Reactions an Equilibrium
Eller reaktioner och jämvikt
Hittills har vi framför allt behandlat reaktioner
som fortgår tills en av reaktanterna tar slut.
Men i avsnittet om syror och baser tittade ni
antagligen också på reaktioner som avstannade
innan reaktanterna förbrukats.
När en svag syra löses i vatten, ex ättiksyra, HAc,
startar en protolysreaktion som snart avstannar.
Det är ju bara en lite del av svaga syror som
protolyseras. (själva definitionen för svaga LewisBrønstedt - syror)
I själva verket är det så att reaktionen fortgår, hela
tiden, men den går både fram och tillbaka, lika
snabbt i båda riktningarna.
Reversibla reaktioner
Protolysen av ättiksyra i vatten är en reversibel reaktion,
som går åt båda hållen.
HAc + H2O ⇔ Ac- + H3O+
För reversibla reaktioner gäller att A + B C + D sker
samtidigt som C + D A + B. Man markerar detta med en
reaktionspil som går åt båda hållen, ⇔ eller
Jämvikt råder då reaktionshastigheten är lika hög som
reaktionshastigheten åt vänster
I fallet med ättiksyran i vatten råder jämvikt när HAc +
H2O Ac- + H3O+, går lika snabbt som Ac- + H3O+
HAc + H2O
Reversibla reaktioner går till
jämvikt
Om vi tänker oss att ämne A låts reagera
med ämne B för att bilda ämnena C och D,
alltså A + B ⇔ C + D
Vi har ju sett tidigare att hastigheten för en
reaktion är koncentrationsberoende. Så
hastigheten åt höger kan vi skriva som:
v1 = k1 x [A] x [B], för från början har vi ju
inga produkter C och D
Eftersom ämnena A och B förbrukas under
reaktionens gång, minskar dess koncentration och
reaktionshastigheten åt höger minskar. Se fig. 3.4
på s. 33
För reaktionen åt vänster kan vi skriva hastigheten
som: v2 = k2 x[C] x [D]. Från början är den lika
med noll eftersom det inte finns några produkter C
och D. Men allt eftersom reaktionen går åt höger,
skapas ju C och D och reaktionen åt vänster går
därmed snabbar och snabbare.
Jämvikt
Råder då v1 = v2
Reaktionerna fortsätter alltså att gå, både åt
höger och åt vänster, lika snabbt. Ämnena
skapas och förbrukas alltså med samma
hastighet och koncentrationerna av ämnena
håller sig därmed konstant.
Man säger att jämvikten är dynamisk
Jämviktskonstanten
Reaktioners reversibilitet uttrycks med
jämviktsekvationen, som är giltig endast när jämvikt
inträtt!
Ämnenas koncentrationer betecknas med indexet j, vid
jämvikt. För vår reaktion A + B ⇔ C + D, utrycks
koncentrationerna vid jämvikt [A]j, [B]j, [C]j och [D]j.
Då kan vi skriva:
v1 = k1 x [A]j x [B]j
v2 = k2 x [C]j x [D]j
Vid jämvikt är v1 =v2 och vi kan skriva:
k1 x [A]j x [B]j = k2 x [C]j x [D]j
Eller:
Där K = k1/k2
För reaktionen ovan är alla koefficienter framför ämnena 1.
Så är ju sällan fallet. Om vi antar vi istället har
aA + bB ⇔ cC och dD, så kan vi skriva :
Reaktionsformelns koefficienter blir exponenter för
koncentrationerna i jämviktsekvationen.
Eftersom jämviktkonstanten K, bara gäller vid jämvikt, är
det egentligen inte alltid nödvändigt med indexet j.
För jämviktskonstanten gäller även
Att varje reversibel reaktion har sin
speciella jämviktskonstant.
Jämviktskonstanten är temperaturberoende.
Konstanten är oberoende av hur jämvikten
uppnås, ex vilka ämnen man startar med
eller deltagande av katalysator
Enheten
Enheten på jämviktskonstanten är beroende
av de reaktionsformelns koefficienter, så
glöm nu inte att enhetsoperera!!!
Koncentrationskvoten
Om man känner koncentrationskvoten, K,
för en reversibel reaktion, borde man kunna
kolla om reaktionen uppnått jämviktsläget
eller inte
Kvoten
borde gå at beräkna, oavsett om systemet
uppnått jämvikt eller inte, bara vi kan mäta
koncentrationerna.
För reaktionen A + B C + D blir
koncentrationskvoten, Q
Om Q skiljer sig från K är system alltså inte i
jämvikt.
Men det strävar efter att uppnå jämvikt. Man kan
alltså avgöra åt vilket håll reaktionen går, eller
vilken av hastigheterna åt höger och vänster som
är störst.
Reaktionen med den största hastigheten ger en
nettoreaktion. Åt det hållet fortgår reaktionen till
jämvikt inställer sig.
Om Q är mindre än K, går nettoreaktionen
åt höger
Om Q = K är systemet i jämvikt
Om Q är större än K, går nettoreaktionen ät
vänster
Vad ska man med den vetskapen till då?
Jo, tex. kan vissa reaktanter vara mycket dyra. Då
vill man ju att de så långt som möjligt reagera till
den sökta produkten och inte finns kvar som
reaktant i jämviktsblandningen.
Om man kan ”störa en jämvikt” så att mer
produkter bildas, så skulle man kunna spara
pengar =)
Koncentrationen
Om man, till en reaktion där jämvikt ställt in sig,
tillför mer av någon av reaktanterna, kan man
förskjuta jämviktsläget mot produktsidan.
Omedelbart då man tillsätter en av reaktanterna
ger koncentrationskvoten Q ett värde skiljt från K.
En nettoreaktion kommer driv systemet till
jämvikt igen. Så att Q närmar sig och blir lika med
K.
Tryck
På samma sätt kan jämviktsläget förskjutas
med hjälp av en tryckförändring.
En tryckförändring på verkar
koncentrationen, särskilt i gasformiga
system.
Titta på reaktionen. N2 + 3H2 ⇔ 2NH3
Koncentrationskvoten ser ut såhär:
Om vi minskar volymen till hälften,
kommer det totala trycket att fördubblas
Om volymen halveras kommer
koncentrationerna att dubblas.
Kommer då tryckändringen påverka
jämviktsläget?
Vi tittar på den reversibla reaktionen
aA + bB ⇔ cC, blir jämviktsekvationen
Om vi halverade volymen dubblade
trycket dubblade koncentrationen, blir
jämviktsekvationen
Om vi låter reaktionen vara
N2 + 3H2 ⇔ 2NH3, kommer vi vid trycket från början få
Och vid volymhalveringen tryckfördubblingen
koncentrationsfördubblingen får vi
Nettoreaktionen kommer gå åt det håll som för Q närmare
K. I fallen med tryckförändring kommer det bli åt det håll
där det finns minst gasformiga ämnen. Gastrycket är ju
proportionellt mot substansmängden (pV = nRT)
I fallet vi såg nyss där Q < K kommer reaktionen gå åt
höger. Om vi tittar på reaktionen kan man förstå det då
färre gaspartiklar finns på produktsidan än på reaktantsidan
För koncentrations- och tryckförändringar ändras
inte K. En förändring ger upphov till Q, men en
nettoreaktion ställer in jämvikten igen och Q går
mot K
Förändrar man däremot temperaturen kommer K
förändras.
Om reaktionen mot höger är endoterm kommer K
öka med stigande temperatur. Jämviktsläget
förskjuts åt höger.
Om reaktionen åt höger är exoterm, kommer K
minska med en temperaturökning. Jämvikten
förskjuts åt vänster.
Le Chateliers princip
Det vi tittade på, om att göra förändringar i
jämviktsystem, sammanfattas i Le
Chateliers princip:
Om man gör en förändring i ett system i
jämvikt, sker en nettoreaktion som går i den
riktning som motvärkar ändringen
