Chemische evenwichten - theorie en berekening

Bij de scheikunde doen zich veel reacties voor. Denk hierbij aan een verbranding, die compleet aflopend reageert. Maar een evenwichtsreactie kan zich ook voordoen, waardoor niet alle beginproducten reageren tot een eindproduct. Na een bepaalde tijd veranderen de concentraties van de stoffen in het evenwicht ook niet meer. Na die tijd is het evenwicht bereikt, waardoor het mechanisme niks meer zal ondernemen. Met wat werkt het mechanisme, en hoe is het mogelijk te rekenen in een evenwicht?

Chemisch evenwicht

Een chemisch evenwicht is een consequentie van een reactie tussen twee stoffen waarvan het eindproduct ook weer terug kan reageren tot de beginproducten. In zo'n geval treedt een evenwichtsreactie op, waarbij alle stoffen aanwezig zijn. Een bekend voorbeeld is de vorming van ammoniak:


Zoals de reactie laat zien is er een evenwicht. Een van de karakteristieken van een evenwichtsreactie is de aanwezigheid van een dubbele pijl, die aanduidt dat beide reacties verlopen. Dit houdt in dat zowel waterstofgas als stikstofgas reageren tot ammoniak, en vice versa.

Wat is belangrijk voor een evenwichtsreactie?

Een evenwichtsreactie, zoals die van ammoniak, moet aan bepaalde eisen voldoen om een evenwicht te zijn. Een van die eisen is dat de stoffen in opgeloste of gasvormige aggregatietoestanden verkeren, waardoor er een bepaalde molariteit (hoeveelheid) aan stoffen aanwezig is om een evenwicht te vormen. Als een vaste stof en een andere vaste stof bij elkaar worden gevoegd, zal er geen evenwichtsreactie optreden: de stoffen hebben immers geen interactie. Daarnaast is het ook belangrijk dat een evenwicht in een gesloten omgeving wordt uitgevoerd. In het geval van ammoniak is het belangrijk dat de concentratie stikstofgas of waterstofgas niet wordt verlaagd: dit levert uiteindelijk minder ammoniak op, omdat ammoniak terug zal reageren naar waterstof en stikstof om het evenwicht weer te laten gelden.

Evenwichtsconstante

Indien concentraties dus variëren in een evenwichtsreactie, zal het gehele mechanisme zodanig verschuiven naar conventionele concentraties zodat het evenwicht weer geldig is voor dat mechanisme. Alle evenwichtsreacties houden zich immers aan een evenwichtsconstante, een getal dat aangeeft in welke verhoudingen de stoffen aanwezig zijn in een evenwicht. Dit is het geval in oplossingen met zwakke zuren, zwakke basen en gesloten mechanismen waar gassen met elkaar reageren. Een voorbeeld is het oplossen van ethaanzuur, ook wel bekend onder de triviale naam azijnzuur:


Deze reactie, zoals alle evenwichtsreacties, heeft een evenwichtsconstante die aangeeft in welke verhoudingen stoffen aanwezig zijn. In het geval van ethaanzuur zal ethaanzuur in het begin een H⁺-ion afstaan, waardoor het zich als een zuur gedraagt. Daarom moet de K_z-waarde voor deze reactie worden gebruikt in de berekening.

Concentratiebreuken

Bij een evenwichtsreactie horen bepaalde hoeveelheden van stoffen, uitgedrukt in mol (voor opgeloste stoffen mol/L), en een evenwichtsconstante om een fatsoenlijke berekening te kunnen maken. Bij een dergelijke opdracht kan het maken van een concentratiebreuk de berekening weergaloos versimpelen. Er zijn enkele regels waar men zich aan dient te houden bij het maken van een concentratiebreuk, zodat dit vlekkeloos verloopt.

• Het product van de concentratie van de producten links van de pijl wordt de noemer in de breuk
• Het product van de concentratie van de producten rechts van de pijl wordt de teller in de breuk
• De evenwichtsconstante is de uitkomst van de breuk

Het is belangrijk te weten dat de concentratiebreuk de concentraties van de stoffen weergeeft als het evenwicht zich heeft gevormd. Het geeft niet de situatie tijdens de reactie weer, omdat de concentraties van de stoffen tijdens een reactie variëren, terwijl dit bij een evenwicht statisch is. Bij een evenwicht met azijnzuur is de concentratiebreuk dus als volgt:

BOE-schema

Bij een dergelijke berekening met evenwichten is het handig om een BOE-schema te gebruiken. Een BOE-schema geeft de beginsituatie, omzetting en het einde van de reactie weer, waardoor het gemakkelijk wordt te berekenen. Dit kan aan de hand van een voorbeeld makkelijk worden getoond.

In 440 mL water wordt 60 mL 0,20 M azijnzuur gedruppeld. Bereken de concentratie H₃O⁺ nadat het evenwicht zich heeft ingesteld. De gegevens kunnen op een rij worden gezet voor extra duidelijkheid:

• 440 mL water
• 60 mL 0,20 M azijnzuur
• K_z = 1,4*10^-5

Vanwege de toevoeging van azijnzuur in water wordt een oplossing gecreëerd. De hoeveelheid azijnzuur in het begin is de hoeveelheid azijnzuur die wordt toegevoegd, uitgedrukt in mol/L (vanwege het zijn van een oplossing):


Omdat tijdens het afstaan van een H⁺-ion door azijnzuur net zoveel ethanoaat (CH₃COO^-) als hydronium (H₃O⁺) wordt gevormd, is de verhouding van de stoffen 1 op 1, waardoor er in het evenwicht dezelfde concentratie ethanoaat als hydronium aanwezig zal zijn. Met deze informatie kan een BOE-schema worden gemaakt, waarmee de omzetting en de eindsituatie kan worden berekend.


Dit kan prima in een concentratiebreuk worden ingevuld om x te berekenen volgens de abc-formule:


Uit de berekening volgt dat de concentratie hydronium (en, daarbij, ethanoaat) in de oplossing 5,727 * 10^-4 mol/L bedraagt, wat de oplossing redelijk zuur maakt.

Factoren die invloed kunnen hebben

Na een bepaalde periode is het evenwicht bereikt waarna de concentraties van de stoffen statisch zijn. Toch kan de evenwichtsconstante veranderen, door de druk en de temperatuur van de omgeving waar het evenwicht zich in bevindt aan te passen. Dit kan de evenwichtsconstante, afhankelijk van met welke stoffen het evenwicht is gevormd, positief of negatief beïnvloeden. Ook het toevoegen van dezelfde soort stoffen in een bestaand evenwicht kan het evenwicht tijdelijk doen opschudden. Een voorbeeld is het toevoegen van een natriumethanoaat-oplossing (CH₃COO^- (aq) + Na⁺ (aq)) en zoutzuur (H₃O⁺ (aq) + Cl^- (aq)) in een bestaand evenwicht van opgelost azijnzuur. Omdat natrium- en chloorionen geen reactie voltrekken in de oplossing worden zij niet meegerekend in het evenwicht. Maar door de overweldigende toevoeging van nieuwe ethanoaat- en hydronium-ionen wordt het evenwicht verstoord, waardoor er meer ethaanzuur zal worden gevormd om weer te voldoen aan de evenwichtsconstante. Oftewel: het evenwicht verschuift naar links.