Samenvattingen · ScheikundeNL · HAVO

Chemisch evenwicht

Bij een omkeerbare reactie stelt zich een dynamisch evenwicht in: de heen- en terugreactie gaan even snel door, zodat de concentraties constant blijven. Je leert dit evenwicht noteren met een dubbele pijl, de ligging beschrijven met de evenwichtsconstante $K_c$ en met het principe van Le Chatelier voorspellen hoe het verschuift. Het dynamisch evenwicht en Le Chatelier zijn kernstof; de kwantitatieve $K_c$ -berekeningen zijn verdieping (advanced) die op het VWO zwaarder weegt dan op de HAVO.

4 Onderdelen~23 min leestijd4 VaardighedenNiveau Standaard 2 · Verdieping 2

T·0999 / 15

Examenprofiel

Omkeerbare reacties herkennen, met een dubbele pijl noteren en het dynamisch evenwicht beschrijven (snelheid heen = snelheid terug, constante concentraties).De evenwichtsconstante K_c opstellen uit een kloppende reactievergelijking en berekenen uit evenwichtsconcentraties, en de ligging (links/rechts) interpreteren.Met het principe van Le Chatelier voorspellen hoe concentratie, druk/volume en temperatuur een evenwicht verschuiven, en weten dat alleen de temperatuur K_c verandert.Deze inzichten toepassen op een industrieel evenwicht zoals de ammoniaksynthese en de afweging tussen opbrengst en snelheid uitleggen.

Operatoren:berekenleg uitverklaarberedeneerinterpreteergeef de reactievergelijkingstel opnoem

basisniveau

Beheers het dynamisch evenwicht, de dubbele pijl en het principe van Le Chatelier, en lees uit een concentratie–tijdgrafiek af wanneer het evenwicht is bereikt.

verhoogd niveau

Stel de $K_c$ -uitdrukking op, bereken $K_c$ uit evenwichtsconcentraties en beredeneer met ligging en Le Chatelier hoe een industrieel evenwicht optimaal wordt gestuurd.

Diepte

Tekst

Inhoud · 4 onderdelen

Chemisch evenwicht

Omkeerbare reacties en het dynamisch evenwicht#

Standaardexamenblad-nl

Naar het evenwicht: concentratie tegen tijd

Afb. 1Terwijl de reactie verloopt, daalt de concentratie van de beginstof en stijgt die van het product. Zodra de snelheden van de heen- en terugreactie gelijk zijn, veranderen de concentraties niet meer en worden de krommen vlak. Het plateau markeert het dynamisch evenwicht, hier bij [A] = 0,40 en [B] = 0,60 mol/L.

Veel scheikundige reacties verlopen niet volledig van links naar rechts, maar kunnen ook de andere kant op gaan. Zulke reacties heten omkeerbaar. Naast de heenreactie, waarbij de beginstoffen tot producten reageren, loopt er dan ook een terugreactie, waarbij de producten weer uiteenvallen tot de beginstoffen. Om aan te geven dat beide richtingen tegelijk mogelijk zijn, schrijf je geen enkele pijl maar een dubbele pijl:

\ce{A + B <=> C + D}

. Zolang er nog vrijwel geen product is, is de heenreactie veel sneller dan de terugreactie. Naarmate er meer product ontstaat, versnelt de terugreactie en vertraagt de heenreactie, want de beginstoffen raken op. Uiteindelijk worden beide snelheden aan elkaar gelijk — en juist dan spreken we van een chemisch evenwicht.

Een chemisch evenwicht is een dynamisch evenwicht. Dat woord „dynamisch” is cruciaal: de reactie is niet gestopt. Op deeltjesniveau reageren er nog steeds voortdurend beginstoffen tot producten én producten terug tot beginstoffen. Het bijzondere is dat de snelheid van de heenreactie precies gelijk is aan de snelheid van de terugreactie. Per seconde ontstaat er dus evenveel product als er weer verdwijnt, en verdwijnt er evenveel beginstof als er weer bij komt. Het netto-resultaat is dat de concentraties van alle stoffen niet meer veranderen: ze blijven constant. Van buitenaf lijkt er niets meer te gebeuren, maar in werkelijkheid gaan heen- en terugreactie onverminderd door. Een evenwicht is dus geen stilstand, maar een drukke tweerichtingsweg waarop het verkeer in beide richtingen even groot is.

Hoe stelt zo'n evenwicht zich in? Stel je begint met alleen beginstoffen. Op

t = 0

is hun concentratie maximaal en die van de producten nul, dus de heenreactie gaat snel en de terugreactie helemaal niet. Terwijl de beginstoffen worden verbruikt, daalt hun concentratie en dus vertraagt de heenreactie; tegelijk stijgt de productconcentratie, waardoor de terugreactie op gang komt en versnelt. Op een gegeven moment zijn beide snelheden gelijk en verandert er netto niets meer. In de figuur zie je dit gedrag: de dalende kromme is de beginstof, die van

1{,}0

naar

0{,}40\ \text{mol/L}

zakt, en de stijgende kromme is het product, dat van

0

naar

0{,}60\ \text{mol/L}

groeit; daarna worden beide krommen vlak — het horizontale plateau markeert het evenwicht.

Twee misverstanden liggen op de loer. Ten eerste betekent „constante concentraties” niet dat de concentraties van beginstoffen en producten aan elkaar gelijk zijn. In het voorbeeld hierboven is bij evenwicht

[\text{product}] = 0{,}60

[\text{beginstof}] = 0{,}40\ \text{mol/L}

— verschillende waarden die daarna alleen niet meer veranderen. Hoe de verhouding precies ligt, hangt van de reactie af. Ten tweede maakt het niet uit van welke kant je begint: je bereikt hetzelfde evenwicht, of je nu met alleen beginstoffen of met alleen producten start. Een evenwicht stelt zich bovendien alleen in bij een afgesloten systeem, waar geen stof kan ontsnappen; in een open systeem kan bijvoorbeeld een gas wegdampen, en dan wordt het evenwicht nooit bereikt.

Het begrip evenwicht is een van de belangrijkste ideeën uit de scheikunde, omdat heel veel processen nooit „af” zijn maar zich instellen op een evenwichtstoestand — van het oplossen van kalk in water tot de vorming van ammoniak in de industrie. Zodra je weet dat een reactie omkeerbaar is, verandert de vraag „hoeveel product krijg ik?” in „waar ligt het evenwicht?”. Om die ligging precies te beschrijven hebben scheikundigen een getal nodig dat aangeeft hoe de evenwichtsconcentraties zich verhouden. Dat getal is de evenwichtsconstante

K_c

, het onderwerp van de volgende paragraaf. En om te voorspellen hoe een evenwicht reageert op een verstoring — meer stof toevoegen, de druk of de temperatuur veranderen — gebruiken we het principe van Le Chatelier, dat daarna aan bod komt.

\ce{A + B <=> C + D}

omkeerbare reactie

De dubbele pijl geeft aan dat de heenreactie (naar rechts) en de terugreactie (naar links) tegelijk verlopen.

s_{\text{heen}} = s_{\text{terug}}

voorwaarde voor evenwicht

Bij een dynamisch evenwicht is de reactiesnelheid van de heenreactie gelijk aan die van de terugreactie; daardoor blijven de concentraties constant.

Uitgewerkt voorbeeld

Evenwichtsconcentratie berekenen uit de beginconcentratie

In een afgesloten vat verloopt $\ce{A <=> B}$ . Bij de start is $[\ce{A}] = 1{,}00\ \text{mol/L}$ en $[\ce{B}] = 0$ . Bij evenwicht blijkt $[\ce{A}] = 0{,}40\ \text{mol/L}$ . Bereken $[\ce{B}]$ bij evenwicht.

Stap 1 — Bepaal hoeveel A heeft gereageerd
De afname van A is de beginconcentratie min de evenwichtsconcentratie.
$\Delta[\ce{A}] = 1{,}00 - 0{,}40 = 0{,}60\ \text{mol/L}$
Stap 2 — Gebruik de coëfficiënten (1 : 1)
Uit $\ce{A <=> B}$ ontstaat per mol verdwenen A precies 1 mol B; B start op nul.
$[\ce{B}] = 0 + 0{,}60 = 0{,}60\ \text{mol/L}$
Stap 3 — Controleer met massabehoud
De som van de concentraties blijft bij een 1 : 1-reactie gelijk aan de startwaarde.
$[\ce{A}] + [\ce{B}] = 0{,}40 + 0{,}60 = 1{,}00\ \text{mol/L}$

Resultaat: Resultaat: bij evenwicht is $[\ce{B}] = 0{,}60\ \text{mol/L}$ . Dit is precies de eindwaarde van de stijgende kromme in de figuur.

Veelgemaakte fouten

Denken dat bij evenwicht de reactie stopt; in werkelijkheid gaan de heen- en terugreactie onverminderd door — het is een dynamisch evenwicht.
Denken dat bij evenwicht de concentraties van beginstoffen en producten aan elkaar gelijk zijn; ze zijn alleen constant, niet noodzakelijk even groot.
De enkele reactiepijl gebruiken voor een evenwicht in plaats van de dubbele pijl $\ce{<=>}$ .
Vergeten dat een evenwicht een afgesloten systeem vereist; in een open systeem ontsnapt er stof en stelt het evenwicht zich niet in.

Actieve herhaling

In een afgesloten vat verloopt de omkeerbare reactie $\ce{A <=> B}$ . Je begint met $[\ce{A}] = 1{,}0\ \text{mol/L}$ en geen $\ce{B}$ . Leg met behulp van de snelheden van de heen- en terugreactie uit hoe het evenwicht zich instelt, en schets het verloop van $[\ce{A}]$ en $[\ce{B}]$ tegen de tijd.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

De evenwichtsconstante Kc#

Verdiepingexamenblad-nl

Evenwichtsconcentraties van H2 + I2 tot 2 HI

Afb. 2De evenwichtsconcentraties voor H2 + I2 ⇌ 2 HI. De coëfficiënt van elke stof wordt de exponent in de Kc-uitdrukking, dus [HI] komt in het kwadraat. Hieruit volgt Kc = 64, wat aangeeft dat het evenwicht rechts ligt.

Om de ligging van een evenwicht in één getal te vangen, gebruiken scheikundigen de evenwichtsconstante, met symbool

K_c

(de

c

staat voor „concentratie”). Voor de algemene evenwichtsreactie

\ce{aA + bB <=> cC + dD}

is de evenwichtsconstante gedefinieerd als

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

. In woorden: je vermenigvuldigt de concentraties van de producten, elk tot de macht van zijn coëfficiënt, en deelt die door het product van de concentraties van de beginstoffen, ook elk tot de macht van hun coëfficiënt. De concentraties vul je in mol per liter in, en het zijn altijd de concentraties op het moment dat het evenwicht is bereikt — nooit de beginconcentraties.

De coëfficiënten uit de kloppende reactievergelijking worden dus de exponenten in de breuk. Dat is geen willekeurige afspraak: het volgt uit de manier waarop de snelheden van de heen- en terugreactie van de concentraties afhangen. Bij het evenwicht

\ce{H2 + I2 <=> 2HI}

staat de coëfficiënt

2

vóór

\ce{HI}

, dus komt

[\ce{HI}]

in het kwadraat in de teller:

K_c = \dfrac{[\ce{HI}]^{2}}{[\ce{H2}][\ce{I2}]}

. Een coëfficiënt

1

schrijf je niet als macht, want een macht

1

verandert niets. Let goed op: vergeet je de macht

2

, dan reken je met een verkeerde

K_c

en klopt de rest van de opgave niet meer. Schrijf daarom altijd eerst de kloppende vergelijking op en lees daaruit de exponenten af.

De waarde van

K_c

vertelt je meteen waar het evenwicht ligt. Is

K_c

heel groot (

K_c \gg 1

), dan is de teller (de producten) veel groter dan de noemer (de beginstoffen): het evenwicht ligt ver naar rechts en bij evenwicht is bijna alle beginstof omgezet in product. Is

K_c

heel klein (

K_c \ll 1

), dan overheerst de noemer en ligt het evenwicht ver naar links: er is dan bij evenwicht nog veel beginstof en weinig product. Ligt

K_c

in de buurt van

1

, dan zijn beginstoffen en producten in vergelijkbare hoeveelheden aanwezig. In de figuur staan de evenwichtsconcentraties van

\ce{H2 + I2 <=> 2HI}

; met

K_c = 64

ligt dit evenwicht duidelijk aan de kant van het product

\ce{HI}

Een essentiële eigenschap is dat

K_c

alleen van de temperatuur afhangt. Bij een vaste temperatuur is

K_c

een echte constante: je mag de beginconcentraties variëren, meer stof toevoegen of het volume veranderen, maar zodra het evenwicht zich opnieuw heeft ingesteld, komt de breuk weer op dezelfde

K_c

uit. Verander je echter de temperatuur, dan verandert

K_c

wél — een genoemde waarde hoort dus altijd bij een genoemde temperatuur. Dit onderscheid is later belangrijk bij Le Chatelier: een verandering van concentratie of druk verschuift het evenwicht en dus de afzonderlijke concentraties, maar laat

K_c

ongemoeid; alleen een temperatuurverandering geeft een andere

K_c

. Onthoud daarom kort:

K_c

verandert uitsluitend met de temperatuur.

Dat

K_c

bij een gegeven temperatuur constant is, maakt hem zo bruikbaar. Ken je

K_c

en enkele evenwichtsconcentraties, dan kun je een ontbrekende concentratie uitrekenen; ken je alle evenwichtsconcentraties, dan bereken je

K_c

. In beide gevallen vul je de kloppende breuk in. Een handige werkwijze is: schrijf de reactievergelijking op, zet eronder de begin- en de evenwichtsconcentraties, en vul de evenwichtswaarden in de

K_c

-uitdrukking in. Op de HAVO ligt de nadruk vooral op het opstellen van de

K_c

-uitdrukking en het interpreteren van de ligging; uitgebreide

K_c

-berekeningen zijn verdiepende (advanced) stof die op het VWO zwaarder weegt. In de volgende paragraaf gebruiken we

K_c

om te begrijpen waarom alleen temperatuur — en niet concentratie of druk — de waarde ervan verandert.

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

evenwichtsconstante (algemeen)

Voor $\ce{aA + bB <=> cC + dD}$ : producten in de teller, beginstoffen in de noemer, elke concentratie tot de macht van zijn coëfficiënt.

K_c = \dfrac{[\ce{HI}]^{2}}{[\ce{H2}][\ce{I2}]}

Kc voor het jodiumwaterstof-evenwicht

Voor $\ce{H2 + I2 <=> 2HI}$ wordt de coëfficiënt 2 van HI de exponent; H2 en I2 hebben coëfficiënt 1.

Uitgewerkt voorbeeld

Kc berekenen uit evenwichtsconcentraties

Bereken $K_c$ voor $\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}$ met $[\ce{H2}] = 0{,}20$ , $[\ce{I2}] = 0{,}20$ en $[\ce{HI}] = 1{,}6\ \text{mol/L}$ .

Stap 1 — Stel de Kc-uitdrukking op
De coëfficiënt 2 van HI wordt de exponent; HI staat als product in de teller.
$K_c = \dfrac{[\ce{HI}]^{2}}{[\ce{H2}][\ce{I2}]}$
Stap 2 — Vul de evenwichtsconcentraties in
Neem het kwadraat van [HI] in de teller en het product van [H2] en [I2] in de noemer.
$K_c = \dfrac{(1{,}6)^{2}}{0{,}20 \cdot 0{,}20} = \dfrac{2{,}56}{0{,}040}$
Stap 3 — Reken uit
Deel de teller door de noemer; omdat er evenveel gasdeeltjes links als rechts staan (2 tegen 2), heeft deze Kc geen eenheid.
$K_c = \dfrac{2{,}56}{0{,}040} = 64$

Resultaat: Resultaat: $K_c = 64$ . Omdat $K_c \gg 1$ ligt het evenwicht ver naar rechts: bij evenwicht is er veel meer $\ce{HI}$ dan $\ce{H2}$ en $\ce{I2}$ .

Veelgemaakte fouten

De coëfficiënten vergeten als exponent, bijvoorbeeld $[\ce{HI}]$ schrijven in plaats van $[\ce{HI}]^{2}$ .
Beginconcentraties in plaats van evenwichtsconcentraties invullen in de $K_c$ -uitdrukking.
Producten en beginstoffen omdraaien (beginstoffen in de teller zetten), waardoor je juist het omgekeerde van $K_c$ berekent.
Denken dat $K_c$ verandert als je meer stof toevoegt of de druk aanpast; alleen een temperatuurverandering verandert $K_c$ .

Actieve herhaling

Voor het evenwicht $\ce{H2(g) + I2(g) <=> 2HI(g)}$ zijn de evenwichtsconcentraties $[\ce{H2}] = 0{,}20\ \text{mol/L}$ , $[\ce{I2}] = 0{,}20\ \text{mol/L}$ en $[\ce{HI}] = 1{,}6\ \text{mol/L}$ . Stel de uitdrukking voor $K_c$ op, bereken de waarde en geef aan of het evenwicht links of rechts ligt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Verschuiven van evenwichten: Le Chatelier#

Standaardexamenblad-nl

Le Chatelier bij de ammoniaksynthese

Afb. 3Overzicht van hoe het exotherme evenwicht N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3 reageert op verschillende veranderingen. Alleen een temperatuurverandering verandert de waarde van Kc; concentratie en druk verschuiven wel de ligging maar niet Kc, en een katalysator doet aan geen van beide iets.

Wat gebeurt er met een evenwicht als je het verstoort — bijvoorbeeld door meer stof toe te voegen, het volume te veranderen of te verwarmen? Het antwoord geeft het principe van Le Chatelier: als je een systeem in evenwicht een verandering (een „dwang”) oplegt, dan verschuift het evenwicht zó dat het die verandering zoveel mogelijk tegenwerkt. Men zegt ook wel dat het evenwicht „uitwijkt naar de kant van de kleinste dwang”. Verschuiven naar rechts betekent dat de heenreactie tijdelijk sneller gaat dan de terugreactie, zodat er netto meer product ontstaat; verschuiven naar links betekent het omgekeerde. Na de verschuiving stelt zich een nieuw evenwicht in, met andere concentraties dan daarvoor. Met dit ene principe kun je de drie belangrijke verstoringen — concentratie, druk/volume en temperatuur — allemaal voorspellen.

Begin met een verandering van concentratie. Voeg je een extra hoeveelheid van een beginstof toe, dan is dat een dwang die het evenwicht wil verminderen: het verschuift naar rechts, zodat een deel van de toegevoegde stof wordt weggewerkt en er meer product ontstaat. Haal je juist een product weg, dan verschuift het evenwicht óók naar rechts om dat product aan te vullen. Andersom: meer product toevoegen of een beginstof wegnemen verschuift het evenwicht naar links. Dit is precies wat de industrie gebruikt om een reactie „door te duwen”: door voortdurend product af te voeren, blijft het evenwicht naar rechts verschuiven en wordt de beginstof veel vollediger omgezet. Belangrijk: bij een concentratieverandering blijft

K_c

gelijk — alleen de afzonderlijke concentraties passen zich aan tot de breuk weer op

K_c

uitkomt.

De tweede verstoring is druk en volume, en die telt alleen mee voor gassen. Verhoog je de druk (bijvoorbeeld door het volume te verkleinen), dan wil het evenwicht die druk verlagen. Dat lukt door te verschuiven naar de kant met het kleinste aantal gasmoleculen, want minder gasdeeltjes geven bij gelijk volume een lagere druk. Je telt daarvoor de coëfficiënten van de gassen links en rechts. Bij

\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}

staan links vier gasmoleculen (

1 + 3

) en rechts twee; een hogere druk verschuift dit evenwicht dus naar rechts, naar

\ce{NH3}

. Staat er aan beide kanten hetzelfde aantal gasmoleculen, zoals bij

\ce{H2 + I2 <=> 2HI}

(twee tegen twee), dan heeft een drukverandering geen effect op de ligging. Ook bij een drukverandering blijft

K_c

onveranderd.

De derde verstoring, temperatuur, is de enige die

K_c

zelf verandert. Om de richting te voorspellen, behandel je warmte als een „stof” in de vergelijking. Bij een exotherme heenreactie komt warmte vrij, alsof warmte een product is; verwarm je zo'n evenwicht, dan werkt het die extra warmte tegen door naar links te verschuiven (de endotherme kant), waardoor er minder product overblijft. Bij een endotherme heenreactie is het andersom: verwarmen verschuift dan naar rechts. Omdat de ligging bij een andere temperatuur werkelijk anders is, hoort bij elke temperatuur een andere waarde van

K_c

: bij een exotherme reactie wordt

K_c

kleiner als de temperatuur stijgt. In de figuur staat per verstoring samengevat naar welke kant het evenwicht verschuift en of

K_c

verandert.

Een katalysator, tot slot, verschuift het evenwicht niet. Een katalysator versnelt de heen- en de terugreactie in precies dezelfde mate, zodat het evenwicht sneller wordt bereikt maar op dezelfde plaats blijft liggen; ook

K_c

verandert er niet door. Vat je alles samen, dan verandert alléén een temperatuurverandering de waarde van

K_c

; een verandering van concentratie, druk of volume verschuift wél de ligging (de concentraties) maar laat

K_c

ongemoeid, en een katalysator doet aan geen van beide iets. Deze regels zijn niet alleen theorie: in de volgende paragraaf zie je hoe de industrie ze combineert om bij de productie van ammoniak een zo hoog mogelijke opbrengst te halen, met druk, temperatuur en een katalysator als knoppen om aan te draaien.

\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}

ammoniakevenwicht (exotherm)

Links staan 4 gasmoleculen, rechts 2; de heenreactie is exotherm ( $\Delta H < 0$ ). Deze twee feiten sturen de druk- en temperatuurverschuiving.

Uitgewerkt voorbeeld

Verschuiving voorspellen bij het ammoniakevenwicht

De heenreactie van $\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$ is exotherm. Voorspel de verschuiving en het effect op $K_c$ als je (a) de druk verhoogt en (b) de temperatuur verhoogt.

Stap 1 — Tel de gasmoleculen links en rechts
Tel de coëfficiënten van de gassen aan beide kanten van de dubbele pijl.
$1 + 3 = 4 \;\text{(links)} \qquad 2 \;\text{(rechts)}$
Stap 2 — (a) Hogere druk
Het evenwicht wijkt uit naar de kant met de minste gasmoleculen, dus naar rechts (meer NH3). Een drukverandering laat $K_c$ ongemoeid.
Stap 3 — (b) Hogere temperatuur
De heenreactie is exotherm, dus verwarmen verschuift naar de endotherme kant: naar links (minder NH3). Bij een exotherme reactie wordt $K_c$ kleiner als T stijgt.

Resultaat: Resultaat: (a) hogere druk → naar rechts, meer $\ce{NH3}$ , $K_c$ gelijk; (b) hogere temperatuur → naar links, minder $\ce{NH3}$ , $K_c$ kleiner. Een hoge druk helpt de opbrengst dus, maar een hoge temperatuur werkt hem tegen.

Veelgemaakte fouten

Denken dat een drukverhoging altijd naar rechts verschuift; het gaat om de kant met het kleinste aantal gasmoleculen, en bij een gelijk aantal heeft druk geen effect.
Denken dat een katalysator het evenwicht naar de producten verschuift; een katalysator versnelt alleen en verandert de ligging niet.
Denken dat het toevoegen van een beginstof of het veranderen van de druk $K_c$ verandert; alleen een temperatuurverandering doet dat.
Bij temperatuur de exotherme en endotherme richting verwarren, waardoor je de verschuiving de verkeerde kant op voorspelt.

Actieve herhaling

Beschouw het evenwicht $\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$ ; de heenreactie is exotherm. Voorspel voor elk van de volgende veranderingen naar welke kant het evenwicht verschuift en of $K_c$ verandert: (a) je verhoogt de druk, (b) je verhoogt de temperatuur, (c) je voert $\ce{NH3}$ af.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Toepassing: evenwicht in de industrie#

Verdiepingexamenblad-nl

Ammoniakopbrengst neemt toe met de druk

Afb. 4Bij de ammoniaksynthese neemt de evenwichtsopbrengst van NH3 toe met de druk, omdat een hoge druk het evenwicht naar de kant met minder gasmoleculen (rechts, 2 in plaats van 4) verschuift. De waarden gelden bij ongeveer 400 °C en zijn indicatief; in de praktijk kiest men een hoge maar betaalbare druk (ongeveer 150–300 bar).

Chemisch evenwicht is niet alleen theorie: in de industrie bepaalt de ligging van een evenwicht hoeveel product je uit je grondstoffen haalt, en dus hoe rendabel een fabriek is. Het klassieke voorbeeld is de productie van ammoniak,

\ce{NH3}

, volgens het Haber-Boschproces. Ammoniak is de basis voor kunstmest en daarmee onmisbaar voor de voedselproductie; er wordt jaarlijks wereldwijd een enorme hoeveelheid van gemaakt. De reactie is

\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}

, en ze is exotherm (

\Delta H \approx -92\ \text{kJ}

per

2\ \text{mol}

gevormd

\ce{NH3}

). De uitdaging is dat dit een omkeerbaar evenwicht is: onder gewone omstandigheden reageert maar een klein deel van de stikstof en waterstof tot ammoniak. Met het principe van Le Chatelier kies je daarom slim je omstandigheden.

De eerste knop is de druk. Links in de reactievergelijking staan vier gasmoleculen (één

\ce{N2}

en drie

\ce{H2}

) en rechts maar twee (

\ce{NH3}

). Volgens Le Chatelier verschuift een hoge druk het evenwicht naar de kant met de minste gasmoleculen — naar rechts, dus naar meer ammoniak. In de figuur zie je die trend: naarmate de druk stijgt van

100

naar

400\ \text{bar}

neemt het percentage

\ce{NH3}

in het evenwichtsmengsel duidelijk toe. Je zou dus een zo hoog mogelijke druk willen. In de praktijk zit daar een grens aan: apparatuur die extreem hoge druk veilig aankan, is duur en kost veel energie. Daarom werkt men met een hoge maar niet extreme druk, vaak rond

150

tot

300\ \text{bar}

— een compromis tussen opbrengst en kosten.

De tweede knop is de temperatuur, en die geeft een lastiger afweging. De heenreactie is exotherm, dus volgens Le Chatelier levert een lage temperatuur de hoogste evenwichtsopbrengst aan ammoniak. Maar hier botst het evenwicht met de reactiesnelheid: bij een lage temperatuur verloopt de reactie zó traag dat het uren of dagen zou duren voordat het evenwicht überhaupt bereikt is — voor een fabriek onbruikbaar. Bij een hoge temperatuur gaat de reactie snel, maar ligt het evenwicht ongunstig en krijg je juist weinig ammoniak. De oplossing is een compromis: men kiest een middenweg van ongeveer

400

tot

450\ ^{\circ}\text{C}

, hoog genoeg voor een werkbare snelheid en laag genoeg voor een aanvaardbare opbrengst. Dit is een mooi voorbeeld van hoe evenwicht (opbrengst) en kinetiek (snelheid) samen de keuze bepalen.

De derde knop is de katalysator. Bij het Haber-Boschproces gebruikt men een katalysator op basis van ijzer. Een katalysator verschuift het evenwicht niet en verandert de uiteindelijke opbrengst dus niet — hij verlaagt alleen de activeringsenergie en versnelt daardoor zowel de heen- als de terugreactie. Dat lijkt op het eerste gezicht weinig nut te hebben, maar het is juist cruciaal: dankzij de katalysator wordt het evenwicht al bij de gekozen, relatief lage temperatuur snel genoeg bereikt. Zonder katalysator zou je een veel hogere temperatuur nodig hebben om dezelfde snelheid te halen, en dat zou de opbrengst weer verpesten. De katalysator maakt het temperatuurcompromis dus mogelijk: hij koopt snelheid zonder de ligging van het evenwicht op te offeren.

Ten slotte gebruikt men Le Chatelier ook via de concentraties. Het gasmengsel dat de reactor verlaat, bevat naast ammoniak nog veel niet-gereageerde stikstof en waterstof. Door het mengsel af te koelen condenseert de ammoniak tot vloeistof en wordt die afgetapt, terwijl de overgebleven

\ce{N2}

\ce{H2}

worden teruggeleid naar de reactor. Het voortdurend wegnemen van het product

\ce{NH3}

is een dwang die het evenwicht steeds opnieuw naar rechts trekt, zodat uiteindelijk een veel groter deel van de grondstoffen wordt omgezet dan de opbrengst per doorgang doet vermoeden. Zo combineert het Haber-Boschproces alle knoppen: hoge druk en het afvoeren van product duwen het evenwicht naar rechts, terwijl een gematigde temperatuur samen met de ijzerkatalysator zorgt voor voldoende snelheid.

\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}\quad \Delta H \approx -92\ \text{kJ}

ammoniaksynthese (Haber-Bosch)

Exotherme, omkeerbare gasreactie met links 4 en rechts 2 gasmoleculen; deze twee eigenschappen bepalen de gunstige omstandigheden.

Uitgewerkt voorbeeld

Ammoniakopbrengst uit de molverhouding en het rendement

Bij $200\ \text{bar}$ en ongeveer $400\ ^{\circ}\text{C}$ is de evenwichtsopbrengst van ammoniak ongeveer $38\%$ (zie de figuur). Bereken hoeveel mol $\ce{NH3}$ ontstaat als je uitgaat van $1{,}0\ \text{mol}\ \ce{N2}$ met voldoende $\ce{H2}$ .

Stap 1 — Bepaal de maximale opbrengst uit de molverhouding
Uit de kloppende vergelijking levert 1 mol N2 maximaal 2 mol NH3 (verhouding 1 : 2).
$1{,}0\ \text{mol}\ \ce{N2} \rightarrow 2{,}0\ \text{mol}\ \ce{NH3}$
Stap 2 — Pas de opbrengst van 38 % toe
Door de evenwichtsligging reageert niet alles; slechts 38 % van het maximum wordt gehaald.
$n(\ce{NH3}) = 0{,}38 \times 2{,}0 = 0{,}76\ \text{mol}$
Stap 3 — Interpreteer het resultaat
Van de theoretische 2,0 mol ontstaat door de evenwichtsligging maar 0,76 mol; hogere druk en het afvoeren van NH3 verhogen dit in de praktijk.

Resultaat: Resultaat: er ontstaat ongeveer $0{,}76\ \text{mol}\ \ce{NH3}$ per doorgang. Dat is veel minder dan de theoretische $2{,}0\ \text{mol}$ , doordat het een omkeerbaar evenwicht is; door NH3 af te voeren en het restgas rond te pompen wordt de totale omzetting toch hoog.

Veelgemaakte fouten

Denken dat een lagere temperatuur altijd beter is; ze verhoogt wel de evenwichtsopbrengst, maar maakt de reactie te traag — vandaar een compromistemperatuur.
Denken dat de katalysator de opbrengst verhoogt; hij versnelt alleen het bereiken van het evenwicht, maar verschuift het niet.
Vergeten dat het afvoeren van $\ce{NH3}$ het evenwicht naar rechts trekt (Le Chatelier via concentratie), waardoor de totale omzetting hoger wordt.
Opbrengst en snelheid door elkaar halen: een hoge temperatuur maakt de reactie snel, maar de evenwichtsopbrengst juist lager.

Actieve herhaling

Bij de ammoniaksynthese $\ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)}$ (exotherm) laat men het gas over een ijzerkatalysator bij ongeveer $450\ ^{\circ}\text{C}$ en $200\ \text{bar}$ reageren. Leg uit waarom men niet een veel lagere temperatuur kiest, hoewel dat volgens Le Chatelier meer ammoniak zou opleveren, en welke rol de katalysator daarbij speelt.

Actief ophalen

Haal de kernpunten op — onthul ze daarna.

Bronnen: Examenprogramma scheikunde (HAVO) (CvTE / Examenblad)

Referenties en bronnen

Bronnen

CvTE / Examenblad

Examenprogramma scheikunde (HAVO)

Chemisch evenwicht

Kernpunten

Evenwichtsconcentratie berekenen uit de beginconcentratie

Kernpunten

Kc berekenen uit evenwichtsconcentraties

Kernpunten

Verschuiving voorspellen bij het ammoniakevenwicht

Kernpunten

Ammoniakopbrengst uit de molverhouding en het rendement

Bronnen