Evenwichtsconstante

Poll without page-refresh

Article on other languages:

	del.icio.us
	Digg
	Furl
	Reddit
	Rojo
	Add to OnlyWire

De evenwichtsconstante van een chemische reactie geeft aan in welke richting een reactie verloopt. Elke evenwichtsreactie heeft een evenwichtsconstante en deze is alleen afhankelijk van de temperatuur, verdelingsgraad en concentratie. De waarde van het getal zegt niets over de snelheid van de reactie.

Definitie

Voor een gegeven reactie

pA + qB $\overrightarrow{\leftarrow}$ rC + sD

p,q,r en s zijn het aantal molequivalent van respectievelijk stof/ion A,B,C en D

dan geldt:

$K=\frac{[C]^r[D]^s}{[A]^p[B]^q...}$

In deze formule is K de evenwichtsconstante. Het gedeelte rechts van het gelijkteken wordt vaak aangeduid met de term concentratiebreuk.

Afhankelijk van de beschreven stof en de mate van noodzakelijke theoretische correctheid worden er voor [A] tot en met [D] verschillende zaken ingevuld:

compleet theoretisch correct moeten activiteiten van de verschillende reagentia en producten ingevuld worden. Vooral voor geconcentreerdere oplossingen wordt de chemische werkelijkheid dan beter beschreven. Voor praktisch gebruik in verdunde oplossingen gelden de volgende regels:
voor opgeloste stoffen wordt de concentratie in mol.l^{- 1} genomen
voor gassen wordt de partiële druk van het betreffende gas genomen in eenheden standaard druk. Als de druk van het gas 1 maal de standaard druk is dat 1, voor een half maal de standaard druk 0,5, etc.
voor vaste stoffen mag 1 ingevuld worden (wat iets anders is dan dat de concentratie 1 is!)
voor oplosmiddelen mag 1 ingevuld worden (wat iets anders is dan dat de concentratie 1 is!)

Een K groter dan 1 geeft aan dat er meer product gevormd wordt dan er reactant overblijft, de reactie 'loopt'. Hoe groter de evenwichtsconstante, hoe verder de reactie doorgaat. Een K kleiner dan 1 geeft aan dat er meer reactant overblijft dan er product gevormd wordt, de reactie 'loopt' niet echt. Hoe kleiner de K hoe slechter de reactie gaat.

Getalwaarden

Omdat gelijksoortige evenwichtsconstanten vaak met elkaar vergeleken moeten worden en anderzijds sterk in grootteorde kunnen verschillen wordt vaak gebruikgemaakt van de logaritme van de K-waarde. Zo worden de evenwichtsconstanten van de reacties waarbij H ⁺ worden opgenomen en afgestaan vaak als pKz of pKb vermeld. De p staat dan voor de negatieve logaritme van basis 10.

Eenheden

Thermodynamisch wordt de evenwichtsconstante K altijd als een dimensieloze grootheid gedefinieerd in termen van de acitiviteiten van de reactanten:

pA + qB $\overrightarrow{\leftarrow}$ rC + sD

p,q,r en s zijn het aantal molequivalent van respectievelijk stof/ion A,B,C en D

dan geldt:

$K=\frac{{a(C)}^r{a(D)}^s}{{a(A)}^pa{(B)}^q}$

Activiteiten worden doelbewust dimensieloos gemaakt door een niet-nul referentiepunt te kiezen voor iedere concentratie en daardoor te delen. Deze standaard wordt in de oudere thermodynamische literatuur aangegeven met het Plimsoll teken (o). Helaas geeft dat teken grafische problemen op computers waardoor het vaak ten onrechte door een o vervangen moet worden. (Ook hier..) Het teken o kan de foutieve indruk wekken dat we een concentratie= 0 als aftelpunt nemen en dat is juist niet de bedoeling, omdat bij deling door nul problemen ontstaan.

Voor verdunde systemen zoals gassen en ideale oplossingen is de activiteit gelijk aan de dimensieloos gemaakte concentratie (of partiële druk):

$a(A) = \frac{conc(A)}{conc(standaard)}$

Voor niet-ideale systemen wordt de afwijking ten opzichte van de concentratie weergegeven door een extra dimensieloze coëfficiënt γ (de activiteitscoëfficiënt) in te lassen:

$a(A) = \gamma.\frac{conc(A)}{conc(standaard)}$

De standaardconcentratie heeft altijd een numerieke waarde van één maar dezelfde eenheden als de concentratie van de reactant. Wanneer 1 mol per liter als aftelpunt genomen wordt en de concentratie dus in molariteit uitgedrukt wordt, kunnen we de concentratie met rechte haken schrijven als [A] en [1].

Wanneer we deze definitie invullen in de definitie voor de evenwichtsconstante kan deze in drie factoren ontbonden worden:

$K=\frac{{\gamma(C)}^r{\gamma(D)}^s}{{\gamma(A)}^p\gamma{(B)}^q}.\frac{{[C]}^r{[D]}^s}{{[A]}^p{[B]}^q}.\frac{{[1]}^p{[1]}^q}{{[1]}^r{[1]}^s} = K(\gamma).K(c).K(plimsoll)$

In het ideale geval zijn zowel K_γ als K_o numeriek gelijk aan 1, maar de laatste factor heeft wel een dimensie en wel de omgekeerde eenheden van K_c.

Op zich is de keuze van het aftelpunt vrij, we kunnen ook 1 mol per kilogram (molaliteit) nemen of 1 mol per mol (molfractie) en in sommige gevallen is een molfractie verkieslijk boven een molariteit. Het is zelfs mogelijk voor iedere reactant een ander aftelpunt te nemen. Voor ieder stelsel van keuzes is K dimensieloos, echter de numerieke waarde van K zal verschillend zijn in ieder stelsel... Bij tabellering van K kunnen we dus de grootte van K_c (de eigenlijke concentratiebreuk) schrijven onder weglating van de dimensies, maar we moeten wel vermelden wat het aftelpunt was. Dit heeft vaak tot verwarring in de literatuur geleid.

Voor zuivere vaste stoffen en vloeistoffen (gecondenseerde fasen) is de activiteit gelijk aan één en als zij deelnemen aan de reactie (bijvoorbeeld als de reactie in water plaats vindt en water gevormd wordt) vallen zij daarom weg uit de evenwichtsconstante.

Zouten

Vele oplossingen zijn niet ideaal. In feite geldt dat alleen oplossingen van niet-geladen deeltjes over een redelijk concentratiebereik als ideaal beschouwd kunnen worden. Oplossingen van zouten die geladen ionen bevatten (bijvoorbeeld zeewater) zijn zelden ideaal. In dat geval is de factor K_γ niet gelijk aan 1 en moet dus in beschouwing genomen worden. De waarde van K_c wordt dan mede bepaald door alle andere ionen die in de oplossing aanwezig zijn, ook als zij niet aan het evenwicht deelnemen. Bovendien is de lading van de ionen van groot belang. Men kan dat het beste uitdrukken in de ionsterkte, die de som is van alle concentraties gewogen met het kwadraat van de lading. Een driewaardig ion telt dus voor 9 en een tweewaardig voor 4.

De evenwichtsconstante is min of meer constant als men de ionsterkte constant houdt, maar hetzelfde evenwicht kan in zoet water een andere ligging hebben dan in zeewater omdat de ionsterkte in zeewater veel hoger is.

Soorten evenwichtsconstanten

Onderstaande lijst is beslist niet volledig maar somt een aantal van de meest gebruikte evenwichtsconstanten op:

Symbool	logaritmische notatie	omschrijving
K_z	pK_z	zuurconstante, hoe makkelijk wordt het H⁺ afgestaan
K_b	pK_b	baseconstante, hoe makkelijk wordt het H⁺ opgenomen
K_s	pK_s	oplosbaarheidsproduct
K_ow	p_ow	verdelingsconstante, tussen octaan en water
K_d	pK_d	dissociatieconstante voor complexen

Gebruik

Kan gebruikt worden om de reactie van een mengsel op het toevoegen van reactanten/reagentia te bepalen, zie evenwichtsreactie;

De oplosbaarheid van zouten kan met het oplosbaarheidsproduct worden berekend.

This article is from Wikipedia. All text is available under the terms of the GNU Free Documentation License.