Kev
mlavd@BCEC
14
Evenwichten
a) Geef de evenwichtsvergelijking
b) Geef de evenwichtsvoorwaarde K
c) Bereken hoeveel mol stokstof en waterstof in het evenwichtsmengsel aanwezig zijn
d) Bereken de Kev
a) N2 + 3 H2  2 NH3
b) Kev = [NH3]2/([N2]*[H2]3)
c)
N2
+ 3 H2  2 NH3
Tbegin 1,5
Reactie -1/2*1,5
Tevenwicht 0,75
5,0
0,0
–3/2*1,5
+1,5
2,75
1,5
mlavd@BCEC
+
15
Evenwichten
d) Bereken de Kev
c)
N2
+ 3 H2  2 NH3
Tevenwicht 0,75 mol 2,75 mol
d) Kev = [NH3]2/([N2]*[H2]3)
1,5 mol
V = 2 L  [NH3] = 0,75M
[N2] = 0,375 M
[H2] = 1,375 M
 Kev = 0,752/(0,375*1,3753)= 0,58
mlavd@BCEC
16
Evenwichten
Bereken hoeveel gram N2O4 gevormd wordt en hoeveel gram
NO2 overblijft als je 2,00 gram NO2 in een vat van 2 L brengt.
Stel de Kev = 222
Stap 1:
[ ]begin
2 NO2
0,0435/2

N2O4
0,00
Stap 2:
reactie
-x
+ 0,5x
Stap 3:
[ ]eind
0,0218 - x
0,5x
Stap 4: Kev = [N2O4]/[NO2]2 = 0,5x/(0,0218-x)2 = 222
mlavd@BCEC
17
Evenwichten
Bereken hoeveel gram N2O4 gevormd en hoeveel gram NO2
overblijft wordt als je 2,00 gram NO2 in een vat van 2,00 L
brengt. Stel de Kev = 222
Stap 4: Kev = [N2O4]/[NO2]2 = 0,5x/(0,0218-x)2 = 222
 x = 0,0158
[N2O4] = 0,5x = 0,0079 M  met 2,00 L 0,0158 mol
 0,0158 mol * 92 g/mol = 1,45 gram N2O4
[NO2] = 0,0218-x = 0,00600 M  met 2,00 L 0,0120 mol
 0,552 gram NO2
Sneller is natuurlij`k: 2,00 – 1,45 = 0,55 gram NO2
mlavd@BCEC
18
Evenwichtsverschuivingen
Bij verandering van de concentratie van een van de stoffen
reageert het evenwicht zodat de ‘verstoring’ zo veel mogelijk
opgeheven wordt
mlavd@BCEC
19
Evenwichten
Bij verandering van het volume waarin de reactie plaatsvindt
reageert het evenwicht zo dat de verandering van de verhouding
in concentraties zoveel mogelijk te niet wordt gedaan en de Kev
weer zijn oude waarde krijgt
mlavd@BCEC
20
Evenwichten
Bij verandering van de concentratie van een van de stoffen,
door toevoegen/weghalen van een van de stoffen of door
volumeverandering, reageert het evenwicht dusdanig dat de
verhouding tussen beginstof en eindproduct weer constant
wordt.
Dit betekent dat een evenwicht elke verstoring zal
‘tegenwerken’ en gestreefd zal worden naar een herstelling van
de oorspronkelijke situatie
mlavd@BCEC
21
Evenwichten
Verandering van temperatuur
mlavd@BCEC
22
Evenwichten
Blijft de Kev constant bij een verandering van temperatuur ?
Oude situatie bij 298 K : Kev = 222
NEE
DUS!!!
Nieuwe situatie bij 343 K:
Kev = [N2O4]/[NO2]2 = 14*10-3/(37*10-3)2
= 10,23 = 10
mlavd@BCEC
23
Evenwichten
De Kev is dus afhankelijk van de temperatuur !!!!
Als de temperatuur stijgt zal het evenwicht
reageren naar de endotherme kant zodat er energie
weggaat.
Als de temperatuur daalt zal het evenwicht
reageren naar de exotherme kant zodat er energie
gevormd wordt.
mlavd@BCEC
24
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bij het oplossen van zouten ontstaat een evenwicht tussen het
nog op te lossen zout(s) en het al opgeloste zout(aq)
mlavd@BCEC
25
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bij het oplossen van zouten ontstaat een evenwicht tussen het
nog op te lossen zout(s) en het al opgeloste zout(aq)
mlavd@BCEC
26
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bij het oplossen van zouten ontstaat een evenwicht tussen het
nog op te lossen zout(s) en het al opgeloste zout(aq).
Goed oplosbare zouten: evenwicht ver naar rechts
 Kev = Ks >>> 1
Bij matig oplosbare zouten zal dit evenwicht naar links
 Kev = Ks < 1
Slecht oplosbare zouten: evenwicht ver naar links
 Kev = Ks <<< 1
mlavd@BCEC
27
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bij het oplossen van zouten ontstaat een evenwicht tussen het
nog op te lossen zout(s) en het al opgeloste zout(aq) .
[Ag+]*[Cl-] =
196
28 * 7 =
[Ag+]*[Cl-] =
14 * 14 = 196
mlavd@BCEC
[Ag+]*[Cl-] = 49 * 4 = 196
28
Evenwichten bij oplossen van
zouten: ionenproduct
[Ag+]*[Cl-] =
28 * 7 = 196
[Ag+]*[Cl-] =
14 * 14 = 196
[Ag+]*[Cl-] =
49 * 4 = 196
Conclusie:Het ionenproduct is bij het oplossen van zouten
constant. Dit noemen we het oplosbaarheidsproduct en dit
bepaalt hoeveel zout er maximaal op kan lossen per L water.
mlavd@BCEC
29
Evenwichten bij oplossen van
zouten
mlavd@BCEC
30
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bereken hoeveel gram neerslag ontstaat als 10,00 gram BaSO4 wordt
toegevoegd aan 2,000 L water
stap 1: BaSO4  Ba2+ + SO42- Ks = [Ba2+]*[SO42-]
stap 2: Ks = 1,1*10-10 (zie Binas) [Ba2+] = [SO42-] = 1,05*10-5 M
In 2 L  2,1*10-5 mol BaSO4 lost op
stap 3: Toegevoegd: 10 g/233,4 g/mol = 0,04284 mol en
in 2 L lost 2,1*10-5 mol BaSO4 op
neerslag 0,04284 - 2,1*10-5 = 0,04282 mol BaSO4
 0,04282 mol * 233,4 g/mol = 9,995 g BaSO4
mlavd@BCEC
31
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bereken hoeveel gram magnesiumhydroxide maximaal
oplost in 2,0 L water
stap 1: Mg(OH)2  Mg2+ + 2 OHx
x
2x
stap 2: Ks = [Mg2+]*[OH-]2 = 5,6*10-12 = x*(2x)2 4x3= 5,6*10-12
 x3 = 1,4*10-12  x = 1,119*10-4 M
stap 3: In 2 L  2,24*10-4 mol Mg(OH)2 lost op
 in 2 L lost 1,3*10-2 gram Mg(OH)2 op
mlavd@BCEC
32
Evenwichten bij oplossen van
zouten
Bereken de pH van de oplossing als 2,00 gram ijzer(II)hydroxide
wordt toegevoegd aan 1,20 L water
stap 1: Fe(OH)2  Fe2+ + 2 OHx
x
2x
stap 2: Ks = [Fe2+]*[OH-]2 = 4,9*10-17 = x*(2x)2 4x3= 4,9*10-17
 x3 = 1,225*10-17  x = 2,31*10-6 M
 [OH-] = 4,61*10-6 M
stap 3: [OH-] = 4,61*10-6 M  pOH = 5,64
 pH = 14 –5,64 = 8,36
mlavd@BCEC
33