HOGENT - Chemie - Algemene en anorganische chemie: reactiviteit

Algemene en anorganische chemie: reactiviteit.

Chemie Modeltraject 1

Christel Meert Freya Van den Broeck

Hoofdstuk 1: inleiding en begrippen Inhoudstafel 1

2

3

Belangrijke begrippen: definities

3

1.1

Begrip 1: rendement

3

1.2

Begrip 2: omzettingsgraad

3

1.3

Begrip 3: ionisatiegraad

4

1.4

Begrip 4: beperkend of limiterend reagens

4

1.5

Begrip 5: endo –en exo-energetische reactie – reactiewarmte

6

Belangrijke begrippen: toepassen - rekenwerk

7

2.1

Berekenen rendement / omzettingsgraad van een reactie

2.2

Berekenen warmte uitwisseling

11

2.3

OEFENINGEN

13

Bijlage tabel met thermodynamische gegevens – geldig bij 25°C

7

14

Hoofdstuk 2: chemisch evenwicht Inhoudstafel 1

Inleiding

18

2

Homogeen versus heterogeen evenwicht

20

3

De evenwichtsconstante Kc

22

3.1

Inleiding

22

3.2

Algemeen

22

3.3

Uitdrukking Kc en homogeen chemisch evenwicht

23

3.4

Uitdrukking Kc en heterogeen chemisch evenwicht

24

4

De evenwichtsconstante Kp

25

5

Verband tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc

26

6

Eenheid van de evenwichtsconstanten Kp en Kc

28

7

Rekenregels voor evenwichtsconstanten Kc en Kp

29

8

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

31

8.1

Evalueren van de positie van de evenwichtsligging

31

8.2

Voorspellen van de richting van de reactie

31

8.3

Berekenen van de evenwichtssamenstelling

34

9

Het principe van Le Chatelier

40

9.1

Kwalitatieve benadering

40

9.2

De invloed van veranderende concentraties

40

9.3

De invloed van druk en volume

43

9.4

De invloed van temperatuur

45

9.5

De invloed van het toevoegen van inerte stoffen

46

9.6

De invloed van een katalysator

47

10

Kwantitatieve uitwerking

49

11

Doelstellingen

52

12

Extra oefeningen

53

Hoofdstuk 3: zuren en basen Inhoudstafel 1

Inleiding

55

2

Definities zuren en basen

56

3

2.1

Algemene definitie

56

2.2

Zuren en basen in water

57

2.3

Zuren en basen zijn elektrolyten

58

2.4

Sterke zuren en sterke basen

58

2.5

Zwakke zuren en zwakke basen: monoprotisch

59

2.6

Zwakke zuren en basen: polyprotisch

59

2.7

Sterke zuren versus zwakke zuren: moleculaire voorstelling

60

Autoprotolyse van water

61

4 Zuursterkte en basesterkte van monoprotische zuren HA en monoprotische basen B 62 4.1

Definitie

62

4.2

Evenwichtsreactie zwakke monoprotische zuren in water

62

4.3

Evenwichtsreactie zwakke monoprotische basen in water

62

4.4

Mathematisch verband tussen Ka en Kb

63

4.4.1

Opstellen van verband tussen Ka en Kb

63

4.4.2

Omzetten van Ka.Kb = Kw tot pKa + pKb = pKw

64

5 Zuursterkte van polyprotische zuren HnA en basesterkte van polyprotische basen 𝐁𝐧 65

6

5.1

Definitie

65

5.2

Verband tussen Kai en Kbj

66

Betekenis van pKai – pKbj

68

6.1

Verband pKai – pKbj: kwalitatieve betekenis

68

6.2

Trends in pKai - pKbj waarden: betekenis

68

6.3

Trends in pKbj waarden: verschil in base sterkte – verklaring

72

7

Zuur/Base gedrag van amfoteren

73

8

De pH-schaal

74

9

pH-berekeningen 9.1

76

pH-berekeningen van sterke monoprotische zuren HA in water

76

9.1.1

pH berekening van een sterk zuur met 𝑐𝐻𝐴 > 10

7M

76

9.1.2

pH berekening van een sterk zuur met 𝑐𝐻𝐴 < 10

7M

77

9.2

pH-berekeningen van zwakke monoprotische zuren in water

79

9.2.1

Ionisatiegraad van een zwak zuur

79

9.2.2

pH berekening van een zwak monoprotisch zuur

80

9.3

pH-berekeningen van polyprotische zuren HnA in water

83

9.4

pH-berekeningen van sterke hydroxide basen in water

84

9.4.1

pH berekening van een sterke hydroxide base met 𝑐𝐵 > 10

7M

84

9.4.2

pH berekening van een sterke hydroxide base met 𝑐𝐵 < 10

7M

86

9.5

pH-berekeningen van zwakke hydroxide basen in water

87

9.6

pH-berekeningen van zwakke monoprotische basen 𝐁

9.7

pH-berekeningen van zwakke polyprotische basen in water

90

9.8

pH-berekeningen van amfotere oplossingen

92

9.9

pH-berekeningen van zoutoplossingen

92

in water

88

10

Doelstellingen

96

11

Oefeningen

97

11.1

Zuursterkte/basesterkte

97

11.2

Beredeneren van pH waarde

98

11.3

pH berekeningen (detailleer het rekenwerk)

98

Bijlage – Kai waarden (25°C) – Mc Murry

100

12

Hoofdstuk 4: homogeen chemisch evenwicht zuur-base titraties Inhoudstafel 1

Inleiding

101

2

Definities

102

3

2.1

Analyt – titrant

102

2.2

Equivalent zuur – equivalent base

102

2.3

Equivalentiepunt

103

2.4

Buffer

105

2.5

buffercapaciteit

105

Zuur-base titraties

109

3.1

Titratiecurves: algemeen

109

3.2

Titratie van een sterk zuur met een sterke base

111

3.2.1 3.3

Titratie van een zwak monoprotisch zuur met een sterke base

3.3.1 3.4

114 114 118 118

Titratie van een sterke base met een sterk zuur

124

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

Titratie van een zwakke monoprotische base met een sterk zuur

3.6.1 3.7

111

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

3.5.1 3.6

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

Titratie van een zwak polyprotisch zuur met een sterke base

3.4.1 3.5

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

Titratie van een zwakke polyprotische base met een sterk zuur

3.7.1

Titratiecurve kwalitatief + kwantitatief

124 127 127 131 131

4

Doelstellingen

137

5

Oefeningen

138

Hoofdstuk 5: heterogeen chemisch evenwicht - oplosbaarheid Inhoudstafel 1

Inleiding

139

2

Oplosbaarheid van zouten in water als oplosmiddel: terminologie

140

3

Zwakke elektrolyten en het oplosbaarheidsproduct (Ksp)

143

3.1

Inleiding

143

3.2

Uitdrukking van Ksp: algemeen

143

4

Oplosbaarheidsproduct (Ksp) en oplosbaarheid (S) in water

145

4.1

Terminologie

145

4.2

Voorbeelden

145

5

Oplosbaarheid en gemeenschappelijk ion effect

150

5.1

Gemeenschappelijk ion effect: kwalitatief

150

5.2

Gemeenschappelijk ion effect: kwantitatief

150

6

Neerslagreacties: voorspellen van neerslagvorming 6.1

Neerslagvorming bij 1 zout in oplossing: kwalitatieve voorspelling

153 153

6.2 Neerslagvorming bij mengen van meerdere zoutoplossingen: kwalitatieve voorspelling

155

6.3

158

7

Neerslagvorming: kwantitatieve berekening

Factoren die neerslavorming beïnvloeden

160

7.1

Gemeenschappelijk ion effect

160

7.2

Temperatuur

160

7.3

Zuurtegraad – pH

161

7.4

Complexvorming

161

7.4.1

Herhaling: wat zijn complexe verbindingen?

161

7.4.2

Invloed van complexvorming op oplosbaarheid

162

8

DOELSTELLINGEN

164

9

OEFENINGEN

165

10

BIJLAGEN

168

10.1

Tabellen Ksp (bij 25°C)

168

Hoofdstuk 6: elektrochemie - redoxreacties Inhoudstafel 1

Inleiding

170

2

Elektrochemie en redoxreacties

171

2.1

171

2.1.1

Oxidatietrap of oxidatietoestand (OT)

171

2.1.2

Redoxreactie : oxidans en reductans

172

2.2

3

Definities

Opstellen van de redoxreactie

Elektrochemische cellen

173

178

3.1

Types elektrochemische cellen

178

3.2

Algemene opbouw van een elektrochemische cel

178

3.3

Celpotentiaal

181

3.3.1

Standaard elektrodepotentiaal 𝐸𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑑𝑒0

181

3.3.2

Elektrodepotentiaal onder niet-standaard omstandigheden 𝐸𝑒𝑙𝑒𝑘𝑡𝑟𝑜𝑑𝑒

182

4

Elektrolyse

184

5

Redoxtitratie

186

5.1

Principe

186

5.2

Equivalent oxidans – equivalent reductans

186

Algemene en anorganische chemie: reactiviteit Hoofdstuk 2: chemisch evenwicht

Freya Van den Broeck en Christel Meert 2020-2021

Departement Biowetenschappen en Industriële Technologie

Bachelor in de chemie Algemene en anorganische chemie: reactiviteit 2020-2021

Inhoudstafel 1

Inleiding

18

2

Homogeen versus heterogeen evenwicht

20

3

De evenwichtsconstante Kc

22

3.1

Inleiding

22

3.2

Algemeen

22

3.3

Uitdrukking Kc en homogeen chemisch evenwicht

23

3.4

Uitdrukking Kc en heterogeen chemisch evenwicht

24

4

De evenwichtsconstante Kp

25

5

Verband tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc

26

6

Eenheid van de evenwichtsconstanten Kp en Kc

28

7

Rekenregels voor evenwichtsconstanten Kc en Kp

29

8

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

31

8.1

Evalueren van de positie van de evenwichtsligging

31

8.2

Voorspellen van de richting van de reactie

31

8.3

Berekenen van de evenwichtssamenstelling

34

9

Het principe van Le Chatelier

40

9.1

Kwalitatieve benadering

40

9.2

De invloed van veranderende concentraties

40

9.3

De invloed van druk en volume

43

9.4

De invloed van temperatuur

45

9.5

De invloed van het toevoegen van inerte stoffen

46

9.6

De invloed van een katalysator

47

10

Kwantitatieve uitwerking

49

11

Doelstellingen

52

12

Extra oefeningen

53

18 1 Inleiding Theoretisch zijn alle chemische reacties omkeerbaar (reversibel): er bestaat een kans (hoe klein ook) dat de atomen van de reactieproducten zich herschikken om opnieuw de reagentia te vormen, op voorwaarde dat de producten het reactiemidden niet hebben verlaten. De drijvende kracht van een reactie is echter dikwijls zo sterk in één richting dat het belang van de omgekeerde reactie infinitesimaal klein is en praktisch onmogelijk te meten. De heengaande reactie verloopt dan schijnbaar volledig.

Deze reacties werden bestudeerd in het hoofdstuk 1 Inleiding en Begrippen.

Een reactie is aflopend of volledig wanneer minstens één reagens volledig wordt omgezet en het systeem in de praktische onmogelijkheid is om terug te keren tot zijn begintoestand; het systeem is geëvolueerd naar een stabiele toestand - een statisch evenwicht genoemd - waarbij de concentraties van alle betrokken stoffen constant zijn en voor minstens één reagens de concentratie gelijk aan nul is geworden (zie ook limiterend reagens).

Een voorbeeld van een volledige reactie is een verbrandingsreactie. Beschouw de volledige verbranding van methaan (aardgas, CH4)

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) Wanneer 20,0 g CH4 wordt verbrand met 2,0 mol O2 tot alle zuurstof is opgebruikt, dan worden er 2,0 mol H2O en 1,0 mol CO2 gevormd. Er blijft 3,96 g CH4 onverbrand over; O2 is het limiterend of beperkend reagens.

Een chemische evenwichtsreactie daarentegen, is een reactie die, verlopend in een gesloten reactiemidden, onvolledig en omkeerbaar, leidt tot een toestand van gelijkblijvende concentraties; deze toestand is het resultaat van het gelijk worden van de snelheden voor de heengaande en voor de terugkerende (omgekeerde) reactie. Er wordt een dynamische evenwichtstoestand bereikt, waarbij de reagentia even vlug gevormd worden uit de producten als, omgekeerd, de producten uit de reagentia. Een gesloten reactiemidden laat geen uitwisseling van materie toe met de omgeving.

Info: chemische systemen/reactiemiddens • • •

Open systeem = reactiemidden waarbij er uitwisseling van materie en energie mogelijk is met de omgeving Gesloten systeem = reactiemidden waarbij er enkel uitwisseling van energie mogelijk is met de omgeving Geïsoleerd systeem = reactiemidden waarbij er geen uitwisselingen mogelijk zijn met de omgeving

Inleiding

19 Een voorbeeld is de ontbinding van distikstoftetroxide (N2O4) volgens de reactie: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g)

Om de omkeerbaarheid van deze reactie aan te tonen werden twee experimenten uitgevoerd.

In een eerste experiment wordt de gesloten reactor gevuld met 0,040 M N2O4. Naarmate de reactie vordert daalt de concentratie aan N2O4 en stijgt de NO2 – concentratie in het reactorvat.

De concentratie aan N2O4 wordt echter NOOIT nul (Figuur 1a). Na een bepaalde reactietijd blijven de beide concentraties constant. Vanaf dat ogenblik heeft de reactie evenwicht bereikt.

De evenwichtsconcentraties in het gegeven experiment bedragen: [N2O4] = 0;034 M; [NO2] = 0,013 M. In een tweede experiment (Figuur 1b) wordt het reactorvat enkel gevuld met NO2. Initieel wordt 0,080 M NO2 in het reactorvat gebracht. Dit NO2 zet zich gedeeltelijk om tot N2O4. De concentratie van de beide verbindingen blijft vanaf een bepaald tijdstip constant. De reactie heeft op dat ogenblik evenwicht bereikt.

(a)

(b) Figuur 1: Evenwichtsreacties zijn reversibele reacties

De beide experimenten samen illustreren dat de omzetting N2O4 - NO2 reversibel is. Het reversibel karakter van dergelijke reacties wordt steeds weergegeven aan de hand van een dubbele reactiepijl: ⇄ Valkuil

In evenwichtsreactie wordt soms (verkeerdelijk!) gebruik gemaakt van de pijl ↔. Dit is uiteraard NIET correct. De “dubbele” pijl ↔ mag enkel worden gebruikt tussen resonantiestructuren. Dit kwam in het deel Organische Chemie – Structuur uitvoerig aan bod.

Let op: chemisch evenwicht vereist dat de reactie verloopt in een afgesloten recipiënt! In een open reactiemidden kunnen evenwichtsreacties wel aflopend zijn.

Inleiding

20 2 Homogeen versus heterogeen evenwicht In de cursus Algemene Chemie – Structuur werd een onderscheid gemaakt tussen homogene en heterogene mengsels.

De karakteristieken gelinkt aan dit onderscheid worden ook toegepast voor evenwichtsmengsels. We zullen dit illustreren aan de hand van een aantal voorbeelden.

Voorbeeld 1: homogene gasfasereactie a) N2O4 (g)

⇄ 2 NO2 (g)

b) 2 SO2(g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) c) Cl2 (g) ⇄ 2 Cl (g)

In elk van deze reacties bevinden de producten en de reagentia zich in dezelfde aggregatietoestand, namelijk de gastoestand. Het evenwichtsmengsel is een gasmengsel dat bestaat uit moleculen van de reactieproducten en reagensmoleculen. Deze moleculen vormen een homogeen mengsel. De reactie is een homogene gasfase reactie.

Voorbeeld 2: homogene reacties in waterige oplossing a) 𝐀𝐀𝐀𝐀 + (aq) + 2 𝐂𝐂𝐂𝐂 − (𝐚𝐚𝐚𝐚) b) H2CO3 (aq) + H2O ⇄

⇄ 𝐀𝐀𝐀𝐀(𝐂𝐂𝐂𝐂)− 𝟐𝟐 (aq) − 𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇𝟑𝟑 (𝐚𝐚𝐚𝐚) + H3O+ (aq)

In deze reacties bevinden de producten en de reagentia zich allen in de waterige oplossing.

Het evenwichtsmengsel is een homogene waterige oplossing. We vinden dus in beide gevallen een homogeen mengsel.

Voorbeeld 3: heterogene reacties a) Ag2S (s)

⇄ 2 𝐀𝐀𝐀𝐀 + (aq) + 𝐒𝐒 𝟐𝟐− (𝐚𝐚𝐚𝐚)

Bij evenwicht wordt een heterogeen mengsel bekomen. We zien duidelijk 2 fasen (Figuur 2): • •

Een vaste fase, dit is de Ag2S neerslag.

Een waterige oplossing waarin de zilver- en sulfide ionen homogeen zijn opgelost.

Homogeen versus heterogeen evenwicht

Figuur 2

21 b) H2O (l) ⇄ H2O (g)

Dit heterogeen evenwicht komt voor in een afgesloten flesje water (Figuur 3).

Watermoleculen verdampen en komen terecht in de gasfase; bij evenwicht wordt een heterogeen mengsel met volgende samenstelling bekomen: • •

Een gasfase bestaande uit watermoleculen Een vloeibare fase bestaande uit watermoleculen.

Figuur 3

c) CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)

Bij chemisch evenwicht wordt een heterogeen mengsel bekomen. Dit heterogeen mengsel (Figuur 4) bestaat uit: • •

Een vaste aggregatietoestand bestaande uit CaCO3 en CaO Een gastoestand bestaande uit CO2 moleculen.

Figuur 4

Uit deze voorbeelden kunnen we besluiten: • •

Een homogeen evenwicht is een evenwichtsreactie waarbij de samenstelling van het evenwichtsmengsel een homogeen mengsel is Een heterogeen evenwicht wordt gekarakteriseerd door een evenwichtsmengsel met heterogene samenstelling.

Homogeen versus heterogeen evenwicht

22 3 De evenwichtsconstante Kc 3.1 Inleiding Voorbeeld In het labo bestuderen we de reactie: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g)

In experiment 1 (Tabel 1) wordt de gesloten kolf gevuld met 0,0400 M aan N2O4 (g).

Distikstoftetroxide ontbindt in stikstofdioxide. Een homogeen evenwichtsmengsel wordt bekomen met [N2O4] = 0.0337 M en [NO2] = 0.0125 M. Berekenen we de verhouding dan vinden we een waarde van 4,64x10-3 M.

[𝐍𝐍𝐍𝐍𝟐𝟐 ]𝟐𝟐 [𝐍𝐍𝟐𝟐 𝐎𝐎𝟒𝟒 ]

In experiment 4 (Tabel 1) vullen we de lege kolf met 0.0600 M NO2. We wachten tot evenwichtsinstelling, met andere woorden het moment waarop de concentraties niet meer veranderen en vinden [N2O4]= 0.0246 M en [NO2] = 0.0107 M. We berekenen opnieuw de [𝐍𝐍𝐍𝐍 ]𝟐𝟐

𝟐𝟐 -3 verhouding [𝐍𝐍𝟐𝟐 𝐎𝐎𝟒𝟒] en vinden opnieuw de waarde 4,64x10 M.

Tabel 1: concentratie gegevens bij 25°C voor de reactie N2O4 (g) ⇄ NO2 (g)

Uit de experimenten in bovenstaande tabel leren we dat de uitdrukking

[𝐍𝐍𝐍𝐍𝟐𝟐 ]𝟐𝟐 [𝐍𝐍𝟐𝟐 𝐎𝐎𝟒𝟒 ]

een constante

waarde heeft van 4,64x10-3 M. Dit is de evenwichtsconstante voor de ontbindingsreactie van N2O4.

3.2 Algemeen In de tweede helft van de 19de eeuw hebben Guldberg en Waage honderden reacties onderzocht op hun gedrag als evenwichtsreacties. Zij kwamen experimenteel tot de bevinding dat, voor de algemene omkeerbare reactie in een homogeen mengsel:

aA + bB ⇄ cC + dD

Met a, b, c en d: de stoichiometrische coëfficiënten, De evenwichtsconstante Kc

23 bij evenwicht geldt dat de verhouding van het product van de evenwichtsconcentraties der producten, elk verheven tot de macht aangegeven door zijn stoichiometrische coëfficiënt tot het product der evenwichtsconcentraties van de reagentia, verheven tot de macht aangegeven door zijn stoichiometrische coëfficiënt een constante waarde heeft. Deze waarde is enkel afhankelijk van de temperatuur.

Deze constante wordt de evenwichtsconstante genoemd. Ze wordt steeds voorgesteld door een hoofdletter ‘K’. De index ‘c’ geeft aan dat in de uitdrukking van de evenwichtsconstante wordt gebruik gemaakt van de evenwichtsconcentraties.

De volgende overeenkomst is van toepassing:

𝐾𝐾𝑐𝑐 =

[𝐶𝐶]𝑐𝑐 [𝐷𝐷]𝑑𝑑 [𝐴𝐴]𝑎𝑎 [𝐵𝐵]𝑏𝑏

de concentratietermen van de producten, rechts van het teken ⇄ , komen in de teller van de uitdrukking. De evenwichtsconcentraties van de reagentia (stoffen te vinden links van de reactiepijl) komen in de noemer van de uitdrukking.

Belangrijk is ook te vermelden dat in deze uitdrukking van Kc de bijdrage van zuivere vaste stoffen en vloeistoffen NOOIT wordt opgenomen.

3.3 Uitdrukking Kc en homogeen chemisch evenwicht Voorbeelden 1. 4 HCl (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) met Kc = 2.

Voor de omgekeerde reactie

[𝐇𝐇𝟐𝟐 𝐎𝐎]𝟐𝟐 .[𝐂𝐂𝐂𝐂𝟐𝟐 ]𝟐𝟐 [𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇]𝟒𝟒 .[𝐎𝐎𝟐𝟐 ]

H2O (g) + 2 Cl2 (g) ⇄ 4 HCl (g) + O2 (g)

vinden we 3.

4.

[𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇]𝟒𝟒 .[𝐎𝐎𝟐𝟐 ] 𝟐𝟐 𝟐𝟐 𝟐𝟐 𝐎𝐎] .[𝐂𝐂𝐂𝐂𝟐𝟐 ]

𝑲𝑲′𝑪𝑪 = [𝐇𝐇

[𝐍𝐍𝐍𝐍𝟑𝟑 ]𝟐𝟐 𝟑𝟑 𝟐𝟐 ].[𝐇𝐇𝟐𝟐 ]

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) met Kc = [𝐍𝐍

[𝐀𝐀𝐀𝐀(𝐂𝐂𝐂𝐂) ]

𝟐𝟐 𝐀𝐀𝐀𝐀 + (aq) + 2 𝐂𝐂𝐂𝐂 − (𝐚𝐚𝐚𝐚) ⇄ 𝐀𝐀𝐀𝐀(𝐂𝐂𝐂𝐂)− 𝟐𝟐 (aq) met Kc = [𝑨𝑨𝑨𝑨+ ].[𝑪𝑪𝑪𝑪− ]𝟐𝟐

We leren uit deze voorbeelden: De evenwichtsconstante KC van homogene evenwichtsreactie is de verhouding van het product van de evenwichtsconcentraties (mol/l) van de reactieproducten tot het product van de evenwichtsconcentraties van de reagentia; iedere concentratieterm is verheven tot de macht die gelijk is aan de stoichiometrische coëfficiënt van de desbetreffende stof in die evenwichtsreactie.

De evenwichtsconstante Kc

24 3.4 Uitdrukking Kc en heterogeen chemisch evenwicht Voorbeeld 1. Ag2S (s) ⇄ 2𝐀𝐀𝐀𝐀 + (aq) + 𝐒𝐒 𝟐𝟐− (𝐚𝐚𝐚𝐚) met Kc = [𝐀𝐀𝐀𝐀 + ]2.[ 𝐒𝐒 𝟐𝟐− ]

De evenwichtsconcentratie van zilver(I)sulfide komt niet voor in de uitdrukking van Kc. Dit is logisch vermits zilversulfide een vaste stof is en zijn concentratie dan ook een constante waarde is. Een molaire concentratie wordt namelijk berekend als het aantal mol van een verbinding gedeeld door het volume ingenomen door die verbinding. Als voor een vaste stof het aantal mol daalt dan zal verhoudingsgewijs ook zijn ingenomen volume afnemen waardoor de molaire concentratie constant blijft.

2. CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) met Kc = [CO2]

Ook voor deze uitdrukking van Kc zijn we de constante bijdragen van de vaste stoffen CaO en CaCO3 niet opgenomen.

Good practice In de chemische thermodynamica (zie OLOD Fysicochemie – MT2) wordt het begrip "evenwichtsconstante" vanuit een andere, exactere, hoek benaderd. In de uitdrukking van evenwichtsconstante vindt men dan geen concentraties, maar wel “activiteiten”, aangeduid door het symbool a.

Voor de algemene reactie: aA + bB ⇄ cC + dD met A, B, C, D stoffen voorkomend in eenzelfde fase leert de thermodynamica (MT2 - Fysicochemie):

K=

(aC ) c (a D ) d

(a A ) a (a B ) b

We vinden in de uitdrukking “activiteiten (a)” en geen molaire concentraties!

Voor deze cursus kunnen de “activiteiten” vervangen worden door “concentraties”.

De fout die men maakt door concentraties te schrijven in plaats van activiteiten is afhankelijk van de waarde van de concentraties (wordt groter, naarmate de concentratie toeneemt); ze bedraagt doorgaans 5 à 10%. Dergelijke berekeningen zijn dus principieel te beschouwen als benaderingen.

De thermodynamisch afgeleide evenwichtsconstante K is (in tegenstelling tot Kc) dimensieloos. De IUPAC (Internationale Vereniging voor Zuivere en Toegepaste Chemie) aanvaardt nochtans dimensies en eenheden voor de evenwichtsconstanten KC (en KP – zie verder).

De evenwichtsconstante Kc

25 4 De evenwichtsconstante Kp Voor reacties waarbij gassen betrokken zijn laat het meten van partieeldrukken toe om snel de samenstelling te bepalen. Bij evenwicht is het dan ook gebruikelijk om gebruik te maken van deze partieeldrukken. In dergelijke gevallen maken we gebruik van de evenwichtsconstante Kp. De index “p” geeft aan dat wordt gewerkt met evenwichtspartieeldrukken.

Voor de dissociatie van distikstoftetroxide: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g), schrijven we 𝐾𝐾𝑝𝑝 =

2 𝑝𝑝𝑁𝑁𝑂𝑂 2

𝑝𝑝𝑁𝑁2 𝑂𝑂4

Het spreekt voor zich dat voor heterogene chemische evenwichten de partieeldrukken van de zuivere vaste stoffen en vloeistoffen niet voorkomen in de uitdrukking van Kp. De partieeldruk werd gedefinieerd (OLOD Algemene Chemie – Structuur) als de botsing van de gasmoleculen tegen de wand van het recipiënt waarin ze zich bevinden.

Voor de moleculen van vaste stoffen en vloeistoffen bestaat deze beweeglijkheid niet en kan bijgevolg geen partieeldruk worden gemeten!

Voorbeeld CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) met KP = 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐

De evenwichtsconstante Kp

26 5 Verband tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc Tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc bestaat een mathematisch verband. Dit verband kan snel worden opgesteld door toepassen van de ideale gaswet.

We zullen dit illustreren aan de hand van 2 voorbeelden.

Voorbeeld 1: homogeen chemisch evenwicht N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) We schrijven: Kp =

𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵

𝟐𝟐

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶𝟒𝟒

Voor de respectievelijke gassen die zich bevinden in hetzelfde volume V en bij dezelfde temperatuur , passen we de ideale gaswet toe: 𝑷𝑷𝑵𝑵𝑵𝑵𝟐𝟐 .V = 𝒏𝒏𝑵𝑵𝑵𝑵𝟐𝟐 .RT en 𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐𝑶𝑶𝟒𝟒 .V = 𝒏𝒏𝑵𝑵𝟐𝟐𝑶𝑶𝟒𝟒 .RT

We vormen dit mathematisch om naar de partieeldrukken: 𝑷𝑷𝑵𝑵𝑵𝑵𝟐𝟐 = 𝒏𝒏𝑵𝑵𝑵𝑵𝟐𝟐 .

𝑹𝑹𝑹𝑹 𝑽𝑽

en

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐𝑶𝑶𝟒𝟒 = 𝒏𝒏𝑵𝑵𝟐𝟐𝑶𝑶𝟒𝟒 .

𝑹𝑹𝑹𝑹 𝑽𝑽

We vervangen in de uitdrukking van Kp: Kp =

𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵

𝟐𝟐

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶𝟒𝟒

=

𝑹𝑹𝑹𝑹 𝟐𝟐 ) 𝟐𝟐 𝑽𝑽 𝑹𝑹𝑹𝑹 𝒏𝒏𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶𝟒𝟒 . 𝑽𝑽

𝒏𝒏𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵 .(

=

𝒏𝒏𝟐𝟐 𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵 𝑽𝑽𝟐𝟐 𝒏𝒏𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵 𝑽𝑽

.𝑹𝑹𝑹𝑹 =

[𝐍𝐍𝐍𝐍𝟐𝟐 ]𝟐𝟐 . 𝑹𝑹𝑹𝑹 [𝐍𝐍𝟐𝟐 𝐎𝐎𝟒𝟒 ]

= 𝑲𝑲𝒄𝒄 ∙ 𝑹𝑹𝑹𝑹

We hebben in deze afleiding gebruik gemaakt van de definitie van molaire concentratie, namelijk: [component x] =

𝒏𝒏𝑿𝑿 𝑽𝑽

In de uitdrukking: Kp = Kc. (RT)1, vinden we de exponent “1” snel door gebruik te maken van de stoichiometrie in de reactievergelijking, namelijk: 2(~ stoichiometrische coëfficiënt NO2) – 1 (~ stoichiometrische coëfficiënt N2O4).

Voorbeeld 2: heterogeen chemisch evenwicht PCl5 (s) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g)

We schrijven Kp = 𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝟑𝟑 . 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 Verband tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc

27 Voor de respectievelijke gassen die zich bevinden in hetzelfde volume V en bij dezelfde temperatuur , passen we de ideale gaswet toe: 𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝟑𝟑 .V = 𝒏𝒏𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝟑𝟑 .RT en 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 .V = 𝒏𝒏𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 .RT

We vormen dit mathematisch om naar de partieeldrukken: 𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝟑𝟑 =

𝒏𝒏𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝑷𝟑𝟑 𝑽𝑽

.RT = [ PCl3 ].RT en 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 =[ Cl2 ].RT

We vervangen in de uitdrukking van Kp:

Kp =[PCl3].RT.[Cl2].RT = [PCl3].[Cl2].(RT)2 = Kc. (RT)2 In de uitdrukking: Kp = Kc. (RT)2, vinden we de exponent “2” snel door gebruik te maken van de stoichiometrie in de reactievergelijking, namelijk: 1(~ stoichiometrische coëfficiënt PCl3) + 1 (~ stoichiometrische coëfficiënt Cl2) – 0 (aan de reagenszijde bevinden zich GEEN gasvormige componenten).

Algemeen schrijven we: Kp = Kc. (RT)∆n In deze uitdrukking is ∆n = (som van de stoichiometrische componenten van de gasvormige reactieproducten) (som van de stoichiometrische componenten van de gasvormige reagentia)

Verband tussen de evenwichtsconstanten Kp en Kc

28 6 Eenheid van de evenwichtsconstanten Kp en Kc De eenheid van KC en Kp is afhankelijk van de stoichiometrie in de reactievergelijking.

We zullen dit illustreren aan de hand van een aantal voorbeelden.

Reactievergelijking N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 Ag + (aq) + 2 CN − (aq) ⇄

H2 (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 HCl (g)

Rekenwerk ]2

Ag(CN)− 2

Ag2S (s) ⇄ 2Ag + (aq) + S 2− (aq) CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g) Reactievergelijking N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3

Ag + (aq) + 2 CN − (aq) ⇄ Ag(CN)− 2 H2 (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 HCl (g) Ag2S (s) ⇄

2Ag + (aq) + S 2− (aq)

CaCO3 (s) ⇄ CaO (s) + CO2 (g)

[NH3 [N2 ].[H2 ]3

= M.M3

[Ag(CN)2 ] [𝐴𝐴𝐴𝐴+ ].[𝐶𝐶𝐶𝐶 − ]2 [HCl]2 [H2 ].[Cl2 ]

Eenheid Kc M2

=

M

= M.M2 M2 M.M

1 𝑀𝑀 2 1 𝑀𝑀 2

= M-2 = M-2

Dimensieloos = geen eenheid

[Ag + ]2.[ S 2−] = M2.M

M3

[CO2] = M

M

Rekenwerk

Eenheid KP

(druk)2 druk.(druk)3

Kp bestaat niet

Voor druk in bar: 1 -2 2 = bar

𝑏𝑏𝑏𝑏𝑏𝑏

///

(𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑𝑑)2 druk.druk

Dimensieloos = geen eenheid ///

druk

Voor druk in Pa: Pa

Kp bestaat niet

Eenheid van de evenwichtsconstanten Kp en Kc

29 7 Rekenregels voor evenwichtsconstanten Kc en Kp Alle rekenregels zullen worden geïllustreerd aan de hand van voorbeelden.

REGEL 1 De evenwichtsconstante van de omgekeerde evenwichtsconstante van de heen reactie.

reactie

Voor de reactie: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) schrijven we Kp =

is

de

inverse

van

de

𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵

𝟐𝟐

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶𝟒𝟒

Voor de reactie geschreven in de zin van de dimerisatie van stikstofdioxide: 2 NO2 (g) ⇄ N2O4 (g)

schrijven we K’P = 𝟏𝟏

We stellen dus vast dat Kp = 𝑲𝑲′

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶𝟒𝟒 𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵

𝟐𝟐

𝑷𝑷

REGEL 2 Wanneer een reactie in meerdere stappen gebeurt is de evenwichtsconstante van de globale reactie gelijk aan het product van de evenwichtsconstanten van de deelreacties (tussenstappen).

We bestuderen de gasfasereactie (alle reagentia en producten zijn gassen):

𝟐𝟐𝟐𝟐𝑶𝑶𝟐𝟐 𝑪𝑪𝑪𝑪 (𝒈𝒈) ⇄ 𝟐𝟐𝟐𝟐𝑶𝑶𝟐𝟐 (𝒈𝒈) + 𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 (𝒈𝒈) met als evenwichtsconstante Kc,

KC =

[NO 2 ]2 [Cl 2 ] [NO2 Cl ]2

De gasfasereactie kan worden opgesplitst in twee opeenvolgende stappen, namelijk: stap 1: 𝑵𝑵𝑶𝑶𝟐𝟐 𝑪𝑪𝑪𝑪 ⇄ 𝑵𝑵𝑶𝑶𝟐𝟐 + 𝑪𝑪𝑪𝑪 met K 'C = en

[NO 2 ][Cl] [NO 2 Cl]

stap 2: 𝑵𝑵𝑶𝑶𝟐𝟐 𝑪𝑪𝑪𝑪 + 𝑪𝑪𝑪𝑪 ⇄ 𝑵𝑵𝑶𝑶𝟐𝟐 + 𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 met K 'C' =

[NO 2 ][Cl 2 ] [NO 2 Cl][Cl]

Optellen van de reactievergelijkingen in stap 1 en stap 2, geeft de reversibele reactie.

Rekenregels voor evenwichtsconstanten Kc en Kp

30 Anderzijds vinden we dat

K 'C K 'C' = K C

REGEL 3 Wordt in een reactievergelijking de stoichiometrie vermenigvuldigd met een factor a, dan zal de nieuwe evenwichtsconstante kunnen worden berekend door de gegeven evenwichtsconstante te verheffen met een macht a.

We bestuderen de gasfase reactie: N2 + ½ O2 ⇄ N2O

Voor deze reactie is Kp,1 =

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶

𝟏𝟏/𝟐𝟐 𝟐𝟐

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 .𝑷𝑷𝑶𝑶

Vermenigvuldigen we de reactie met een factor 2: 2 N2 + O2 ⇄ 2 N2O met Kp,2 =

𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵𝑵

𝑷𝑷𝟐𝟐𝑵𝑵𝑵𝑵 .𝑷𝑷𝑶𝑶𝟐𝟐

=(

𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 𝑶𝑶

𝟏𝟏/𝟐𝟐 𝑷𝑷𝑵𝑵𝟐𝟐 .𝑷𝑷𝑶𝑶 𝟐𝟐

)𝟐𝟐

Mathematisch stellen we dus vast dat Kp,2 = 𝑲𝑲𝟐𝟐𝑷𝑷,𝟏𝟏

Rekenregels voor evenwichtsconstanten Kc en Kp

31 8 Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp 8.1 Evalueren van de positie van de evenwichtsligging De getalwaarde van de evenwichtsconstante bepaalt de voorkeursrichting van de evenwichtsreactie. De interpretatie berust op overeenkomsten. Algemeen kan men het volgende stellen: •

een grote waarde van KC (dit betekent KC > 1010) duidt op een volledig aflopende reactie;

•

wanneer KC > 103 dan overheersen de reactieproducten bij evenwicht;

•

is KC < 10-3 dan overheersen de reagentia bij evenwicht;

•

indien 10-3 < KC <103 bevinden zich vergelijkbare concentraties aan reagentia en producten in het evenwichtsmengsel.

•

is KC < 10-10 dan kan men de reactie als onbestaande beschouwen. Er is geen omzetting van reagentia in reactieproducten.

De waarde van de evenwichtsconstante geeft absoluut geen aanduiding over de snelheid waarmee een evenwichtstoestand zich instelt! De snelheid van de reactie wordt verder in dit hoofdstuk besproken.

8.2 Voorspellen van de richting van de reactie Voor elke evenwichtsreactie kan een reactiequotiënt Qc en/of Qp worden opgesteld. De uitdrukking van dit reactiequotiënt is identiek aan deze van de evenwichtsconstante, maar de waarden die worden ingevuld in de uitdrukking zullen GEEN bijdragen (concentraties/ partieeldrukken) zijn bij evenwicht.

Het reactiequotiënt voor een algemene gasfase reactie : aA + bB ⇄ cC + dD

wordt geschreven als:

Qc =

[C]c .[D]d a

b

[A] .[B]

en

QP =

PcC .Pd D

PaA .Pb B

Het reactiequotiënt is een zeer nuttige waarde. Ze laat niet enkel toe na te gaan of het evenwicht in een reactie is bereikt, maar ook in welke richting de reactie zal optreden om het evenwicht te bereiken.

Voorbeeld 1 Een eenvoudig voorbeeld is het evenwicht in de gasfase tussen butaan en isobutaan: butaan ⇄ isobutaan

De uitdrukking van de evenwichtsconstante is: K C =

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

[isobutaan ] = 2,5 [butaan ]

bij 298 K

32 Indien de evenwichtsconcentratie van één van de stoffen gekend is, dan kan men daaruit de enige waarde afleiden van de evenwichtsconcentratie van de andere verbinding.

Voor een waarde van [butaan]evenwicht = 0,80 M is de corresponderende evenwichtswaarde [isobutaan] = 0,8 M . 2,5 = 2,0 M. Dit eenvoudig evenwicht kan men grafisch voorstellen: alle combinaties [butaan]e/ [isobutaan]e liggen op een rechte (Figuur 5). Enkel bij evenwicht geldt: 𝑸𝑸𝒄𝒄 =

[𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢𝐢] [𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛𝐛]

= 𝑲𝑲𝒄𝒄 = 𝟐𝟐, 𝟓𝟓

De koppels [butaan],[isobutaan] die niet op de rechte liggen voldoen niet aan de evenwichtsvoorwaarde en hiervoor is de waarde van QC ≠ KC. De reactie zal verder naar evenwicht evolueren.

Voor de waarden [butaan] = [isobutaan]= 1.5 M bedraagt de waarde van QC =1. Dit betekent: QC < KC. Deze samenstelling is dus geen evenwichtssamenstelling. De reactie zal verder doorgaan om evenwicht te bereiken. Het is evident dat, om het evenwicht te bereiken, de waarde van [butaan] moet afnemen: de reactie verschuift naar rechts waardoor de waarde van [isobutaan] zal stijgen.

Figuur 5: Evenwichtsvoorwaarde voor het stelsel butaan/isobutaan. De evenwichtsvoorwaarde is slechts voldaan voor waarden van de koppels [butaan], [isobutaan] die zich op de rechte bevinden.

Voor een koppel dat zich niet op de rechte bevindt zal de reactie naar evenwicht evolueren (pijl).

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

33 Voorbeeld 2 In een gesloten ruimte van 0,500 m3 bevinden zich initieel: 0,200 mol CH4 (g); 0,300 mol H2O (g); 0,100 mol CO2 (g) en 0,400 mol H2 (g). Dit mengsel wordt opgewarmd tot 100 K en volgend evenwicht stelt zich in.

CH4 (g) + 2H2O (g) ⇄ CO2 (g) + 4H2 (g)

Bij 1000 K is KC = 5,48.10-3 (mol/l)2

a. Stemt de gegeven samenstelling overeen met de evenwichtssamenstelling? Toon aan adhv van de nodige berekeningen. b. In welke richting verloopt de reactie om evenwicht te bereiken?

Antwoorden: a. Is gegeven samenstelling = evenwichtssamenstelling?

Indien de gegeven waarden overeenstemmen met evenwicht, dan zou het invullen van deze waarden in de uitdrukking van de evenwichtsconstante, een waarde moeten opleveren die gelijk is aan 5,48.10-3 (mol/l)2. Belangrijk is wel dat de hoeveelheden in mol eerst worden omgerekend naar molconcentratie (waarden in mol/L).

Dus [CH4]geg = 0,200/500 (mol/l) [H2O]geg = 0,300/500 (mol/l) [CO2]geg = 0,100/500 (mol/l) [H2]geg = 0,400/500 (mol/l) 4 Het reactiequotiënt Qc bedraagt: Q = [CO 2 ]i [H 2 ]i = 5,69.10 -7 (mol/l) 2 c 2

[CH 4 ]i [H 2 O]i

Vermits Qc ≠ Kc, is de gegeven samenstelling niet de evenwichtssamenstelling. b. In welke richting verloopt reactie tot evenwicht?

We stellen vast dat Qc << Kc. Opdat Qc zou vergroten, nodig om de waarde van KC (nl. 5,48.10-3) te bereiken, moeten de getallen in de teller vergroten en deze in de noemer verkleinen. De bijdragen van de reagentia in de teller moeten dus dalen. Met andere woorden, de reactie zal evolueren van links naar rechts en dit tot evenwicht wordt bereikt.

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

34 Algemeen kunnen we besluiten: de richting waarin een reactie optreedt om evenwicht te bereiken wordt bepaald door de waarde van Qc ten opzichte van Kc (Figuur 6).

•

is Qc < Kc dan verloopt de reactie in de richting van de producten;

•

is Qc = Kc dan bevindt de reactie zich bij evenwicht. De gegeven concentraties stemmen overeen met de evenwichtssamenstelling;

•

is Qc > Kc dan verloopt de reactie in de richting van de reagentia.

Door het optreden van de reactie in een bepaalde richting zal de waarde van Qc veranderen tot ze gelijk wordt aan Kc; de waarde van Kc is steeds constant!

Figuur 6: Relatieve waarde van Qc tov Kc laat toe om richting van een reversibele reactie te voorspellen.

In geval van gasfase reacties wordt dikwijls met Kp gewerkt. In dergelijke gevallen zal een Qp worden berekend. Vergelijking van deze numerieke waarde van Qp met de waarde van Kp laat volledig analoog toe om de richting van de reversibele gasfasereactie te voorspellen.

8.3 Berekenen van de evenwichtssamenstelling De evenwichtsconstante laat toe om evenwichtssamenstellingen te berekenen.

Daartegenover kan uitgaande van de evenwichtssamenstelling de waarde van de evenwichtsconstante worden berekend.

Een belangrijk onderdeel in de redenering is de zogenaamde massabalans.

De massabalans wordt steeds onder tabel vorm voorgesteld. In deze tabel vind je steeds de 4 volgende lijnen: •

Reactievergelijking met aandacht voor stoichiometrie

•

Hoeveelheden van reagentia en/of producten bij de start van de reactie aanwezig

•

De hoeveelheden die weg reageren; gebruik van stoichiometrie is hierbij essentieel

•

De hoeveelheden aanwezig wanneer reactie evenwicht bereikt.

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

35 We lichten dit toe aan de hand van een aantal concrete voorbeelden.

Voorbeeld 1 We beschouwen opnieuw het evenwicht in de gasfase tussen butaan en isobutaan: butaan ⇄ isobutaan.

Wanneer [butaan] = 1,5 M en [isobutaan] = 1,5 M dan is dit NIET de evenwichtssamenstelling, vermits Qc < KC. Butaan zal zich verder moeten omzetten om evenwicht te bereiken.

We kunnen dit als volgt voorstellen: • •

Initieel is van butaan en isobutaan 1,5 M aanwezig Een hoeveelheid x aan butaan zet zich om tot isobutaan.

Vertaald in de tabelvorm van de massabalans, wordt dit: butaan

⇄

isobutaan

Initieel

1,5 (M)

Reactie

-x

+x

Bij evenwicht

1,5 - x

1,5 + x

Bij evenwicht geldt: K C = 2,5 =

1,5 (M)

1,5 + x 1,5 − x

Hieruit kan men de evenwichtswaarde van x berekenen 2,5 (1,5 – x) = 1,5 + x

⇒ x = 0,64 (uitgedrukt in mol/l)

De samenstelling bij evenwicht is dus: [butaan]evenwicht = 0,86 M; [isobutaan]evenwicht= 2,14 M

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

36 Voorbeeld 2 Een gesloten recipiënt van 2,00 l (constant volume) wordt initieel gevuld met: 5,80 mol HI; 0,600 mol H2 en 0,100 mol I2 Bij 448 °C gebracht, stelt zich een chemisch evenwicht in en men vindt o.a. 0,500 mol I2 in het recipiënt.

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g)

Bereken KC en KP voor deze reactie.

Oplossing: In de massabalans vullen we alle informatie uit het gegeven in.

In de uitdrukking van Kc werken we met evenwichtsconcentraties. De gegevens in aantal mol moeten dus eerst worden omgerekend naar concentratie!!!!!

H2 beginconcentratie reactie

I2

HI

0,600 mol/2L

0,100 mol/2L

5,80 mol/ 2L

= 0,300 M

= 0,050 M

= 2,900 M

+x

+x

-2x

0,250

2,900 – 2x M

Evenwichtsconcentratie 0,300 + x

In de tabel lezen we duidelijk dat de concentratie van I2 is toegenomen. Het initiële mengsel bevond zich dus niet bij evenwicht. Om evenwicht te bereiken heeft HI zich omgezet tot H2 en I2. We vinden dus dat hun hoeveelheid met een waarde “+x” is toegenomen; bijgevolg is de concentratie van HI met een waarde “2x” gedaald. De stoichiometrie moet uiteraard worden gerespecteerd!

We lezen in de tabel: 0,050 + x = 0,250  x = 0,200 M Bijgevolg zijn de evenwichtsconcentraties: [H2] = 0,300 M + 0,200 M = 0,500 M [I2] = 0,250 M [HI] = 2,900 M – 2.0,200 M = 2,50 M Dus we vinden: K C =

[HI]2 = (2,50) = 50,0 [H 2 ][I 2 ] 0,500 × 0,250 2

(dimensieloos = geen eenheid)

p 2HI KP = = Kc. (R.T)∆n met ∆n = 2 – (1+1) = 0 p H2 p I2 Kp = Kc = 50,0

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

37 Voorbeeld 3 Een mengsel van 1,00 mol PCl5 en 0,500 mol PCl3 wordt, in een gesloten recipiënt van 10,0 L, verwarmd tot 533 K. Bij die temperatuur treedt de evenwichtsreactie op: PCl5 (s) ⇄ PCl3 (l) + Cl2 (g) met KC = 0,040 mol/L

Bepaal de evenwichtssamenstelling van dit mengsel (in mol).

Oplossing: PCl5 (s) is een zuivere vaste stof en PCl3(l) is een zuivere vloeistof. We kunnen voor deze stoffen in deze opgave geen concentratie berekenen. (ter herinnering: het volume van 10,0 L is het volume dat wordt ingenomen door de gasvormige componenten, maar NIET door de vaste stof of vloeistof).

Voor deze heterogene reactie is Kc = [Cl2]evenwicht = 0,410 mol/L. We vinden dus [Cl2]evenwicht = 0,410 mol/L ⇒ 𝐧𝐧𝐂𝐂𝐂𝐂𝟐𝟐, evenwicht = 0,040 mol/L x 10,0L = 0,400 mol Gebruiken we deze informatie in de massabalans PCl5 (s) ⇄ PCl3 (l) + Cl2 (g) PCl5

PCl3

Cl2

begin aantal mol

1,00

0,500

0

Reactie

1,00 - x

0,500 + x

x

Bij evenwicht

1,00 - x

0,500 + x

0,400 (mol!)

De evenwichtssamenstelling wordt: •

Aantal mol PCl5 = 1,00 – 0,400 = 0,60 mol

•

Aantal mol PCl3 = 0,500 + 0,400 = 0,900 mol

•

Aantal mol Cl2 = 0,400 mol

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

38 Voorbeeld 4 Voor de evenwichtsreactie: FeO (s) + CO (g) ⇄ Fe (s) + CO2 (g) is KP = 0,403 bij 1000 °C. Een gesloten ruimte met constant volume V bevat: • CO (g) onder een druk van 105 Pa • een overmaat FeO (s) Bereken de partieeldrukken van CO en CO2 bij het evenwicht.

Oplossing: De reactie is een reversibel heterogeen evenwicht dus KP =

𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪

= 0,403

Op basis van de gegevens, namelijk Kp en de initiële samenstelling in partieeldruk, beslissen we om de massabalans op te stellen in partieeldruk.

De reactor is zo gevuld dat alleen de omzetting van CO tot CO2 kan optreden. In de massabalans nemen we de bijdrage van de vaste stoffen niet op, vermits hiervoor geen partieeldruk kan worden berekend!

KP =

𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟐𝟐 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪

=

CO

CO2

Begindruk (Pa)

105

0

partieeldruk bij ⇄ (Pa)

105 - x

x

𝒙𝒙 𝟏𝟏𝟏𝟏𝟓𝟓 −𝒙𝒙

= 0,403

⇒ x = 0,403.(105 – x) ⇒ x = p CO 2 , evenwicht = 0,287.105 Pa

⇒ pCO, evenwicht =(105 - 0,287.105 )Pa= 0,713.105 Pa

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

39 Voorbeeld 5 Een gesloten ruimte met volume V bevat: • •

H2 (g) onder een druk van 105 Pa grafiet (= koolstof, s)

Gebracht bij 1000 °C stelt zich het volgende evenwicht in: C (s) + 2H2 (g) ⇄ CH4 (g) In het evenwichtsmengsel is 𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟒𝟒 = 0,138.105 Pa

Bereken: • De waarde van KP (bij 1000 °C) voor dit evenwicht • De partieeldruk p H 2 in het evenwichtsmengsel.

Oplossing: De reactie is een reversibel heterogeen evenwicht, we schrijven KP =

𝑷𝑷𝑪𝑪𝑪𝑪𝟒𝟒 𝑷𝑷𝟐𝟐𝑯𝑯

𝟐𝟐

Op basis van de gegevens (partieeldruk bij evenwicht) en het gevraagde, namelijk Kp, beslissen we om de massabalans op te stellen in partieeldruk.

Zij "x" de hoeveelheid CH4 (in partieeldruk) gevormd tijdens de evolutie naar evenwicht, dan reageert (door gebruik te maken van de stoichiometrie) een hoeveelheid 2x aan H2 (in partieeldruk) weg. Dus de massabalans wordt: H2

CH4

begindruk

105

0

reactie

105 – 2x

x

Partieeldruk bij ⇄

105 – 2x

0,138.105 Pa

Merk op: in deze massabalans werden de vaste stoffen die deelnemen aan de reactie niet opgenomen. Van vaste stoffen kan nooit een partieeldruk worden beschouwd!

We lezen in de tabel: 0 + x = 0,138.105 Pa dus x = 0,138.105 Pa De partieeldruk van H2 bij evenwicht: p H 2 = 105 – 2*0,138.105 = 0,724.105 Pa

 KP =

p CH 4 p

2 H2

=

0,138.105

(0,724.10 )

5 2

= 0,263.10-5 Pa-1

Merk op: in het antwoord wordt voor Kp niet alleen de waarde, maar ook de eenheid vermeld.

Dit is verplicht.

Gebruik van de evenwichtsconstanten Kc en Kp

40 9 Het principe van Le Chatelier 9.1 Kwalitatieve benadering Een industriële synthese streeft naar een zo hoog mogelijke omzettingsgraad. Met andere woorden we willen zo veel mogelijk reagentia omzetten naar producten.

Voor eenzelfde evenwichtsreactie kan de omzettingsgraad (alsook het rendement) sterk evolueren als functie van: • • • •

Temperatuur Druk Volume Hoeveelheden van reagentia of producten

De invloed van deze parameters op de evolutie van het evenwicht wordt uitgedrukt in het "principe van LE CHATELIER".

Het principe van Le Chatelier stelt: wanneer men op een mengsel in chemisch evenwicht één van de parameters, die het evenwicht beheersen, wijzigt, dan zal de aangebrachte wijziging, door een passende reactie (naar rechts of naar links) zoveel mogelijk tegenwerkt worden.

9.2 De invloed van veranderende concentraties Bestuderen we de ammoniaksynthese volgens het Haber-Bosch procédé: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g)

Kc,700 K = 0,290

Experimenteel vinden we dat de gesloten reactor bij evenwicht 0,50 M N2; 3,00 M H2 en 1,98 M NH3 bevat.

Wanneer aan dit mengsel een hoeveelheid N2 wordt toegevoegd tot een concentratie van 1,50 M, dan wordt het eerdere evenwicht verstoord!

(1,98)2

Door toevoegen van N2 vinden we dat Qc < Kc; namelijk Qc = (1,50).(3)3 = 0,097.

Het systeem zal reageren met als doel het evenwicht te herstellen. Dit betekent: de N2 concentratie moet dalen, hierdoor zal de H2 concentratie eveneens dalen; de NH3 concentratie daarentegen zal toenemen. Deze verdere N2 omzetting zal optreden tot opnieuw evenwicht wordt bereikt, dus tot Qc = Kc (Figuur 7).

Tijdens de industriële productie van ammoniak wordt het rendement opgedreven door het gevormde ammoniak vloeibaar te maken. Dit stemt overeen met het verwijderen van gasvormig NH3 in de gasfasereactie. Vloeibaar maken van ammoniak verstoort bijgevolg het gasfase evenwicht. Het systeem reageert door ammoniak opnieuw aan te maken. Bijgevolg zien we de concentratie aan H2 en N2 dalen .

Het principe van Le Chatelier

41

Figuur 7: Principe van Le Chatelier bij wijzigen evenwichtssamenstelling: toevoegen van reagens (N2)

We besluiten: het chemisch evenwicht kan worden verstoord door verwijderen van reagentia, door toevoegen van producten of door verwijderen van producten aan het evenwichtsmengsel.

Bij elk van deze veranderingen zal reactie optreden tot het evenwicht wordt hersteld.

Algemeen kan worden afgeleid: •

•

wordt een hoeveelheid van een component (reagens of product) toegevoegd aan een evenwichtsmengsel, dan verloopt de reactie in de richting die zorgt voor de consumptie van die component tot opnieuw evenwicht wordt bereikt; wordt een hoeveelheid bestanddeel (reagens of product) verwijderd uit een evenwichtsmengsel, dan verloopt de reactie in de richting die zorgt voor de aanmaak van het verwijderde bestanddeel tot opnieuw evenwicht wordt bereikt.

Valkuil LET OP: bij heterogene reacties zal toevoegen of verwijderen van een bestanddeel dat geen onderdeel is van de evenwichtsconstante (met andere woorden: de zuivere vaste stoffen en vloeistoffen), het systeem in evenwicht niet beïnvloeden.

Oefening 1 1. Voor de reactie: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ⇄ 3 Fe (l) + 3 CO2 (g) • •

Schrijf de uitdrukking van Kp en Kc. Voor het systeem in evenwicht, wat gebeurt met het evenwicht o Bij toevoegen van Fe2O3

Het principe van Le Chatelier

42 o o

Verwijderen van CO2 Toevoegen van CO.

Geef ook een verklaring.

Antwoord: •

Uitdrukking Kp?

KP =

•

Uitdrukking Kc?

KC =

𝟑𝟑 𝐏𝐏𝐂𝐂𝐂𝐂𝐂𝐂 𝟑𝟑 𝐏𝐏𝐂𝐂𝐂𝐂

[𝐂𝐂𝐂𝐂𝟐𝟐 ]𝟑𝟑 [𝐂𝐂𝐂𝐂]𝟑𝟑

In de uitdrukkingen komen enkel de gasvormige componenten voor!

•

Invloed op evenwicht o Bij toevoegen van Fe2O3: GEEN, Fe2O3 is een vaste stof. Toevoegen er van zal de evenwichtssamenstelling niet beïnvloeden. o Bij verwijderen van CO2: CO2 is een gasvormig reactieproduct. Als CO2 wordt verwijderd bij evenwicht, dan zal dit evenwicht worden verstoord. Het geheel reageert door deze component opnieuw bij te maken en dit tot evenwicht opnieuw wordt bereikt (dus mathematisch, tot Q = K). o Bij toevoegen van CO: CO is een gasvormig reagens. Als CO wordt toegevoegd bij evenwicht, dan zal dit evenwicht worden verstoord. Het geheel reageert door van deze component de hoeveelheid opnieuw te doen dalen en dit tot evenwicht opnieuw wordt bereikt (dus mathematisch, tot Q = K). De reactie verloopt dus naar rechts tot het nieuwe evenwicht wordt bereikt.

Oefening 2 (zelf aan de slag) Voor de reactie: H2O (g) + CO (g) ⇄ H2 (g) + CO2 (g) • •

Schrijf de uitdrukking van Kp en Kc. Voor het systeem in evenwicht, welke van onderstaande acties veroorzaakt een rendementsverhoging in de productie van H2? Leg uit. o Bij toevoegen van CO o toevoegen van CO2 o verwijderen H2O

Geef ook een verklaring

Het principe van Le Chatelier

43 9.3 De invloed van druk en volume De invloed van de druk op een reactie in de gasfase wordt besproken aan de hand van een voorbeeld.

Bestuderen onderstaande reactie: PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g)

met

KP =

' PPCl P' 3 Cl 2 ' PPCl 5

' ' ' Hierbij zijn de partieeldrukken PPCl3 , PCl 2 en PPCl5 de waarden bij evenwicht.

Stel dat men het volume halveert, dan zullen de partieeldrukken verdubbelen; het reactiequotiënt Qp wordt:

QP =

' 2PPCl 2PCl' 2 3 ' 2PPCl 5

= 2K P

dus QP > KP

Het reactiequotiënt moet evolueren naar de waarde van de evenwichtsconstante, KP. Bijgevolg zullen de partieeldrukken van PCl3 en Cl2 moeten dalen terwijl die van PCl5 bijgevolg zal toenemen: het evenwicht wordt naar links verschoven ( ← ).

In termen van het principe van Le Chatelier zal het systeem dus reageren op deze drukverhoging door een vermindering van het aantal gasmoleculen, waardoor de drukverhoging wordt tegengewerkt.

Bij een drukverlaging zal het systeem reageren door de reactie te laten doorgaan in de richting van het grootste aantal gasmoleculen. Dit werkt de drukverlaging tegen.

De invloed van een volumeverandering wordt geïllustreerd aan de hand van de reactie 2NO2

(g)

→ N2O4 ←

(g)

KC = 170 bij 298 K

Wat gebeurt met het evenwicht indien het reactorvolume plots verdubbeld wordt? Het onmiddellijke resultaat is dat de concentraties van de beide verbindingen halveren, waardoor het evenwicht verstoord is. Stel dat bij evenwicht de concentraties van NO2 en N2O4 respectievelijk 0,0128 M en 0,0280 M bedragen. Bij verdubbelen van het volume worden de concentraties ogenblikkelijk 0,0064 M en 0,0140 M. Het reactiequotiënt is nu Qc = 0,0140/(0,0064)2 = 341,8. Dus Qc > KC. Het systeem tracht zijn evenwicht te herstellen tot Qc = KC. De reactie zal bijgevolg naar links verschuiven; dus naar de kant met het grootste aantal gasmoleculen.

Volgens de verwoording van Le Chatelier: een reactie reageert op een volumetoename door het totale aantal gasmoleculen te verhogen en dat kan alleen door de reactie naar links te laten opschuiven: twee moleculen stikstofdioxide worden gevormd voor elke molecule distikstoftetroxide die ontbindt.

Het principe van Le Chatelier

44 Het principe van Le Chatelier leert dan ook dat bij een volumevermindering op een systeem in evenwicht, deze daling zal worden tegengewerkt door de reactie te laten verlopen in de richting van het minste aantal gasmoleculen. Een kleiner volume impliceert namelijk minder plaats voor de aanwezige gasmoleculen.

Valkuil LET OP: Bij het toepassen van het principe van Le Chatelier op een heterogeen evenwicht, kan de invloed van druk en volume op zuivere vaste stoffen en vloeistoffen worden verwaarloosd. Voor vaste stoffen en vloeistoffen is het volume en ook de concentratie onafhankelijk van de druk. Deze componenten worden dus niet in rekening gebracht bij het evalueren van een evenwichtsverstoring als gevolg van druk- of volumeverandering.

Oefening 1 Beschouw het evenwicht: H2 (g) + Br2 (l) ⇄ 2 HBr (g)

Hoe wordt dit evenwicht beïnvloed wanneer het volume van het reactievat wordt gehalveerd?

ANTWOORD: Volgens het principe van Le Chatelier zal het systeem reageren door de reactie te laten doorgaan in de richting van het minste aantal gasmoleculen. Door volumedaling is minder ruimte beschikbaar en dus daling van aantal gasmoleculen zal die volumevermindering compenseren. Voor deze reactie zal het systeem reageren door de reactie te laten verlopen van rechts (~ 2 mol gasmoleculen – zie stoichiometrie) naar links ( 1 mol gasmoleculen) en dit tot opnieuw evenwicht wordt bereikt.

Oefening 2 (zelf aan de slag) Voor de ammoniaksysnthese: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) In welke richting evolueert de reactie • wanneer het volume wordt verdubbeld?

• Wanneer de druk wordt verdubbeld?

Verklaar telkens je antwoord.

Het principe van Le Chatelier

Kc,700 K = 0,291 M-2

45 Oefening 3 (zelf aan de slag) Neemt de vorming van reactieproducten toe wanneer voor volgende evenwichten het volume wordt verminderd: Evenwicht 1: CaO (s) + CO2 (g) ⇄ CaCO3 (s) Evenwicht 2: 3 Fe (s) + 4 H2O (g) ⇄ Fe3O4 (s) + 4 H2 (g) Verklaar (voor beide evenwichten) je antwoord.

9.4 De invloed van temperatuur Bij het veranderen van de parameters druk, volume of concentraties (van producten/reagentia) kon de invloed op de evenwichtsligging worden geëvalueerd door vergelijken van het reactiequotiënt met de waarde van de evenwichtsconstante, die voor een gegeven temperatuur een constante waarde heeft.

Wordt de temperatuur van de evenwichtsreactie gewijzigd, dan wijzigt ook de waarde van de evenwichtsconstante.

De ammoniaksynthese volgens het Haber-Bosch procédé is een exotherme reactie. Dit betekent dat tijdens de vorming van ammoniak warmte vrijkomt. Deze warmte wordt dus genoteerd aan de kant van de reactieproducten: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) + warmte

Experimenteel wordt vastgesteld: hoe hoger de reactietemperatuur, hoe kleiner de waarde van de evenwichtsconstante (tabel CE.2).

Met andere woorden: verloopt de ammoniakproductie bij een hogere temperatuur dan wordt minder ammoniak gevormd. Dit is industrieel uiteraard minder interessant.

Tabel 2: Waarde van Kc voor de Haber-Bosch reactie bij verschillende temperaturen

T (in K)

Kc

300

2,6.108

500

1,7.102

700

2,9.10-1

900

8,1.10-3

Bovenstaande waarneming kan (kwalitatief) worden verklaard door het principe van Le Chatelier, namelijk: bij een temperatuursverhoging reageert het systeem in evenwicht zodat deze temperatuur toename wordt gecompenseerd. Verhogen van temperatuur betekent dat warmte wordt toegevoegd aan het systeem. De reactie werkt deze toevoeging tegen door de

Het principe van Le Chatelier

46 reactie te laten verlopen in de endotherme zin. In de endotherme zin wordt de toegevoegde warmte namelijk opgebruikt.

Voor de Haber-Bosch synthese betekent dit concreet: consumptie van warmte vereist reactie in de richting van N2 en H2. Met andere woorden: er wordt finaal minder NH3 gevormd.

Algemeen kan worden afgeleid: •

•

Door warmte toe te voegen aan een evenwichtsmengsel, zal dit evenwicht worden verstoord. Hierdoor zal reactie optreden in de endotherme richting; met andere woorden, de richting die de extra warmte verwijdert.

Door onttrekken van warmte aan een evenwichtsmengsel, zal dit evenwicht worden verstoord. Hierdoor zal reactie optreden in de exotherme richting; met andere woorden, in de richting die warmte produceert.

Het is duidelijk dat om de invloed van temperatuurdaling of temperatuurstijging op evenwichtsligging te evalueren, we informatie moeten hebben over het endo/exo-energetische karakter van de reactie.

Deze informatie kan opgenomen zijn in de reactievergelijking, maar we kunnen deze ook zelf bepalen door het berekenen van de reactiewarmte. Dit kwam aan bod in Hoofdstuk 1: Inleiding en begrippen.

Good practice / Tips & tricks Ken je de formule nog om de reactiewarmte Q van chemische reacties te berekenen?

Schrijf ze ter herinnering hier onder: Reactiewarmte Q =

9.5 De invloed van het toevoegen van inerte stoffen We weten reeds dat een drukverandering ook telkens een volumeverandering veroorzaakt.

Indien de drukstijging echter wordt veroorzaakt door bij constant volume een chemisch inert gas toe te voegen, dan zullen de concentraties en partieeldrukken van de reagentia en producten niet veranderen. Het reactiequotiënt is in dergelijke gevallen nog steeds gelijk aan de evenwichtsconstante (Q = K). Het systeem in evenwicht wordt dus niet verstoord (Figuur 8)!

Een chemisch inert gas is een gas dat zelf niet deelneemt aan de reactie. Voorbeelden zijn argon, helium, stikstof.

Het principe van Le Chatelier

47

Figuur 8: Principe Le Chatelier en toevoegen van inerte verbindingen (V = constant)

9.6 De invloed van een katalysator De ammoniaksynthese volgens het Haber-Bosch procédé is een exotherme reactie.

N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) + warmte Een optimaal NH3 rendement wordt bekomen bij lagere temperaturen. Maar bij deze temperaturen verloopt de reactie te traag om praktisch bruikbaar te zijn. Op industrieel vlak wordt deze synthese uitgevoerd in de aanwezigheid van een katalysator. Toevoegen van een katalysator versnelt de reactie maar beïnvloedt de evenwichtsligging niet.

Zoals ook te zien in Figuur 9 (rechts) zal de snelheid van zowel de heengaande als de terugkerende reactie stijgen. De evenwichtsconcentraties worden dus sneller bereikt.

Figuur 9: Invloed van een katalysator op de evenwichtsreactie

Het principe van Le Chatelier

48 Oefening 1 In de automobielsector worden Pt- katalysatoren toegevoegd om de oxidatie van het schadelijke koolstofmonoxide te versnellen: 2 CO (g) + O2 (g) ⇄ 2 CO2 (g) + warmte Voor een reactorvat gevuld met het evenwichtsmengsel CO, O2 en CO2.

Zal de CO-hoeveelheid stijgen, dalen, onveranderd blijven bij • Toevoegen van de Pt-katalysator; • Temperatuursverhoging; • Druktoename door halveren van volume reactorvat; • Druktoename door toename van argongas; • Druktoenamen door toevoegen van zuurstofgas?

Verklaar telkens je antwoord.

Het principe van Le Chatelier

49 10 Kwantitatieve uitwerking De kwantitatieve uitwerking bij verstoren van evenwicht, zullen we toelichten met concrete uitwerkingen.

Voorbeeld 1 Bij de studie van de kwalitatieve benadering van veranderende concentraties bestudeerden we de ammoniaksynthese volgens het Haber-Bosch procédé: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) met Kc,700 K = 0,290 M-2

Experimenteel vinden we dat de gesloten reactor bij evenwicht 0,50 M N2; 3,00 M H2 en 1,98 M NH3 bevat.

Wanneer aan dit mengsel een hoeveelheid N2 wordt toegevoegd tot een concentratie van 1,50 M, dan wordt het eerdere evenwicht verstoord!

We beredeneerden (Qc < Kc) dat reactie naar rechts zou optreden om een nieuw evenwicht te bereiken.

MAAR: wat is de samenstelling van het “nieuw” evenwichtsmengsel?

We kunnen dit snel oplossen door gebruik te maken van de massabalans, namelijk: N2 (g) Start concentratie reactie Concentratie bij nieuw evenwicht

+

3 H2 (g)

1,50 (M) -x

3,00 (M) - 3.x

1,50 - x

3,00 – 3x

⇄

2 NH3 (g) 1,98 (M) + 2.x 1,98 + 2x

De evenwichtsconcentraties kunnen worden ingevoerd in de evenwichtsconstante: (𝟏𝟏,𝟗𝟗𝟗𝟗+𝟐𝟐𝟐𝟐)𝟐𝟐

Kc,700 K = 0,290 M-2 = (𝟏𝟏,𝟓𝟓𝟓𝟓−𝒙𝒙).(𝟑𝟑,𝟎𝟎𝟎𝟎−𝟑𝟑𝟑𝟑)𝟑𝟑

 x=  Nieuwe evenwichtssamenstelling

Voorbeeld 2 Beschouw de volgende reactie, die wordt uitgevoerd bij 275 °C in een container met constant volume: Mg (s) + H2O (g) ⇄ MgO (s) + H2 (g) met Kc, 275°C = 2,25 In een gesloten vat met bepaald volume V wordt 10,0 g magnesium gemengd met 5,0 g stoom.

Kwantitatieve uitwerking

50 a. Bereken de evenwichtssamenstelling van de gasfase en druk deze uit in massa%.

De hoeveelheden worden gegeven als massa’s, we rekenen dit dus om naar aantal mol.

10,0 g Mg = 0,411 mol Mg en 5 g H2O = 0,28 mol H2O Om de evenwichtssamenstelling te berekenen beschikken we over Kc. Om het aantal mol om te zetten in concentratie hebben we info nodig over het volume waarin de reactie zich afspeelt. Dit volume is niet gekend.

In deze reactievergelijking hoeft het volume niet gekend te zijn, namelijk: Kc =

[𝐇𝐇𝟐𝟐 ] [𝐇𝐇𝟐𝟐 𝐎𝐎]

=

𝒏𝒏𝑯𝑯𝑯𝑯 𝑽𝑽 𝒏𝒏𝑯𝑯𝑯𝑯𝑯𝑯 𝑽𝑽

𝐧𝐧

= 𝐧𝐧 𝐇𝐇𝐇𝐇 = 2,25 𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇𝐇

We stellen de massabalans bijgevolg op met de berekende waarden in aantal mol en houden enkel rekening met de gasvormige componenten.

H2O (g)

Initieel aantal mol 0,28 reactie -x Aantal mol bij evenwicht 0,28 - x 

𝐱𝐱 𝟎𝟎,𝟐𝟐𝟐𝟐−𝐱𝐱

0 +x x

H2 (g)

= 2,25

 x = 0,19 Evenwichtssamenstelling in mol: 0,28 – 0,19 = 0,09 mol H2O en 0,19 mol H2 Evenwichtssamenstelling in massa%: 81 massa% H2O en 19 massa % H2 b. Bij evenwicht in a., wordt het volume van het vat verdubbeld •

•

Hoe verwacht je dat de evenwichtssamenstelling uit a. wordt beïnvloed? Leg uit.

Een volumeverandering op een systeem in evenwicht, zal dit evenwicht verstoren en reactie zal optreden in de richting van meest aantal mol gasdeeltjes.

Voor deze reactie is het aantal mol gasdeeltjes links en rechts van de evenwichtspijl identiek (1 mol H2O versus 1 mol H2).

Het evenwicht wordt dus niet verstoord. De evenwichtssamenstelling verandert niet.

Bereken de evenwichtssamenstelling van de gasfase (in massa%) Evenwichtssamenstelling in massa%: 80,8 massa% H2O en 19,2 massa % H2 – zie berekening in a.

Kwantitatieve uitwerking

51 c. Bij evenwicht in a., wordt de helft van de aanwezige hoeveelheid waterstofgas verwijdert uit het gesloten vat •

•

Hoe verwacht je dat de evenwichtssamenstelling uit a. wordt beïnvloed? Leg uit.

Waterstofgas is een gasvormig reactieproduct. Wordt dit verwijderd dan reageert het systeem door dit opnieuw bij te produceren en dit tot opnieuw evenwicht wordt hersteld.

Bereken de evenwichtssamenstelling (in massa%)

We stellen opnieuw de massabalans: Het initieel aantal mol = het aantal mol in de container direct na verwijderen van waterstofgas.

H2O (g) Initieel aantal mol 0,09 mol reactie -x Aantal mol bij evenwicht 0,09 - x 

𝟎𝟎,𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎𝟎+ 𝐱𝐱 𝟎𝟎,𝟎𝟎𝟎𝟎−𝐱𝐱

0,095 mol +x 0,095 + x

H2 (g)

= 2,25

 x = 0,033 Evenwichtssamenstelling gasfase in mol: 0,09 – 0,033 = 0,067 mol H2O en 0,128 mol H2.

Evenwichtssamenstelling gasfase in massa% vereist dat we het aantal mol omrekenen naar gram.  0,067 mol H2O = 1.21 g H2O en 0.128 mol H2 = 0.256 g H2  82,5 massa% H2O en 17,5 massa % H2

Kwantitatieve uitwerking

52 11 Doelstellingen Doelstellingen na het bestuderen van dit hoofdstuk Ik kan de uitdrukking van Kp en Kc schrijven Ik kan het verband tussen Kp en Kc schrijven Ik kan het verband tussen Kp en Kc afleiden Ik ken het belang van het reactiequotiënt (Qp en Qc) Ik kan chemisch rekenen met Kp en Kc Ik kan het principe van Le Chatelier algemeen verwoorden Ik kan het principe van Le Chatelier concreet toepassen (zowel kwalitatief als kwantitatief)

Doelstellingen

53 12 Extra oefeningen Oefeningen 1. Schrijf de uitdrukkingen voor Kp en Kc van onderstaande reacties:

a. Hg (l) + Hg2+ (aq) ⇄ 𝑯𝑯𝑯𝑯𝟐𝟐+ 𝟐𝟐 (𝒂𝒂𝒂𝒂)

b. 3Fe (s) + 4H2O (g) ⇄ Fe3O4 (s) + 4H2 (g) c. Fe2O3(s) + 3 CO (g) ⇄ 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) d. 4 Fe (s) + 3 O2 (g) ⇄ 2 Fe2O3 (s) e. BaSO4 (s) ⇄ BaO (s) + SO3 (g) f.

BaSO4 (s) ⇄ Ba2+ (aq) + 𝑺𝑺𝑺𝑺𝟐𝟐− 𝟒𝟒 (𝒂𝒂𝒂𝒂)

2. Voor de reactievergelijkingen in oefening 1, schrijf het verband tussen Kp en Kc 3. Voor de reactie : 3Fe (s) + 4H2O (g) ⇄ Fe3O4 (s) + 4H2 (g) Leid het verband af tussen KP en Kc.

4. Bereken de evenwichtsconstante Kc voor de reactie, 4 NH3(g) + 3 O2(g) ⇄ 2 N2(g) + 6 H2O (g) Onderstaande reacties zijn gegeven:

2 H2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 H2O (g) Kc = 3,2.1081 N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) Kc = 3,5.108

5. We bestuderen de reactie: C (s) + CO2 (g) ⇄

2 CO (g).

Wanneer 1,50 mol CO2 en een overmaat grafiet (C (s)) worden verhit in een container van 20,0 L bij 1100 K, dan bedraagt de evenwichtsconcentratie CO 7,00.10-2 M. a. Bereken de evenwichtsconcentratie van CO2 b. Bereken Kc bij 1100 K.

6. De eerste stap in de industriële synthese van waterstofgas is de reactie van stoom met CH4. Hierdoor ontstaat synthese gas, een mengsel van koolstofmonoxide met waterstofgas.

Deze reactie is een evenwichtsreactie met Kc = 4,7 (bij 1400 K).

Schrijf de reactievergelijking voor deze gasfase reactie; Uit een analyse blijkt het reactiemengsel volgende componenten te bevatten: 0,035 M H2O; 0,050 M CH4, 0,15 M koolstofmonoxide en 0,20 M waterstofgas. In welke richting verloopt de reactie verder om evenwicht te bereiken?

Extra oefeningen

54 7. Beschouw de evenwichtsreactie: Ag+ (aq) + 𝑪𝑪𝑪𝑪− (aq) ⇄ AgCl (s)

Pas het principe van Le Chatelier toe om te voorspellen hoe de hoeveelheid AgCl neerslag wordt beïnvloed in elk van onderstaande situaties. a. Toevoegen van NaCl b. Toevoegen van AgNO3 c. Verwijderen van 𝑪𝑪𝑪𝑪−

8. Wanneer bakpoeder (natrium bicarbonaat) wordt verhit dan ontbindt dit in •

Natriumcarbonaat (s)

•

Koolstofdioxide (g)

•

Waterdamp (g)

a. Schrijf de reactievergelijking – de reactie is een evenwichtsreactie.

Beschouwen we een evenwichtsmengsel dat wordt bekomen na verhitten van 5,00 g bakpoeder. b. Hoe verandert het aantal mol koolstofdioxide wanneer het evenwichtsmengsel wordt verstoord, door: •

Toevoegen van bakpoeder

•

Toevoegen van waterdamp

•

Halveren van het volume van de container

•

Verwarmen van het evenwichtsmengsel

Extra oefeningen