AlegsaOnline.com

Evenwichtsconstante (K) uitleg: definitie, berekening en toepassingen

Leer de evenwichtsconstante (K): duidelijke definitie, stap-voor-stap berekening en praktische toepassingen voor chemisch evenwicht — ideaal voor studenten en onderzoekers.

Schrijver: Leandro Alegsa Aanmaakdatum: 21 november 2020 Laatste update: 2 februari 2026

en.wikipedia.org · Public domain

De evenwichtsconstante is een wiskundige grootheid die de verhouding tussen producten en reactanten van een reactie bij evenwicht uitdrukt. Met andere woorden: de evenwichtsconstante is het reactiequotiënt van een chemische reactie bij chemisch evenwicht. De evenwichtsconstante vertelt of een reactie bij evenwicht een relatief hoge concentratie aan producten of aan reactanten heeft en kan gebruikt worden om te bepalen of een reactie al in evenwicht is.

Er bestaan verschillende soorten evenwichtsconstanten die de verhouding tussen producten en reactanten uitdrukken in verschillende grootheden. Bekende voorbeelden zijn dissociatieconstanten, de evenwichtsconstante uitgedrukt in concentraties (Kc) en die uitgedrukt in partiële drukken (Kp).

Algemene definitie en formules

Voor een algemene reactiesom:

a A + b B ⇌ c C + d D

is de evenwichtsconstante in termen van concentraties (Kc) gedefinieerd als:

Kc = [C]^c [D]^d / ([A]^a [B]^b)

Hierin staat [X] voor de molaire concentratie van stof X. Voor gasvormige stoffen kan men een analoge uitdrukking in termen van partiële drukken schrijven:

Kp = (P_C)^c (P_D)^d / ((P_A)^a (P_B)^b)

Algemeen en nauwkeuriger formuleert de thermodynamica de evenwichtsconstante met activiteiten a_i:

K = Π a_products^stoichiometrische_coëff / Π a_reactanten^stoichiometrische_coëff

Voor pure vaste stoffen en zuivere vloeistoffen geldt meestal a = 1, zodat deze stoffen niet expliciet in de K‑uitdrukking voorkomen.

Relatie tussen Kc en Kp

Voor gasreacties geldt de relatie:

Kp = Kc (RT)^(Δn)

waarin Δn = (totaal aantal mol gasproducten) − (totaal aantal mol gasreactanten), R de gasconstante en T de temperatuur in kelvin is.

Eenheden en activiteit

Strikt genomen is K dimensieloos omdat hij gebaseerd hoort te zijn op activiteiten (verhouding van de effectieve concentratie ten opzichte van een referentietoestand). In veel practische berekeningen wordt Kc echter berekend met molaire concentraties, waardoor er schijnbare eenheden ontstaan (bijv. M−1). Voor nauwkeurige thermodynamische berekeningen gebruikt men activiteitcoëfficiënten om niet-ideaal gedrag te corrigeren.

Temperatuur‑ en energieafhankelijkheid

De evenwichtsconstante hangt sterk af van de temperatuur. Ze is gekoppeld aan de standaard vrije energieverandering ΔG° via:

ΔG° = −RT ln K

Hieruit volgt dat een verandering in ΔG° (bv. door een andere temperatuur) de waarde van K verandert. De Van ’t Hoff‑vergelijking geeft de temperatuursafhankelijkheid expliciet weer:

d(ln K)/dT = ΔH° / (R T^2)

met ΔH° de standaard reactiewarmte. Exotherme en endotherme reacties reageren verschillend op temperatuurveranderingen (Le Chatelier): bij een exotherme reactie neemt K gewoonlijk af bij een stijgende temperatuur, bij een endotherme reactie neemt K toe.

Reactiequotiënt Q en voorspellen van reactierichting

Het reactiequotiënt Q heeft dezelfde vorm als K maar wordt berekend met de actuele concentraties/drukken, ook als het systeem nog niet in evenwicht is. Vergelijking van Q met K geeft de richting van de verschuiving:

Als Q < K: reactie verloopt naar rechts (vorming van meer producten).
Als Q > K: reactie verloopt naar links (vorming van meer reactanten).
Als Q = K: het systeem is in evenwicht.

Stappen om concentraties bij evenwicht te berekenen (ICE‑methode)

Schrijf de gebalanceerde reactiesom.
Stel de evenwichtsuitdrukking voor K op.
Maak een schema met Initial, Change, Equilibrium (ICE): noteer beginconcentraties, de verandering in termen van een onbekende x en de evenwichtswaarden.
Vervang in de K‑uitdrukking en los de vergelijking op voor x (soms leidt dit tot een kwadratische vergelijking).
Controleer aannames (bijv. als x ≪ initiële concentratie kan worden vereenvoudigd) en bereken de evenwichtsconcentraties.

Voorbeelden van evenwichtsconstanten in de praktijk

Zuur‑base: zuurconstante Ka en baseconstante Kb voor protolyse‑reacties (bijv. HA ⇌ H+ + A−).
Oplosbaarheid: oplosbaarheidsproduct Ksp voor het evenwicht tussen ionen en opgeloste vaste stof (bijv. AgCl(s) ⇌ Ag+ + Cl−).
Complexvorming: vormingsconstanten Kf voor complexen (bijv. Cu2+ + 4 NH3 ⇌ [Cu(NH3)4]2+).
Industriële processen: optimalisatie van condities voor maximale opbrengst (bijv. Haber‑proces voor NH3‑synthese).

Beperkingen en praktische aandachtspunten

Voor niet‑ideale oplossingen moet men activiteitcoëfficiënten gebruiken; anders geven concentraties alleen benaderende waarden.
Zuivere vaste stoffen en vloeistoffen worden in de K‑uitdrukking meestal weggelaten omdat hun activiteit ≈ 1.
Evenwichtsconstanten zijn alleen geldig bij de gegeven temperatuur — bij temperatuurverandering verandert K.

Samenvattend: de evenwichtsconstante K is een fundamenteel hulpmiddel om chemische evenwichten te kwantificeren en voorspellingen te doen over de samenstelling van een systeem bij evenwicht. Door gebruik te maken van uitdrukkingen met concentraties, drukken of activiteiten, de relatie met ΔG° en de methoden om evenwichtswaarden te berekenen, kan K breed toegepast worden in analytische chemie, industriële processen en oplossingschemie.

Evenwichtsconstante van een reactie

Voor een algemeen chemisch evenwicht

α A + β B . . . σ S + τ T . . . {\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...} $\alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...$

kan de evenwichtsconstante worden gedefinieerd door

K = { S } σ { T } τ . . . { A } α { B } β . . . {\displaystyle K={frac {{S}}^{sigma}{{T}}^{tau }...}{{A}}^{alpha }{{B}}^{beta }...}}} $K={\frac {{\{S\}}^{\sigma }{\{T\}}^{\tau }...}{{\{A\}}^{\alpha }{\{B\}}^{\beta }...}}$

waarbij {A} de activiteit is van de chemische soort A, enz. (activiteit is een dimensieloze grootheid). Het is gebruikelijk om de activiteiten van de producten in de teller en die van de reactanten in de noemer te plaatsen.

Voor evenwichten in oplossing is de activiteit het product van de concentratie en de activiteitscoëfficiënt. De meeste chemici bepalen evenwichtsconstanten in een oplossing met een hoge ionensterkte. In oplossingen met een hoge sterkte verandert het quotiënt van de activiteitscoëfficiënten zeer weinig. De evenwichtsconstante wordt dus gedefinieerd als een concentratiequotiënt:

K c = [ S ] σ [ T ] τ . . . [A ] α [ B ] β . . . {\displaystyle K_{c}={frac {{[S]}^{{{[T]}^{{{{{{[A]}^{{{{{{[B]}^{{{{{{[B]}...}}}) $K_{c}={\frac {{[S]}^{\sigma }{[T]}^{\tau }...}{{[A]}^{\alpha }{[B]}^{\beta }...}}$

De waarde van K_c zal echter afhangen van de ionische sterkte. (De vierkante haakjes betekenen de concentratie van A, B enzovoort).

Dit is een eenvoudig idee. In een evenwicht kunnen atomen combineren of uiteenvallen omdat de reactie in beide richtingen kan werken. Om de reactie te laten werken, moeten alle delen aanwezig zijn om te combineren. Dit zal eerder gebeuren als de reactanten een hogere concentratie hebben. Dus worden de concentraties van alle benodigde onderdelen met elkaar vermenigvuldigd om de kans te krijgen dat ze zich voor de reactie op dezelfde plaats bevinden. (Als voor de reactie twee moleculen van een bepaalde verbinding nodig zijn, wordt de concentratie van die verbinding in het kwadraat berekend). De andere kant op worden alle concentraties van die noodzakelijke onderdelen met elkaar vermenigvuldigd om de kans te krijgen dat ze zich op dezelfde plaats bevinden om in tegengestelde richting te reageren. De verhouding tussen deze twee getallen geeft aan hoe populair elke kant van de reactie zal zijn wanneer het evenwicht is bereikt. Een evenwichtsconstante van 1 betekent dat beide kanten even populair zijn. Chemici voeren experimenten uit om de evenwichtsconstante van verschillende reacties te meten.

Er is een verband tussen de vrije energie van Gibbs (Δ G) $\Delta G$ en de evenwichtsconstante,

Δ G = - R T ln K {\displaystyle \Delta G=-RT\ln K} $\Delta G=-RT\ln K$

Hierbij is R $R$ de universele gasconstante en T $T$ de temperatuur.

Verband tussen K p {{p}} en K c {{c}}

Uit de ideale gaswet weten we dat,

P V = n R T {Displaystyle PV=nRT,}. $PV=nRT\,$

Of,

n V = P R T {frac {n}{V}}={frac {P}{RT}}} ${\frac {n}{V}}={\frac {P}{RT}}$

Dus, concentratie (zoals concentratie C = n V $C={\frac {n}{V}}$ ), C = P R T (zoals concentratie C={P}{RT}}}). $C={\frac {P}{RT}}$

Hierbij is P $P$ de druk, V $V$ het volume, n het aantal mol gas, R $R$ de universele gasconstante en T $T$ de temperatuur. Dus,

[A B ] [ A ] [ B ] = P A B R T P A R T P B R T {\displaystyle {\frac {[AB]}{[A][B]}}={{\frac {P_{AB}}{RT}}{{\frac {P_{A}}{RT}}{{{\frac {P_{B}}{RT}}}}} ${\frac {[AB]}{[A][B]}}={\frac {\frac {P_{AB}}{RT}}{{\frac {P_{A}}{RT}}{\frac {P_{B}}{RT}}}}$

Of,

K c = P A B P A P B × R T 1 + 1 - 1 {\displaystyle K_{c}={{frac {P_{AB}}{P_{A}{P_{B}}}} maal {RT}^{1+1-1}} $K_{c}={\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}\times {RT}^{1+1-1}$

Hierbij is P X {{X}} $P_{X}$ de partiële druk van X {{X}} $X$ .

Als,

P A B P A P B = K p {\frac {P_{AB}}{P_{A}}{P_{B}}}}=K_{p}} ${\frac {P_{AB}}{{P_{A}}{P_{B}}}}=K_{p}$

Dan,

K c ( R T ) - 1 - 1 + 1 = K p {\displaystyle K_{c}{(RT)}^{-1-1+1}=K_{p}} $K_{c}{(RT)}^{-1-1+1}=K_{p}$

Hierbij is K p {K_{p}} $K_{p}$ de evenwichtsconstante in termen van partiële druk.

In ditzelfde proces,

α A + β B . . . σ S + τ T . . . {\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...} $\alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...$

Voor de bovenstaande reactie,

K c ( R T ) - α - β . . . + σ + τ . . . = K p = p S σ p T τ . . . p A α p B β . . . {K_{c}{(RT)}^{-alfa -beta ...+sigma +tau ...}=K_{p}={p_{mathrm {S} }^{sigma }{p_{mathrm {T}} }^{\tau }...}{p_{mathrm {A} }^{{alpha }{p_{mathrm {B}} }}^{beta }...}} $K_{c}{(RT)}^{-\alpha -\beta ...+\sigma +\tau ...}=K_{p}={\frac {{p_{\mathrm {S} }}^{\sigma }{p_{\mathrm {T} }}^{\tau }...}{{p_{\mathrm {A} }}^{\alpha }{p_{\mathrm {B} }}^{\beta }...}}$

De relatie tussen K c {{c}} $K_{c}$ en K p {{p}} $K_{p}$ is dus,

K c ( R T ) Δ n = K p {Displaystyle K_{c}{(RT)}^{{Delta n}=K_{p}} $K_{c}{(RT)}^{\Delta n}=K_{p}$

Hierbij is Δ n {Delta n} $\Delta n$ het aantal mol gas aan de productzijde minus het aantal mol gas aan de reactantzijde in de evenwichtige reactie.

Vragen en antwoorden

V: Wat is een evenwichtsconstante?

A: Een evenwichtsconstante is een wiskundige grootheid die de verhouding tussen producten en reactanten van een reactie bij chemisch evenwicht uitdrukt met betrekking tot een specifieke eenheid.

V: Hoe kunnen wij een evenwichtsconstante gebruiken?

A: Wij kunnen een evenwichtsconstante gebruiken om te begrijpen of de reactie bij evenwicht een hogere concentratie producten of reactanten neigt te hebben, en om te bepalen of de reactie al in evenwicht is.

V: Wat zijn enkele voorbeelden van verschillende soorten evenwichtsconstanten?

A: Dissociatieconstanten zijn een voorbeeld van verschillende soorten evenwichtsconstanten die relaties geven tussen de producten en de reactanten van een chemische reactie bij chemisch evenwicht in termen van verschillende eenheden.

V: Wat meet een evenwichtsconstante?

A: Een evenwichtsconstante meet de relatie tussen producten en reactanten in een chemische reactie bij chemisch evenwicht met betrekking tot een specifieke eenheid.

V: Hoe weten we wanneer een reactie al in evenwicht is?

Antwoord: Wij kunnen een evenwichtsconstante gebruiken om te bepalen of de reactie al in evenwicht is.

V: Wat betekent het dat iets "in evenwicht" is?

A: At equilibrium betekent dat er geen nettoverandering in concentraties optreedt in de tijd - alle componenten blijven in evenwicht, dus er treden reacties op, maar die worden in evenwicht gehouden door omgekeerde reacties die tegelijkertijd optreden.

Schrijver

AlegsaOnline.com - Evenwichtsconstante - Leandro Alegsa

Aanmaakdatum: 21 november 2020
Laatste update: 2 februari 2026

URL: https://nl.alegsaonline.com/art/31826