Omkeerbare reacties
Veel reacties kunnen twee kanten op. Het bekendste schoolvoorbeeld is distikstoftetraoxide, een kleurloos gas, dat uiteenvalt in bruin stikstofdioxide, terwijl NO₂-moleculen tegelijk weer aan elkaar klonteren:
- ⇌
- evenwichtspijl: de reactie verloopt naar rechts (heen) én naar links (terug)
- ΔH > 0
- de heenreactie is endotherm; de terugreactie is dus exotherm
Een ampul met dit gasmengsel is in ijswater bijna kleurloos en in heet water donkerbruin. De samenstelling hangt dus af van de temperatuur, en na elke verandering stelt zich binnen korte tijd een nieuwe, vaste verhouding in. Andere voorbeelden: waterstof en jood die jodiumwaterstof vormen, CO₂ dat in frisdrank oplost, en elk zwak zuur in water.
Waarom het evenwicht dynamisch is
Begin je met alleen N₂O₄, dan is de heenreactie eerst snel en de terugreactie nul (er is nog geen NO₂). Naarmate er NO₂ bijkomt en N₂O₄ opraakt, daalt de snelheid van de heenreactie en stijgt die van de terugreactie, precies zoals het botsende-deeltjesmodel voorspelt: minder deeltjes, minder botsingen. Op het moment dat beide snelheden gelijk zijn, is het evenwicht bereikt.
Dat de reacties op microniveau doorgaan, is aangetoond met isotopen: voeg je aan een evenwichtsmengsel een beetje stof toe met een zwaarder isotoop, dan duikt dat isotoop na een tijdje in álle stoffen van het evenwicht op, terwijl de totale concentraties niet veranderen. Vergelijk het met een roltrap waarop je even snel omhoog loopt als de trap omlaag gaat: je blijft op dezelfde hoogte, maar staat niet stil.
De evenwichtsvoorwaarde en de evenwichtsconstante K
Voor een algemene reactie a A + b B ⇌ c C + d D geldt in evenwicht een vaste verhouding tussen de concentraties, de evenwichtsvoorwaarde:
- [X]
- concentratie van stof X in evenwicht, in mol/L
- a, b, c, d
- coëfficiënten uit de kloppende reactievergelijking, als exponenten
- K
- evenwichtsconstante: hangt alleen af van de reactie en de temperatuur
Producten staan in de teller, beginstoffen in de noemer. Vaste stoffen en het oplosmiddel water komen niet in de breuk: hun ‘concentratie’ verandert praktisch niet. De grootte van K vertelt waar het evenwicht ligt:
- K ≫ 1 (bijvoorbeeld 10¹⁰): het evenwicht ligt vrijwel helemaal rechts; de reactie is in de praktijk aflopend.
- K ≈ 1: beginstoffen en producten zijn in vergelijkbare hoeveelheden aanwezig.
- K ≪ 1 (bijvoorbeeld 10⁻⁵): er ontstaat maar weinig product, zoals bij zwakke zuren.
Rekenvoorbeelden met K
Voorbeeld 1 — K bepalen uit een meting. In een afgesloten vat van 1,00 L wordt 0,100 mol N₂O₄ gebracht en op een vaste temperatuur gehouden. In evenwicht meet men [NO₂] = 0,0400 mol/L. Maak een tabel met begin, verandering en evenwicht (de ‘BOE-tabel’):
| [N₂O₄] | [NO₂] | |
|---|---|---|
| Begin | 0,100 | 0 |
| Omzetting | −0,0200 | +0,0400 |
| Evenwicht | 0,0800 | 0,0400 |
Omdat er per N₂O₄ twee NO₂ ontstaan, is maar 0,0200 mol/L N₂O₄ omgezet. K = [NO₂]² / [N₂O₄] = 0,0400² / 0,0800 = 0,00160 / 0,0800 = 0,0200. Een klassieke fout is het kwadraat vergeten; dan vind je 0,500.
Voorbeeld 2 — evenwichtsconcentraties uit K (VWO). Voor H₂ + I₂ ⇌ 2 HI is K ongeveer 54 bij 430 °C. Je begint met 1,00 mol H₂ en 1,00 mol I₂ in 1,00 L. Stel dat x mol/L H₂ reageert; dan is in evenwicht [H₂] = [I₂] = 1,00 − x en [HI] = 2x. De evenwichtsvoorwaarde: (2x)² / (1,00 − x)² = 54. Worteltrekken geeft 2x / (1,00 − x) = 7,35, dus 2x = 7,35 − 7,35x → 9,35x = 7,35 → x = 0,786. In evenwicht: [HI] = 1,57 mol/L en [H₂] = [I₂] = 0,214 mol/L. Controle: 1,57² / 0,214² = 2,47 / 0,0458 ≈ 54 ✓. De omzetting is dus 79 %, niet 100 %, ook al is er geen ondermaat.
De concentratiebreuk Q: welke kant op?
Vul je willekeurige (niet-evenwichts)concentraties in dezelfde breuk in, dan heet de uitkomst de concentratiebreuk Q. Vergelijk Q met K:
- Q < K: te weinig product; de reactie verloopt netto naar rechts.
- Q = K: het systeem is in evenwicht.
- Q > K: te veel product; de reactie verloopt netto naar links.
Voorbeeld 3. In het evenwicht van voorbeeld 1 wordt extra NO₂ geperst, zodat op dat moment [NO₂] = 0,0800 en [N₂O₄] = 0,0800 mol/L. Q = 0,0800² / 0,0800 = 0,0800. Dat is groter dan K = 0,0200, dus er klontert NO₂ samen tot N₂O₄ totdat Q weer 0,0200 is.
Het principe van Le Chatelier
Henri Le Chatelier formuleerde in 1884 een vuistregel die je zonder rekenen laat voorspellen wat er gebeurt: wordt een evenwicht verstoord, dan verschuift het in de richting die de verstoring gedeeltelijk ongedaan maakt.
| Verandering | Verschuiving | Verandert K? |
|---|---|---|
| Stof toevoegen | naar de andere kant (de toegevoegde stof wordt deels verbruikt) | nee |
| Stof weghalen | naar de kant van die stof (hij wordt aangevuld) | nee |
| Druk verhogen (volume kleiner, gassen) | naar de kant met de minste gasmoleculen | nee |
| Temperatuur verhogen | naar de endotherme kant | ja |
| Temperatuur verlagen | naar de exotherme kant | ja |
| Katalysator | geen verschuiving; evenwicht wordt alleen sneller bereikt | nee |
Toegepast op N₂O₄ ⇌ 2 NO₂: verwarmen maakt het mengsel bruiner, want de heenreactie is endotherm. Duw je een zuiger in, dan wordt het gas eerst donkerder (alles is geconcentreerder) en daarna iets lichter, doordat het evenwicht naar de kant met 1 molecuul in plaats van 2 verschuift. Een katalysator versnelt heen- en terugreactie even sterk en verschuift daarom niets. Ook frisdrank laat het principe zien: CO₂ (g) ⇌ CO₂ (aq). Bij het openen daalt de druk van het CO₂ boven de vloeistof, en het evenwicht verschuift naar het gas: bubbels.
Casus: ammoniak maken met het Haber-Bosch-proces
Ammoniak is de grondstof voor vrijwel alle kunstmest; wereldwijd wordt er ruim 150 miljoen ton per jaar van gemaakt, en naar schatting de helft van de stikstof in de eiwitten in je lichaam is ooit via deze reactie uit de lucht gehaald (zie ook de stikstofkringloop). Fritz Haber vond het proces in 1909 uit; Carl Bosch maakte het industrieel. Beiden kregen er een Nobelprijs voor. De procescondities zijn een schoolvoorbeeld van Le Chatelier tegenover reactiesnelheid:
- Hoge druk (ongeveer 150–250 bar, vaak rond 200 bar): links staan 4 gasmoleculen, rechts 2. Hoge druk verschuift het evenwicht naar NH₃ én verhoogt de reactiesnelheid. Nog hoger is duurder en gevaarlijker.
- Temperatuur rond 400–450 °C: de heenreactie is exotherm, dus een lage temperatuur geeft een hogere evenwichtsopbrengst. Maar bij lage temperatuur is de reactie onbruikbaar traag, omdat de drievoudige binding in N₂ een hoge activeringsenergie geeft. 450 °C is een compromis tussen opbrengst en snelheid.
- IJzerkatalysator: maakt het proces snel genoeg, zonder de ligging van het evenwicht te veranderen.
- Ammoniak afvoeren: het gasmengsel wordt gekoeld, NH₃ condenseert (kookpunt −33 °C) en wordt afgetapt. Het niet-omgezette N₂ en H₂ gaat terug de reactor in. Per doorgang wordt maar zo’n 15 % omgezet, maar door het rondpompen uiteindelijk bijna alles.
Zwakke zuren: een evenwicht in water
Een zwak zuur als azijnzuur staat maar een klein deel van zijn H⁺-ionen af, omdat er een evenwicht ontstaat. Hier is K de zuurconstante Kz; water als oplosmiddel staat niet in de breuk. Hoe dat samenhangt met de pH-schaal staat bij zuren en basen.
Voorbeeld 4 — pH van 0,10 M azijnzuur. Stel [H₃O⁺] = [CH₃COO⁻] = x. Omdat Kz klein is, is x veel kleiner dan 0,10, dus [CH₃COOH] ≈ 0,10. Dan x² / 0,10 = 1,8 · 10⁻⁵ → x² = 1,8 · 10⁻⁶ → x = 1,3 · 10⁻³ mol/L. pH = −log(1,34 · 10⁻³) = 2,87. Slechts 1,3 % van de azijnzuurmoleculen is geïoniseerd. Zoutzuur van dezelfde concentratie (een sterk zuur, vrijwel aflopend) heeft pH 1,0.
Veelgestelde vragen
Wat is een dynamisch evenwicht?
Een toestand waarin de heen- en terugreactie van een omkeerbare reactie even snel verlopen. De concentraties blijven daardoor constant, maar op deeltjesniveau reageren er voortdurend moleculen in beide richtingen.
Hoe stel je de evenwichtsvoorwaarde op?
Zet de concentraties van de producten in de teller en die van de beginstoffen in de noemer, elk tot de macht van de coëfficiënt in de reactievergelijking. Vaste stoffen en het oplosmiddel water laat je weg. Voor N₂O₄ ⇌ 2 NO₂ geldt K = [NO₂]² / [N₂O₄].
Wat zegt het principe van Le Chatelier?
Als je een evenwicht verstoort door concentratie, druk of temperatuur te veranderen, verschuift het evenwicht in de richting die de verstoring gedeeltelijk tegenwerkt. Voeg je bijvoorbeeld een beginstof toe, dan wordt er extra product gevormd.
Verschuift een katalysator het evenwicht?
Nee. Een katalysator versnelt de heen- en terugreactie even sterk, waardoor het evenwicht sneller wordt bereikt, maar de ligging van het evenwicht en de waarde van K veranderen niet.
Waarom werkt het Haber-Bosch-proces bij 450 °C als lage temperatuur meer ammoniak geeft?
Omdat de reactie bij lage temperatuur veel te langzaam is. 400 à 450 °C is een compromis tussen een redelijke evenwichtsopbrengst en een bruikbare reactiesnelheid. De hoge druk van ongeveer 200 bar en het steeds afvoeren van ammoniak verhogen de opbrengst verder.
Verandert de evenwichtsconstante K als je de concentratie verandert?
Nee. K hangt alleen af van de reactie en de temperatuur. Bij een concentratieverandering verandert de concentratiebreuk Q, en het evenwicht verschuift tot Q weer gelijk is aan dezelfde K.