1 Chemisch evenwicht. Denk er eens over na! 10 1 Chemisch evenwicht. 3 Financieel evenwicht. 1 Synthese van ammoniak: chemisch evenwicht

Transcriptie

1 1. CHEMISCH EVENWICHT 1 Chemisch evenwicht Denk er eens over na! 1 Synthese van ammoniak: chemisch evenwicht Ecologisch evenwicht 3 Financieel evenwicht 4 Fysisch evenwicht 5 Koolstofdioxide toevoegen aan een drank: zuur-base-evenwicht. 6 De toevoeging van Cl aan water leidt tot een evenwichtsreactie. 7 Verstoring van evenwicht 8 Cfk-drijfgassen verstoren het evenwicht tussen O en O 3 in de stratosfeer. Zoeken naar evenwicht. Dat is een taak op vele gebieden. Kun je de voorbeelden verduidelijken? Ken je nog andere voorbeelden? Evenwicht betekent niet stilstand. Het is iets dynamisch. Hoe kun je dat omschrijven? Chemische evenwichtsreacties vind je niet alleen in de industrie. Vind je voorbeelden in je leefwereld? Wat wordt bedoeld met de verstoring van het evenwicht? Dat wordt vaak toegepast om de opbrengst van een chemisch proces te verhogen. Vind je daarvan enkele voorbeelden? Wat is het verband tussen cfk en het gat in de ozonlaag (zie leesstuk)? 10 1 Chemisch evenwicht

2 Leer de chemie 1.1 Inleiding 1. CHEMISCH EVENWICHT Onze leefwereld is doordrongen van allerlei evenwichtssituaties: fysische, biologische, ecologische, economische, politieke enz. Wijzigingen in het leefmilieu, in een biotoop, in een levend organisme, in het klimaat, in een geologisch gebied zijn vaak het gevolg van storingen in het fysische of chemische evenwicht. In dit hoofdstuk komen eerst de grondprincipes van chemisch evenwicht aan de beurt. Nadien bekijken we evenwichtsreacties en verstoringen ervan ook kwantitatief. Je leert de evenwichtswet, de evenwichtsconstante en de omzettingsgraad van een reactie kennen en berekenen. Essentieel is de toepassing van evenwichtsprincipes op diverse belangrijke reactiesoorten in de chemie. Zo zullen we ruim aandacht besteden aan het ionisatie-evenwicht tussen zuren en basen (hoofdstuk ) en aan het evenwicht in redoxreacties (hoofdstuk 3). Ook in de organische chemie kunnen we vele omzettingen beschouwen als evenwichtsreacties. Een chemisch proces start wanneer reagensdeeltjes aangetast worden. Tijdens het chemische proces grijpen er concentratieveranderingen plaats en als gevolg daarvan een verandering van de reactiesnelheid. Wanneer ten slotte het reagensmateriaal uitgeput raakt en er dus geen concentratieveranderingen meer kunnen optreden, wordt de reactiesnelheid nul. Dat geldt voor aflopende processen, maar voor vele reacties geldt dat eenvoudige verloop niet. Experiment Geruime tijd vooraf worden de onderstaande oplossingen samengevoegd: A 5 ml FeCl 3 -oplossing (Fe 3 -ionen) 5 ml KI-oplossing (I 1 -ionen) B 5 ml FeCl -oplossing (Fe -ionen) 5 ml I -oplossing (I -opl. in alcohol) 1 Chemisch evenwicht 11

3 1. CHEMISCH EVENWICHT De volgende reacties treden op: 1 Fe 3 I 1 Fe I Fe I Fe 3 I 1 Omdat beide reactiemengsels (A en B) een lange tijd vooraf klaargemaakt werden, mag je stellen dat de chemische omzettingen voltooid zijn. Met de volgende identificatiereacties kun je de aanwezigheid van de soorten deeltjes (Fe 3, Fe, I 1 en I ) in de reactiemengsels nagaan. Aantonen van: Fe 3 met SCN 1 (thiocyanaat) roodbruine kleur I 1 met Ag 1 gele neerslag Fe met Fe(CN) 3 6 (hexacyanoferraat) blauwgroene neerslag I met zetmeel blauwkleuring Besluit Omdat in beide stoffensystemen (A en B) nog alle soorten deeltjes (zowel van de reagentia als van de reactieproducten) aantoonbaar zijn, moeten we besluiten dat beide reacties A en B onvolledig verlopen en omkeerbaar zijn. Fe 3 I 1 1 Fe I Verklaring Vorig jaar heb je geleerd welke drijfveren een chemische reactie beïnvloeden, namelijk de energieverandering (ΔH) en de entropieverandering (ΔS). Als een drijfveer de reactie gunstig beïnvloedt en de andere ongunstig, dan leidt dat vaak tot een omkeerbare en onvolledige reactie. 1 1 Chemisch evenwicht

4 1. Het chemisch evenwicht Inleiding: vergelijking met fysisch evenwicht Een evenwichtstoestand wordt bereikt wanneer beide tegengestelde reacties met dezelfde snelheid verlopen zodat een status-quo bereikt wordt. De invloed van beide tegengestelde drijfveren (de enthalpieverandering en de entropieverandering) is dan even groot. Zo zal in een gesloten systeem een hoeveelheid vloeibaar water verdampen (endotherm proces, ΔH > 0). De moleculen in de dampfase vertonen een grotere wanorde dan de moleculen in de vloeistoffase (ΔS > 0). Afhankelijk van de temperatuur (T ) zal er meer of minder damp aanwezig zijn. Bij een evenwichtstoestand is de snelheid van de dampvorming even groot als de snelheid van condensatie. water (g) water (vl) een fase-evenwicht 1. CHEMISCH EVENWICHT Voorstelling van een evenwichtsreactie A B 1 C D v 1 v reagentia reactieproducten Een reactiemengsel in evenwicht is in een toestand waarin de eigenschappen niet meer veranderen. Die toestand is het resultaat van gelijk geworden drijfveren: verandering van enthalpie en entropie, reactiesnelheden van de heen-en-terugreactie: v 1 v. Beide tegengestelde reacties verlopen in een gesloten vat omkeerbaar en onvolledig. Opmerking Als beide drijfveren een even grote maar tegengestelde invloed uitoefenen is ΔG gelijk aan 0 (zie Op weg met chemie 3A, Hoofdstuk 4, Vrije energie). ΔG = ΔH T. ΔS = 0 Je merkt hier dat de temperatuur een bepalende invloed heeft. Verklaring Dat eigenschappen niet meer veranderen, is het gevolg van het niet meer wijzigen van de samenstelling van het reactiemengsel. De hoeveelheid en dus ook de concentratie van ieder bestanddeel blijft constant. Macroscopisch is er geen verandering waar te nemen. Gelijke reactiesnelheid: per tijdseenheid ontstaan er evenveel deeltjes van een bestanddeel als er verdwijnen. De heen-en-terugreacties zijn schijnbaar stilgevallen omdat hun snelheid even groot is. We spreken dan van een dynamische evenwichtstoestand. Op submicroscopisch niveau verlopen beide (even snelle) tegengestelde processen verder (vergelijk met het fase-evenwicht). Een gesloten systeem is een systeem dat met de omgeving eventueel wel energie maar geen materie kan uitwisselen. Een systeem dat noch energie, noch materie met de omgeving kan uitwisselen, noemen we een geïsoleerd systeem. Strikt genomen kan een systeem slechts tot evenwicht komen als het geïsoleerd is (dat wil zeggen als alle stoffen en hun energie in het reactievat blijven). Men neemt echter aan dat in standaardomstandigheden alle gesloten systemen (en zelfs bepaalde open systemen, op voorwaarde dat geen enkele van de betrokken stoffen gasvormig is) aan die vereisten voldoen. 1 Chemisch evenwicht 13

5 1. CHEMISCH EVENWICHT De heen-en-terugreacties verlopen in dezelfde reactieomstandigheden. Evenwichtsreacties zijn omkeerbaar. Een reactie is onvolledig wanneer nog een aantoonbare concentratie van elk reagens aanwezig is in de evenwichtstoestand. Een stof is doorgaans nog aantoonbaar wanneer haar concentratie groter is dan 10 6 mol/l. Grafische voorstellingen van een evenwichtsreactie Concentratie-tijdgrafiek [A] 0 5 [ ] [B] A + B C + D evenwicht [C = [D [B 1 [C] t = [D] t [A t Snelheid-tijdgrafiek v 1 A + B C + D evenwicht v 1 v 1 (e) = v (e) v t De concentratie van stof B daalt tweemaal trager dan die van stof A. Per mol B wordt immers mol A verbruikt. De concentratiestijging van de stoffen C en D is gelijk aan de daling van de concentratie van B. De concentratie van C en D stijgt van 0 naar,5 mol/l, die van B daalt van 4,0 naar 1,75 mol/l Chemisch evenwicht

6 Door de continue concentratievermindering van de stoffen A en B zal de snelheid van reactie 1 afnemen. De snelheid van reactie zal toenemen: er wordt almaar meer C en D gevormd. Bij het bereiken van het chemische evenwicht is de snelheid van allebei even groot. De concentratie van elke stof blijft vanaf dat ogenblik gelijk. 1. CHEMISCH EVENWICHT 1.3 De omzettingsgraad () en het rendement (η) Evenwichtsreacties verlopen dus niet tot de reagentia volledig omgezet zijn in reactieproducten. Een gedeelte van elk reagens blijft over. De omzettingsgraad () is de verhouding van de weggereageerde (gevormde) stofhoeveelheid van een bepaald reagens (reactieproduct) in evenwicht tot de weggereageerde (gevormde) stofhoeveelheid ervan in een aflopende reactie (of volledige omzetting). Δn(stof) evenwicht Δn(stof) max Voorbeeld Evenwichtsreactie PCl 3 Cl PCl 5 Beginhoeveelheid n 0 5,0 mol 6,0 mol 0 mol Δn 4,0 mol 4,0 mol 4,0 mol Hoeveelheid bij evenwicht n e 1,0 mol,0 mol 4,0 mol Δn(PCl 3 ) evenwicht 4,0 mol Δn(PCl 3 ) max 5,0 mol 0,80 Ook bij keuze van de andere stoffen (PCl 5, Cl ) vind je dezelfde omzettingsgraad: 0,80. De maximaal weggereageerde of gevormde stofhoeveelheid is immers altijd 5,0 mol want PCl 3 is het beperkende reagens. Het rendement (η) van een chemische reactie is gelijk aan de werkelijk verkregen massa (van een bepaald reactieproduct) tot de theoretisch te verkrijgen massa van deze stof, meestal uitgedrukt in %. m (verkregen massa) η =. 100 % m (maximaal) Opmerking Uit beide definities kun je afleiden dat beide grootheden nauw met elkaar verbonden zijn, meestal zijn ze zelfs aan elkaar gelijk. Het begrip rendement geldt echter voor het geheel proces, terwijl de omzettingsgraad geldt voor een bepaalde reactie in dit proces. 1.4 De evenwichtsconstante (K ) In chemische evenwichtstoestand verlopen beide reacties even snel. Uit de snelheidsvergelijking van beide tegengestelde reacties kun je een evenwichtsconstante afleiden. Neem als voorbeeld een evenwichtsreactie die in beide richtingen als een eenstapsreactie verloopt: de synthese van HI. H I 1 HI 1 Chemisch evenwicht 15

7 1. CHEMISCH EVENWICHT De snelheidsvergelijking van beide reacties is: v 1 k 1 [H ] [I ] v k [HI] Bij het evenwicht mag je stellen dat: v 1 v of k 1 [H [I k [HI Dat kun je herschrijven als: k 1 k [HI] e [H [I De evenwichtsconstante (K ) is dan gelijk aan de verhouding van beide reactiesnelheidsconstanten (k 1 /k ): K k 1 k [HI] e [H [I Maar de evenwichtsconstante is dan ook gelijk aan een concentratiebreuk met uitsluitend de evenwichtscon centraties van de aanwezige stoffen. In de teller van die breuk staat altijd de evenwichtsconcentraties van de reactieproducten; in de noemer de evenwichtsconcentraties van de reagentia. Opmerking Omdat de snelheidsconstanten (k 1 en k ) verschillend beïnvloed worden door een temperatuurverandering, zal ook de evenwichtsconstante afhankelijk zijn van de temperatuur. Experimentele controle Bij de synthese van H en I tot HI met de gegeven beginconcentraties meten we de volgende evenwichtsconcentraties. Experiment 5 is een ontledingsreactie. De temperatuur is bij elk experiment gelijk en blijft constant gedurende de reactie. 10,70 mol/l 11,39 mol/l 0 mol/l H l Hl,0 mol/l,89 mol/l 17,0 mol/l Begintoestand Evenwichtstoestand Experiment Beginconcentratie (mol/l) Concentratie bij evenwicht (mol/l) [H ] [I ] [HI] [H [I [HI Evenwichtsconstante [HI] e [H [I K 1 10,70 11,39 0,0,89 17,00 45,5 10,91 1,55 0 1,96 3,60 17,90 45,4 3 10,60 13,00 0 1,70 4,10 17,80 45,5 4 11,60 1,79 0 4,10 1,1 15,00 45, ,60 1,90 1,90 1,80 45, Chemisch evenwicht

8 Besluit Voor elke evenwichtsreactie bestaat bij een gegeven temperatuur een bepaalde concentratiebreuk waarvan de waarde in elke evenwichtstoestand dezelfde is, ongeacht de beginsamenstelling van het mengsel. 1. CHEMISCH EVENWICHT Omstreeks 1867 rapporteerden de Noorse geleerden Guldberg en Waage als eersten het bestaan van die evenwichtswet. Ze wordt daarom ook de wet van Guldberg en Waage genoemd. Voor de algemene reactievergelijking a A b B c C d D geldt: [C] c e [D] d e [A]e a [B] b constant K e evenwichtsconstante De waarde van K is bij de gegeven temperatuur typisch voor de gegeven reactie. Voorwaarde: de stoffen zijn homogeen verdeeld in het reactiemilieu. Definitie van de evenwichtsconstante De evenwichtsconstante van een reactie is de verhouding van het product van de evenwichtsconcentraties van de reactieproducten (in het rechterlid) tot het product van de evenwichtsconcentraties van de reagentia (in het linkerlid). Elke concentratiefactor moet echter worden verheven tot een macht waarvan de exponent overeenstemt met de reactiecoëfficiënt van die stof. Voorbeelden Reactievergelijking Evenwichtsconstante K SO (g) O (g) SO 3(g) K [SO 3 ]e [SO ]e [O [FeSCN ] Fe 3 (opl) SCN1 (opl) FeSCN (opl) K e [Fe 3 [SCN 1 C (v) H O (g) CO (g) H (g) K [CO [H [H O Zn (v) Cu (opl) Z n (opl) Cu (v) K [Zn [Cu Eenheid van K Omdat bij de berekening van de evenwichtsconstante altijd de concentratie gebruikt wordt, hangt de eenheid van K principieel af van het aantal concentratiefactoren in teller en noemer. De evenwichtsconstante kan echter ook berekend worden uit thermodynamische gegevens. Hierbij kan men echter slechts gebruik maken van een getal en niet van een grootheid (zie ook opmerking volgende pagina). Om deze reden gebruiken chemici meestal geen eenheden voor de evenwichtsconstante. Doorheen dit boek zullen we dan verder geen eenheden gebruiken bij het schrijven van K. Bij berekeningen zal je dan wel geregeld een eenheid moeten bijschrijven voor bv. een concentratie. Merk ook op dat de heterogeen verdeelde vaste stoffen niet voorkomen bij de berekening van de evenwichtsconstante. Van die stoffen kun je immers geen concentratiegegevens vermelden. 1 Chemisch evenwicht 17

9 1. CHEMISCH EVENWICHT Betekenis van de evenwichtsconstante De evenwichtsconstante karakteriseert bij uitstek de ligging van het evenwicht bij een bepaalde temperatuur. Die constante hangt niet af van de beginconcentratie van de stoffen. K [C] c e [D] d e [A] a e [B] b e K 10 3 nagenoeg geen reactie 10 3 K 10 3 evenwichtsreactie K 10 3 nagenoeg aflopende reactie Een grote K-waarde (K 10 3 ) betekent: het evenwicht ligt sterk naar rechts; de reactie is dus nagenoeg aflopend; de omzettingsgraad van de reactie is groot (bijna 1). Een kleine K-waarde (K 10 3 ) betekent: het evenwicht ligt naar links; er is dus nagenoeg geen reactie; de omzettingsgraad van de reactie is klein (bijna 0). De K-waarde geeft geen informatie over de snelheid van de omzetting. Een reactie met een grote K-waarde kan ook zeer traag verlopen. De K-waarde wijzigt niet bij een concentratieverandering van bepaalde stoffen, maar wel bij een temperatuurverandering. In het uitgewerkte voorbeeld werd de evenwichtsconstante afgeleid uit de verhouding van de reactiesnelheidsconstanten. Dat is correct voor een eenstapsreactie. Maar ook voor een omkeerbare reactie die in tussenstappen verloopt, kun je de uitdrukking van de evenwichtsconstante berekenen uit de globale reactievergelijking. De evenwichtsconstante is dus niet afhankelijk van het reactiemechanisme. Opmerkingen Die K-waarde (concentratiebreuk) wordt ook als K c voorgesteld. Men kan dan een onderscheid maken met K p -waarden. Dat is een evenwichtsconstante voor reacties in de gasfase, waarbij de evenwichtswet geschreven wordt met partiële drukwaarden in plaats van de evenwichtsconcentratie. p(nh Bv. N (g) 3 H (g) NH 3 (g) K p 3 ) p(n ) p(h ) 3 De relatie tussen de vrije energiewaarde (ΔG) en de K- waarde van het chemische evenwicht wordt gegeven door de volgende formule van Van t Hoff: K 10 ΔG (,3 R T ) R 8,31 J/mol.K (algemene gasconstante) T absolute temperatuur (K) Voor reacties met ΔG 0 is de exponent van de K-uitdrukking positief: grote K-waarde: aflopende reactie, zelfonderhoudend proces. Voor reacties met ΔG 0 is de exponent van de K-uitdrukking negatief: kleine K-waarde: onvolledige reactie of onmogelijk zelfonderhoudend proces. Ook de invloed van de temperatuur (T ) op de evenwichtsconstante kan uit die uitdrukking worden afgeleid. Op de toepassingen van beide opmerkingen gaan we in deze cursus niet verder in Chemisch evenwicht

10 1.5 Stoichiometrische berekeningen bij de evenwichtstoestand De algemene strategie voor het oplossen van vraagstukken bij aflopende reacties kan nog altijd worden toegepast. Je moet echter rekening houden met het onvolledige verloop van een evenwichtsreactie, bepaald door de evenwichtsconstante. Je gebruikt altijd dezelfde werkwijze om stofhoeveelheid en concentratie in de evenwichtstoestand te bepalen (zie algemeen schema en voorbeelden). 1. CHEMISCH EVENWICHT Startwaarden hoeveelheid stof Reactievergelijking Evenwicht hoeveelheid stof omzettingsgraad n 0 Δn n e beginconcentratie [ ] 0 Δ[ ] evenwichtsconcentratie evenwichtsconstante [ K Voorbeeld 1 Bereken de concentratie van Cl in evenwicht, indien men 1,0 mol PCl 5 in een recipiënt van 10 liter verwarmt tot 50 C. Daarbij wordt PCl 3 en Cl gevormd. Bij 50 C bedraagt de evenwichtsconstante 0, Gegevens V 10 l n o (PCl 5 ) 1,0 mol K 0,041 (50 C) Reactievergelijking PCl 5 (g) PCl 3 (g) Cl (g) 3 Interpretatie PCl 5 PCl 3 Cl n 0 1,0 0 0 Δn (mol) x x x n e 1,0 x x x [ (mol/l) (1,0 x) 10 ( x 10 ) 10 ) ( x 4 Toepassing K [PCl 3 [Cl ] ( x e 10 ) ( x 10 ) [PCl 5 ( 1,0 x 0, ) x 10 (1,0 x) 0,041 x 0,41 x 0,41 0 De oplossing van die tweedegraadsvergelijking geeft: x 1 0,88 onmogelijk! (n, een hoeveelheid stof, moet positief zijn) x 0,47 Er is bij het evenwicht 0,47 mol Cl aanwezig in het reactievat. [Cl 0,47 mol/10 l 0,047 mol/l 1 Chemisch evenwicht 19

11 1. CHEMISCH EVENWICHT Voorbeeld In een reactievat van 1000 liter ontstaat in evenwicht 500 mol NH 3 uitgaande van H en N. Er blijft 73,10 kg N over in het reactievat. Welke stofhoeveelheid van elk van beide reagentia werd initieel ingebracht? Bereken eveneens de omzettingsgraad. In de gegeven omstandigheden is de evenwichtsconstante: K 3, Gegevens Volume V l n e (NH 3 ) 500 mol [NH mol/1000 l,500 mol/l n e (N ) m M 73, g 8,0 g/mol, mol [N, mol/1000 l,61 mol/l K 3, Reactievergelijking N (g) 3 H (g) NH 3 (g) 3 Interpretatie N 3 H NH 3 n n 0 (H ) 0 Δn (mol) n e 610 zie punt [ (mol/l),61 zie punt 4,500 4 Toepassing N Δn n e n 0 n 0 n e Δn 610 mol (150 mol) mol H De evenwichtsconcentratie kun je berekenen uit de evenwichtsconstante. K [NH 3 ]e [N [H ]e 3 3, (,500) 3,30 103,61 [H ]e 3 3 [H (,500) mol/l 8,99 mol/l 3, ,61 De hoeveelheid H die bij het evenwicht nog aanwezig is n e (H ) c V 8,99 mol/l 1000 l 8, mol De initiële hoeveelheid H (zie tabel) n o n e Δn 8, mol 3, mol 1, mol H Omzettingsgraad n o (N ) 3, mol n o (H ) 1, mol Er is een driemaal grotere stofhoeveelheid H nodig dan N. In een aflopende reactie zou dus alle N wegreageren (limiterend reagens). Δn(N ) 150 mol Δn(N ) max 3860 mol 0, Chemisch evenwicht

12 Oefenen en opzoeken 1 Een mengsel van 1,000 mol CO (g) en 1,000 mol H O (g) wordt bij 800 C in een vat van 10,0 l gebracht. In evenwicht bevinden zich 0,665 mol CO en 0,665 mol H in het vat. Bereken de K-waarde, de omzettingsgraad () en de evenwichtsconcentratie van de vier gassen. 1. CHEMISCH EVENWICHT In een gesloten vat van 0 l reageren bij 700 K 0,46 mol CO en 0,46 mol H tot CO en H O. De K-waarde bij die temperatuur bedraagt 0,11. Bereken de evenwichtsconcentratie van elk bestanddeel. 3 Ketonen als propanon (CH 3 -CO-CH 3, aceton) ondergaan vlot additiereacties. Zo ontstaat bij kamertemperatuur uit 0,100 mol aceton en 0,100 mol waterstofcyanide (HCN), beide opgelost in ethanol, een tamelijk grote opbrengst van een additieproduct. Het reactievolume is 100 ml en de K-waarde is 33,0. Bereken de omzettingsgraad bij kamertemperatuur. Reactievergelijking: CH 3 -CO-CH 3 (opl) HCN (opl) H 3 C C CH 3 CN OH (opl) 4 Een mengsel bevat CO(g), H (g) en gasvormig methanol. Bij 773 C wordt de volgende evenwichtsconcentratie gemeten: CO: 0,105 mol/l, H : 0,50 mol/l en CH 3 OH: 0,0061 mol/l. Bereken K voor de reactie CO(g) H (g) CH 3 OH(g). 5 Bij 460 C is de evenwichtsconstante van onderstaande reactie 85. In het reactievat is de concentratie van de stoffen: SO : 0,00150 mol/l, NO : 0,00300 mol/l, NO: 0,0100 mol/l en SO 3 : 0,0400 mol/l. Alle stoffen zijn gasvormig. Reactievergelijking: SO (g) NO (g) NO(g) SO 3 (g) a. Is de reactie in evenwicht? b. Zo niet, in welke richting zal de reactie moeten gaan om het evenwicht te bereiken? c. Bereken de evenwichtsconcentratie van elke stof. 1 Chemisch evenwicht 1

13 1. CHEMISCH EVENWICHT 6 Ionenwisselaars (met een hars als basis) worden vaak gebruikt om water te ontharden. Hoe werkt het principe van een ionenwisselaar? Hoe wordt de ionenwisselaar geregenereerd? Wat verwacht je van de grootteorde van de evenwichtsconstante van die uitwisselingsreactie? Leer de chemie 1.6 Verstoring van het chemisch evenwicht: het principe van Le Chatelier Van t Hoff Het is duidelijk dat evenwichtsreacties talrijke nadelen met zich brengen: de reagentia worden slechts onvolledig omgezet; de afzondering van de reactieproducten is door de blijvende aanwezigheid van een deel van de reagentia complexer dan bij aflopende reacties. De vraag rijst dan ook hoe in een chemische evenwichtstoestand moet worden ingegrepen om de gewenste omzetting in hogere mate te laten plaatsgrijpen en zo het rendement van het proces te verhogen. Het evenwicht kan bijvoorbeeld worden gestoord door de reactiesnelheid van de gewenste omzetting selectief te wijzigen. Uit de snelheidswet van Guldberg en Waage kan worden afgeleid dat dat mogelijk is door een concentratieverandering van de reagentia of een temperatuurverandering. Bij een gasreactie veranderen de concentraties van alle stoffen als je het volume (of de druk) wijzigt Experiment: verstoring van het evenwicht We bereiden een evenwichtsmengsel met Fe(NO 3 ) 3 en KSCN. De optredende evenwichtsreactie is: Fe 3 (opl) SCN1 (opl) kleurloos 1 FeSCN (opl) rood De evenwichtsconstante kun je schrijven als: [FeSCN ] K e [Fe 3 [SCN 1 Reactie 1 is exotherm, reactie endotherm. Werkwijze Verdeel het rode evenwichtsmengsel over 6 petrischalen. De optredende verstoringen zijn duidelijk zichtbaar door de kleurverandering. 1 Chemisch evenwicht

14 A Concentratieveranderingen 1 Verhoging van de concentratie van Fe 3 door toevoeging van enkele druppels zeer geconcentreerde Fe 3 -oplossing of enkele korrels FeCl CHEMISCH EVENWICHT Verhoging van de concentratie van SCN 1 door toevoeging van enkele druppels zeer geconcentreerde SCN 1 -oplossing of enkele korrels vast KSCN. 3 Verlaging van de concentratie van Fe 3 door toevoeging van OH 1 : vorming van het zeer slecht oplosbare Fe(OH) 3 : Fe 3 (opl) 3 OH1 (opl) Fe(OH) 3 (v). 4 Verlaging van de concentratie van SCN 1 door toevoeging van Ag 1 : vorming van het slecht oplosbare AgSCN: Ag 1 (opl) SCN1 (opl) AgSCN (v). 5 Verlaging van de concentratie van alle stoffen door verdunning (toevoeging van water). B Temperatuurverandering 6 Verwarming van het mengsel. Waarnemingen Exp. Gewijzigde factor Aanpassing Kleurverandering Verschuiving van het evenwicht 1 Concentratie [Fe 3 ] roder naar rechts Concentratie [SCN 1 ] roder naar rechts 3 Concentratie [Fe 3 ] minder rood naar links 4 Concentratie [SCN 1 ] minder rood naar links 5 Concentratie [alle stoffen] minder rood naar links 6 Temperatuur temperatuur minder rood naar links Uit de waargenomen verschuivingen kun je al het volgende besluit afleiden. Bij de verstoring van een evenwichtssysteem wordt de aangebrachte storing altijd tegengewerkt door een tijdelijke overheersing van de reactie die de storing tegenwerkt. Uiteindelijk evolueert het systeem naar een nieuwe evenwichtstoestand. Om die reden kun je dat eigenlijk het chemische traagheidsbeginsel noemen. Het evenwichtssysteem verzet zich tegen de aangebrachte storing. De Franse chemicus Le Chatelier en de Nederlandse geleerde Van t Hoff formuleerden in 1884 bovenstaande algemene regel die toepasbaar is bij de verstoring van het chemische evenwicht. Die regel laat ons toe te voorspellen welke reactie tijdelijk zal overheersen en de ligging van het nieuwe evenwicht bepalen. 1 Chemisch evenwicht 3