1 Chemisch evenwicht

1. CHEMISCH EVENWICHT
1 Chemisch evenwicht
Denk er eens over na!
1 Synthese van ammoniak: chemisch
evenwicht
2 Ecologisch evenwicht
5 Koolstofdioxide toevoegen aan een
drank: zuur-base-evenwicht.
4 Fysisch evenwicht
6 De toevoeging van Cl2
aan water leidt tot een
evenwichtsreactie.
•
•
•
•
3 Financieel evenwicht
7 Verstoring van evenwicht
8 Cfk-drijfgassen verstoren het
evenwicht tussen O2 en O3 in de
stratosfeer.
Zoeken naar evenwicht. Dat is een taak op vele gebieden. Kun je de voorbeelden verduidelijken?
Ken je nog andere voorbeelden?
Evenwicht betekent niet stilstand. Het is iets dynamisch. Hoe kun je dat omschrijven?
Chemische evenwichtsreacties vind je niet alleen in de industrie. Vind je voorbeelden in je leefwereld?
Wat wordt bedoeld met de verstoring van het evenwicht? Dat wordt vaak toegepast om de opbrengst
van een chemisch proces te verhogen. Vind je daarvan enkele voorbeelden? Wat is het verband
tussen cfk en het gat in de ozonlaag (zie leesstuk)?
10 | 1 Chemisch evenwicht
1. CHEMISCH EVENWICHT
Leer de chemie
1.1 Inleiding
Onze leefwereld is doordrongen van allerlei evenwichtssituaties: fysische, biologische, ecologische,
economische, politieke enz.
Wijzigingen in het leefmilieu, in een biotoop, in een levend organisme, in het klimaat, in een geologisch
gebied zijn vaak het gevolg van storingen in het fysische of chemische evenwicht.
• In dit hoofdstuk komen eerst de grondprincipes van chemisch evenwicht aan de beurt. Nadien
bekijken we evenwichtsreacties en verstoringen ervan ook kwantitatief. Je leert de evenwichtswet,
de evenwichtsconstante en de omzettingsgraad van een reactie kennen en berekenen.
• Essentieel is de toepassing van evenwichtsprincipes op diverse belangrijke reactiesoorten in de
chemie. Zo zullen we ruim aandacht besteden aan het ionisatie-evenwicht tussen zuren en basen
(hoofdstuk 2) en aan het evenwicht in redoxreacties (hoofdstuk 3). Ook in de organische chemie
kunnen we vele omzettingen beschouwen als evenwichtsreacties.
Een chemisch proces start wanneer reagensdeeltjes aangetast worden. Tijdens het chemische
proces grijpen er concentratieveranderingen plaats en als gevolg daarvan een verandering van de
reactiesnelheid. Wanneer ten slotte het reagensmateriaal uitgeput raakt en er dus geen concentratieveranderingen meer kunnen optreden, wordt de reactiesnelheid nul.
Dat geldt voor aflopende processen, maar voor vele reacties geldt dat eenvoudige verloop niet.
Experiment
Geruime tijd vooraf worden de onderstaande oplossingen samengevoegd:
A
5 ml FeCl3-oplossing (Fe3-ionen) 5 ml KI-oplossing (I1-ionen)
B
5 ml FeCl2-oplossing (Fe2-ionen) 5 ml I2-oplossing (I2-opl. in alcohol)
1 Chemisch evenwicht | 11
1. CHEMISCH EVENWICHT
De volgende reacties treden op:
1 2 Fe3 2 I1 → 2 Fe2 I2
2 2 Fe2 I2 → 2 Fe3 2 I1
Omdat beide reactiemengsels (A en B) een lange tijd vooraf klaargemaakt werden, mag je stellen dat
de chemische omzettingen voltooid zijn. Met de volgende identificatiereacties kun je de aanwezigheid
van de soorten deeltjes (Fe3, Fe2, I1 en I2) in de reactiemengsels nagaan.
Aantonen van:
• Fe3
met SCN1 (thiocyanaat)
roodbruine kleur
1
1
• I
met Ag
gele neerslag
• Fe2
met Fe(CN)3
(hexacyanoferraat)
blauwgroene neerslag
6
• I2
met zetmeel
blauwkleuring
Besluit
Omdat in beide stoffensystemen (A en B) nog alle soorten deeltjes (zowel van de reagentia als van de
reactieproducten) aantoonbaar zijn, moeten we besluiten dat beide reacties A en B onvolledig verlopen
en omkeerbaar zijn.
2 Fe3 2 I1
1
2
2 Fe2 I2
Verklaring
Vorig jaar heb je geleerd welke drijfveren een chemische reactie beïnvloeden, namelijk de
energieverandering (ΔH) en de entropieverandering (ΔS).
Als een drijfveer de reactie gunstig beïnvloedt en de andere ongunstig, dan leidt dat vaak tot een
omkeerbare en onvolledige reactie.
12 | 1 Chemisch evenwicht
1. CHEMISCH EVENWICHT
1.2 Het chemisch evenwicht
Inleiding: vergelijking met fysisch evenwicht
Een evenwichtstoestand wordt bereikt wanneer beide
tegengestelde reacties met dezelfde snelheid verlopen zodat een
status-quo bereikt wordt. De invloed van beide tegengestelde
drijfveren (de enthalpieverandering en de entropieverandering)
is dan even groot.
Zo zal in een gesloten systeem een hoeveelheid vloeibaar water
verdampen (endotherm proces, ΔH > 0). De moleculen in de
dampfase vertonen een grotere wanorde dan de moleculen in de
vloeistoffase (ΔS > 0). Afhankelijk van de temperatuur (T ) zal er
meer of minder damp aanwezig zijn. Bij een evenwichtstoestand
is de snelheid van de dampvorming even groot als de snelheid
van condensatie.
water
(g)
water
(vl)
een fase-evenwicht
Voorstelling van een evenwichtsreactie
2AB
reagentia
1
2
CD
v1 v2
reactieproducten
Een reactiemengsel in evenwicht is in een toestand waarin de eigenschappen niet meer veranderen.
Die toestand is het resultaat van gelijk geworden
• drijfveren: verandering van enthalpie en entropie,
• reactiesnelheden van de heen-en-terugreactie: v1 v2.
Beide tegengestelde reacties verlopen in een gesloten vat omkeerbaar en onvolledig.
Opmerking
Als beide drijfveren een even grote maar tegengestelde invloed uitoefenen is ΔG gelijk aan 0 (zie Op
weg met chemie 3A, Hoofdstuk 4, Vrije energie).
ΔG = ΔH – T . ΔS = 0
Je merkt hier dat de temperatuur een bepalende invloed heeft.
Verklaring
• Dat eigenschappen niet meer veranderen, is het gevolg van het niet meer wijzigen van de samenstelling van het reactiemengsel. De hoeveelheid en dus ook de concentratie van ieder bestanddeel
blijft constant. Macroscopisch is er geen verandering waar te nemen.
• Gelijke reactiesnelheid: per tijdseenheid ontstaan er evenveel deeltjes van een bestanddeel als er
verdwijnen. De heen-en-terugreacties zijn schijnbaar stilgevallen omdat hun snelheid even groot
is. We spreken dan van een dynamische evenwichtstoestand. Op submicroscopisch niveau verlopen
beide (even snelle) tegengestelde processen verder (vergelijk met het fase-evenwicht).
• Een gesloten systeem is een systeem dat met de omgeving eventueel wel energie maar geen materie
kan uitwisselen. Een systeem dat noch energie, noch materie met de omgeving kan uitwisselen, noemen we een geïsoleerd systeem. Strikt genomen kan een systeem slechts tot evenwicht komen als
het geïsoleerd is (dat wil zeggen als alle stoffen en hun energie in het reactievat blijven). Men neemt
echter aan dat in standaardomstandigheden alle gesloten systemen (en zelfs bepaalde open systemen,
op voorwaarde dat geen enkele van de betrokken stoffen gasvormig is) aan die vereisten voldoen.
1 Chemisch evenwicht | 13
1. CHEMISCH EVENWICHT
•
De heen-en-terugreacties verlopen in dezelfde reactieomstandigheden. Evenwichtsreacties zijn
omkeerbaar.
Een reactie is onvolledig wanneer nog een aantoonbare concentratie van elk reagens aanwezig is
•
in de evenwichtstoestand. Een stof is doorgaans nog aantoonbaar wanneer haar concentratie groter
is dan 106 mol/l.
Grafische voorstellingen van een evenwichtsreactie
Concentratie-tijdgrafiek
[A] 0 5
[]
2A + B
[B] 04
1
C + D
2
evenwicht
3
[C] e = [D] e
2
[B] e
1
[C] t
=
[A] e
[D] t
t
Snelheid-tijdgrafiek
v
2A + B
1
C + D
2
evenwicht
v1
v1(e) = v2 (e)
v2
t
De concentratie van stof B daalt tweemaal trager dan die van stof A. Per mol B wordt immers 2 mol
A verbruikt. De concentratiestijging van de stoffen C en D is gelijk aan de daling van de concentratie
van B. De concentratie van C en D stijgt van 0 naar 2,25 mol/l, die van B daalt van 4,0 naar 1,75 mol/l.
14 | 1 Chemisch evenwicht
1.3 De omzettingsgraad () en het rendement (η)
Evenwichtsreacties verlopen dus niet tot de reagentia volledig omgezet zijn in reactieproducten. Een
gedeelte van elk reagens blijft over.
De omzettingsgraad () is de verhouding van de weggereageerde (gevormde) stofhoeveelheid van een
bepaald reagens (reactieproduct) in evenwicht tot de weggereageerde (gevormde) stofhoeveelheid
ervan in een aflopende reactie (of volledige omzetting).
Δn(stof)evenwicht
____________
Δn(stof)max
Voorbeeld
Evenwichtsreactie
Beginhoeveelheid n0
Δn
Hoeveelheid bij evenwicht ne
PCl3 5,0 mol
4,0 mol
Cl2
6,0 mol
4,0 mol
PCl5
0 mol
4,0 mol
1,0 mol
2,0 mol
4,0 mol
Δn(PCl3)evenwicht ________
4,0 mol
_____________
0,80
Δn(PCl3)max
5,0 mol
Ook bij keuze van de andere stoffen (PCl5, Cl2) vind je dezelfde omzettingsgraad: 0,80. De maximaal
weggereageerde of gevormde stofhoeveelheid is immers altijd 5,0 mol want PCl3 is het beperkende
reagens.
Het rendement (η) van een chemische reactie is gelijk aan de werkelijk verkregen massa (van een
bepaald reactieproduct) tot de theoretisch te verkrijgen massa van deze stof, meestal uitgedrukt in %.
η=
m (verkregen massa)
. 100 %
m (maximaal)
Opmerking
Uit beide definities kun je afleiden dat beide grootheden nauw met elkaar verbonden zijn, meestal zijn
ze zelfs aan elkaar gelijk.
Het begrip rendement geldt echter voor het geheel proces, terwijl de omzettingsgraad geldt voor een
bepaalde reactie in dit proces.
1.4 De evenwichtsconstante (K )
In chemische evenwichtstoestand verlopen beide reacties even snel. Uit de snelheidsvergelijking van
beide tegengestelde reacties kun je een evenwichtsconstante afleiden.
Neem als voorbeeld een evenwichtsreactie die in beide richtingen als een eenstapsreactie
verloopt: de synthese van HI.
H2 I2
1
2
2 HI
1 Chemisch evenwicht | 15
1. CHEMISCH EVENWICHT
Door de continue concentratievermindering van de stoffen A en B zal de snelheid van reactie 1 afnemen.
De snelheid van reactie 2 zal toenemen: er wordt almaar meer C en D gevormd.
Bij het bereiken van het chemische evenwicht is de snelheid van allebei even groot. De concentratie
van elke stof blijft vanaf dat ogenblik gelijk.
1. CHEMISCH EVENWICHT
De snelheidsvergelijking van beide reacties is:
v1 k1 [H2] [I2]
v2 k2 [HI]2
Bij het evenwicht mag je stellen dat:
v1 v2
of k1 [H2]e [I2]e k2 [HI]2e
Dat kun je herschrijven als:
[HI]2e
k1 __________
__
k2
[H2]e [I2]e
De evenwichtsconstante (K ) is dan gelijk aan de verhouding van beide reactiesnelheidsconstanten
(k1/k2):
[HI]2e
k
K __1 __________
k2
[H2]e [I2]e
Maar de evenwichtsconstante is dan ook gelijk aan een concentratiebreuk met uitsluitend de
evenwichtsconcentraties van de aanwezige stoffen. In de teller van die breuk staat altijd de evenwichtsconcentraties van de reactieproducten; in de noemer de evenwichtsconcentraties van de reagentia.
Opmerking
Omdat de snelheidsconstanten (k1 en k2) verschillend beïnvloed worden door een temperatuurverandering, zal ook de evenwichtsconstante afhankelijk zijn van de temperatuur.
Experimentele controle
Bij de synthese van H2 en I2 tot HI met de gegeven beginconcentraties meten we de volgende evenwichtsconcentraties. Experiment 5 is een ontledingsreactie.
De temperatuur is bij elk experiment gelijk en blijft constant gedurende de reactie.
10,70 mol/l
11,39 mol/l
H2
l2
2,20 mol/l
2,89 mol/l
0 mol/l
Hl
17,0 mol/l
Begintoestand
Experiment
Beginconcentratie
(mol/l)
Evenwichtstoestand
Concentratie bij
evenwicht (mol/l)
Evenwichtsconstante
K
[H2]
[I2]
[HI]
[H2]e
[I2]e
[HI]e
[HI]2e
__________
[H2]e [I2]e
1
10,70
11,39
0
2,20
2,89
17,00
45,5
2
10,91
12,55
0
1,96
3,60
17,90
45,4
3
10,60
13,00
0
1,70
4,10
17,80
45,5
4
11,60
12,79
0
4,10
1,21
15,00
45,4
5
0
0
16,60
1,90
1,90
12,80
45,4
16 | 1 Chemisch evenwicht
Voor elke evenwichtsreactie bestaat bij een gegeven temperatuur een bepaalde ‘concentratiebreuk’
waarvan de waarde in elke evenwichtstoestand dezelfde is, ongeacht de beginsamenstelling van het
mengsel.
Omstreeks 1867 rapporteerden de Noorse geleerden Guldberg en Waage als eersten het bestaan van
die evenwichtswet. Ze wordt daarom ook de wet van Guldberg en Waage genoemd.
Voor de algemene reactievergelijking
aAbB
cCdD
geldt:
[C]ce [D]de
________
constant K
[A]ae [B]be
evenwichtsconstante
De waarde van K is bij de gegeven temperatuur typisch voor de gegeven reactie.
Voorwaarde: de stoffen zijn homogeen verdeeld in het reactiemilieu.
Definitie van de evenwichtsconstante
De evenwichtsconstante van een reactie is de verhouding van het product van de evenwichtsconcentraties van de reactieproducten (in het rechterlid) tot het product van de evenwichtsconcentraties van
de reagentia (in het linkerlid). Elke concentratiefactor moet echter worden verheven tot een macht
waarvan de exponent overeenstemt met de reactiecoëfficiënt van die stof.
Voorbeelden
Evenwichtsconstante K
Reactievergelijking
2 SO2(g) O2(g)
Fe3(opl) SCN1(opl)
C(v) H2O (g)
Zn (v) Cu2(opl)
[SO3]2e
K ___________
[SO2]2e [O2]e
2 SO3(g)
FeSCN2(opl)
[FeSCN2]e
K _______________
[Fe3]e [SCN1]e
[CO]e [H2]e
K __________
[H2O]e
CO (g) H2 (g)
Zn2(opl) Cu (v)
[Zn2]e
K _______
[Cu2]e
Eenheid van K
Omdat bij de berekening van de evenwichtsconstante altijd de concentratie gebruikt wordt, hangt de
eenheid van K principieel af van het aantal concentratiefactoren in teller en noemer. De evenwichtsconstante kan echter ook berekend worden uit thermodynamische gegevens. Hierbij kan men echter
slechts gebruik maken van een getal en niet van een grootheid (zie ook opmerking volgende pagina).
Om deze reden gebruiken chemici meestal geen eenheden voor de evenwichtsconstante.
Doorheen dit boek zullen we dan verder geen eenheden gebruiken bij het schrijven van K.
Bij berekeningen zal je dan wel geregeld een eenheid moeten bijschrijven voor bv. een concentratie.
Merk ook op dat de heterogeen verdeelde vaste stoffen niet voorkomen bij de berekening van de evenwichtsconstante. Van die stoffen kun je immers geen concentratiegegevens vermelden.
1 Chemisch evenwicht | 17
1. CHEMISCH EVENWICHT
Besluit
1. CHEMISCH EVENWICHT
Betekenis van de evenwichtsconstante
De evenwichtsconstante karakteriseert bij uitstek de ‘ligging’ van het evenwicht bij een bepaalde
temperatuur. Die constante hangt niet af van de beginconcentratie van de stoffen.
[C]ce [D]de
K _________
[A]ae [B]be
K 103
nagenoeg geen reactie
103 K 103
evenwichtsreactie
K 103
nagenoeg aflopende
reactie
Een grote K-waarde (K 103) betekent:
• het evenwicht ligt sterk naar rechts; de reactie is dus nagenoeg aflopend;
• de omzettingsgraad van de reactie is groot (bijna 1).
Een kleine K-waarde (K 103) betekent:
• het evenwicht ligt naar links; er is dus nagenoeg geen reactie;
• de omzettingsgraad van de reactie is klein (bijna 0).
De K-waarde geeft geen informatie over de snelheid van de omzetting. Een reactie met een grote K-waarde
kan ook zeer traag verlopen.
De K-waarde wijzigt niet bij een concentratieverandering van bepaalde stoffen, maar wel bij een
temperatuurverandering.
In het uitgewerkte voorbeeld werd de evenwichtsconstante afgeleid uit de verhouding van de reactiesnelheidsconstanten. Dat is correct voor een eenstapsreactie. Maar ook voor een omkeerbare reactie
die in tussenstappen verloopt, kun je de uitdrukking van de evenwichtsconstante berekenen uit de
globale reactievergelijking.
De evenwichtsconstante is dus niet afhankelijk van het reactiemechanisme.
Opmerkingen
• Die K-waarde (concentratiebreuk) wordt ook als Kc voorgesteld. Men kan dan een onderscheid maken
met Kp-waarden. Dat is een evenwichtsconstante voor reacties in de gasfase, waarbij de evenwichtswet geschreven wordt met partiële drukwaarden in plaats van de evenwichtsconcentratie.
Bv. N2 (g) 3 H2 (g)
•
2 NH3 (g)
p(NH3)2
Kp ___________
p(N2) p(H2)3
De relatie tussen de vrije energiewaarde (ΔG) en de K- waarde van het chemische evenwicht wordt
gegeven door de volgende formule van Van ’t Hoff:
ΔG
_ _____
(
)
K 10 2,3 R T
R 8,31 J/mol.K (algemene gasconstante)
T absolute temperatuur (K)
Voor reacties met ΔG 0 is de exponent van de K-uitdrukking positief:
grote K-waarde: aflopende reactie, zelfonderhoudend proces.
Voor reacties met ΔG 0 is de exponent van de K-uitdrukking negatief:
kleine K-waarde: onvolledige reactie of onmogelijk zelfonderhoudend proces.
Ook de invloed van de temperatuur (T ) op de evenwichtsconstante kan uit die uitdrukking worden
afgeleid.
Op de toepassingen van beide opmerkingen gaan we in deze cursus niet verder in.
18 | 1 Chemisch evenwicht
De algemene strategie voor het oplossen van vraagstukken bij aflopende reacties kan nog
altijd worden toegepast. Je moet echter rekening houden met het onvolledige verloop
van een evenwichtsreactie, bepaald door de evenwichtsconstante.
Je gebruikt altijd dezelfde werkwijze om stofhoeveelheid en concentratie in de evenwichtstoestand te
bepalen (zie algemeen schema en voorbeelden).
Reactievergelijking
Startwaarden
hoeveelheid stof
n0
beginconcentratie
[ ]0
Evenwicht
hoeveelheid stof
omzettingsgraad
Δn
ne
Δ[ ]
evenwichtsconcentratie
[ ]e
evenwichtsconstante
K
Voorbeeld 1
Bereken de concentratie van Cl2 in evenwicht, indien men 1,0 mol PCl5 in een recipiënt van 10 liter
verwarmt tot 250 °C. Daarbij wordt PCl3 en Cl2 gevormd.
Bij 250 °C bedraagt de evenwichtsconstante 0,041.
1 Gegevens
V 10 l
no(PCl5) 1,0 mol
K 0,041 (250 °C)
2 Reactievergelijking
PCl5 (g)
PCl3 (g) Cl2 (g)
3 Interpretatie
n0
Δn (mol)
PCl5
PCl3
1,0
0
0
x
x
x
–x
ne
1,0 x
x
[ ]e (mol/l)
(1,0 – x)
_______
10
( ___
10 )
x
4 Toepassing
x ___
x
___
[PCl3]e [Cl2]e _________
10
10
____________
K
0,041
1,0 x
[PCl5]e
______
10
x2 10 (1,0 x) 0,041
x2 0,41 x 0,41 0
( ) ( )
(
)
De oplossing van die tweedegraadsvergelijking geeft:
x1 0,88
onmogelijk! (n, een hoeveelheid stof, moet positief zijn)
x2 0,47
Er is bij het evenwicht 0,47 mol Cl2 aanwezig in het reactievat.
[Cl2]e 0,47 mol/10 l 0,047 mol/l
1 Chemisch evenwicht | 19
Cl2
x
( ___
10 )
1. CHEMISCH EVENWICHT
1.5 Stoichiometrische berekeningen bij de evenwichtstoestand
1. CHEMISCH EVENWICHT
Voorbeeld 2
In een reactievat van 1000 liter ontstaat in evenwicht 2 500 mol NH3 uitgaande van H2 en N2.
Er blijft 73,10 kg N2 over in het reactievat. Welke stofhoeveelheid van elk van beide reagentia werd
initieel ingebracht? Bereken eveneens de omzettingsgraad.
In de gegeven omstandigheden is de evenwichtsconstante: K 3,30.103.
1 Gegevens
Volume V 1 000 l
ne(NH3) 2500 mol
[NH3]e 2500 mol/1000 l 2,500 mol/l
73,10 103g
m __________
ne(N2) __
2,61 103 mol
M
28,0 g/mol
[N2]e 2,61 103 mol/1000 l 2,61 mol/l
K 3,30 103
2 Reactievergelijking
N2 (g) 3 H2 (g)
2 NH3 (g)
3 Interpretatie
N2
n0
3860
1 2500
__
2
1250
Δn (mol)
3 H2
n0(H2)
3 2500
__
2
3750
2 NH3
0
2500
ne
2610
zie punt 4
2500
[ ]e (mol/l)
2,61
zie punt 4
2,500
4 Toepassing
N2 Δn ne n0
n0 ne Δn 2 610 mol (1250 mol) 3 860 mol
H2 De evenwichtsconcentratie kun je berekenen uit de evenwichtsconstante.
[NH3]2e
K __________
3,30 103
[N2]e [H2]3e
(2,500)2
_________3 3,30 103
2,61 [H2]e
[H2]e mol/l 8,99 mol/l
√3,30 (2,500)
10 2,61
3
2
3
De hoeveelheid H2 die bij het evenwicht nog aanwezig is
ne(H2) c V 8,99 mol/l 1000 l 8,99 103 mol
De initiële hoeveelheid H2 (zie tabel)
no ne Δn 8,99 103 mol 3,75 103 mol 12,74 103 mol H2
Omzettingsgraad
no(N2) 3,86 103 mol
no(H2) 12,74 103 mol
Er is een driemaal grotere stofhoeveelheid H2 nodig dan N2.
In een aflopende reactie zou dus alle N2 wegreageren (limiterend reagens).
Δn(N2)
1250 mol 0,324
________
___________
3860 mol
Δn(N2)max
20 | 1 Chemisch evenwicht
1 Een mengsel van 1,000 mol CO (g) en 1,000 mol H2O (g) wordt bij 800 °C in een vat van 10,0 l gebracht.
In evenwicht bevinden zich 0,665 mol CO2 en 0,665 mol H2 in het vat.
Bereken de K-waarde, de omzettingsgraad () en de evenwichtsconcentratie van de vier gassen.
2 In een gesloten vat van 20 l reageren bij 700 K 0,46 mol CO2 en 0,46 mol H2 tot CO en H2O. De
K-waarde bij die temperatuur bedraagt 0,11. Bereken de evenwichtsconcentratie van elk bestanddeel.
3 Ketonen als propanon (CH3-CO-CH3, aceton) ondergaan vlot additiereacties. Zo ontstaat bij kamertemperatuur uit 0,100 mol aceton en 0,100 mol waterstofcyanide (HCN), beide opgelost in ethanol,
een tamelijk grote opbrengst van een additieproduct. Het reactievolume is 100 ml en de K-waarde
is 33,0. Bereken de omzettingsgraad bij kamertemperatuur.
CN
Reactievergelijking: CH3-CO-CH3 (opl) HCN (opl)
H 3C
C
CH3 (opl)
OH
4 Een mengsel bevat CO(g), H2(g) en gasvormig methanol. Bij 773 °C wordt de volgende evenwichtsconcentratie gemeten: CO: 0,105 mol/l, H2: 0,250 mol/l en CH3OH: 0,00261 mol/l. Bereken K voor
de reactie CO(g) 2 H2(g)
CH3OH(g).
5 Bij 460 °C is de evenwichtsconstante van onderstaande reactie 85. In het reactievat is de concentratie van de stoffen: SO2: 0,00150 mol/l, NO2: 0,00300 mol/l, NO: 0,0100 mol/l en SO3: 0,0400 mol/l.
Alle stoffen zijn gasvormig.
Reactievergelijking: SO2(g) NO2(g)
NO(g) SO3(g)
a. Is de reactie in evenwicht?
b. Zo niet, in welke richting zal de reactie moeten gaan om het evenwicht te bereiken?
c. Bereken de evenwichtsconcentratie van elke stof.
1 Chemisch evenwicht | 21
1. CHEMISCH EVENWICHT
Oefenen en opzoeken
1. CHEMISCH EVENWICHT
6 Ionenwisselaars (met een hars als basis) worden vaak gebruikt om water te ontharden. Hoe werkt
het principe van een ionenwisselaar? Hoe wordt de ionenwisselaar geregenereerd? Wat verwacht
je van de grootteorde van de evenwichtsconstante van die uitwisselingsreactie?
Leer de chemie
1.6 Verstoring van het chemisch evenwicht:
het principe van Le Chatelier – Van ’t Hoff
Het is duidelijk dat evenwichtsreacties talrijke nadelen met zich brengen:
• de reagentia worden slechts onvolledig omgezet;
• de afzondering van de reactieproducten is door de blijvende aanwezigheid van een deel van de
reagentia complexer dan bij aflopende reacties.
De vraag rijst dan ook hoe in een chemische evenwichtstoestand moet worden ingegrepen om de gewenste
omzetting in hogere mate te laten plaatsgrijpen en zo het rendement van het proces te verhogen.
Het evenwicht kan bijvoorbeeld worden gestoord door de reactiesnelheid van de gewenste omzetting
selectief te wijzigen. Uit de snelheidswet van Guldberg en Waage kan worden afgeleid dat dat mogelijk
is door een concentratieverandering van de reagentia of een temperatuurverandering.
Bij een gasreactie veranderen de concentraties van alle stoffen als je het volume (of de druk) wijzigt.
1.6.1 Experiment: verstoring van het evenwicht
We bereiden een evenwichtsmengsel met Fe(NO3)3 en KSCN. De optredende evenwichtsreactie is:
Fe3 (opl) SCN1 (opl)
kleurloos
1
2
FeSCN2 (opl)
rood
De evenwichtsconstante kun je schrijven als:
[FeSCN2]e
K _______________
3
[Fe ]e [SCN1]e
Reactie 1 is exotherm, reactie 2 endotherm.
Werkwijze
Verdeel het rode evenwichtsmengsel over 6 petrischalen. De optredende verstoringen zijn duidelijk zichtbaar door de kleurverandering.
22 | 1 Chemisch evenwicht
Verhoging van de concentratie van Fe3 door toevoeging van enkele druppels zeer
1
geconcentreerde Fe3-oplossing of enkele korrels FeCl3.
2
Verhoging van de concentratie van SCN1 door toevoeging van enkele druppels zeer
geconcentreerde SCN1-oplossing of enkele korrels vast KSCN.
3
Verlaging van de concentratie van Fe3 door toevoeging van OH1: vorming van het zeer
slecht oplosbare Fe(OH)3:
Fe3 (opl) 3 OH1(opl) → Fe(OH)3 (v).
4
Verlaging van de concentratie van SCN1 door toevoeging van Ag1: vorming van het
slecht oplosbare AgSCN:
Ag1(opl) SCN1(opl) → AgSCN (v).
5
Verlaging van de concentratie van alle stoffen door verdunning (toevoeging van water).
B Temperatuurverandering
6
Verwarming van het mengsel.
Waarnemingen
Exp.
Gewijzigde factor
Aanpassing
Kleurverandering
Verschuiving van het evenwicht
1
Concentratie
[Fe3] ↑
roder
naar rechts
2
Concentratie
[SCN1] ↑
roder
naar rechts
3
Concentratie
[Fe3] ↓
minder rood
naar links
4
Concentratie
[SCN1] ↓
minder rood
naar links
5
Concentratie
[alle stoffen] ↓
minder rood
naar links
6
Temperatuur
temperatuur ↑
minder rood
naar links
Uit de waargenomen verschuivingen kun je al het volgende besluit afleiden.
Bij de verstoring van een evenwichtssysteem wordt de aangebrachte storing altijd tegengewerkt
door een tijdelijke overheersing van de reactie die de storing tegenwerkt.
Uiteindelijk evolueert het systeem naar een nieuwe evenwichtstoestand.
Om die reden kun je dat eigenlijk het chemische traagheidsbeginsel noemen. Het evenwichtssysteem verzet zich tegen de aangebrachte storing.
De Franse chemicus Le Chatelier en de Nederlandse geleerde Van ’t Hoff formuleerden in 1884
bovenstaande algemene regel die toepasbaar is bij de verstoring van het chemische evenwicht.
Die regel laat ons toe te voorspellen welke reactie tijdelijk zal overheersen en de ligging van het
nieuwe evenwicht bepalen.
1 Chemisch evenwicht | 23
1. CHEMISCH EVENWICHT
A Concentratieveranderingen