20 aangeven dat de chemische evenwichtstoestand een

Decr. nr. C5 LEERPLANDOELSTELLINGEN De leerlingen kunnen 20 aangeven dat de chemische evenwichtstoestand een dynamisch evenwicht is waarbij de snelheid van de heen reactie gelijk is aan de snelheid van de terug reactie. 21 de concentratiebreuk schrijven voor een reactie in chemische evenwichtstoestand. LEERINHOUDEN Chemisch evenwicht: omkeerbaarheid van een reactie Kc, evenwichtsconstante bij gegeven temperatuur C3, SET 15 22 op basis van evenwichtsconcentraties de evenwichtsconstante berekenen en op basis van een gegeven evenwichtsconstante en beginconcentraties de evenwichtsconcentraties berekenen. Berekenen van de evenwichtsconstante en evenwichtsconcentraties SET 29-31 W1-5 C3, C5 DSET 15 23 experimenteel de verschuiving van het chemisch evenwicht aantonen. 24 het principe van Le Chatelier - Van 't Hoff formuleren en toepassen op voorbeelden. Leerlingenpracticum Factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden: temperatuur, druk, concentratie C5 25 een evenwichts-reactie en een aflopende reactie onderscheiden. U 26 bij het heterogeen evenwicht van een weinig oplosbare ionverbinding, het oplosbaarheidsproduct Ks aangeven als het product van de ionenconcentraties in de verzadigde oplossing. Evenwichtsreactie Aflopende reactie Heterogeen evenwicht 1

Inhoudsopgave Hoofdstuk 4: Chemisch evenwicht... 3 1. Inleiding... 3 2. Aflopende reacties.... 3 3. Evenwichtsreacties... 4 4. De evenwichtsconstante... 6 5. Factoren die de verplaatsing van het evenwicht beïnvloeden... 7 6. Toepassingen... 11 7. Oefeningen... 13 8. Zelfstandig werk onderzoek van factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden... 15 9. Taak... 16 10. Heterogene evenwichten in water... 17 10.1 Inleiding... 17 10.2 Oplosbaarheid... 17 10.3 De oplosbaarheidsconstante of het oplosbaarheidsproduct... 17 10.4 Relatieve oplosbaarheid... 21 10.5 Het gemeenschappelijk ioneffect (of gelijknamig-ioneffect)... 22 10.6 Complicaties... 23 11. Oplosbaarheidsproducten (bij 25 C)... 25 12. Oefeningen op heterogene evenwichten in water... 26 13. Oefeningen op heterogene evenwichten in water... 26 14. Oefeningen op heterogene evenwichten in water... 27 2

Hoofdstuk 4: Chemisch evenwicht 1. Inleiding Een chemische reactie is het verschijnsel waar bestaande bindingen worden verbroken en nieuwe bindingen gevormd. Ze treedt op wanneer deeltjes effectief botsen, waarbij als tussenproduct een geactiveerd complex ontstaat, die uiteenvalt in de reactieproducten. Vb. H2 + I2 2 HI H + I H I H I H I H I H I Er is geen enkele reden om aan te nemen waarom deze omgekeerde reactie niet zou verlopen: H I H I H + I H I H I H I 2 HI H2 + I2 Theoretisch kan elke reactie in twee richtingen opgaan. Voor beide reacties geldt bovendien H2 + I2 2 HI v1= k1(h2)(i2) 2 HI H2 + I2 v2=k2(hi)² 2. Aflopende reacties. In sommige systemen treedt de omgekeerde reactie niet op en verloopt de chemische reactie slechts in 1 richting. We spreken van een aflopende reactie. Een dergelijke reactie heeft v1 >>>> v2. Een aflopende reactie A + B C + D verloopt tot één van beide (of algemeen, één van de) uitgangsstoffen is opgebruikt. De reactie valt dan stil. De meeste aflopende reacties zijn neerslagreacties of gasontwikkelingsreacties, later komen we hierop terug (aflopende reacties zijn in feite evenwichtsreacties waar de omgekeerde reactie door het verdwijnen van een reactieproduct net kan opgaan). De reactiesnelheid is afhankelijk van temperatuur, concentratie, katalysator en verdelingsgraad. Als geen katalysator aanwezig is, de reactie verloopt bij een constante temperatuur en bij een homogene verdeling, dan is de reactiesnelheid een functie van de concentraties. v t 3

concentratie in mol/l concentratie in mol/l Voorbeelden van aflopende reacties: Mg + HCl; FeCl3 + NaOH; 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Volgens de thermodynamische wetten (ΔG=ΔH T S) zal een reactie spontaan verlopen als G <0. Wanneer H negatief en S positief zijn is G <<0 en verloopt de reactie spontaan en aflopend. Wanneer H positief en S negatief zijn wordt G >>0. In dit geval gaat de reactie nooit (spontaan) door 1. Anders gesteld, zal een reactie spontaan en aflopend zijn als de Gibbs vrije energie van de reactieproducten veel lager is dan de Gibbs vrije energie van de uitgangsstoffen. Is dit omgekeerd, dan gaat de reactie niet door. Wanneer de Gibbs vrije energie het laagst is voor een toestand/mengsel tussen reactieproducten en uitgangsstoffen, zal een evenwicht ontstaan. 3. Evenwichtsreacties Proef: FeCl3 + KSCN FeSCN 2+ + KCl Wanneer we wat Fe 3+ of SCN - toevoegen, wordt het mengsel nog roder, wat betekent dat nog Fe 3+ of SCN - aanwezig was. Veronderstel dat we 1 mol A en 1 mol B samenvoegen. We onderzoeken het mengsel na enige tijd, en meten volgende concentraties: A B C D Begin 1 1 - - Einde 0,5 0,5 0,5 0,5 1 0,8 Hieruit kunnen we in eerste instantie besluiten dat de reactie nog niet volledig verlopen is. Wanneer na een bepaalde extra hoeveelheid tijd, de concentraties niet verder zijn gewijzigd, betekent dit dat de reactie nooit afgelopen zal zijn: de 4 stoffen zijn in evenwicht aanwezig. 0,6 0,4 0,2 0 A B C D begin einde Volgens het botsingsmodel kunnen we dit als volgt verklaren: als deeltjes A en B met elkaar botsen, worden C en D gevormd, maar door botsing tussen deeltjes C en D worden opnieuw A en B gevormd. De omgekeerde reactie verloopt hier wel, met ander woorden: de reactie is omkeerbaar. A + B C + D De in de hierboven staande reactie wijst op een omkeerbare reactie. Bij het samenvoegen van de uitgangsstoffen gaat de reactie niet door tot één van de uitgangsstoffen is opgebruikt, de reactie komt vroeger schijnbaar tot stilstand. Kenmerkend is dat bij een chemisch evenwicht zowel de uitgangsstoffen als reactieproducten aanwezig zijn. Het evenwicht is ook een dynamisch evenwicht: hoewel er ogenschijnlijk niets gebeurt, reageren reactieproducten en uitgangsstoffen voortdurend met elkaar. Bovenstaand voorbeeld suggereert misschien dat de 1 0,8 0,6 0,4 0,2 0 A B C D begin einde 1 Men kan de reactie wel laten opgaan door de reactieomstandigheden te wijzigen (verhogen/verlagen druk, verhogen/verlagen temperatuur, gebruik van katalysator, etc ). Een dergelijke reactie is in feite een reactie waarvan de omgekeerde reactie een aflopende reactie is. 4

concentratie in mol/l concentratie in mol/l concentraties van alle stoffen bij een evenwichtsreactie aan elkaar gelijk zijn. Dat is NIET altijd het geval. Ook bij volgende eindsituaties is er evenwicht: 1 2 1,8 0,8 0,6 0,4 0,2 0 A B C D begin einde 1,6 1,4 1,2 1 0,8 0,6 0,4 0,2 0 A B C D begin einde Men zegt echter dat in de bovenstaande reacties het evenwicht respectievelijk verschoven is naar de rechter- en linkerzijde, wat als volgt wordt weergegeven: en A + B A + B C + D C + D Voor een evenwichtsreactie A + B C + D kunnen we stellen dat A + B C + D v1=k1(a)(b) A + B C + D v2=k2(c)(d) Bij het begin van de reactie zijn geen C en D aanwezig: v2=0. V1 daarentegen is maximaal. Naarmate de concentratie A en B afnemen, zal de concentratie C en D toenemen: v1 daalt daarom en v2 stijgt. Bij evenwicht zal evenveel A en B omgezet worden tot C en D als C en D omgezet wordt tot A en B (daarom wijzigen de concentraties niet meer). Dit kan alleen als v1 = v2 v t Thermodynamisch gezien zal een evenwichtsreactie optreden als G niet bijzonder groot (positief) of klein (negatief) is. Dit is het geval wanneer zowel H als S negatief zijn, maar de T vrij klein. Wanneer beide factoren positief zijn, zal de reactie bij hoge T onvolledig verlopen. Voorbeelden van evenwichtsreacties NH3 + H2O NH4 + + OH - Fe 3+ + 2I - I2 + Fe 2+ 5

4. De evenwichtsconstante Theoretisch gezien is elke reactie omkeerbaar en kan in twee richtingen verlopen. Wanneer de reactieproducten als uitgangsstoffen voor de omgekeerde reactie dienen, ontstaat een dynamisch evewicht. Voor een reactie aa + bb cc + dd geldt: de reactiesnelheid van de reactie naar rechts is v1=k1(a) a (B) b de reactiesnelheid van de reactie naar links is v2=k2(c) c (D) d Bij evenwicht is v1 = v2 Daaruit volgt dat k1(a) a (B) b = k2(c) c (D) d Op elk ogenblik wordt er evenveel A en B omgezet als er ontstaat uit de producten C en D. De concentraties van de uitgangsstoffen en de reactieproducten zijn dan ook constant. Doch grijpen nog voortdurend reacties plaats. We spreken daarom dan ook over een dynamisch evenwicht. k1 k2 (C) c (D) d = = K (A) a (B) b K wordt de evenwichtsconstante genoemd. Ze is (sterk) afhankelijk van de temperatuur (omdat k1 en k2 afhankelijk zijn van de temperatuur) en wordt proefondervindelijk bepaald. De evenwichtsconstante is per definitie een onbenoemd getal. Bij berekeningen worden daarom eenheden van de evenwichtsconcentraties (uitgedrukt in mol/l) niet geschreven. Opmerking: in de breuk schrijven we enkel stoffen waarvan de concentratie kan veranderen. Vaste stoffen en zuivere vloeistoffen worden niet in de breuk geschreven, omdat ze als constant kunnen worden beschouwd. In een homogeen stelsel in evenwicht is het quotiënt van het product van de concentraties van de reactieproducten en het product van de concentraties van de uitgangsstoffen waarbij elke concentratie verheven is tot de macht gelijk aan de coëfficiënt in de betreffende formule in de reactievergelijking een constante. 2 Een homogeen stelsel is een stelsel waarbij alle componenten eenzelfde aggregatietoestand hebben (opgelost, gasvormig). Een homogeen stelsel in evenwicht wordt een homogeen evenwicht genoemd. Er bestaan ook heterogene evenwichten, waarover later meer. Anders gesteld: als in een mengsel de concentraties van de stoffen een verhouding hebben die niet gelijk is aan K, dan is er geen evenwicht. Bijvoorbeeld: voor de reactie N2O4 2 NO2 geldt K=0.115=(NO2)²/(N2O4) dit betekent dat zowel indien men veel of weinig NO2 EN/OF N2O4 in een klein of groot volume brengt, de concentraties na instellen van het evenwicht gehoorzamen aan de breuk K (let wel, K is temperatuursafhankelijk!). 2 Belangrijk: de machten zijn hier altijd gelijk aan de voorgetallen van de reactie! 6

Wanneer K groot is (veel C en D in verhouding tot A en B), is het evenwicht verschoven naar rechts, is K klein, dan is het evenwicht verschoven naar links. De ligging van een evenwicht wordt dus bepaald door de grootte van de evenwichtsconstante. 2 [ HCl] 33 H2 + Cl2 HCl K 2,5.10 [ H ][ Cl ] 2 2 [ C C2H5OH C2H5O - + H + 2H5O ][ H ] 16 K 1, 2.10 [ C H OH ] Aflopende reacties Proef: CaCO3 + HCl 2 5 Waarnemingen: er ontstaat een gas, en indien voldoende HCl wordt toegevoegd, verdwijnt alle CaCO3. In bovenstaande reactie wordt het chemisch evenwicht niet bewaard, maar is volledig verschoven naar een zijde. K = (CaCl2) (H2O) (CO2) / (CaCO3) (HCl)² Mits CO2 voortduren uit het mengsel verdwijnt, wordt de teller kleiner. Om aan de evenwichtsconstante te voldoen, moet de noemer verkleinen en reageert een gegeven hoeveelheid HCl met CaCO3. Opnieuw zal het ontstane CO2 uitwijken, zodat opnieuw HCl met CaCO3 reageert. Omdat het ontsnappen van CO2 ertoe leidt dat de concentraties de evenwichtsconstante niet zullen bereiken, loop de reactie door tot een van de uitgangsstoffen is opgebruikt. Met andere woorden, dit is een aflopende reactie. Een aflopende reactie kan dus aanzien worden als een speciale evenwichtsreactie, een evenwichtsreactie waarbij het evenwicht nooit wordt bereikt, omdat één of meerdere van de reactieproducten uit het mengsel verdwijnt. Dis is het geval bij neerslagreacties en gasontwikkelingsreacties. Bij neutralisatiereacties is de K zodanig groot (omwille van concentratie H2O), dat het ook aflopende reacties zijn. Als de evenwichtsconstante K groot is, ligt het evenwicht volledig verschoven naar rechts, indien K bijzonder klein is, ligt het evenwicht verschoven naar links. Indien K=0; dan is er geen reactie. Vb. voor de reactie C2H5OH C2H5O - + H + is K=1,2x10-16 bij 25 C Dit betekent dat het evenwicht gelegen is aan de linkerzijde, en er zeer weinig ethanolmoleculen dissociëren. De meeste reacties zijn geen evenwichtsreacties, maar aflopende reacties. 5. Factoren die de verplaatsing van het evenwicht beïnvloeden Bij evenwichtsreacties worden niet alle uitgangsstoffen omgezet in reactieproducten. Naargelang de waarde van K worden meer of minder uitgangstoffen omgezet. Hoe groter K, hoe groter het rendement van de reactie. In de industrie, waar vaak met enorme hoeveelheden wordt gewerkt, is het belangrijk dat het rendement zo hoog mogelijk is. Chemische reacties kunnen echter in zekere mate gestuurd worden, zodat het evenwicht zoveel mogelijk naar rechts verschoven wordt. De ligging van een evenwichtsmengsel kan dus beïnvloed worden door bepaalde factoren in/van het mengsel te wijzigen. 7

5.1. Temperatuur Proef: we plaatsen het evenwicht Fe 3+ + SCN - FeSCN 2+ H = -x kj (lichtgeel) (rood) 2 NO2 N2O4 + 110 kj H = -61,5kJ (bruin) (kleurloos) in warm en koud water. In koud water wordt het eerste evenwicht donker en het tweede lichter, in warm water wordt het eerste evenwicht lichter en het tweede donkerder. Algemeen: aa + bb c C + dd + x kj H = - x kj De reactie naar rechts is een exotherme reactie, de reactie naar links is endotherm. Een temperatuurswijziging zal een verschuiving in het evenwicht met zich meebrengen. Door verhogen van de temperatuur door toevoegen van warmte, zal het evenwicht verschuiven op een zodanig manier dat een deel van de toegevoegde warmte verbruikt wordt. Het evenwicht verschuift naar links, in endotherme zin. Wanneer we de temperatuur verlagen door warmte te onttrekken, dan zal het evenwicht reageren op een zodanige manier dat een deel van de onttrokken energie terug vrijkomt. Het evenwicht verschuift naar rechts, in exotherme zin. Bij een temperatuursverhoging zal de kendo meer verhogen dan de kexo, en omgekeerd. Bij temperatuursverhoging verschuift het evenwicht in endotherme zin, bij temperatuursverlaging in exotherme zin. 5.2. Katalysator Een katalysator heeft op zowel k1 en k2 eenzelfde invloed. Een katalysator beïnvloedt de ligging van een evenwicht niet, enkel de snelheid van het bereiken van het evenwicht. 5.3. Druk Proef: we verhogen van volgend evenwichtsmengsel de druk: 2 NO2 N2O4 + 110 kj H = -110 kj (bruin) (kleurloos) Waarneming: bij een verhoging van de druk wordt de kleur van het mengsel minder intens, bij een verlaging van de druk wordt de kleur van het mengsel bruiner. Als de druk verhoogt, daalt het volume. Veronderstel de reactie aa + bb c C + dd. K = (C) c (D) d (A) a (B) b Wanneer het volume samengeperst wordt tot de helft van het oorspronkelijke volume, zal initieel de temperatuur verhogen (met een andere K), maar als men de warmte afvoert, blijft de oorspronkelijke K gelden. Wanneer we het volume halveren, verdubbelen de concentraties. 8

Het quotiënt van het product van de concentraties van de reactieproducten op het product van de concentraties van de uitgangsstoffen wordt dan (2C) c (2D) d (C) c (D) d 2 c+d 2 c+d = = K (2A) a (2B) b (A) a (B) b 2 a+b 2 a+b Of deze breuk groter of kleiner is dan K, hangt enkel af van de term 2 c+d /2 a+b. Indien c+d>a+b, dan is de breuk >K. Ze moet dus dalen, het evenwicht verschuift naar links, naar de zijde waar de som van de coëfficiënten het kleinst is. Indien c+d<a+b dan is de breuk <K. Ze moet dus stijgen, het evenwicht verschuift naar rechts, waar de som van de coëfficiënten het kleinst is. Indien c+d=a+b dan is de breuk = K. De verhouding van de concentraties is gelijk aan de evenwichtsconstante, wat inhoudt dat het mengsel in evenwicht is. Er treedt geen verschuiving op wat betreft de ligging van het evenwicht. Door drukverhoging verschuift de ligging van het evenwicht naar de kant met het kleinste aantal gasmoleculen, door drukverlaging verschuift de ligging van het evenwicht naar de kant met het grootste aantal gasmoleculen. 5.4 Concentratie Proef: aan het evenwicht Fe 3+ + SCN - FeSCN 2+ geel kleurloos rood voegen we respectievelijk Fe 3+, SCN -, AgNO3 (zorgt voor daling concentratie SCN - ) en NaOH (zorgt voor daling van de concentratie Fe 3+ ) toe. Waarneming: bij het verhogen van de concentratie van een van de uitgangsstoffen, wordt het mengsel roder omdat het evenwicht naar rechts verschuift. Verlagen we de concentratie van een van de uitgangsstoffen, dan wordt het mengsel minder rood, omdat het evenwicht verschuift naar links. Als men bij een evenwicht een hoeveelheid van een uitgangsstof toevoegt, voldoet de concentratiebreuk niet meer aan de evenwichtsconstante (de noemer wordt groter). Opnieuw zal er een reactie optreden om de concentraties zodanig te wijzen dat de concentratiebreuk opnieuw voldoet aan de evenwichtsconstante (noemer wordt kleiner en teller wordt groter, het evenwicht zal dus iets naar rechts verschuiven). Vb. A + B C waarbij K=10 Bij evenwicht bevindt zich 0.28 mol A en B en 0.79 mol C in het mengsel. Bij toevoegen van 0.5 mol A voldoet de concentratiebreuk niet meer aan de evenwichtsconstante: (0.79) / (0.78)(0.28) = 2.2 10 9

De teller moet vergroten en de noemer moet verkleinen opdat de concentratiebreuk opnieuw gelijk zou zijn aan de evenwichtsconstante, of anders gesteld: een gegeven hoeveelheid A zal reageren met B, waardoor de concentratie van C stijgt en A en B daalt. Het evenwicht verschuift naar rechts, naar de andere kant van de toegevoegde stof. Mol A B C Evenwicht 0.28 0.28 0.79 na toevoegen 0.78 0.28 0.79 verdwijnt x x ontstaat x nieuw evenwicht 0.78-x 0.28-x 0.79+x (0.79+x) / [(0.78-x)(0.28-x)] = 10 x=0.136 nieuw evenwicht 0.644 0.144 0.926 Door verhoging van de concentratie van een component van het evenwichtsmengsel, verdwijnt een deel van het toegevoegde component doordat het evenwicht verschuift naar de andere kant. Door verlaging van de concentratie van een component van het evenwichtsmengsel, ontstaat een hoeveelheid van het weggehaalde product doordat het evenwicht verschuift naar dezelfde kant. Dit kent een belangrijke toepassing in de industrie: het rendement kan verhoogd worden door één van de uitgangsstoffen in overmaat toe te voegen (en dat zal uiteraard de goedkoopste zijn). Om het rendement van de reactie 2 SO2 + O2 2 SO3 te verhogen, wordt een overmaat zuurstofgas gebruikt. Het rendement kan anderzijds ook verhoogd worden door een van de reactieproducten weg te nemen, zodat het evenwicht verder naar rechts verschuift. De rendement van de productie van ethylacetaat wordt opgedreven, door toevoegen van een wateronttrekkend middel. azijnzuur + ethanol ethylacetaat + H2O Algemeen (principe van Le Châtelier Van t Hoff): oefent men op een stelsel in evenwicht een dwang uit, dan zal het stelsel er zo op reageren dat de gevolgen van de uitoefening zoveel mogelijk worden tenietgedaan. Of Wordt bij een stelsel in evenwicht de temperatuur, druk of concentratie van één van de aanwezige stoffen veranderd, dan verschuift het evenwicht zo dat de verandering wordt tegengewerkt. Als gevolg van deze invloed hebben we te maken met een aflopende reactie als een of meerdere van de reactieproducten die ontstaan als neerslag of als ontsnappend gas uit het reactiemengsel verdwijnen. 10

6. Toepassingen 1. Vochtvreter Ongebluste kalk kan gebruikt worden om vocht op te nemen. Bij verhitting wordt terug water afgestaan. CaO + H2O Ca(OH)2 2. Transport van zuurstofgas Zuurstofgas wordt in het bloed getransporteerd door hemoglobine in erythrocyten. hemoglobine + O2 oxyhemoglobine In weefsels is de concentratie aan zuurstofgas doorgaans laag, en verschuift het evenwicht naar links. In de longblaasjes is de concentratie aan zuurstofgas veel groter, en verschuift het evenwicht naar rechts. De richting van de reactie wordt bepaald door de concentratie aan zuurstofgas, maar ook van de zuurtegraad. Koolstofmonoxide kan ook binden op hemoglobine, waarby carboxyhemoglobine wordt gevormd. Dit is echter een bijzonder stabiele verbinding (evenwicht verschoven naar rechts), zodat het hemoglobine geen zuurstofgas meer kan vervoeren, wat leidt tot een dood door verstikking. hemoglobine + CO carboxyhemoglobine 3. Glycemie (bloedsuikergehalte) De omzetting van glucose in glycogeen is een voorbeeld van een omkeerbare reactie. De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de concentratie aan de hormonen insuline, glucagon en adrenaline. insuline glu cos e glycogeen glucagon adrenaline 4. Grotten en druipstenen Zie: http://old.iupac.org/didac/didac%20ned/didac02/content/e26.htm 5. Productie van ammoniak (het Haber-Bosch procédé). Ammoniak wordt gesynthetiseerd op basis van stikstofgas en waterstofgas. N2 + 3H2 2 NH3 + 92kJ Waterstofgas wordt gewonnen uit een gefractioneerde destillatie van aardolie, stikstofgas bekomt men door een destillatie van vloeibare lucht. Deze reactie is een evenwichtsreactie, zodat niet alle uitgangsstoffen worden omgezet tot 11

ammoniak. De invloed van temperatuur en druk wordt weergegeven in de grafiek hiernaast (abscis: druk, ordinaat: rendement in %). Aangezien de vorming van ammoniak een exotherme reactie is, verschuift het evenwicht naar links bij toenemende temperatuur. Bij 200 bar en 672 C is het rendement gelijk aan 5%, bij 536 C is dit 13%. Hoewel met het oog op een zo hoog mogelijk rendement, men de reactie best zou laten doorgaan bij een zo laag mogelijke temperatuur, moet men rekening houden met het feit dat de reactiesnelheid daalt bij afnemende temperatuur. Bij een lagere temperatuur is de vorming van NH3 niet meer rendabel. Daarom wordt gezocht naar een compromis: de vorming van NH3 gebeurt meestal bij 530 C. Op basis van de grafiek is duidelijk dat het rendement ook toeneemt met toenemende druk. Bij een temperatuur van 536 C, stijgt het rendement van 13 naar 22% als de druk verhoogt van 200 naar 400 bar. Ook hier zijn er echter grenzen: het samenpersen van het gasmengsel is een bijzonder energieverslindende procedure, de enorme drukverhoging vereist ook zeer kostbare apparatuur. In de praktijk voert men daarom de productie van ammoniak uit bij 300 bar. Om de reactie voldoende snel te laten verlopen, maakt men meestal gebruik van fijn verdeeld ijzer of nikkel als katalysator, incombinatie met kaliumoxide of aluminiumoxide. Deze oxiden verhogen de stabiliteit en activiteit van het fijn verdeelde metaal. Voor de productie van 1000 ton NH3 gebruikt men ca. 100 ton katalysator. Het rendement van deze reactie blijft ca. 17-18 volumeprocent. De productie van ammoniak is belangrijk voor de productie van heel wat meststoffen (zoals ammoniumnitraat en sulfaat), salpeterzuur en KNO3 (een component van buskruit). 12

7. Oefeningen 1. In welke zin verschuiven volgende evenwichten bij a) temperatuurstijging; b) drukdaling? 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) ΔH = +196 kj CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) N2O4 (g) 2 NO2 ΔH= -41.0 kj ΔH= +110kJ 2 O3 (g) 3 O2 (g) ΔH=-285kJ CaCO3 (s) CaO (g) + CO2 (g) ΔH=+180kJ 2 H2O (aq) H3O + (aq) + OH - (aq) ΔH=+56,7kJ C(s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) ΔH=+131kJ N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92kJ H2(g) + I2(g) 2HI(g) ΔH=+50,2kJ 2. In een reactievat van 10.0 l verhit men 9.00g water zodanig dat het gedeeltelijk ontbindt. In het evenwichtsmengsel is dan nog 0.250mol waterdamp aanwezig. a) bereken de evenwichtsconstante K in de gegeven omstandigheden (0.0125) b) Hoe wordt het evenwicht van de reactie beïnvloed door 1 verkleining van het volume 2 verhoging van de temperatuur? 3. In een reactievat van 50.0l mengt men 0.500 mol respectievelijk van waterstofchloride, zuurstofgas, waterdamp en chloorgas. Men laat bij een bepaalde temperatuur evenwicht intreden voor volgende reactie: 4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 ΔH= -105kJ Het mengsel bevat dan nog 3/5 van de aanvankelijke hoeveelheid dichloor. a) bereken de evenwichtsconstante K in de gegeven omstandigheden (1.03) b) Hoe zal men de omstandigheden aanpassen om meer dichloor om te zetten? 4. Men onderzoekt het gasevenwicht: A+ B C + D In een ruimte van 120l bevinden zich bij bepaalde temperatuur 6.00 mol A, 3.00molB, 9.00mol C en 2.00mol D in evenwicht. Men brengt nu 4.00mol A bij in het vat. Hoeveel mol van iedere stof bevindt zich in het vat nadat opnieuw evenwicht is ingesteld? (9.50mol A; 2.50mol B; 9.50mol C; 2.50mol D) 5. Bij 1100 C is de evenwichtsconstante van het gasevenwicht CO + H2O CO2 + H2 gelijk aan 1.00. Bereken de evenwichtsconcentraties van de gassen uitgaande van 2.00mol koolstofmonoxide en 3.00mol waterdamp in een ruimte van 2.00l bij 1100 C. (0.4000mol/l CO; 0.900mol/l H2O; 0.600mol/l CO2; 0.600mol/l H2) 6. Men voegt 2,50mol koolstofmonoxide, 3,00 mol zuurstofgas en 4,00 mol koolstofdioxide bij elkaar in een vat van 10,0 l waardoor zich volgend evenwicht instelt: 2 CO + O2 2 CO2. Bij evenwicht blijkt er nog 2,00 mol zuurstofgas in het vat aanwezig te zijn. Bereken de evenwichtsconstante. (720) Hoe groot zou men het volume van het vat moeten maken om 2,70mol zuurstofgas in het evenwichtsmengsel te verkrijgen? (332l) 7. In een ruimte van 3,00l brengt men 0,00900 mol zwaveldioxide en 0,0250 mol zuurstofgas. Bij een bepaalde temperatuur blijkt zich 0,00600 mol zwaveltrioxide in het gasmengsel te hebben gevormd. Bereken K. (545) Hoeveel mol zuurstofgas zou men moeten toevoegen om 0,00700 mol zwaveltrioxide te verkrijgen? (0,0459mol) 8. In een ruimte van Vl brengt men 6,00 mol A en 7,00 mol B. Er stelt zich volgend evenwicht in: A + B C + D, waarbij 2,00 mol C wordt gevormd. Bereken K (0,200) Men voegt nog zoveel van stof B toe dat na het instellen van het nieuwe evenwicht 3,00 mol C in het gasmengsel aanwezig is. Hoeveel mol extra B heeft men toegevoegd? (11l) 13

9. Bij 727 C bevinden zich in een ruimte van 1 liter de volgende gassen: 0,102 mol NH3, 1.03 mol N2 en 1,62 mol H2. Tussen deze gassen bestaat volgend evenwicht N2 + 3H2 2 NH3. Bereken de evenwichtsconstante. 10. Gegeven het evenwicht H2 + I2 2 HI x kj. In welke richting verschuift de ligging van het evenwicht bij a. Toevoegen van dijood b. Verwijderen van waterstofgas c. Verwijderen van waterstofjodide d. Samenpersen van het gasmengsel tot de helft van het volume e. Verhogen van de temperatuur 11. Gegeven het evenwicht CO + H2O CO2 + H2 In welke richting verschuift de ligging van het evenwicht door volgende ingrepen? Verwijderen van koolstofdioxide? toevoegen van waterdamp? Drukverhoging? Verlagen van de temperatuur? 12. Gegeven PCl5 PCl3 + Cl2 Bereken het aantal mol l2 bij evenwicht, als 1 mol PCl5 wordt verwarmd tot 250 C in een vat van 10L. Bij deze temperatuur is K=0,41 13. Gegeven CO + H2O CO2 + H2 waarbij K=0,63. Een mengsel van 1 mol water en 3 mol koolstofmonoxide reageert tot evenwicht in een volume van 1 liter. Hoeveel mol van elk gas vindt men bij dit evenwicht? 14. Men voegt HCl toe aan een geconcentreerde CuCl2-oplossing waarin het volgende evenwicht heerst: CuCl2 Cu 2+ + 2Cl - groen blauw Wordt de oplossing groener of blauwer bij toevoegen van HCl? Verklaar! 15. Gegeven: de omkeerbare homogene reactie A + 2 B C + 3D Een oplossing met 0.20 mol A en een oplossing met 0.30 mol B worden samengevoegd en aangelengd tot 1 liter. Bij een evenwicht blijkt 0.05 mol C gevormd te zijn. Bereken de evenwichtsconstante. 16. Een ruimte van 2.0 liter waar evenwicht heerst, bevat 0.6 mol CO, 0.4 mol Cl2 en 1.60 mol COCl2. Bereken de evenwichtsconstante voor het evenwicht CO + Cl2 COCl2. 17. 1 mol SO3 wordt gebracht in een reactievolume van 1 liter. Als er evenwicht is, bevat het vat 0.6 mol SO2. Bereken de evenwichtsconstante voor het evenwicht 2 SO3 2SO2 + O2. Voeg 2,5 mol SO2, 3 mol O2 en 4 mol SO3 toe. Na evenwicht blijkt nog 2 mol O2 aanwezig te zijn. Berken de evenwichtsconstante. 14

8. Zelfstandig werk onderzoek van factoren die de ligging van het evenwicht beïnvloeden Maak 200ml van een oplossing van 0.01 mol/l FeCl3. Maak 200ml van een oplossing van 0.01 mol/l KSCN. Bij samenvoegen van hoeveelheden van beide oplossing ontstaat een evenwicht Fe 3+ + SCN - FeSCN 2+ ΔH=+x kj/mol Het ontstaan van FeSCN 2+ is merkbaar aan de kleur (welke?). Invloed van de temperatuur Neem ongeveer 30mL van de oplossing en verdeel dit over drie proefbuizen. Plaats de drie proefbuizen in een beker met water, waarbij één van de bekers warm water, één van de bekers koud water en een derde beker lauw water (kamertemperatuur) bevat. Welke invloed heeft een verhoging/verlaging van de temperatuur op de ligging van een evenwicht? Invloed van de concentratie Neem gelijke hoeveelheden van beide oplossingen en meng deze. Verdeel het mengsel over 5 proefbuizen. Proefbuis 1: wordt gebruikt als referentie. Proefbuis 2: voeg een hoeveelheid FeCl3 toe. Proefbuis 3: voeg een hoeveelheid KSCN toe. Proefbuis 4: voeg een hoeveelheid NaOH toe (noot: de Fe 3+ ionen reageren met OH ionen tot vast Fe(OH)3, waardoor de concentratie aan Fe 3+ -ionen in de oplossing daalt). Proefbuis 5: voeg een hoeveelheid AgNO3 toe (noot: de Ag + -ionen reageren met de SCN ionen tot onoplosbaar AgSCN, waardoor de concentratie aan SCN - -ionen in de oplossing daalt.) Welke invloed heeft een wijziging van de concentratie van één van de stoffen in het evenwichtsmengsel, op de ligging van het evenwicht? Onderzoek of een oplossing een evenwichtsmengsel bevat Maak een oplossing van FeCl3 en KI. en voeg deze samen. 2Fe 3+ + 2I - 2Fe 2+ + I2 (indicator I2 toevoegen van zetmeel levert een donkerblauwe/zwarte kleur op; Fe 3+ : toevoegen KSCN levert een donkerrode kleur op; indicator Fe 2+ :toevoegen van K3Fe(CN)6 levert een blauwe kleur op; indicator I - : toevoegen AgNO3 levert witte neerslag op) 15

9. Taak 1. In een ruimte van V l brengt men 6,00 mol A en 7,00 mol B. Er stelt zich volgend evenwicht in: A + B C + D, waarbij 2,00 mol C wordt gevormd. Bereken K Men voegt nog zoveel van stof B toe dat na het instellen van het nieuwe evenwicht 3,00 mol C in het gasmengsel aanwezig is. Hoeveel mol extra B heeft men toegevoegd? 2. Bij 1000 C is het gehalte aan CO2 in het evenwichtsmengsel 2 CO + O2 2CO2 veel groter dan bij 2000 C. Is de omzetting van koolstofdioxide in koolstofmonoxide endotherm of exotherm? Verklaar. 3. Gegeven het evenwicht 2 SO2 + O2 2 SO3 + 190 kj. Noem alle veranderingen waardoor men kan bereiken dat zoveel mogelijk SO2 wordt omgezet. 4. Gegeven H2 + I2 2 HI Als een mengsel van 46g I2 en 1,0 g H2 tot 925 K wordt verhit, bereikt men een evenwichtstoestand waarin 1,9 g I2 aanwezig is. Hoeveel mol van elk gas bevindt zich in het evenwichtsmengsel? Bereken K. 5. We bekijken het volgend evenwicht, dat zich instelt als men een weinig Br2 oplost in water : Br2 + 2 H2O Br - + H3O + + HBrO. bruin kleurloos Als we hieraan een aantal druppels NaOH-oplossing toevoegen, wordt de oplossing bleker. Verklaar. 6. Br 2(gas) + Cl 2(gas) 2 BrCl (gas) Bij 400 K is K = 7,00. Indien 0,06 mol Br 2(gas) en 0,06 mol Cl 2(gas) in een 1 L -vat aanwezig zijn voor het evenwicht, wat is dan de evenwichtsconcentratie van BrCl (gas)? 16

10. Heterogene evenwichten in water 10.1 Inleiding Oplosbaarheid is een zeer belangrijk fenomeen in onze maatschappij en kent belangrijke toepassingen. Keukenzout is goed oplosbaar, en kan daarom worden gebruikt om de smaak van het voedsel te versterken. Calciumsulfaat en calciumcarbonaat zijn slecht oplosbare zouten (in warm water), en slaan daarom neer in waterleidingen en op kranen. Röntgenfoto s leveren enkel duidelijke foto s na toedienen van Ba 2+, dit laatste ion is echter behoorlijk giftig. Omdat BaSO4 slecht oplosbaar is, kan het veilig worden toegediend aan patiënten. Hydroxyapatiet (Ca5(PO4)3OH) is een belangrijk bestanddeel van tandemail, maar lost op in zuur milieu. Fluorapatiet (Ca5(PO4)3F) en calciumfluoride (CaF2) zijn veel minder oplosbaar in zuur milieu, en wordt daarom aan tandpasta toegevoegd. 10.2 Oplosbaarheid Als we een kleine hoeveelheid van een stof toevoegen aan een oplosmiddel, dan lost deze stof op. Als we een extra hoeveelheid toevoegen, dan lost dit ook op. Als we doorgaan, zal op een bepaald moment de toegevoegde hoeveelheid niet meer oplossen en blijft als neerslag liggen. De bekomen oplossing is een heterogeen evenwicht (vloeistof en vaste stof samen). De maximale hoeveelheid van de stof die kan oplossen, is de oplosbaarheid (S) van de stof. De oplosbaarheid wordt uitgedrukt in g/l of mol/l. Wanneer een hoeveelheid van een stof gelijk aan de oplosbaarheid, wordt opgelost, dan is de oplossing verzadigd. 10.3 De oplosbaarheidsconstante of het oplosbaarheidsproduct Als een zout oplost in water, dissociëren de ionen. AxBy(s) x A y+ (aq) + yb x- (aq) Aanvankelijk zijn geen vrije ionen A + en B - in oplossing. Naarmate de concentratie aan deze ionen toeneemt, kunnen de ionen weer samenkomen in een kristal. 17

x A y+ (aq) + yb x- (aq) AxBy(s) Er ontstaat aldus een chemisch evenwicht tussen de ionen die in oplossing gaan en de ionen die neerslaan. A B xa yb y x x y( s) ( aq) ( aq) In een verzadigde oplossing is het evenwicht bereikt: op elk ogenblik gaan evenveel deeltjes in oplossing als er neerslaan. De evenwichtsconstante van dit evenwicht is ( A ) aq ( B ) K ( AB) y x x y aq De ligging van het evenwicht wordt bepaald door de concentraties van de stoffen. Als onvoldoende van het zout wordt toegevoegd om dit evenwicht te bereiken, zal het evenwicht volledig naar rechts verlopen en lost het zout volledig op. Als de oplossing oververzadigd is, slaan ionen neer. s Belangrijk is om in te zien dat dit een heterogeen evenwicht is: verschillende aggregatietoestanden bevinden zich naast elkaar. Wanneer we aan een verzadigde oplossing een extra hoeveelheid stof toevoegen (x mol), blijft die extra hoeveelheid onopgelost. De concentratie aan de vaste stof in deze breuk stijgt aldus, waardoor de evenwichtsconstante kleiner wordt. De concentratie aan opgeloste ionen neemt anderzijds ook niet toe (als compensatie voor de extra-vaste stof). M.a.w. toevoeging van een extra hoeveelheid vaste stof zal de ligging van het evenwicht niet verschuiven, de evenwichtsconcentraties van de ionen in oplossing veranderen niet: verzadigd is verzadigd. Daarom wordt de concentratie van de vaste stof in deze evenwichtsconstante achterwege gelaten en krijgt men een nieuwe constante, de oplosbaarheidsconstante of het oplosbaarheidsproduct Ks. Ks= (A y+ ) x aq(b x- ) y aq Bij een verzadigde oplossing gaan op elk moment afhankelijk van het volume een gegeven hoeveelheid ionen in oplossing en vormen een gelijk aantal ionen een neerslag. Toevoeging van een extra hoeveelheid stof, levert een groter contactoppervlakte zodat enerzijds meer ionen in oplossing kunnen gaan. Aangezien slechts bepaalde concentraties naast elkaar kunnen blijven bestaan, zullen als meer ionen per tijdseenheid in oplossing gaan, meer ionen per tijdseenheid neerslaan. Netto gezien blijft per tijdseenheid, eenzelfde concentratie van de ionen naast elkaar bestaan. De hoeveelheid vaste stof die overblijft, speelt geen rol. Vergelijk het met een zaal met één uitgang en één ingang. In de zaal kunnen slechts 100 personen tegelijkertijd aanwezig zijn. Als er zich slechts 10 mensen aanbieden, kunnen deze volledig in de zaal binnengaan. Niemand blijft buitenstaan. Als er 100 mensen zijn, kunnen ze alle binnen. Zijn er 101 gegadigden, dan zal er altijd 1 gegadigde buiten blijven. Verlaat iemand de zaal, dan kan die ene binnen, maar moet de persoon die de zaal verliet, wachten tot er opnieuw een plaats vrijkomt. Zijn er 1000 gegadigden, dan kunnen nog steeds maar 100 mensen in de zaal, en blijft de rest binnen. Evenwicht wordt hier bereikt als het maximaal mensen zich in de zaal bevindt, en hoeveel wachten er buiten zijn, verandert niets aan dit 18

evenwicht. Door de nervositeit die onstaat, gaan mensen misschien sneller de zaal verlaten zodat nieuwe mensen de zaal kunnen betreden, maar steeds zullen maar 100 mensen in de zaal aanwezig zijn. In een verzadigde oplossing heerst er dus een dynamisch evenwicht tussen de ionen die het kristalrooster verlaten en terugkeren in het rooster. De Ks duidt het aantal ionen aan dat maximaal naast elkaar in de oplossing kunnen blijven bestaan. Hoe groter Ks, hoe beter het zout oplosbaar (let echter op, zie verder). We moeten een onderscheid maken tussen de oplosbaarheid (S), het ionenproduct (Q) en het oplosbaarheidsproduct (Ks). De oplosbaarheid geeft de hoeveelheid van een stof weer die kan oplossen. Deze hoeveelheid is echter afhankelijk van een aantal andere factoren (zie verder gelijknamige en/of vreemde ionen). Het oplosbaarheidsproduct is een constante die één enkele waarde heeft bij een bepaalde temperatuur. Het ionenproduct is het product van de ionen dat zich in de oplossing zou bevinden (is een parameter, een vergelijkingsinstrument). Oefening: Bepaal het oplosbaarheidsproduct van Bi2S3, waarvan de oplosbaarheid bij 25 C 1x10-15 mol/l bedraagt. 3 2 Bi S 2Bi 3S 2 3 Ks ( Bi ) ( S ) 3 2 2 3 3 15 ( Bi ) 2.10 / mol L 2 15 ( S ) 3.10 / mol L Ks (2.10 ) (3.10 ) 1,1.10 15 2 15 3 73 Omgekeerd kan het oplosbaarheidsproduct ook gebruikt worden om de oplosbaarheid na te gaan. vb. Cu(IO3)2 : Ks=1,4 x 10-7 Cu( IO ) Cu 2IO 3 2 3 2 3 x x 2x Ks ( Cu )( IO ) 2 2 3 x(2 x) 4x x 2 3 1, 4.10 4 7 3 3,3.10 / mol L Om na te gaan of in een oplossing al dan niet een neerslag ontstaat, volstaat het om het ionenproduct (product van concentraties van ionen dat theoretisch in oplossing zou zijn, indien de stof volledig zou oplossen) te vergelijken met het oplosbaarheidsproduct (geeft de maximale concentraties weer van de ionen die naast elkaar in oplossing kunnen blijven, zonder dat een neerslag ontstaat). 19

Indien het ionenproduct Q >Ks dan is de oplossing oververzadigd en ontstaat een neerslag = Ks dan is de oplossing verzadigd <Ks dan is de oplossing onverzadigd en is de opgeloste stof volledig in oplossing gegaan. Belangrijk: oplosbaarheidsproducten maken gebruik van concentraties (mol/l). Oefening: Men giet 50mL van een 0,5M BaCl2 oplossing bij 200mL van een 0,1M Na2SO4 oplossing. Ks BaSO4 = 1,7 x 10-10 a) Ontstaat een neerslag? b) Hoeveel g barium en sulfaationen blijven in oplossing? Reactievergelijking: Na2SO4 + BaCl2 2 NaCl + BaSO4 a) (Ba 2 )=0,5M x 50mL / 250 ml = 0,1 M (SO4 2- )= 0,1M x 200mL / 250 ml = 0,08 M Q =0,1 x 0,08 >> Ks = 1,7 x 10-10 Vermits Q >> Ks ontstaat een neerslag. b) De concentratie aan Ba 2+ en SO4 2- bedraagt respectievelijk 0,1mol/L en 0,08mol/L. Ba 2+ is in overmaat aanwezig. Als alle sulfaationen zouden neerslaan, blijft zeker 0,02 mol bariumionen per liter aanwezig. Niet alle sulfaationen slaan echter neer: een zekere hoeveelheid barium- en sulfaationen kunnen naast elkaar in oplossing blijven (waarbij de product van hun concentraties gelijk is aan de oplosbaarheidsconstante). In de verzadigde oplossing bevinden zich dus iets (x mol) meer dan 0,02 mol bariumionen, en x mol sulfaationen. Ks=(Ba 2+ )(SO4 2- )=(0,02 + x)(x)= 1,7 x 10-10 Uit de oplosbaarheidsconstante kunnen we snel afleiden dat bariumsulfaat een slecht oplosbaar zout is (S= Ks = ±10-5 ). We stellen x+0,02 0,02 Ks=0,02 x= 1,7 x 10-10 x=1,7 x 10-10 / 0,02 = 8,5 x 10-9 (vermits x/0,02 <<5% is onze vereenvoudiging gerechtvaardigd). In de oplossing blijven dus 0,02 mol Ba 2+ en 8,5 x 10-9 mol SO4 2- ionen per liter opgelost. Per 250 ml is dit 0,005 mol Ba 2+ en 2,125 x 10-9 mol SO4 2_, wat overeenkomt met 0,687g Ba 2+ en 2x10-7 g SO4 2-20

10.4 Relatieve oplosbaarheid Hoewel oplosbaarheid en het oplosbaarheidsproduct niet aan elkaar gelijk zijn, kan men uit het oplosbaarheidsproduct wel informatie halen over de oplosbaarheid (zie ook hoger). Welke van onderstaande stoffen is het best oplosbaar? AgI Ks = 1,5 x 10-16 CuI Ks = 5 x 10-12 CaSO4 Ks = 6,1 x 10-5 Elk van hoger gegeven zouten dissocieert volgens MZ M n+ + Z n- De oplosbaarheid van elk van volgende zouten kan als volgt worden berekend: Ks = (M n+ ) (Z n- )=x 2 x = Ks Hoe groter Ks, hoe groter de oplosbaarheid x. Men dient echter enige voorzichtigheid aan de dag te leggen. Welke van de onderstaande stoffen is het best oplosbaar? CuS Ks = 8,5 x 10-45 Ag2S Ks = 1,6 x 10-49 Bi2S3 Ks = 1,1x10-73 Op basis van het oplosbaarheidsproduct zouden we (foutief) besluiten dat CuS de stof is die het best oplosbaar is. Echter, wanneer we de oplosbaarheid van de verschillende stoffen gaan uitrekenen: 2 2 K ( Cu )( S ) x x K 9,21.10 s CuS Cu S 2 2 2 23 s Ag S 2Ag S 2 K Ks ( Ag ) ( S ) (2 x) ( x) 4x x 3,4.10 4 2 2 2 2 3 3 s 17 Bi S 2Bi 3S 2 3 3 2 K Ks ( Bi ) ( S ) (2 x) (3 x) 108x x 1,00.10 108 3 2 2 3 2 3 5 5 s 15 Hieruit blijkt dat de oplosbaarheid van bismutsulfide groter is dan deze van kopersulfide, alhoewel het oplosbaarheidsproduct ervan kleiner is. De Ks kan dus niet zonder meer worden gebruikt om de relatieve oplosbaarheid te bepalen (enkel als de zouten eenzelfde aantal ionen bevatten). 21

10.5 Het gemeenschappelijk ioneffect (of gelijknamig-ioneffect) De oplosbaarheid van een stof hangt onder meer af van de aanwezigheid van andere ionen. Tot op heden bestudeerden we de oplosbaarheid van een zout in zuiver water. Zouten worden echter niet altijd opgelost in zuiver water. Berekenen we de oplosbaarheid van Ag2CrO4 3 : Ag CrO 2Ag CrO 2 2 4 4 K ( Ag ) ( CrO ) (2 x) x s x 3 2 2 2 4 K 4 s 1,3.10 4 Als we zilverchromaat oplossen in een 0,1 M AgNO3-oplossing, dan daalt de oplosbaarheid van zilverchromaat ten gevolge van de aanwezigheid van de zilverionen die reeds in de oplossing aanwezig zijn. Het oplosbaarheidsproduct is een constante en is bepalend voor de concentraties zilver- en chromaationen die naast elkaar in de oplossing kunnen blijven bestaan. Als we zilverchromaat oplossen in een zilvernitraatoplossing, dan moet men de zilverionen afkomstig van beide zouten in rekening brengen: - vóór het oplossen van zilverchromaat bedraagt de concentratie van de ionen in de zilvernitraatoplossing: (Ag + ) =0,1 M (CrO4 2- ) =0 M - ná oplossen van x mol /L zilverchromaat bedragen de evenwichtsconcentraties: (Ag + ) =(0,1 + 2x)M (CrO4 2- ) =x M 2 Ag CrO 2Ag CrO 2 4 4 K ( Ag ) ( CrO ) (0,1 2 x) x s 2 2 2 4 Als we vermoeden dat x zeer klein is ten opzichte van 0,1 (0,1+x 0,1): K 0,01 2 s 10 Ks (0,1) x x 9.10 M Deze veronderstelling gaat enkel op als de gemaakte fout <5%, en x/(0,1+2x) is inderdaad veel kleiner dan 0,05. We zien dus dat de oplosbaarheid van zilverchromaat in een 0,1M zilvernitraatoplossing veel kleiner is dan in zuiver water. 3 dit vb. komt uit Zumdahl 22

Dit kan ook begrepen worden aan de hand van de theorie van chemisch evenwicht. 2 Ag2CrO4 2Ag CrO4 K ( Ag ) ( CrO ) s 2 2 4 Als de concentratie van de zilverionen (toevoegen van bijvoorbeeld AgCl) verhoogt, moet de concentratie van de chromaationen verkleinen. Dit gaat gepaard met een toename van nietgedissocieerd zilverchromaat, en een vermindering van de hoeveelheid gedissocieerde zilverchromaat. Ander voorbeeld: zilvernitraat en natriumchloride zijn vrij goed oplosbaar. Nemen we 10mL 0,1M van beide oplossingen, dan ontstaat een neerslag na samenvoegen van deze oplossingen. Het samenvoegen van twee onverzadigde oplossingen, kan een oververzadigde oplossing doen ontstaan!! Voor samenvoegen Q1=(Ag + )(NO3 - )=0,1²<<Ks AgNO3 Q2=(Na + )(Cl - )=0,1²<<Ks NaCl Na samenvoegen (Ag + )=(Na + )=(Cl - )=(NO3 - )=0,05 M (volume verdubbeld, stofhoeveelheid gelijk) Q=(Ag + )(Cl - )=0,05²>>Ks AgCl = 7,7.10-13 10.6 Complicaties Tot nu gingen we uit van een directe relatie tussen oplosbaarheid en concentraties van ionen in oplossing. Het is echter belangrijk in te zien dat dit slechts een benadering is. Een oplosbaarheidsproduct geldt bijvoorbeeld niet voor goed oplosbare zouten. Maar ook bij slecht oplosbare zouten treden allerhande complicaties op. Bij het oplossen van CaSO4 ontstaan niet alleen Ca 2+ en SO4 2- ionen, maar ook ionenparen CaSO4 (één kation en één anion komen los uit het ionrooster, maar blijven samen opgelost. Bij oplossen van 0,5 mol calciumsulfaat, bedragen de concentraties aan opgeloste calcium en sulfaationen niet 0,5 M. Verder moet ook rekening gehouden worden met eventuele zuur-base reacties. Wanneer Bi2S3 oplost, zal het sulfide ion basis reageren, waardoor de ligging van het evenwicht (het dissociëren zal verschuiven): S 2- + H2O HS - + OH - De zuurtegraad heeft dus een belangrijke invloed op de oplosbaarheid.zouten als Mg(OH)2 lossen beter op in zuur milieu dan in basisch milieu (omwille van het gemeenschappelijk ion-effect of het feit dat hydroxide ionen verdwijnen door reactie met protonen). Ontstaan van grotten, stalagmieten en stalactieten zijn een gevolg van dit verschijnsel. Water rijk aan CO2 (zuur!) verhoogt de oplosbaarheid van calciumcarbonaat, en kan aanleiding geven tot het ontstaan 23

van grotten. Waar CO2 ontsnapt, wordt het calciumcarbonaat minder oplosbaar, slaat neer en vormt druipstenen (stalactieten en stalagmieten). H2O + CO2 H2CO3 H2CO3 + CaCO3 Ca 2+ + 2 HCO3 - Ca 2+ + 2 HCO3 - H2CO3 + CaCO3 H2O + CO2 + CaCO3 Zie ook: http://www.iupac.org/didac/didac%20ned/didac02/content/e26.htm 24

11. Oplosbaarheidsproducten (bij 25 C) Zouten van het type AB Zout K s Zout K s AgCl 1,6.10 10 AgBr 7,7.10 13 AgI 8,5.10 17 AgSCN 1,0.10 12 BaCO 3 7,0.10 9 BaSO 4 9,0.10 11 CaCO 3 9,0.10 9 CaSO 4 2,5.10 5 CdS 1,0.10 28 CuCl 1,0.10 6 CuI 5,0.10 12 CuS 8,5.10 45 FeS 3,7.10 19 HgS 4,0.10 53 MgCO 3 1,0.10 5 MnS 6,0.10 16 PbS 3,4.10 28 PbCO 3 3,3.10 14 PbCrO 4 1,8.10 14 PbSO 4 1,1.10 8 SrCO 3 2,0.10 9 SrSO 4 2,8.10 7 ZnS 1,2.10 23 ZnCO 3 6,0.10 11 Zouten van het type A 2 B of AB 2 Zout K s Zout K s Ag 2 S 1,6.10 49 Ag 2 CO 3 6,0.10 12 Ag 2 CrO 4 9,0.10 12 Ag 2 SO 4 1,1.10 5 Ba(OH) 2 5,0.10 3 CaF 2 3,9.10 11 Ca(OH) 2 8,0.10 6 Ca(COO) 2 2,4.10 9 Cu(OH) 2 6,0.10 20 Fe(OH) 2 1,6.10 14 Fe(COO) 2 2,1.10 7 Mg(OH) 2 1,2.10 11 Mn(OH) 2 7,0.10 15 Ni(OH) 2 5,5.10 16 PbBr 2 6,3.10 6 PbCl 2 1,7.10 5 Pb(OH) 2 2,0.10 16 PbI 2 1,4.10 8 Zn(OH) 2 1,8.10 14 Pb(IO 3 ) 2 2,6.10 13 Zouten van het type A 3 B of AB 3 Zout K s Zout K s Al(OH) 3 1,1.10 15 Fe(OH) 3 1,1.10 36 Zouten van het type A 2 B 2 Zout K s Zout K s Hg 2 Cl 2 2,0.10 18 Hg 2 Br 2 5,2.10 23 Hg 2 I 2 4,5.10 29 25

12. Oefeningen op heterogene evenwichten in water 4 1. Bereken de K s waarde voor bismutsulfide (Bi 2S 3), dat een oplosbaarheid kent van 1 x 10-15 mol/l bij 25 C. 2. De K s waarde van koper(ii)iodaat Cu(IO 3) 2 bedraagt 1.4 x 10-7 bij 25 C. Bereken de oplosbaarheid bij 25 C. 3. Men mengt evenveel van een verzadigde CaSO 4-oplossing en van een en oplossing die 41.6g BaCl 2 per liter bevat. Ontstaat er een neerslag van BaSO 4? 4. Bereken de oplosbaarheid van AgCl a) in gedestilleerd water b) in een 0.1 molaire NaCl oplossing 5. Bij 100 ml van een verzadigde oplossing van AgCl voegt men 1 ml van een 0.1 M K 2CrO 4. Slaat er zilverchromaat neer? 6. Bij 100 ml van een 0.01 M Pb(NO 3) 2 oplossing gieten we 50mL van een oplossing die 0.05 mol/l SO 4 2- bevat. Hoeveel gram PbSO 4 slaat niet neer? 7. Bereken de oplosbaarheid van Ag 2CrO 4 (K s=9.0 x 10-12 mol/l) in een 0.10 M oplossing van AgNO 3. 13. Oefeningen op heterogene evenwichten in water 5 8. De oplosbaarheid van magnesiumcarbonaat is 219 mg in 1L water van 25 C. Hoe groot is het oplosbaarheidsproduct? 9. Het oplosbaarheidsproduct van zilvercarbonaat bij 25 C is 6,0 10-12. Hoeveel gram zilvercarbonaat lost op in 133mL water? 10. Aan een mengsel van Cl -, Br -, I - wordt druppelsgewijs een AgNO 3-oplossing toegevoegd. Welke neerslag wordt het eerst gevormd? 11. Het oplosbaarheidsproduct van AgCl bij kamertemperatuur is 1,6 10-10. Bereken de oplosbaarheid van AgCl in zuiver water in een NaCl-oplossing van 0,10 mol/l. 12. Bij 100mL van een verzadigde oplossing van AgCl oplossing voegen we 1mL K 2CrO 4 0,1 M toe. Slaat er zilverchromaat neer? 13. In welke van de volgende vloeistoffen is zilveracetaat (K s=2,0 10-3 ) het best oplosbaar, en in welke het slechtst? gedestilleerd water een azijnzuuroplossing (1M, ionisatiegraad α=0,01) een natriumacetaatoplossing (0,1 M) 4 oefeningen uit cursus LB 5 oefeningen uit Chemie Go 6 26

14. Oefeningen op heterogene evenwichten in water 6 1. Bereken de oplosbaarheid (S) in water, uitgedrukt in mol/l en in g/l, van volgende zouten: a. AgI b. Ca(OH) 2 c. Ag 2 CrO 4 d. Al(OH) 3 e. Hg 2 Br 2 2. Van welk zout is de oplosbaarheid in water (uitgedrukt in mol/l) het grootst? a. BaSO 4 of BaCO 3 b. Ag 2 SO 4 of MgCO 3 3. Ontstaat er een neerslag bij samenvoegen van: a. 200 ml AgNO 3 1,2.10 4 mol/l en 300 ml KCl 2,4.10 3 mol/l? b. 1 L Ba(NO 3 ) 2 3.10 2 mol/l en 20 mg Na 2 SO 4? c. 1 L HCl 10 2 mol/l en 100 ml AgNO 3 10 3 mol/l? 4. Bereken het oplosbaarheidsproduct van volgende zouten: a. BaSO 4 S=9,5.10 6 mol/l b. PbBr 2 S=4,257 g/l c. Fe(OH) 3 S=4,49.10 10 mol/l 5. Bereken de oplosbaarheid van AgCl in een Cl -oplossing met concentratie 3 mol/l. 6 oefeningen uit cursus LB 27