HO13 Chemisch evenwicht College 5a, ACH21 (HO13a) Eddy van der Linden

13.1 De evenwichtstoestand Chemisch evenwicht: De toestand die bereikt wordt als er sprake is van gelijkblijvende concentraties voor produkten en reactanten als functie van de tijd N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Alle chemische reacties zijn reversibel. Wat we soms irreversibele reacties noemen zijn simpelweg reacties waarbij het evenwicht heel extreem naar links of naar rechts ligt.

13.1 De evenwichtstoestand N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Snelheid van heenreactie (N2O4 → 2NO2) is groter dan snelheid terugreactie (2NO2 → N2O4) waardoor er netto N2O4 verdwijnt. De snelheid van de heenreactie neemt hierdoor af want k*[N2O4] wordt kleiner. Snelheid van terugreactie (2NO2 → N2O4) is kleiner dan snelheid heenreactie (N2O4 → 2NO2) waardoor er netto NO2 wordt geproduceerd. De snelheid van de terugreactie neemt hierdoor toe want k*[NO2]2 wordt groter. Uiteindelijk worden de grotere maar afnemende Vheenreactie en de kleinere maar toenemende Vterugreactie gelijk en is er evenwicht bereikt

[NO2]2 / [N2O4] is identiek bij alle evenwichtsconcentraties: 13.2 De evenwichtsconstante Kc N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Verschillende evenwichtsconcentraties bij verschillende beginconcentraties [NO2]2 / [N2O4] is identiek bij alle evenwichtsconcentraties: Kc = [NO2]2 Algemeen: aA + bB ↔ cC + dD evenwichtsconstante evenwichtsvoorwaarde

13.2 De evenwichtsconstante Kc Algemeen: aA + bB ↔ cC + dD evenwichtsconstante evenwichtsvoorwaarde Kc is dimensieloos omdat de concentraties worden beschouwd als ratio’s, waarbij de molariteit van elke component wordt gedeeld door de molariteit van de standaardtoestand (= 1M). Hierdoor vallen de eenheden tegen elkaar weg Kc is afhankelijk van de temperatuur en moet dus gegeven worden met bijbehorende temperatuur Soms heeft men het over de Kc’: N2 + 3H2↔2NH3 2NH3 ↔ N2 + 3H2

13.3 De evenwichtsconstante Kp Omdat gasdrukken zo gemakkelijk te meten zijn worden bij gasreacties meestal partiële drukken i.p.v. concentraties gebruikt: (PNO2)2 N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) Kp = (PN2O4) De partiële druk van een gas in een gasmengsel is de druk die het gas zou hebben wanneer dit het enige aanwezige gas zou zijn. Deze partiële druk is dus onafhankelijk van de partiële drukken van de andere gassen in het gasmengsel Ook Kp is dimensiloos omdat ook de partiële drukken worden beschouwd als ratio’s van de partiële druk t.o.v. de standaard partiële druk van 1 atmosfeer (1 atm.)

13.3 De evenwichtsconstante Kp Kp en Kc staan met elkaar in verband omdat de druk van elke component in een gasmengsel direct evenredig is met de molaire concentratie: Algemeen: aA + bB ↔ cC + dD nA PA*V = nA*R*T PA = *R*T = [A]2*RT (idem voor B, C, en D) V (PC)c*(PD)d ([C]RT)c*([D]RT)d [C]c*[D]d Kp = = = * RT (c + d) - (a + b) (PA)a *(PB)b ([A]RT)a *([B]RT)b [A]a *[B]b Kp = Kc * (RT)Δn Dus: R = gasconstante = 0.08206 L*atm. / (K*mol) T in Kelvin Δn = (c + d) – (a + b) = aantal mol gas produkten – aantal mol gas reactanten Wanneer nreactanten = nprodukten geldt dus: Kp = Kc

13.4 Heterogene evenwichten Homogene evenwichten: Alle uitgangsstoffen zijn in dezelfde fase (meestal gasvormig of in oplossing) Heterogene evenwichten: De stoffen zijn aanwezig in meerdere fasen: [CaO]*[CO2] CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CaCO3] Deze concentraties in de evenwichtsvoorwaarde zijn weer ratio’s van de daadwerkelijke Concentraties t.o.v. de concentraties in de standaardtoestand Omdat de standaardtoestand van een zuivere stof (of vloeistof) deze zuivere stof (of vloeistof)) zelf is, wordt deze ratio dus 1 en kun je hem uit de evenwichtsvoorwaarde Verwijderen: CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2] en Kp = PCO2

13.4 Heterogene evenwichten Om een evenwichtstoestand tussen vast CaCO3, vast CaO, en CO2 gas te bereiken moeten alle 3 deze componenten aanwezig zijn. De concentratie en druk van CO2 binnen de evenwichtstoestand is echter constant en onafhankelijk van de hoeveelheden vast CaO en CaCO3 die aanwezig zijn CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) Kc = [CO2] en Kp = PCO2

13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante Met de waarde van de evenwichtsconstante kan worden nagegaan in welke mate een reactie verloopt en ook naar welke kant een reactie verloopt [H2O]2 2H2 (g) + O2 (g) ↔ 2H2O (g) Kc = = 2.4 * 1047 at 500K [H2]2 * [O2] Hoe groter de K hoe meer de reactie in de richting van de produkten gaat Een zeer kleine K geeft aan dat de reactie niet of nauwelijks verloopt

13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante Wanneer we de evenwichtsvoorwaarde invullen voor een situatie waarbinnen nog niet de evenwichtstoestand is bereikt, hebben we te maken met de reactiequotiënt Qc: [HI]2 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g) Kc = = 57.0 at 700K [H2] * [I2] Op tijdstip t geldt: [H2] = 0.10M [I2] = 0.20M [HI] = 0.40M [HI]t2 Veergelijk Qc met Kc! Qc < Kc = dus netto reactie naar rechts (produkten) Qc = = 8.0 [H2]t * [I2]t

13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante Wanneer de Kc en alle evenwichtsconcentraties op 1 na bekend zijn, kan de onbekende concentratie direct uit de evenwichtsvoorwaarde worden afgeleid. Lastiger is het om de evenwichtsconcentraties te berekenen wanneer alleen Kc en de initiële concentraties bekend zijn: Schrijf de kloppende reactievergelijking op Maak een tabel van de beginconcentraties, de verandering in concentraties en de evenwichtsconcentraties, en druk de verandering uit in x Zet de evenwichtsconcentraties (uitgedrukt in x) uit in de evenwichtsvoorwaarde Bereken de evenwichtsconcentraties Controleer de evenwichtsconcentraties door ze in te vullen In de evenwichtsvoorwaarde

13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante [HI]2 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g) Kc = = 57.0 bij 700K [H2] * [I2] 0.100 0.100 0.00 (beginconcentratie) -x +2x (concentratie verandering) 0.100-x +2x (evenwichtsconcentratie) 0.021 0.021 0.158 (2x)2 2x 57.0 = √ x = 0,079M invullenen H2, I2 en 2 HI berekenen. 57,0 = (0.1-x) * (0.1-x) 0.1-x 0.158]2 Kc = = 57.0 bij 700K [0.021] * [0.021]

13.5 De toepassing van de evenwichtsconstante [HI]2 H2 (g) + I2 (g) ↔ 2HI (g) Kc = = 57.0 at 700K [H2] * [I2] 0.100 0.200 0.00 (beginconcentratie) -x +2x (concentratie verandering) 0.100-x 0.200-x +2x (evenwichtsconcentratie) 0.006 0.106 0.189 (2x)2 57.0 = 4x2 = (57)(0.02 – 0.3x + x2) (0.1-x) * (0.2-x) -b + wortel(b2 – 4ac) 2a x = = 17.1 + wortel(-17.12 – 4*53*1.14) 2*53 53x2 – 17.1x + 1.14 = 0 17.1 + 7.1 = = 0.228 OF 0.0943 106 [0.189]2 Kc = = 57.0 at 700K [0.006] * [0.106]

Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Ho13: Chemisch evenwicht: § 13.1 t/m 13.5 Opgaven 13.5 t/m 13.7, 13.9 en 13.11 t/m 13.15

HO13 Chemisch evenwicht College 5b, ACH21 (HO13b) Eddy van der Linden

Le Châteliers principle 13.6 Factoren die de samenstelling van een evenwichtsmengsel veranderen Le Châteliers principle Wanneer er op een systeem in evenwicht een dwang (druk) wordt uitgeoefend, dan zal het Systeem die dwang zoveel mogelijk tegenwerken (= het systeem zal de gevolgen van die dwang zoveel mogelijk ongedaan maken) Met dwang bedoelt men in dit verband een verandering van een factor die de samenstelling van het evenwicht beïnvloedt / verstoort: - een verandering van de concentratie (produkten of reactanten) - een verandering van het volume of de druk - een verandering van de temperatuur

Verandering van de concentratie in een evenwichtssituatie 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

13.7 Verandering van de concentratie [NH3]2 N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) Kc = = 0.291 at 700K [N2] * [H2]3 0.50 3.00 1.98 (evenwichtsconcentraties) Qc = 1.982/(0.50*3.003) = 0.2904 = Kc 1.50 3.00 1.98 (beginconcentraties na verhoging [N2]) Qc = 1.982/(1.50*3.003) = 0.0968 < Kc: Qc moet groter worden: netto reactie naar rechts Dit is in overeenstemming met Le Châteliers principle: De “concentratiedwang” a.g.v. een toegevoegde reactant of produkt wordt weggenomen d.m.v. een netto reactie in de richting die de toegevoegde component consumeert De “concentratiedwang” a.g.v. een weggenomen reactant of produkt wordt weggenomen d.m.v. een netto reactie in de richting die de weggenomen component produceert Zowel via de Qc als via Le Châteliers principle kan de richting dus worden voorspeld!

13.8 Verandering van volume of druk [NH3]2 N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) Kc = = 0.291 at 700K [N2] * [H2]3 0.50 3.00 1.98 (evenwichtsconcentraties) Qc = 1.982/(0.50*3.003) = 0.2904 = Kc V 2× minder 1.00 6.00 3.96 (beginconcentraties na verhoging [N2]) Qc = 3.962/(1.00*6.003) = 0.0726 < Kc: Qc moet dus toenemen: netto reactie naar rechts Verkleinen V → vergroten druk → ongedaan maken dwang d.m.v. een netto reactie in de richting van het minste aantal deeltjes (lees moleculen) (= naar rechts!) Ook dit is weer in overeenstemming met Le Châteliers principle: Het verhogen van de druk d.m.v. het verminderen van het volume zorgt voor een netto reactie in de richting die het aantal mol gas verlaagt Het verlagen van de druk d.m.v. het vergroten van het volume zorgt voor een netto reactie in de richting die het aantal mol gas verhoogt Zowel via de Qc als via Le Châteliers principle kan de richting dus weer worden voorspeld.

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2 (g) 13.8 Verandering van volume of druk C(s) + H2O(g) CO(g) + H2 (g) Het volume waarin deze reactie in evenwicht plaatsvindt wordt 2 x zo klein. Wat moet er gebeuren om de reactie weer in evenwicht te krijgen? Beantwoord dezelfde vraag voor onderstaande reactie: 3 Fe(s) + 4H2O(g) Fe3O4(s) + 4H2 (g)

Verandering van volume en druk 2NH3(g) N2(g) + 3H2(g)

13.9 Verandering van de temperatuur Bij verandering van concentratie, volume of druk blijft de Kc gelijk Bij verandering van temperatuur verandert de Kc N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 92.2 kJ ΔH° = -92.2 kJ (exotherm) [NH3]2 Kc = = 0.291 at 700K [N2] * [H2]3 En bij een endotherme Reactie? Verhogen T (toevoegen energie) → ongedaan maken dwang d.m.v. een netto reactie in de richting die energie verbruikt → reactie naar links (reactanten) → Kc wordt lager

13.9 Verandering van de temperatuur N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 92.2 kJ ΔH° = -92.2 kJ [NH3]2 Kc = = 0.291 at 700K [N2] * [H2]3 Algemeen: De Kc voor een exotherme reactie (negatieve ΔH) vermindert bij verhoging van de temperatuur De Kc voor een endotherme reactie (positieve ΔH) vermeerdert bij verhoging van

13.10 Het effect van een katalysator Een katalysator verhoogt de snelheid van een reactie d.m.v. het creëren van een meer efficiënt reactiemechanisme Omdat de heen en terugreactie via dezelfde transition state (geactiveerde complex) verlopen verlaagt een katalysator de Ea voor beide reacties met dezelfde factor De reactiesnelheden van beide reacties worden hierdoor verhoogd met dezelfde factor Een katalysator zorgt er dus voor dat de evenwichtstoestand eerder wordt bereikt zonder de ligging van het evenwicht te veranderen.

Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Ho13: Chemisch evenwicht: § 13.6 t/m 13.10 Opgaven 13.16 t/m 13.21