Dynamisch evenwicht bij fysische en chemische processen
Evenwicht betekent balans. Het ontstaat alleen in een gesloten systeem (er gaat niets in of uit).
Fysische processen: in een gesloten fles verdampt water en condenseert damp. Na een tijdje gebeuren beide even snel, dus de dampspanning blijft constant. IJs en water bij 0 °C, en een verzadigde suikeroplossing met extra suiker op de bodem, zijn andere voorbeelden.
Chemische processen: in een omkeerbare reactie maken reactanten producten en maken producten weer reactanten. Eerst is de snelheid heen hoog. Als er meer product is, stijgt de snelheid terug. Als de twee snelheden gelijk worden, veranderen de hoeveelheden niet meer.
Het heet dynamisch omdat de reactie nooit stopt. Moleculen blijven in beide richtingen reageren; we zien alleen geen netto verandering. Je bereikt hetzelfde evenwicht als je van beide kanten begint.
Probeer het: kijk in de 3D bij stap 1 naar de aantallen grijs en bruin. Ze vlakken af, maar paartjes en losse moleculen blijven wisselen.
Evenwichtswet en evenwichtsconstante Kc
Voor een algemene reactie aA + bB ⇌ cC + dD geldt bij een vaste temperatuur:
Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b
Vierkante haken betekenen molaire concentratie (mol/L) in evenwicht. Dit is de wet van het chemisch evenwicht (massawerkingswet). Producten staan boven, reactanten onder, en elk staat tot de macht van zijn coëfficiënt.
Regels om te onthouden:
- Keer de reactie om → nieuwe K = 1/K.
- Vermenigvuldig de vergelijking met n → nieuwe K = Kⁿ. Deel door 2 → nieuwe K = √K.
- Tel twee reacties op → vermenigvuldig hun K-waarden.
- K verandert alleen met de temperatuur, niet met de beginhoeveelheden, de druk of een katalysator.
Probeer het: verschuif bij stap 2 de startschuifjes. Q komt altijd uit op dezelfde Kc.
Kc en Kp: verband Kp = Kc(RT)^Δn
Bij gassen is de partiële druk p evenredig met de concentratie: p = (n/V)RT = [X]RT. Als je dit in de uitdrukking zet, krijg je:
Kp = Kc (RT)Δn, waarbij Δn = (mol gasvormige producten) − (mol gasvormige reactanten).
- Δn = 0 → Kp = Kc (voorbeeld: H₂ + I₂ ⇌ 2HI).
- Δn > 0 → Kp > Kc (als RT > 1).
- Δn < 0 → Kp < Kc (voorbeeld: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Δn = −2).
Gebruik R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹ met druk in bar en T in kelvin. In Δn tel je alleen gassen mee.
Homogene en heterogene evenwichten
Homogeen evenwicht: alles zit in één fase. Voorbeelden: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g); CH₃COOH(aq) + C₂H₅OH(aq) ⇌ CH₃COOC₂H₅(aq) + H₂O(l) in oplossing.
Heterogeen evenwicht: meer dan één fase. Voorbeelden: CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g); H₂O(l) ⇌ H₂O(g); Ni(s) + 4CO(g) ⇌ Ni(CO)₄(g).
De concentratie van een zuivere vaste stof of zuivere vloeistof ligt vast (de dichtheid verandert niet), dus rekenen we met 1 en laten we haar weg uit K. Voor CaCO₃ ⇌ CaO + CO₂ geldt dus Kp = p(CO₂). Maar de vaste stof moet er wel zijn, anders is er geen evenwicht.
Probeer het: verander bij stap 4 de hoeveelheid CaCO₃. De CO₂-waarde beweegt niet.
Waarvoor gebruik je de evenwichtsconstante
1. Omvang van de reactie. K > 10³: vooral producten (reactie bijna volledig). K < 10⁻³: vooral reactanten (gaat nauwelijks). K tussen 10⁻³ en 10³: duidelijke hoeveelheden van beide.
2. Richting van de reactie. Schrijf Q met de huidige (niet de evenwichts-) hoeveelheden. Q < K → gaat vooruit. Q > K → gaat terug. Q = K → in evenwicht.
3. Evenwichtshoeveelheden. Gebruik een ICE-tabel: Initieel, Change (verandering), Evenwicht. Zet de evenwichtswaarden in K en los x op.
K zegt niets over hoe snel het evenwicht wordt bereikt. Dat is reactiekinetiek.
K, Q en Gibbs-energie
Gibbs-energie bepaalt of een verandering vanzelf kan gebeuren. Voor een reactiemengsel geldt:
ΔG = ΔG° + RT ln Q
In evenwicht is ΔG = 0 en Q = K, dus ΔG° = −RT ln K = −2.303 RT log K. Ook geldt ΔG = RT ln(Q/K).
- ΔG° negatief → K > 1 → producten bevoordeeld.
- ΔG° positief → K < 1 → reactanten bevoordeeld.
- ΔG° = 0 → K = 1.
Gebruik hier R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹ en T in kelvin. Probeer het: bij stap 5 zie je ΔG naar 0 gaan als Q terugkomt bij K.
Examenhoekje
De eenheid Evenwicht levert bij het CBSE-examen in Class 11 ongeveer 7 punten op. Veelvoorkomende vragen: Kc/Kp-uitdrukkingen opschrijven, het verband tussen Kp en Kc, K vinden met ICE-tabellen, de richting voorspellen met Q en rekenopgaven met ΔG° = −RT ln K. Schrijf altijd de eenheid van K op als erom gevraagd wordt en noem de temperatuur.
Belangrijke formules en begrippen
- Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
- Kp = Kc (RT)^Δn, Δn = mol gasvormige producten − mol gasvormige reactanten
- Reactie omkeren: K' = 1/K; vermenigvuldigen met n: K' = Kⁿ
- Q < K → vooruit; Q > K → terug; Q = K → evenwicht
- ΔG = ΔG° + RT ln Q; ΔG° = −RT ln K = −2.303RT log K
Uitgewerkte voorbeelden
1. Schrijf Kc op voor 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g).
Producten boven reactanten, elk tot de macht van zijn coëfficiënt: Kc = [SO₃]² / ([SO₂]²[O₂]).
2. Voor H₂ + I₂ ⇌ 2HI is Kc = 50 bij 700 K. Bepaal Kc voor 2HI ⇌ H₂ + I₂ en voor HI ⇌ ½H₂ + ½I₂.
Omgekeerd: K = 1/50 = 0.02. Gehalveerd: K = √0.02 = 0.141.
3. 1.0 mol N₂O₄ zit in een kolf van 1 L. In evenwicht is er 0.52 mol NO₂. Bepaal Kc voor N₂O₄ ⇌ 2NO₂.
Gevormd NO₂ = 0.52 mol, dus verbruikt N₂O₄ = 0.26 mol. [N₂O₄] = 0.74 M, [NO₂] = 0.52 M. Kc = 0.52² / 0.74 = 0.2704/0.74 ≈ 0.37 mol/L.
4. Voor N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) is Kc = 0.5 L² mol⁻² bij 500 K. Bepaal Kp (R = 0.0831 L bar K⁻¹ mol⁻¹).
Δn = 2 − 4 = −2. RT = 0.0831 × 500 = 41.55. Kp = 0.5 × (41.55)⁻² = 0.5 / 1726.4 ≈ 2.9 × 10⁻⁴ bar⁻².
5. Voor A ⇌ B is K = 4. Een mengsel heeft [A] = 0.5 M en [B] = 1.0 M. Welke kant gaat het op?
Q = [B]/[A] = 1.0/0.5 = 2. Q (2) < K (4), dus de reactie gaat vooruit en maakt meer B.
6. Bepaal ΔG° bij 300 K voor een reactie met K = 10 (R = 8.314 J K⁻¹ mol⁻¹).
ΔG° = −2.303RT log K = −2.303 × 8.314 × 300 × 1 = −5744 J/mol ≈ −5.74 kJ/mol. Negatief, dus producten zijn bevoordeeld.
7. Voor H₂ + I₂ ⇌ 2HI is Kc = 64. We beginnen met 1 mol H₂ en 1 mol I₂ in 1 L. Bepaal de evenwichtshoeveelheden.
ICE: H₂ = 1 − x, I₂ = 1 − x, HI = 2x. Kc = (2x)² / (1 − x)² = 64. Wortel trekken: 2x/(1 − x) = 8 → 2x = 8 − 8x → x = 0.8. Dus H₂ = I₂ = 0.2 mol, HI = 1.6 mol.
8. ΔG° voor een reactie bij 298 K is +11.4 kJ/mol. Bepaal K.
log K = −ΔG°/(2.303RT) = −11400/(2.303 × 8.314 × 298) = −11400/5705.8 ≈ −2.0. K = 10⁻² = 0.01. Reactanten zijn bevoordeeld.
Veelgemaakte fouten
- Reactanten bovenaan zetten. K is altijd producten gedeeld door reactanten.
- Zuivere vaste stoffen of vloeistoffen (zoals CaCO₃(s) of H₂O(l) als oplosmiddel) in K zetten. Laat ze weg.
- Alle mol meetellen in Δn. Alleen mol gas telt mee.
- Denken dat de reactie in evenwicht stopt of dat de hoeveelheden reactant en product gelijk zijn. Alleen de snelheden zijn gelijk; de hoeveelheden zijn alleen constant.