Samenvatting Chemische evenwichten

Chemische evenwichten

H1: Beschrijving van het chemisch evenwicht

Def. chemisch evenwicht = de toestand die bereikt is wanneer de concentraties van de
reagentia en de producten niet meer veranderen in de tijd.
- het is een dynamisch evenwicht
- het leert in welke mate een reactie opgaat
- de concentratie blijft constant in functie van de tijd




-
→ concentratie is constant dus evenwicht is bereikt




-
→ waterstof daalt veel sneller door de stoichiometrie (N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3)
→ -x -3x +2x

1.1 Het reactie quotiënt

Het reactie quotiënt:
- zijn onbenoemde getallen omdat in hun definitie alleen relatieve grootheden
voorkomen, de waarde van deze grootheden worden gedeeld door een
standaardeenheid
- de relatie tussen Qc en Qp kan afgeleid worden met de ideale gaswet

Het reactie quotiënt uitgedrukt in relatieve concentraties:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
* 𝑐 * 𝑑
(𝑐𝐶) *(𝑐𝐷)
- 𝑄𝑐 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑐𝐴) *(𝑐𝐵)
- staan enkel actuele concentraties in




1

,Het reactie quotiënt uitgedrukt in relatieve drukken:
- kan enkel bij gassen gebruikt worden
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
* 𝑐 * 𝑑
(𝑝𝐶) *(𝑝𝐷)
- 𝑄𝑝 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑝𝐴) *(𝑝𝐵)
- staan enkel actuele drukken in

1.2 De evenwichtsconstante

De evenwichtsconstante uitgedrukt in evenwichtsconcentraties:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑐 𝑑
[𝐶] *[𝐷]
- 𝐾𝑐 = 𝑎 𝑏
[𝐴] *[𝐵]
- vloeistoffen en vaste stoffen mogen NIET in Kc, enkel gassen
- staan enkel evenwichtsconcentraties in

De evenwichtsconstante uitgedrukt in evenwicht drukken:
* 𝑐 * 𝑑
(𝑝𝐶,𝑒𝑣) *(𝑝𝐷,𝑒𝑣)
- 𝐾𝑝 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑝𝐴;𝑒𝑣) *(𝑝𝐵,𝑒𝑣)
- staan enkel evenwichts drukken in

Relatie tussen reactie quotiënt en evenwichtsconstante:
- Qc < Kc → reactie gaat naar rechts
- Qc > Kc → reactie gaat naar links
- Qc = Kc → reactie is in evenwicht
- als de reactie bv. naar rechts gaat wordt het in de evenwichts tabel bij de producten +
x, en de reagentia -x omdat er links iets moet verdwijnen

1.2.1 De grootte van de evenwichtsconstante

De waarde van Kc:
- is onafhankelijk van de start concentraties
- is afhankelijk van de temperatuur
→ Kc is groter bij hogere temperaturen voor endotherme reacties, evenwicht ligt naar
rechts
→ Kc is kleiner bij hogere temperaturen voor exotherme reacties, evenwicht ligt naar
links
- groter dan 103 ligt het evenwicht bijna volledig naar rechts
- kleiner dan 10-3 ligt het evenwicht bijna volledig naar links

Als Kc:
- A+B⇆ C+D
- groot is: is er veel C en D & weinig A en B, evenwicht ligt naar rechts
- klein is: is er veel A en B & weinig C en D, evenwicht ligt naar links



2

,1.2.2 Relatie van Kc met de reactievergelijking

Reactie 1:
- H2O + CH4 ⇆ CO + 3 H2
- Kc is 2,46

Reactie 2:
- CO + 3 H2 ⇆ H2O + CH4
' 1
- 𝐾𝑐 = 2,46


1.2.3 Relatie tussen Kc en Kp

Relatie tussen Kc en Kp:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑝𝐴
- 𝑝 * 𝑉 = 𝑛 * 𝑅 * 𝑇 ⇔ 𝑝𝐴 = 𝑐 * 𝑅 * 𝑇 ⇔ 𝑐 = 𝑅*𝑇
𝑝𝐴
- de concentraties van de formule van Kc vervangen door 𝑅*𝑇 , daarna kan je Kp buiten
1
zetten zodat overal 𝑅*𝑇 staat. Deze draai je om zodat de macht negatief wordt, en
dan bekom je:
𝑎+𝑏−𝑐−𝑑
→ 𝐾 = 𝐾 * (𝑅 * 𝑇)
𝑐 𝑝
𝑐+𝑑−𝑎−𝑏
→ 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 * (𝑅 * 𝑇)

1.2.4 Uitdrukken van K voor heterogene evenwichten

Homogeen evenwicht:
- = alle stoffen komen in dezelfde fase voor

Heterogeen evenwicht:
- = minstens 1 stof uit het evenwicht is aanwezig in een andere fase

Reactie:
- CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g)
- dan is Kc = [CO2](g)

Schema voor berekening evenwichts samenstelling:
1) bepaal Qc en vergelijk deze met Kc (dan weet je naar welke kant het evenwicht gaat)
2) x is de hoeveelheid die weggereageerd, pas de stoechiometrie aan om te kijken
hoeveel er van elke stof weggereageerd
3) druk de evenwicht en start concentraties uit met x
4) schrijf Kc uit en bereken m.b.v. de discriminant x uit




3

, H2: Invloed op de ligging van het evenwicht

Def. Principe van Le Chatelier = een dynamisch evenwicht zal zich bij een uitwendige
verandering zodanig opnieuw instellen dat de verandering tegengewerkt wordt.

Invloed op ligging evenwicht:
1) reagens concentratie en productconcentratie
2) drukverandering
3) volumeverandering
4) temperatuur

2.1 Effect van toegevoegd reagens




- N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3
2 * 2
[𝑁𝐻3] (𝑐𝑁𝐻3)
- 𝐾𝑐 = 3 & 𝑄𝑐 = * * 3
[𝑁2] *[𝐻2] (𝑐𝑁2) *(𝑐𝐻2)
- evenwicht 1: Qc = Kc
- verstoring door N2 toe te voegen: Qc < Kc
- reactie naar rechts dus Qc stijgt
- evenwicht 2: Qc = Kc

Voorbeeld als er 0,001 mol/L A wordt toegevoegd:
A ⇆ B C

evenwicht1 0,002 0,008 0,008

verstoring +0,001

start 0,003 0,008 0,008

reactie -x +x +x

evenwicht2 0,003 - x 0,008 + x 0,008 + x
- evenwicht gaat naar rechts omdat er links (A) iets verdwijnt




4