sciencetalk

hallo,

ik heb hier een vergelijking :

N2O4 <=> 2 NO2

waarvan de concentratie van N2O4 = 1.00 M (mol/l)

NO2 = 0 M

-> dat zijn de beginconcentraties.

De eindconcentraties zijn N2O4 = 0.80M (mol/l)

NO2 = 0.40 M

We berekenen de Kc = ([NO2]^2)(*eind*) / [N2O4](*eind*) = 0.20 M

Als we 1 mol NO2 per liter toevoegen dan krijgen we een

Qc = (0.40 + 1.00 ) ^2 /0.80 = 2.45 mol / l

Qc > Kc

Dus ontstaat er een evolutie naar een nieuw evenwichtssituatie:

Kc = ( 0.40 + 1.00 - 2X)^2 / (0.80+x)

Zo kunnen de x dan uitwerken....

Mijn vraag is hoe je aan die 2 X komt ?? is dat door middel van u eindproduct (NO2) dat het 2 keer voorkomt ?

Een andere vraag: kan men de eindconcentraties bepalen als men de beginconcentraties heeft ? dus de eindconcentraties berekenen ?? ik denk het niet maar ik ben niet zeker

Dank op voorhand

groeten

phb schreef:N2O4 <=> 2 NO2

cN2O4 = 1.00 M (mol/l)

c NO2 = 0 M

-> dat zijn de beginconcentraties.

[N2O4] = 0.80M (mol/l)

[NO2] = 0.40 M

We berekenen de Kc = ([NO2]^2)(*eind*) / [N2O4](*eind*) = 0.20 M

Als we 1 mol NO2 per liter toevoegen dan krijgen we een

Qc = (0.40 + 1.00 ) ^2 /0.80 = 2.45 mol / l

Qc > Kc

Dus ontstaat er een evolutie naar een nieuw evenwichtssituatie:

Kc = ( 0.40 + 1.00 - 2X)^2 / (0.80+x)

Zo kunnen de x dan uitwerken....

Mijn vraag is hoe je aan die 2 X komt ?? is dat door middel van u eindproduct (NO2) dat het 2 keer voorkomt ?

Een andere vraag: kan men de eindconcentraties bepalen als men de beginconcentraties heeft ? dus de eindconcentraties berekenen ?? ik denk het niet maar ik ben niet zeker

N2O4 <=> 2 NO2

Qc = (0.40 + 1.00 ) ^2 /0.80 = 2.45 mol / l

Qc > Kc

Vermits Qc groter dan Kc is, is er een reactie naar links vooraleer er een evenwicht te bekomen is.

Als we NO2 toevoegen zal het systeem zo reageren dat het deze verandering tegenwerkt. (principe van Le Chatelier).

Er wordt dus meer NO2 gevormd...

De kc bekomen we door het product van de evenwichtsconcentraties van het rechterlid te delen door deze van het linkerlid. Er dient hierbij rekening te worden gehouden met de voorgetallen zoals correct genoteerd in de reactievergelijking. (2 is dus een kwadraat, 5 zou tot de 5de macht zijn, etc.)

ps:

Het gebruik van [] duid op een evenwichtsconcentratie, het is dus niet altijd nodig om eind te schrijven, omdat we in feite een dynamisch evenwicht hebben.

Kc en Qc hebben geen eenheden, omdat je zowel in de teller als de noemer deze kunt wegschrappen.

vermits er rechts 2 mol NO2 weg reageert per gevorm N2O4 molecule moeten we rechts -2x mol/l laten reageren om links +x mol/l te bekomen.

Als dit niet duidelijk is, zou je beter de reactie eerst nog eens overnemen er in stappen werken.

Stap 1: het evenwicht (evenwichtsconcentraties van alle componenten noteren (mol/l)

stap 2: verstoring noteren. (mol/l)

stap 3: verstoring en evenwichtsconcentratie optellen.

stap 4: Qc (of Qp) berekenen en vergelijken met Kc (of Kp), om zo te weten welke reactie opgaat. (Le Chatelier)

stap 5: reactie noteren. (rekening houdend met de stochiometrische verhoudingen. Dus als hier 2 moleculen NO2 interageren tot 1 molecule N2O4, schrijf je respectievelijk 1,40 - 2x en 0,80+x.

Stap 6: X isoleren uit vergelijking en tenslotte concentraties hiermee berekenen (0,80 + x en 1,40 -2x).

STAP 7: Vermits Kc een constante bij een bepaalde temperatuur voor een bepaalde reactie is, kan je hiermee eventjes controleren of je wel een juiste oplossing hebt bekomen.

Dus al je de Kc of Kp waarde kent, en je kent de beginconcentraties kun je aan de hand van de Qc/Qp waarde en de reactie de eindconcentraties berekenen.

Hopelijk ben je hiermee geholpen?

Succes!

aaah ok

ik heb de uitleg zeer goed begrepen,

zeer veel dank hiervoor !!

groeten

phil