Samenvattingen · ScheikundeNL · VWO

Chemisch evenwicht en evenwichtsconstante

Veel reacties verlopen niet volledig maar stellen zich in op een dynamisch evenwicht, waarin heen- en terugreactie even snel gaan en de concentraties constant blijven. Je leert de evenwichtsconstante Kc opstellen en berekenen, de betekenis van haar grootte lezen, en met het principe van Le Chatelier voorspellen hoe het evenwicht verschuift bij een verandering van concentratie, druk of temperatuur.

4 Onderdelen~12 min leestijd4 VaardighedenNiveau Basis 1 · Standaard 2 · Verdieping 1

T·0999 / 16

Examenprofiel

Dynamisch evenwicht herkennen en de kenmerken ervan beschrijvenDe evenwichtsconstante Kc opstellen en berekenen uit evenwichtsconcentratiesDe ligging van een evenwicht uit de grootte van Kc afleidenEen evenwichtsverschuiving voorspellen en verklaren met het principe van Le Chatelier

Operatoren:berekengeefleg uitverklaarvoorspelberedeneer

basisniveau

Voor het CE stel je Kc-uitdrukkingen op en pas je Le Chatelier kwalitatief toe.

verhoogd niveau

In de profielverdieping bereken je evenwichtsconcentraties met een reactietabel en Kc, ook bij samengestelde contexten.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Chemisch evenwicht en evenwichtsconstante

Dynamisch evenwicht#

Basisomkeerbare reactiedynamisch evenwicht

Concentraties naar evenwicht

Afb. 1Afb. 1 — De concentratie van reactant (dalend) en product (stijgend) bereiken een constante waarde: het dynamisch evenwicht is ingesteld.

Sommige reacties verlopen niet aflopend (tot een reactant volledig op is) maar omkeerbaar: terwijl de reactanten tot producten reageren (heenreactie), reageren de gevormde producten alweer terug (terugreactie). Zodra beide reacties even snel gaan, verandert er netto niets meer aan de concentraties: het systeem is in evenwicht. Je noteert zo'n reactie met een dubbele pijl, bijvoorbeeld

\mathrm{N_2 + 3\,H_2 \rightleftharpoons 2\,NH_3}

Dit evenwicht is dynamisch, niet statisch: op deeltjesniveau blijven heen- en terugreactie doorlopen, maar even snel, zodat de concentraties constant blijven. Dat is een subtiel maar essentieel punt — de reactie stopt niet, de twee tegengestelde processen houden elkaar in balans. Afbeelding 1 toont dit: aan het begin gaat de heenreactie snel (veel reactant) en de terugreactie langzaam; naarmate de concentraties veranderen, naderen de snelheden elkaar tot ze gelijk zijn en de concentraties een constante waarde (plateau) bereiken.

Een evenwicht heeft vier kenmerken die je moet kunnen benoemen: het treedt op in een gesloten systeem (er ontsnapt niets), de concentraties zijn constant (maar niet noodzakelijk gelijk), heen- en terugreactie gaan even snel, en het evenwicht kan van beide kanten worden bereikt (of je nu met reactanten of met producten begint, je komt op dezelfde ligging uit). Deze kenmerken onderscheiden een echt evenwicht van een reactie die simpelweg is afgelopen.

De ligging van het evenwicht — of er bij evenwicht veel of weinig product aanwezig is — hangt af van de reactie en de omstandigheden. Ligt het evenwicht „naar rechts”, dan is er veel product; „naar links”, dan weinig. Deze ligging kwantificeer je met de evenwichtsconstante (volgende paragraaf), en je kunt haar beïnvloeden met het principe van Le Chatelier. Het onderscheid tussen de ligging (waar het evenwicht is) en de snelheid (hoe snel het zich instelt) is een kernpunt: een katalysator verandert wel de snelheid maar niet de ligging.

\mathrm{N_2 + 3\,H_2 \rightleftharpoons 2\,NH_3}

Notatie van een evenwichtsreactie

De dubbele pijl geeft aan dat de reactie omkeerbaar is en zich op een evenwicht instelt.

Uitgewerkt voorbeeld

Evenwicht van twee kanten

Leg uit waarom je hetzelfde evenwicht bereikt of je start met alleen N₂ en H₂, of met alleen NH₃.

Start met reactanten
Met alleen N₂ en H₂ gaat de heenreactie snel en de terugreactie nog niet; er vormt zich NH₃ tot de snelheden gelijk zijn.
Start met product
Met alleen NH₃ gaat de terugreactie snel; er vormt zich N₂ en H₂ tot de snelheden gelijk zijn.
Zelfde eindpunt
In beide gevallen stellen de concentraties zich in op dezelfde evenwichtsligging, bepaald door de evenwichtsconstante bij die temperatuur.

Resultaat: Omdat de ligging alleen van de reactie en de omstandigheden afhangt, kom je van beide kanten op hetzelfde dynamische evenwicht uit.

Veelgemaakte fouten

Een evenwicht statisch noemen (reactie gestopt); heen- en terugreactie lopen door, maar even snel.
Denken dat bij evenwicht de concentraties van reactanten en producten gelijk zijn; ze zijn constant, niet per se gelijk.

Actieve herhaling

Leg uit waarom een dynamisch evenwicht van beide kanten bereikt kan worden en wat er op deeltjesniveau gebeurt zodra het evenwicht is ingesteld.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — chemisch evenwicht (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

De evenwichtsconstante Kc#

Standaardevenwichtsconstanteevenwichtsvoorwaarde

Betekenis van de grootte van Kc

Afb. 2Afb. 2 — De grootte van Kc geeft de ligging van het evenwicht: groot betekent veel product (rechts), klein weinig product (links).

De ligging van een evenwicht wordt vastgelegd door de evenwichtsconstante Kc. Voor een reactie

a\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D

geldt de evenwichtsvoorwaarde

K_c = \dfrac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}

: de concentraties van de producten in de teller, van de reactanten in de noemer, elk tot de macht van zijn coëfficiënt. De vierkante haken staan voor de evenwichtsconcentraties in mol/L. Kc heeft bij een gegeven reactie een vaste waarde die alleen van de temperatuur afhangt.

De grootte van Kc vertelt je meteen waar het evenwicht ligt (afbeelding 2). Is Kc veel groter dan 1, dan overheersen de producten (de teller): het evenwicht ligt rechts, de reactie verloopt vrijwel volledig. Is Kc veel kleiner dan 1, dan overheersen de reactanten: het evenwicht ligt links, er ontstaat weinig product. Bij Kc in de buurt van 1 zijn reactanten en producten in vergelijkbare hoeveelheden aanwezig. Zo lees je uit één getal het karakter van de reactie af.

Bij het opstellen van de Kc-uitdrukking gelden enkele afspraken. Zuivere vaste stoffen en zuivere vloeistoffen (waaronder het oplosmiddel water bij verdunde oplossingen) neem je niet op in de uitdrukking, omdat hun „concentratie” niet verandert. Alleen opgeloste stoffen (aq) en gassen (g) staan in de breuk. Let ook op de eenheid: Kc heeft een eenheid die afhangt van de machten, tenzij teller en noemer even veel machten hebben (dan is Kc dimensieloos).

De evenwichtsconstante is temperatuurafhankelijk: verander je de temperatuur, dan verandert Kc (en dus de ligging). Concentratieveranderingen of drukveranderingen verschuiven het evenwicht wél, maar veranderen Kc níét — bij dezelfde temperatuur stelt het systeem zich opnieuw in zodat de breuk weer de oude Kc-waarde oplevert. Dit onderscheid — wat verandert Kc (alleen temperatuur) en wat verschuift alleen het evenwicht (concentratie, druk) — is essentieel voor de volgende paragraaf.

K_c = \dfrac{[C]^c\,[D]^d}{[A]^a\,[B]^b} \quad \text{voor}\quad a\,A + b\,B \rightleftharpoons c\,C + d\,D

Evenwichtsvoorwaarde

Producten in de teller, reactanten in de noemer, elk tot de macht van hun coëfficiënt; alleen (aq) en (g) tellen mee.

Uitgewerkt voorbeeld

Kc-uitdrukking opstellen

Geef de Kc-uitdrukking voor 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g).

Producten in de teller
Het product is SO₃ met coëfficiënt 2, dus in de teller staat [SO₃]².
Reactanten in de noemer
De reactanten zijn SO₂ (coëfficiënt 2) en O₂ (coëfficiënt 1): in de noemer [SO₂]²·[O₂].
Uitdrukking samenstellen
Alle stoffen zijn gasvormig, dus allemaal meenemen.
$K_c = \dfrac{[\mathrm{SO_3}]^2}{[\mathrm{SO_2}]^2\,[\mathrm{O_2}]}$

Resultaat: Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²·[O₂]); een zeer grote Kc betekent dat het evenwicht ver naar rechts ligt en er bijna volledig SO₃ ontstaat.

Veelgemaakte fouten

Vaste stoffen of het oplosmiddel water in de Kc-uitdrukking opnemen; die horen er niet in.
De coëfficiënten niet als machten gebruiken, of teller en noemer (producten/reactanten) omdraaien.

Actieve herhaling

Geef de Kc-uitdrukking voor 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g) en leg uit wat een zeer grote Kc over deze reactie zegt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — evenwichtsconstante (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Rekenen aan evenwichten#

Verdiepingevenwichtsconcentratiesreactietabel

Reactietabel voor een evenwicht

Afb. 3Afb. 3 — Reactietabel (BAT) voor H₂ + I₂ ⇌ 2 HI: de veranderingen volgen de molverhouding (x, x, 2x).

Om Kc te berekenen heb je de evenwichtsconcentraties nodig. Een reactietabel (BAT: begin – af/toename – evenwicht) houdt de boekhouding overzichtelijk (afbeelding 3): in de rij „begin” zet je de beginconcentraties, in de rij „reageert” de veranderingen volgens de molverhouding (met een onbekende x), en in de rij „evenwicht” het resultaat. Zo vertaal je de gegeven en gevraagde grootheden systematisch naar de Kc-uitdrukking.

De veranderingen in de tabel verhouden zich altijd als de coëfficiënten. Reageert er x mol/L van een reactant met coëfficiënt 1, dan reageert er 3x van een reactant met coëfficiënt 3 en ontstaat er 2x van een product met coëfficiënt 2. Reactanten nemen af (min), producten toe (plus). Als je één evenwichtsconcentratie meet, kun je x bepalen en daarmee alle andere evenwichtsconcentraties invullen.

Vervolgens vul je de evenwichtsconcentraties in de Kc-uitdrukking in en reken je Kc uit — of, andersom, als Kc gegeven is, los je x op uit de uitdrukking. Werk nauwkeurig met de eenheden (mol/L) en let op de machten. Bij een gegeven Kc leidt dit soms tot een tweedegraadsvergelijking in x; kies dan de oplossing die fysisch zinvol is (positieve, niet te grote concentraties).

De reactietabel is hetzelfde gereedschap dat je bij stoichiometrie en bij zuur-baseberekeningen gebruikt, nu toegepast op evenwichten. De discipline — eerst de tabel, dan pas de Kc-uitdrukking — voorkomt fouten en maakt zelfs samengestelde vraagstukken behapbaar. Controleer aan het eind of je antwoord klopt met de verwachte ligging: een grote Kc hoort bij overwegend product, een kleine bij overwegend reactant.

Uitgewerkt voorbeeld

Kc berekenen uit evenwichtsconcentraties

Voor H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) geldt bij evenwicht [H₂] = 0,20, [I₂] = 0,20 en [HI] = 1,6 mol/L. Bereken Kc.

Uitdrukking opstellen
Kc = [HI]² / ([H₂]·[I₂]); HI heeft coëfficiënt 2, dus kwadraat.
Invullen
Kc = (1,6)² / (0,20 × 0,20).
$K_c = \dfrac{(1{,}6)^2}{0{,}20 \times 0{,}20} = \dfrac{2{,}56}{0{,}040}$
Uitrekenen
Kc = 2,56 / 0,040 = 64 (dimensieloos, evenveel machten boven en onder).

Resultaat: Kc = 64; de constante is groter dan 1, dus het evenwicht ligt naar de kant van HI (product).

Veelgemaakte fouten

De veranderingen niet in de molverhouding (coëfficiënten) invullen in de reactietabel.
Beginconcentraties in plaats van evenwichtsconcentraties in de Kc-uitdrukking invullen.

Actieve herhaling

Voor H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g) zijn de evenwichtsconcentraties [H₂] = 0,20, [I₂] = 0,20 en [HI] = 1,6 mol/L. Bereken Kc.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — rekenen aan evenwichten (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Verschuiving en het principe van Le Chatelier#

StandaardLe Chatelierverschuiving

Ammoniakopbrengst tegen druk

Afb. 4Afb. 4 — Bij de ammoniaksynthese stijgt de NH₃-opbrengst met de druk, omdat de rechterkant (2 gasmoleculen) minder gasvolume heeft dan links (4).

Het principe van Le Chatelier vat samen hoe een evenwicht op een verstoring reageert: als je een evenwichtssysteem verstoort, verschuift het evenwicht in de richting die de verstoring gedeeltelijk tegenwerkt. Zo herstelt het systeem een nieuw evenwicht. Dit ene principe laat je de drie soorten verstoringen — concentratie, druk/volume en temperatuur — kwalitatief voorspellen zonder te rekenen.

Voeg je een reactant toe (concentratie omhoog), dan verschuift het evenwicht naar rechts om die reactant deels weg te werken; voeg je product toe, dan verschuift het naar links. Verlaag je de concentratie van een stof (bijvoorbeeld door een product af te vangen), dan verschuift het evenwicht juist die kant op om het aan te vullen. Dit is de basis van veel industriële trucs: door voortdurend product te verwijderen, dwing je het evenwicht steeds verder naar rechts.

Bij een verandering van druk of volume telt alleen het aantal gasmoleculen aan elke kant. Verhoog je de druk (verklein je het volume), dan verschuift het evenwicht naar de kant met minder gasmoleculen, om de druk te verlagen. Bij de ammoniaksynthese (

\mathrm{N_2 + 3\,H_2 \rightleftharpoons 2\,NH_3}

: 4 gasmoleculen links, 2 rechts) betekent een hogere druk dus meer NH₃ (afbeelding 4). Zijn er even veel gasmoleculen aan beide kanten, dan heeft druk geen effect.

Een temperatuurverandering is bijzonder omdat ze als enige óók Kc verandert. Verhoog je de temperatuur, dan verschuift het evenwicht in de endotherme richting (die de toegevoegde warmte „opneemt”); verlaag je de temperatuur, dan naar de exotherme kant. Een katalysator ten slotte versnelt heen- en terugreactie evenveel en verschuift het evenwicht níét — hij laat het systeem alleen sneller het evenwicht bereiken. Bij een examenvraag is de aanpak steeds: benoem de verstoring, pas Le Chatelier toe, en voorspel de richting.

Uitgewerkt voorbeeld

Le Chatelier bij de ammoniaksynthese

Voorspel voor N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ (exotherm) het effect van (a) hogere druk en (b) hogere temperatuur op de NH₃-opbrengst.

Druk analyseren
Links staan 4 gasmoleculen (1 + 3), rechts 2. Hogere druk verschuift het evenwicht naar de kant met minder gasmoleculen: naar rechts, dus meer NH₃.
Temperatuur analyseren
De heenreactie is exotherm. Hogere temperatuur verschuift het evenwicht naar de endotherme (terug)richting: naar links, dus minder NH₃.
Praktische afweging
Voor veel opbrengst wil je hoge druk en lage temperatuur; maar lage temperatuur maakt de reactie traag, vandaar een compromistemperatuur met katalysator.

Resultaat: (a) Hogere druk verhoogt de NH₃-opbrengst (naar de kant met minder gasmoleculen); (b) hogere temperatuur verlaagt haar (naar de endotherme kant).

Veelgemaakte fouten

Bij drukverandering niet naar het aantal gasmoleculen kijken (vaste stoffen en vloeistoffen tellen niet mee).
Denken dat een katalysator het evenwicht naar de producten verschuift; hij versnelt alleen de instelling.

Actieve herhaling

Voor N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g) (exotherm): voorspel de invloed op de NH₃-opbrengst van (a) een hogere druk en (b) een hogere temperatuur, en verklaar beide.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde VWO — principe van Le Chatelier (College voor Toetsen en Examens (CvTE))

Referenties en bronnen

Bronnen

College voor Toetsen en Examens (CvTE)

Examenprogramma scheikunde VWO — chemisch evenwicht

Chemisch evenwicht en evenwichtsconstante

Kernpunten

Evenwicht van twee kanten

Kernpunten

Kc-uitdrukking opstellen

Kernpunten

Kc berekenen uit evenwichtsconcentraties

Kernpunten

Le Chatelier bij de ammoniaksynthese

Bronnen

Chemisch evenwicht en evenwichtsconstante

Kernpunten

Evenwicht van twee kanten

Kernpunten

Kc-uitdrukking opstellen

Kernpunten

Kc berekenen uit evenwichtsconcentraties

Kernpunten

Le Chatelier bij de ammoniaksynthese

Bronnen