Def. chemisch evenwicht = de toestand die bereikt is wanneer de concentraties van de
reagentia en de producten niet meer veranderen in de tijd.
- het is een dynamisch evenwicht
- het leert in welke mate een reactie opgaat
- de concentratie blijft constant in functie van de tijd
-
→ concentratie is constant dus evenwicht is bereikt
-
→ waterstof daalt veel sneller door de stoichiometrie (N2 + 3 H2 ⇆ 2 NH3)
→ -x -3x +2x
1.1 Het reactie quotiënt
Het reactie quotiënt:
- zijn onbenoemde getallen omdat in hun definitie alleen relatieve grootheden
voorkomen, de waarde van deze grootheden worden gedeeld door een
standaardeenheid
- de relatie tussen Qc en Qp kan afgeleid worden met de ideale gaswet
Het reactie quotiënt uitgedrukt in relatieve concentraties:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
* 𝑐 * 𝑑
(𝑐𝐶) *(𝑐𝐷)
- 𝑄𝑐 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑐𝐴) *(𝑐𝐵)
- staan enkel actuele concentraties in
1
,Het reactie quotiënt uitgedrukt in relatieve drukken:
- kan enkel bij gassen gebruikt worden
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
* 𝑐 * 𝑑
(𝑝𝐶) *(𝑝𝐷)
- 𝑄𝑝 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑝𝐴) *(𝑝𝐵)
- staan enkel actuele drukken in
1.2 De evenwichtsconstante
De evenwichtsconstante uitgedrukt in evenwichtsconcentraties:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑐 𝑑
[𝐶] *[𝐷]
- 𝐾𝑐 = 𝑎 𝑏
[𝐴] *[𝐵]
- vloeistoffen en vaste stoffen mogen NIET in Kc, enkel gassen
- staan enkel evenwichtsconcentraties in
De evenwichtsconstante uitgedrukt in evenwicht drukken:
* 𝑐 * 𝑑
(𝑝𝐶,𝑒𝑣) *(𝑝𝐷,𝑒𝑣)
- 𝐾𝑝 = * 𝑎 * 𝑏
(𝑝𝐴;𝑒𝑣) *(𝑝𝐵,𝑒𝑣)
- staan enkel evenwichts drukken in
Relatie tussen reactie quotiënt en evenwichtsconstante:
- Qc < Kc → reactie gaat naar rechts
- Qc > Kc → reactie gaat naar links
- Qc = Kc → reactie is in evenwicht
- als de reactie bv. naar rechts gaat wordt het in de evenwichts tabel bij de producten +
x, en de reagentia -x omdat er links iets moet verdwijnen
1.2.1 De grootte van de evenwichtsconstante
De waarde van Kc:
- is onafhankelijk van de start concentraties
- is afhankelijk van de temperatuur
→ Kc is groter bij hogere temperaturen voor endotherme reacties, evenwicht ligt naar
rechts
→ Kc is kleiner bij hogere temperaturen voor exotherme reacties, evenwicht ligt naar
links
- groter dan 103 ligt het evenwicht bijna volledig naar rechts
- kleiner dan 10-3 ligt het evenwicht bijna volledig naar links
Als Kc:
- A+B⇆ C+D
- groot is: is er veel C en D & weinig A en B, evenwicht ligt naar rechts
- klein is: is er veel A en B & weinig C en D, evenwicht ligt naar links
Relatie tussen Kc en Kp:
- 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ↔ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑝𝐴
- 𝑝 * 𝑉 = 𝑛 * 𝑅 * 𝑇 ⇔ 𝑝𝐴 = 𝑐 * 𝑅 * 𝑇 ⇔ 𝑐 = 𝑅*𝑇
𝑝𝐴
- de concentraties van de formule van Kc vervangen door 𝑅*𝑇 , daarna kan je Kp buiten
1
zetten zodat overal 𝑅*𝑇 staat. Deze draai je om zodat de macht negatief wordt, en
dan bekom je:
𝑎+𝑏−𝑐−𝑑
→ 𝐾 = 𝐾 * (𝑅 * 𝑇)
𝑐 𝑝
𝑐+𝑑−𝑎−𝑏
→ 𝐾𝑝 = 𝐾𝑐 * (𝑅 * 𝑇)
1.2.4 Uitdrukken van K voor heterogene evenwichten
Homogeen evenwicht:
- = alle stoffen komen in dezelfde fase voor
Heterogeen evenwicht:
- = minstens 1 stof uit het evenwicht is aanwezig in een andere fase
Reactie:
- CaCO3(s) ⇆ CaO(s) + CO2(g)
- dan is Kc = [CO2](g)
Schema voor berekening evenwichts samenstelling:
1) bepaal Qc en vergelijk deze met Kc (dan weet je naar welke kant het evenwicht gaat)
2) x is de hoeveelheid die weggereageerd, pas de stoechiometrie aan om te kijken
hoeveel er van elke stof weggereageerd
3) druk de evenwicht en start concentraties uit met x
4) schrijf Kc uit en bereken m.b.v. de discriminant x uit
3
, H2: Invloed op de ligging van het evenwicht
Def. Principe van Le Chatelier = een dynamisch evenwicht zal zich bij een uitwendige
verandering zodanig opnieuw instellen dat de verandering tegengewerkt wordt.
Invloed op ligging evenwicht:
1) reagens concentratie en productconcentratie
2) drukverandering
3) volumeverandering
4) temperatuur
Voorbeeld als er 0,001 mol/L A wordt toegevoegd:
A ⇆ B C
evenwicht1 0,002 0,008 0,008
verstoring +0,001
start 0,003 0,008 0,008
reactie -x +x +x
evenwicht2 0,003 - x 0,008 + x 0,008 + x
- evenwicht gaat naar rechts omdat er links (A) iets verdwijnt
4
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur laurabrouwers. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €8,93. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
