Chemie

Evenwichtsconcentraties en de evenwichtsconstante Kc

Blok 1: Inleiding evenwichtsconcentraties (tabelformaat weergave)

Definitie

De evenwichtsconcentratie van een component in een chemisch reactiesysteem is de concentratie die zich instelt wanneer het systeem zich in dynamisch evenwicht bevindt. Bij een omkeerbare reactie van het type A + B ⇌ 2C + D stelt zich een evenwicht in waarbij de concentraties van alle betrokken stoffen constant zijn zolang de externe omstandigheden onveranderd blijven.

Belangrijke concepten

Het analyseren van een evenwichtsreactie gebeurt klassiek via tabelformaat met drie rijen:

Initieel (beginhoeveelheden)
Verandering (hoeveelheid omgezet, vaak aangeduid met ν)
Evenwicht (hoeveelheid aanwezig bij het evenwicht)

Bij de symbolische weergave wordt het volgende notatiegebruik gehanteerd:

× : Aantal moleculen of concentratie-eenheden (afhankelijk van context)
O : Aanvankelijk 0 (nul) aanwezig
ν : Veranderingseenheid in hoeveelheid stof als gevolg van voortgang van de reactie
Veranderingen worden aangegeven met het teken "+" (toename) of "-" (afname), rekening houdend met de stoichiometrische coëfficiënten

Duiding van opbrengst en omzettingsgraad:

De opbrengst van een reactie is de werkelijk gevormde hoeveelheid product bij het evenwicht, rekening houdend met de reactieomkeerbaarheid.
De omzettingsgraad is het deel van de aanvankelijk aanwezige reagentia dat effectief is omgezet bij het bereiken van het evenwicht; dit uitgedrukt als fractie of percentage ten opzichte van het uitgangsmateriaal.

Formules en berekeningen

Onderstaande tabel illustreert het concept voor de reactie: A + B ⇌ 2C + D

	A	B	C	D
Initieel	X	X	O	O
Verandering	−ν	−ν	+2ν	+ν
Evenwicht	X−ν	X−ν	2ν	ν

Toelichting:

A en B dalen elk met een hoeveelheid ν tijdens het verloop naar evenwicht, waarbij C met dubbele coëfficiënt stijgt (2ν), en D in gelijke mate als ν toeneemt.
De parameter ν is niet noodzakelijk een geheel getal, maar drukt de verandering uit in hoeveelheid stof (mol, of concentratie-eenheid afhankelijk van systeem).

Berekening van opbrengst en omzettingsgraad:

Opbrengst (bijvoorbeeld van D) na evenwicht: aantal mol D = $ν$
Omzettingsgraad = hoeveelheid werkelijk omgezette A of B gedeeld door de begingetal, dus $ν/X$

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: Reactie: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ Stel, initiële concentraties: [N₂] = 1,00 mol/L, [H₂] = 3,00 mol/L, [NH₃] = 0,00 mol/L [/PARAGRAPH] [TABLE] [TABLE_ROW] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH][/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]N₂[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]H₂[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [TABLE_HEADER][PARAGRAPH]NH₃[/PARAGRAPH][/TABLE_HEADER] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH][BOLD]Initieel[/BOLD][/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]1,00[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]3,00[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]0,00[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH][BOLD]Verandering[/BOLD][/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]−ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]−3ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]+2ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [TABLE_ROW] [TABLE_CELL][PARAGRAPH][BOLD]Evenwicht[/BOLD][/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]1,00−ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]3,00−3ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [TABLE_CELL][PARAGRAPH]2ν[/PARAGRAPH][/TABLE_CELL] [/TABLE_ROW] [/TABLE] [PARAGRAPH] Als bij evenwicht [NH₃] = 0,60 mol/L, dan is [INLINE_EQUATION]ν = 0,30[/INLINE_EQUATION] mol/L. Opbrengst NH₃ = [INLINE_EQUATION]0,60[/INLINE_EQUATION] mol/L Omzettingsgraad stikstof: [INLINE_EQUATION]ν/1,00 = 0,30[/INLINE_EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] Reactie: A + B ⇌ 2C Start: [A] = [B] = 0,80 mol/L, [C] = 0 Na evenwicht: [A] = 0,50 mol/L [INLINE_EQUATION]ν = 0,80−0,50 = 0,30[/INLINE_EQUATION] mol/L [C] op evenwicht = [INLINE_EQUATION]2×0,30 = 0,60[/INLINE_EQUATION] mol/L Opbrengst product C: [INLINE_EQUATION]0,60[/INLINE_EQUATION] mol/L Omzettingsgraad: [INLINE_EQUATION]0,30/0,80 = 37,5\%[/INLINE_EQUATION] [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Foutief gebruik van min- en plustekens in de verandering, vooral bij het hanteren van verschillende stoichiometrische coëfficiënten.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Het niet rekening houden met de juiste initiële hoeveelheden, wat leidt tot negatieve concentraties na de verandering (fysisch onmogelijk).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Verkeerde interpretatie van ν: sommigen veronderstellen dat ν uitsluitend voor één component geldt, terwijl het altijd op basis van de kleinste beginhoeveelheid en stoichiometrie moet worden bepaald.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Verwarring tussen opbrengst (werkelijk aantal mol product) en omzettingsgraad (procentueel omgezette reagentia).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 2: Definitie van de evenwichtsconstante Kc[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] De evenwichtsconstante [INLINE_EQUATION]K_c[/INLINE_EQUATION] is het quotiënt van de activiteit (of concentratie bij verdunde systemen) van producten versus reagentia, elk tot de macht van hun stoichiometrische coëfficiënt, in de evenwichtssituatie van een omkeerbare reactie bij een bepaalde temperatuur. [INLINE_EQUATION]K_c[/INLINE_EQUATION] is een maat voor de mate waarin de reactie naar de productzijde is verlopen en is uitsluitend afhankelijk van de temperatuur. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [PARAGRAPH] Voor een algemene reactie van de vorm: aA + bB ⇌ cC + dD [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Geldt dat zich bij het evenwicht, per tijdseenheid, net zoveel product als reagens terugvormt. De reactiesnelheden in beide richtingen kunnen worden beschreven met snelheidsconstanten: [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]v_1 = k_1 [A]^a [B]^b[/INLINE_EQUATION] (voorwaartse reactie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]v_2 = k_2 [C]^c [D]^d[/INLINE_EQUATION] (terugreactie)[/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] Bij chemisch evenwicht geldt: [INLINE_EQUATION]v_1 = v_2[/INLINE_EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Dit leidt tot het verband: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]k_1 [A]^a [B]^b = k_2 [C]^c [D]^d[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] waaruit volgt: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]\frac{k_1}{k_2} = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] De evenwichtsconstante Kc wordt gedefinieerd als: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]K_c = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] Hierbij staat [INLINE_EQUATION][X][/INLINE_EQUATION] voor de concentratie van component X uitgedrukt in mol/L, gemeten in de evenwichtstoestand. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] Bij gassen kan men, afhankelijk van situatie, kiezen voor de uitdrukking in partiële druk. In dat geval spreekt men van Kp: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]K_p = \frac{p_C^c \times p_D^d}{p_A^a \times p_B^b}[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] Hierbij zijn [INLINE_EQUATION]p_X[/INLINE_EQUATION] de partiële drukken van stof X (uitgedrukt in bar of Pa), eveneens bepaald bij het evenwicht. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] In verdunde oplossingen kan de activiteit worden vervangen door concentratie; bij geconcentreerder systemen of niet-ideale gassen dienen activiteiten en correctiefactoren te worden gebruikt, maar voor examensituaties volstaat doorgaans de concentratie-benadering. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Belangrijk:[/BOLD] [/PARAGRAPH] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]In evenwichtsformules worden uitsluitend de concentraties bij evenwichtssituatie ingevuld.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Stoffen in vaste toestand of puur vloeibaar nemen niet deel aan de evenwichtsvergelijking omdat hun activiteit constant en gelijk aan 1 wordt gesteld.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [PARAGRAPH] Algemene formule voor Kc: Voor aA + bB ⇌ cC + dD: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]K_c = \frac{[C]^c \times [D]^d}{[A]^a [B]^b}[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] Voor gassen, de omzetting van Kc naar Kp vereist de relatie uit de ideale gaswet: [/PARAGRAPH] [BLOCK_EQUATION]K_p = K_c (RT)^{\Delta n}[/BLOCK_EQUATION] [PARAGRAPH] met [INLINE_EQUATION]\Delta n = (\text{som coëfficiënten producten in gasfase}) - (\text{som coëfficiënten reagentia in gasfase})[/INLINE_EQUATION], [INLINE_EQUATION]R[/INLINE_EQUATION] = gasconstante, [INLINE_EQUATION]T[/INLINE_EQUATION] = temperatuur in Kelvin [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1:[/BOLD] Reactie: 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g) Gegeven evenwichtsconcentraties bij een bepaalde temperatuur: [INLINE_EQUATION][SO_2]=0,20[/INLINE_EQUATION] mol/L, [INLINE_EQUATION][O_2]=0,10[/INLINE_EQUATION] mol/L, [INLINE_EQUATION][SO_3]=0,60[/INLINE_EQUATION] mol/L [/PARAGRAPH] [INLINE_EQUATION]K_c = \frac{[SO_3]^2}{[SO_2]^2 \times [O_2]}[/INLINE_EQUATION] [INLINE_EQUATION]K_c = \frac{0,60^2}{0,20^2 \times 0,10} = \frac{0,36}{0,04 \times 0,10} = \frac{0,36}{0,004} = 90[/INLINE_EQUATION] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] Reactie in de gasfase: H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g) Partiële drukken bij evenwicht: [INLINE_EQUATION]p(H_2) = 0,40[/INLINE_EQUATION] bar, [INLINE_EQUATION]p(I_2) = 0,40[/INLINE_EQUATION] bar, [INLINE_EQUATION]p(HI) = 0,80[/INLINE_EQUATION] bar [/PARAGRAPH] [INLINE_EQUATION]K_p = \frac{(p_{HI})^2}{p_{H_2} \times p_{I_2}} = \frac{0,80^2}{0,40 \times 0,40} = \frac{0,64}{0,16} = 4,0[/INLINE_EQUATION] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Verkeerde exponenten in de evenwichtsformule hanteren: de machtsverheffing moet exact volgens de stoichiometrische coëfficiënt uit de reactievergelijking.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Stoffen in vaste of vloeibare toestand foutief opnemen in de Kc-formule.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Vermengen van concentraties en partiële drukken in één formule (Kc en Kp niet correct onderscheiden).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Ingevulde waarden van concentratie niet controleren of ze daadwerkelijk de evenwichtssituatie beschrijven (bijvoorbeeld initiële waarden gebruiken in plaats van evenwichtswaarden).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Het niet toepassen van de ideale gaswet bij omzetting tussen Kc en Kp.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Blok 3: Interpretatie van Ke-waarden en ligging van het evenwicht[/HEADING] [HEADING level=3]Definitie[/HEADING] [PARAGRAPH] [INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION] (soms [INLINE_EQUATION]K_c[/INLINE_EQUATION] genoemd voor concentratie-evenwichten, of [INLINE_EQUATION]K_p[/INLINE_EQUATION] bij gasdrukken) is per definitie een vergelijking die kwantitatief uitdrukt hoe ver een reactie naar rechts en links doorgaat bij evenwicht. De numerieke waarde van [INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION] bepaalt in sterke mate de positie van het chemisch evenwicht. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Belangrijke concepten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]De waarde van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] is een maat voor de mate van omzetting van reagentia naar producten bij evenwicht.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Grootte van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] heeft volgende implicaties:[/BOLD] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]K_e > 10^3[/INLINE_EQUATION][BOLD]: Practisch volledige omzetting van reagentia naar producten; het systeem bevat bij evenwicht hoofdzakelijk producten.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]K_e < 10^{-3}[/INLINE_EQUATION][BOLD]: Nauwelijks productvorming bij evenwicht; de reactanten overheersen sterk.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]10^{-3} < K_e < 10^3[/INLINE_EQUATION][BOLD]: Significante hoeveelheden van zowel reagentia als producten aanwezig; het evenwicht ligt tussen de uitersten.[/BOLD] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]K_e < 1[/INLINE_EQUATION][BOLD]: Concentraties reagentia zijn groter dan die van de producten (evenwicht naar links verschoven).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][INLINE_EQUATION]K_e > 1[/INLINE_EQUATION][BOLD]: Concentraties producten zijn groter dan reagentia (evenwicht naar rechts verschoven).[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]De waarde van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] is onafhankelijk van het reactiesnelheidsmechanisme of van het tijdsverloop tot het bereiken van het evenwicht. [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] is een thermodynamisch gegeven, uitsluitend afhankelijk van temperatuur.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]De snelheid waarmee het evenwicht bereikt wordt, wordt bepaald door het reactiemechanisme en de snelheidsconstanten, niet door de waarde van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD].[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=3]Formules en berekeningen[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Er is geen directe berekening voor [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] zelf los van de evenwichtsformule, maar de beoordeling van de evenwichtsligging gebeurt via vergelijking met grenswaarden ([/BOLD][INLINE_EQUATION]10^3[/INLINE_EQUATION][BOLD] en [/BOLD][INLINE_EQUATION]10^{-3}[/INLINE_EQUATION][BOLD]).[/BOLD] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]De richting van de verschuiving bij verandering van parameters (concentratie, druk, temperatuur) kan kwalitatief beoordeeld worden op basis van de waarde van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD], doch kwantitatieve verschuivingen vereisen telkens opstelling van de evenwichtsvergelijking met aangepaste waarden.[/BOLD] [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Praktijkvoorbeelden[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 1:[/BOLD] Een reactie met [INLINE_EQUATION]K_c = 1,2 \times 10^4[/INLINE_EQUATION] bij 400 K: A ↔ B [INLINE_EQUATION]K_e = 1,2 \times 10^4 > 10^3[/INLINE_EQUATION]: het evenwicht is sterk naar rechts verschoven; bijna alle A is omgezet naar B bij evenwicht, de concentratie van B is dominant. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Voorbeeld 2:[/BOLD] Een reactie met [INLINE_EQUATION]K_c = 3,6 \times 10^{-5}[/INLINE_EQUATION] bij 298 K: X + Y ⇌ Z [INLINE_EQUATION]K_e \ll 10^{-3}[/INLINE_EQUATION]: nauwelijks omzetting; bij evenwicht blijft bijna alle X en Y onveranderd; zeer geringe concentratie Z gevormd. [/PARAGRAPH] [HEADING level=3]Veel gemaakte fouten[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Onzorgvuldig interpreteren van Ke-waarden rond de orde van 1; studenten verwarren vaak wanneer juist reagentia of producten domineren als Ke net iets kleiner of groter is dan 1.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Verwarren tussen de waarde van Ke en de kinetiek: een grote Ke-waarde betekent niet noodzakelijk een snelle reactie.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Denken dat Ke afhankelijk is van de initiële concentraties; Ke is echter uitsluitend functie van de temperatuur voor een gegeven reactie.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Beschouwen van Ke als afhankelijk van katalysatoren: deze beïnvloeden enkel de snelheid richting evenwicht, niet de ligging van het evenwicht zelf.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Samenvatting[/HEADING] [UNORDERED_LIST] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Evenwichtsconcentraties worden overzichtelijk in tabellen weergegeven, waarin het verschil tussen initiële hoeveelheid, verandering, en de situatie bij evenwicht helder geëtaleerd wordt via stoichiometrie en systematisch gebruik van ν.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]De evenwichtsconstante [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_c[/INLINE_EQUATION][BOLD] wordt voor elke reactie afgeleid uit stoichiometrische coëfficiënten en ingevuld met uitsluitend evenwichtsconcentraties van reactanten en producten.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Bij gassen is [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_c[/INLINE_EQUATION][BOLD] om te zetten naar [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_p[/INLINE_EQUATION][BOLD] via de ideale gaswet. Enkel componenten in de gasfase (of oplossing) worden in de evenwichtsvergelijking opgenomen.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]De numerieke waarde van [/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] geeft inzicht in de evenwichtsligging: hoge waarden impliceren een geheel of grotendeels naar producten verschoven evenwicht, lage waarden een evenwicht sterk naar de reagentia.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD][/BOLD][INLINE_EQUATION]K_e[/INLINE_EQUATION][BOLD] is onafhankelijk van initiële omstandigheden, reactiekinetiek, het aanwezigheid van katalysatoren en het specifieke reactiemechanisme; temperatuur is steeds de enige variabele parameter.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [UNORDERED_LIST_ITEM][PARAGRAPH][BOLD]Veel voorkomende gevorderde fouten betreffen verkeerde toepassing van machtsverheffing, onterecht opnemen van vaste stoffen in de formule, verwarring tussen snelheid, omzettingsgraad en evenwichtsligging.[/BOLD][/PARAGRAPH][/UNORDERED_LIST_ITEM] [/UNORDERED_LIST] [HEADING level=2]Oefenvragen[/HEADING] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 1:[/BOLD] Beschouw de reactie: 2NO₂(g) ⇌ 2NO(g) + O₂(g) Initieel: [NO₂] = 0,50 mol/L, [NO] = [O₂] = 0 Na evenwicht: [NO₂] = 0,20 mol/L Bereken Kc. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord 1:[/BOLD] Verandering: [INLINE_EQUATION]ν = (0,50 - 0,20)/2 = 0,15[/INLINE_EQUATION] mol/L Evenwicht: [INLINE_EQUATION][NO_2] = 0,20[/INLINE_EQUATION] mol/L [INLINE_EQUATION][NO] = 2 \times 0,15 = 0,30[/INLINE_EQUATION] mol/L [INLINE_EQUATION][O_2] = 0,15[/INLINE_EQUATION] mol/L [INLINE_EQUATION]K_c = \frac{[NO]^2 \times [O_2]}{[NO_2]^2} = \frac{0,30^2 \times 0,15}{0,20^2} = \frac{0,09 \times 0,15}{0,04} = \frac{0,0135}{0,04} = 0,338[/INLINE_EQUATION] [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] --- [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 2:[/BOLD] Gegeven de reactie: H₂(g) + CO₂(g) ⇌ H₂O(g) + CO(g) Bij 700 K is [INLINE_EQUATION]K_c = 0,64[/INLINE_EQUATION]. Bij evenwicht: [INLINE_EQUATION][H_2] = 0,80[/INLINE_EQUATION] mol/L, [INLINE_EQUATION][CO_2] = 0,75[/INLINE_EQUATION] mol/L, [INLINE_EQUATION][H_2O] = 0,60[/INLINE_EQUATION] mol/L. Bereken de evenwichtsconcentratie van CO. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord 2:[/BOLD] [INLINE_EQUATION]K_c = \frac{[H_2O][CO]}{[H_2][CO_2]}[/INLINE_EQUATION] [INLINE_EQUATION]0,64 = \frac{0,60 \times [CO]}{0,80 \times 0,75}[/INLINE_EQUATION] [INLINE_EQUATION]0,64 = \frac{0,60 \times [CO]}{0,60}[/INLINE_EQUATION] [INLINE_EQUATION]0,64 = [CO][/INLINE_EQUATION] Dus [INLINE_EQUATION][CO] = 0,64[/INLINE_EQUATION] mol/L [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] --- [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Vraag 3:[/BOLD] Een reactie heeft bij 298 K een Ke van 720. Licht toe waar het evenwicht ligt en waarom Ke geen informatie geeft over de reactiesnelheid. [/PARAGRAPH] [PARAGRAPH] [BOLD]Antwoord 3:[/BOLD] [INLINE_EQUATION]K_e = 720 > 10^3[/INLINE_EQUATION], het evenwicht ligt duidelijk naar rechts; praktisch de volledige omzetting van de reagentia in producten bij evenwicht. De waarde zegt niets over hoe snel deze toestand bereikt wordt; de snelheid wordt bepaald door het reactiekinetisch mechanisme, niet door Ke.

Test je kennis met deze examenoefeningen

Les 39 van 64