Lektionssammanfattning Kemisk Jämvikt
Kemisk jämvikt
(enligt Wikipedia)
Kemisk jämvikt (equilibrium) är då en kemisk reaktion äger rum med samma reaktionshastighet
som dess motsatta reaktion; reaktionshastigheten för den framåtskridande och den bakåtskridande
reaktionen är lika, och koncentrationen av reaktanter och produkter är konstant, därmed inte sagt att
de måste vara samma. När detta skett, sker ingen förändring i proportionen, d.v.s. koncentrationerna
hos de olika föreningarna, och det verkar som om reaktionen upphör att fortskrida. Dock fortsätter
det framåt- och bakåtskridande reaktionerna att äga rum vid samma hastighet. Utan tillsatt energi,
fortsätter alltid en kemisk reaktion till dess att en jämvikt uppnåtts. Kemisk jämvikt är ett exempel
på dynamisk jämvikt.
Ett vanligt exempel på en kemisk jämvikt är Haber–Bosch-metoden, där väte och kväve bildar
ammoniak. Jämvikten nås då hastigheten av bildandet av ammoniak är lika stor som dess
sönderdelning i väte och kväve.
Jämviktspilar
Anta att a mol av ämnet A reagerar med b mol av ämnet B och bildar c mol av ämnet C samt d mol
av ämnet D. För att visa att en reaktionsformel för denna reaktion är i jämvikt används en dubbel
reaktionspil istället för en enkel reaktionspil (→). Det finns två typer av dubbla reaktionspilar som
används: dubbelpilen (⇄) eller "dubbelharpunen" (⇌):
aA + bB ⇄ cC + dD
eller
aA + bB ⇌ cC + dD
Då jämvikt råder finns ett konstant förhållande mellan produkternas (C och D) och reaktanternas (A
och B) aktiviteter. Detta tillstånd beskrivs av jämviktskonstanten.
Nu är det så att när vi pratar om jämvikter så begränsar vi oss till koncentrationer och överlämnar
begreppet aktiviteter till högskolorna och universiteten.
Så vi säger istället:
Då jämvikt råder finns ett konstant förhållande mellan produkternas (C och D) och reaktanternas (A
och B) koncentrationer. Detta tillstånd beskrivs av jämviktskonstanten.
Olika typer av jämvikter
Kemiska jämvikter kan delas upp i homogena jämvikter och heterogena jämvikter.
Heterogena jämvikter
Heterogena jämvikter är jämvikter mellan ämnen i olika faser, såsom mellan ett fast ämne och dess
upplösta form. Vi återkommer till dessa senare.
Homogena jämvikter
Homogena jämvikter äger rum i samma fas, vilket i de vanligaste fallen innebär att samtliga
deltagande ämnen är gaser (gasjämvikter), eller alla upplösta i samma vätska, men även fasta
jämvikter är tänkbara, fast reaktionerna är betydligt långsammare i det fasta tillståndet.
Som exempel på gasjämvikter brukar jämvikten nedan ges:
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Samtliga tre ämnen är här gaser. Reaktionen från vänster till höger går fortare ju större
koncentration dessa båda ämnen har, medan reaktionen från höger går fortare ju större
koncentration vätejodid har. Dessa båda reaktioner motverkar varandra, och när jämvikt uppnåtts,
går reaktionerna åt båda håll lika fort.
Som vi såg i avsnittet om reaktioners hastighet kan vi uttrycka hastigheten för reaktionen åt höger
på följande sätt:
v(höger) = k(höger) · [H2] · [I2]
på motsvarande sätt kan vi uttrycka reaktionen åt vänster, nämligen:
v(vänster) = k(vänster) · [HI]2
Då hastigheterna blivit lika stora gäller följande:
v(höger) = v(vänster)
vilket ger:
k(höger) · [H2] · [I2] = k(vänster) · [HI]2
Förenkling av uttrycket ger:
2
k (höger)
[HI]
=
k(vänster) [H 2 ]⋅[I 2 ]
där proportionalitetskonstanterna
k (höger)
kan sammanfattas till K.
k(vänster)
Förhållandet mellan produkter och reaktanter i den här reaktionen kan då beskrivas med en
jämviktskonstant som definieras på följande sätt:
K=
[ HI ]2
[ H 2 ]⋅[ I 2 ]
Om vi nu tittar på vilken reaktion som helst, där substansmängd a av reaktant A, substansmängd b
av reaktant B och så vidare reagerar med varandra och bildar jämvikt med substansmängd f av
produkt F och substansmängd g av produkt G och så vidare, enligt:
a A(g) + b B(g) + … ⇌ f F(g) + g G(g) + …
så gäller följande jämviktsvillkor för reaktionen.
f
g
[ F ] ⋅[ G ] ⋅. ..
mol
( f+g+. . .− (a+b+. . .) )
K=
med enheten M
eller
a
b
dm 3
[ A ] ⋅[ B ] ⋅. . .
( )
( f+g+. . .−( a+b+ . . . ) )
Ekvationen kallas Massverkans Lag och formulerades första gången år 1864 av de norske
kemisterna Cato Maximilian Guldberg och Peter Waage.
Till en början skall vi endast titta på homogena jämvikter, det vill säga alla, i reaktionen deltagande
reaktanter och produkter, befinner sig antingen i samma gasfas eller i samma lösning.
Kemiska jämvikter är så kallade dynamiska jämvikter, vilket betyder att trots att reaktanternas och
produkternas koncentrationer är konstanta vid konstant temperatur och tryck, så sker oavbrutet en
reaktion där produkter bildas och en reaktion där reaktanter återbildas.
Vi ska titta än en gång på reaktionen
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
(1)
Massverkans Lag eller jämviktsvillkoret för reaktionen skrev vi
2
K 1=
[ HI ]
[ H 2 ]⋅[ I 2 ]
Jämviktskonstanten K1 som vi beräknar på det viset saknar i det här fallet enhet.
Reaktionen ovan kan vi även skriva på det omvända sättet
2HI(g) ⇌ H2(g) + I2(g)
(2)
Massverkans Lag eller jämviktsvillkoret för denna reaktion skriver vi
K 2=
[ I 2 ]⋅[ H 2 ]
[ HI ]
2
Jämviktskonstanten K2 som vi beräknar på det viset saknar även den enhet.
Om det nu är så att vi avser samma reaktion (1) och (2) under samma förhållanden det vill säga
samma temperatur och samma tryck, så finns det ett samband mellan jämviktskonstanterna,
nämligen
antingen K 1 =
1
1
eller K 2=
K2
K1
Nu kan du pröva dina vingar genom att ställa upp jämviktsvillkoret för följande reaktioner. Glöm
inte enheten.
a) N2O4(g)
b) H2(g) + I2(g)
c) SO2(g) + Cl2(g)
d) CO(g) + 2H2(g)
e) C2H4(g) + H2(g)
⇌
⇌
⇌
⇌
⇌
2NO2(g)
2HI(g)
SO2Cl2(g)
CH3OH(g)
C2H6(g)
I nästa övning gäller det att bestämma jämviktskonstanten för den omvända jämvikten
⇌
a) PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
Jämviktskonstanten för reaktionen är 0,010 mol/dm3.
b) 2NO2(g)
⇌
2NO(g) + O2(g)
Jämviktskonstanten K = 0,50 mol/dm3 vid 350 oC och 800 kPa.
Vi ska nu titta på hur man kan påverka en jämviktsreaktion.
Ändringar vi kan göra i en jämvikt:
ändra reaktanternas koncentrationer
ändra produkternas koncentrationerna
ändra trycket i reaktionskärlet
ändra volymen i reaktionskärlet
tillsätta en lämplig katalysator
ändra temperaturen i reaktionskärlet.
Det vi kan säga redan nu är att all påverkan på en jämviktsreaktion förutom temperaturen leder till
samma konstanta förhållande mellan produkternas koncentrationer och reaktanternas
koncentrationer som innan påverkan startade.
Koncentrationsändringar
Vi tar reaktionen mellan vätgas och kvävgas som exempel.
3 H2(g) + N2(g)
⇌
2 NH3(g)
Vi antar att vid jämvikt innehåller blandningen av dessa tre ämnen vardera 1,0 mol/dm3.
Massverkans Lag ger oss
2
[ NH 3 ]
( 1,0 M ) 2
−2
=KM
vilket
ger
=1,0 M −2
3
3
( ( 1,0 M ) ⋅( 1,0 M ) )
( [ H 2 ] ⋅[ N 2 ] )
Om vi nu ökar koncentrationen för vätgas till det dubbla, dvs. 2,0 mol/dm3 får vi följande
2
[ NH 3 ]
( 1,0 M ) 2
1 −2
−2
=QM
vilket
ger
=
M
3
3
8
(
(
2,0
M
)
⋅
(
1,0
M
)
)
H
⋅
N
([ 2 ] [ 2 ])
Eftersom vi gjorde en ändring i en jämviktsreaktion så kan vi inte längre kalla kvoten vi beräknade
för K utan vi kallar den för Q. Vi vet ju inte med bestämdhet om reaktionen fortfarande är i jämvikt
eller inte.
Som jag skrev tidigare så påverkas en reaktions jämviktskonstant inte av t.ex.
koncentrationsändringar. Alltså måste reaktionen försöka att motverka min koncentrationsändring
på så sätt att samma konstanta förhållande uppnås igen.
Q<K vilket innebär att Q kommer att öka tills det uppnår samma värde som K
Det kan Q göra genom att reaktionen förskjuts åt höger dvs. det bildas mer ammoniak och
vätgasmängden och kvävgasmängden minskar i motsvarande grad.
3 H2(g)
N2(g)
⇌
2 NH3(g)
Vid jämvikt
1,0 M
1,0 M
⇌
1,0 M
Koncentrationsändringen
2,0 M
1,0 M
⇌
1,0 M
Förändringen
-3x M
-x M
⇌
+2x M
Ny jämvikt
(2,0 – 3x) M
(1,0 – x) M
⇌
(1,0 + 2x) M
2
[ NH 3 ] =1M−2 vilket ger
( ( 1,0+2,0 x ) M )2
=1M−2
3
3
(( ( 2,0−3x ) M ) ⋅( ( 1,0−x ) M ) )
( [ H 2 ] ⋅[ N 2 ] )
Visserligen ser ekvationen inte särskilt trevligt ut för vi ser redan nu att vi kommer att tampas med
en fjärdegradsekvation, men den är fullt lösbart.
Fast vi ska inte göra det nu :)
På motsvarande sätt påverkas naturligtvis jämvikten även av andra koncentrationsändringar.
Tryck eller volymändringar
Vi tar samma reaktion mellan vätgas och kvävgas som i förra exemplet.
⇌
3 H2(g) + N2(g)
2 NH3(g)
Vi antar att vid jämvikt innehåller blandningen 1,0 mol/dm3 vardera av dessa tre ämnen.
Massverkans Lag ger oss
2
[ NH 3 ] =KM −2 vilket ger
( 1,0 M ) 2
=1,0 M −2
3
3
( ( 1,0 M ) ⋅( 1,0 M ) )
( [ H 2 ] ⋅[ N 2 ] )
Nu ändrar vi trycket så att samtliga koncentrationer fördubblas. Vi skulle även kunna ändra
volymen så att samtliga koncentrationer fördubblas. Spelar liksom ingen roll :)
Detta ger oss
2
[ NH 3 ]
( 2,0 M )2
1 −2
−2
=QM
vilket
ger
=
M
3
3
4
(
(
2,0
M
)
⋅
(
2,0
M
)
)
H
⋅
N
([ 2 ] [ 2 ])
Återigen ser vi att
Q<K vilket innebär att Q kommer att öka tills det uppnår samma värde som K
3 H2(g)
N2(g)
⇌
2 NH3(g)
Vid jämvikt
1,0 M
1,0 M
⇌
1,0 M
Tryck- Volymändringen
2,0 M
2,0 M
⇌
2,0 M
Förändringen
-3x M
-x M
⇌
+2x M
Ny jämvikt
(2,0 – 3x) M
(2,0 – x) M
⇌
(2,0 + 2x) M
2
[ NH 3 ] =1M−2 vilket ger
( ( 2,0+ 2x ) M )2
=1M−2
3
3
(( ( 2,0−3x ) M ) ⋅( ( 2,0−x ) M ) )
( [ H 2 ] ⋅[ N 2 ] )
Vi ska inte lösa denna ekvation heller :) Men vi förstår principen :) Förhoppningsvis :))
Lämplig Katalysator
Sedan tidigare så vet vi att en lämplig katalysator påskyndar en möjlig reaktion.
Men om vi har en reaktion som redan befinner sig i jämvikt så är det så dags att tillsätta en
katalysator. Visserligen ökar reaktionshastigheten t.ex. åt höger men den åt vänster ökar lika mycket
så det bildas varken mer eller mindre av produkten.
En katalysator är det bara lönsamt att tillsätta i början av reaktioner så att man uppnår jämvikt
tidigare.
Tid är, som vi alla vet, pengar :))
Temperaturändringar
Slutligen ska vi titta på hur en temperaturändring påverkar en jämviktsreaktion.
Som jag skrev tidigare så påverkar temperaturändringar jämviktskonstantens storlek.
Frågan är bara hur?
Ändringen är helt och hållet beroende på om reaktionen åt höger är en exoterm eller en endoterm
reaktion.
Om du ökar temperaturen för en exoterm reaktion så kan du betrakta det som att du ökar
energikoncentrationen, vilket innebär att reaktionen svarar genom att går åt vänster, alltså
produkterna återbildar reaktanter.
Med andra ord kan man säga att en exoterm reaktion i jämvikt går åt det endoterma håller vid en
temperaturökning.
Man behandlar energi som om det vore en reaktant eller produkt.
Exempel
Reaktionen mellan vätgas och syrgas är, som alla vet, en exoterm reaktion dvs. ΔH< 0
⇌
2 H2(g) + O2(g)
2 H2O(g) + energi
Ökar vi temperaturen för jämvikten så kommer reaktionen att förskjutas till vänster,
vattenmolekyler sönderfaller alltså och det bildas mer vätgas och syrgas.
2
[ H 2O ]
K=
( [ H 2]2⋅[ O 2] )
Om vattenmolekyler sönderfaller och det bildas mer vätgas och syrgas så får vi en ny
jämviktskonstant som är mindre än den ursprungliga.
Några jämvikter vi kanske känner igen.
Jämvikten mellan näringsämneskoncentrationen i tarmen och i blodet.
Jämvikten mellan syrekoncentrationen i blodet, cellerna och lungorna.
Jämvikten mellan koldioxidkoncentrationen i blodet, cellerna och lungorna.
Jämvikten mellan koldioxidens, kolsyrans, vätekarbonatjonens och karbonatjonens koncentrationer
i alla kroppsvätskor. Samma gäller för fosforsyran och deras joner.
Jämvikten mellan vattenkoncentrationen i havet och i luften ovanför.
Man kan säga att ett ekosystem som är i balans är ett väv utav många olika jämvikter, där varje liten
enskild jämvikt påverkar helheten.
Tyvärr så anstränger vi oss alldeles för mycket för att störa dessa jämvikt :(
Le Chateliers princip enligt Wikipedia
Le Chateliers princip (efter den franske kemisten Henry Louis Le Chatelier) säger att
om ett kemiskt system, där jämvikt råder, påverkas av en förändring i koncentration, temperatur
eller totaltryck, kommer jämvikten ändras så att förändringen motverkas.
Med andra ord: En kemisk jämvikt drivs åt det håll där förändringen i tryck, temperatur eller
koncentration motverkas som mest. Åt vilket håll jämvikten går beror på mängden av reaktanter och
produkter och huruvida reaktionen är exoterm (ger ifrån sig energi) eller endoterm (absorberar
energi).
Le Chateliers princip är därför mycket användbar inom den kemiska industrin eftersom man, genom
att till exempel minska koncentrationen på produkten, kan styra jämvikten så att mer produkt kan
bildas.
Heterogena jämvikter.
Bland heterogena jämvikter ska vi titta närmare på dels löslighetsprodukten och dels
fördelningsjämvikten mellan två vätskefaser.
Om vi har ett svårlösligt salt som t.ex. silverklorid, AgCl, så betyder det inte att silverklorid inte
löser sig i vatten. Men det är bara små mängder av föreningen som delar upp sig i joner och hamnar
i själva lösningen.
Ett mått för lösligheten är jämviktskonstanten som kallas löslighetsprodukt och betecknas Ks där s
står för solubility. Vi ska snart titta på hur vi kan få användning för denna jämviktskonstanten.
Vidare finns ett begrepp som kallas löslighet och mäts i
g lösligt ämne
ml lösningsmedel
Lösningsmedlet är i regel vatten.
Då vi blandar en mängd silverklorid med vatten kan vi formulerar följande jämvikt.
AgCl(s)
⇌
Ag+ + Cl-
Även denna reaktion är en dynamisk jämviktsreaktion och därmed kan vi teckna massverkans lag
för reaktionen på följande sätt:
[ Ag+ ]⋅[Cl - ]
mol
=K
[ AgCl(s) ]
dm3
Eftersom koncentrationen av silverklorid i det fasta ämnet är konstant kan vi ställa om formeln
[ Ag+ ]⋅[Cl - ]=K⋅[ AgCl(s) ](
mol 2
)
dm 3
Det betyder att endast silverjonernas och kloridjonernas koncentrationer kan betraktas som
variabler.
Så när det gäller svårlösliga ämnen använder vi oss av en speciell form av massverkans lag
nämligen:
[ Ag+ ]⋅[Cl - ]=K s (
mol 2
)
dm 3
Där Ks kallas löslighetsprodukten och beräknas genom multiplikation av de lösta jonernas
koncentrationer.
Dessa löslighetsprodukter hittar du i välsorterade formelsamlingar och gäller vid 25 ºC.
Beroende på hur det svårlösliga saltet är sammansatt ändras också uttrycket för löslighetsprodukten
och konstantens enhet.
Till exempel löslighetsprodukten för silverkarbonat Ag2CO3.
Ag2CO3(s)
⇌
2 Ag+ + CO32-
[ Ag+ ]2⋅[CO 32- ]=K s (
mol 3
)
dm3
Eller löslighetsprodukten för aluminiumhydroxid Al(OH)3.
Al(OH)3(s)
⇌
Al3+ + 3 OH-
[ Al 3 + ]⋅[OH - ]3=K s(
mol 4
)
dm3
Eller till sist löslighetsprodukten för kalciumfosfat, Ca3(PO4)2.
Ca3(PO4)2(s)
⇌
3 Ca2+ + 2 PO43-
[Ca2 + ] 3⋅[ PO 43 - ]2 =K s (
mol 5
)
dm 3
Då man räknar med löslighetsprodukten är det alltså endast koncentrationerna av de joner som finns
i lösningen som är intressanta.
Om man känner till koncentrationerna av två joner i en och samma lösning, som skulle kunna bilda
ett svårlösligt ämne, det vill säga en fällning, och sedan beräknar produkten av deras
koncentrationer och den produkten visar sig vara mindre än löslighetsprodukten för det svårlösliga
ämnet bevisar det att lösningen är inte mättad och att det inte bildas fällning.
Är produkten däremot större än löslighetsprodukten så bildas en tydlig fällning.
Syra-Bas-Jämvikter
Det finns ytterligare en typ av jämvikter som vi ska ta upp innan vi känner oss nöjda. Nämligen
Syra-bas-jämvikter.
Den typen av jämvikter används huvudsakligen för svaga syror och baser.
Ett exempel på en svag syra är myrsyra, HCOOH. Myrsyra är en enprotonig syra och
protolysformeln ser ut som följer:
⇌
HCOOH + H2O
HCOO- + H3O+
Till synes uppför sig myrsyran som vilken syra som helst, men skillnaden är att den inte
protolyseras fullständigt.
Eftersom syrakoncentrationen i regel är liten och eftersom endast en liten del av syran protolyseras
anser vi koncentrationen för vatten i reaktionen att vara konstant. Det betyder att vi antar att
koncentrationen för vatten är i stort sätt den samma innan och efter protolysen.
Då skriver vi uttrycket för protolyskonstanten för myrsyran på följande sätt:
-
+
[ HCOO ]⋅[H 3 O ]
mol
=K a 3
[ HCOOH ]
dm
Som du ser har vi ett prefix i anslutning till jämviktskonstanten K nämligen a. Det innebär att det
inte handlar om en vanlig jämviktskonstant utan en så kallad syrakonstant.
Även dessa syrakonstanter hittar du i en välsorterad formelsamling och gäller för lösningar av svaga
syror med små koncentrationer vid 25 ºC.
Syrakonstanten för myrsyra är: Ka = 1,8 · 10-4 M.
Med hjälp av syra konstanten kan vi till exempel beräkna pH-värdet i en 0,10 M myrsyralösning.
HCOOH
+
H2O
⇌
HCOO-
+
H3O+
Innan
protolys
0,10 M
Konstant
0,0 M
0,0 M
Efter
protolys
(0,10-x) M
Konstant
xM
xM
Först skriver vi uttrycket för syrakonstanten och sedan sätter vi in våra värden.
[ HCOO- ]⋅[H 3 O + ]
mol
=K a 3
[ HCOOH ]
dm
x⋅x
-4
=1,8⋅10
0,10−x
Nu beräknar vi x
x = 0,00415 M
vilket är vätejonkoncentrationen i lösningen vid jämvikt.
Vi kan nu beräkna pH-värdet som är den negativa 10-logaritmen för vätejonkoncentrationen.
pH = 2,38
Om vi nu istället bereder en lösning med känd koncentration av en svag syra och sedan mäter
syralösningens pH-värde så kan vi beräkna syrakonstanten för den syran.
I exemplet använder vi oss av salpetersyrlighet, HNO2.
Vi bereder en lösning som har [HNO2] = 0,20 M och lösningens pH-värde bestämdes till 1,94.
Om pH-värdet är 1,94 så betyder det att [H+] = 10-1,94 M
HNO2
+
H2O
⇌
NO2-
+
H3O+
Innan
protolys
0,20 M
Konstant
0,0 M
0,0 M
Efter
protolys
(0,20-10-1,94) M
Konstant
10-1,94 M
10-1,94 M
Insättning i uttrycket för syrakonstanten ger:
[NO -2 ]⋅[H 3 O+ ]
mol
=K a 3
[ HNO2 ]
dm
10 -1,94⋅10-1,94
mol
=K a 3
-1,94
0,20−10
dm
Så enligt våra mätningar och beräkningar är syrakonstanten för HNO2 Ka = 7,0 · 10-4 M.
Vidare information och uppgifter hittar du i de övriga dokumenten på kemiwebbsidan under
rubriken ”kemisk jämvikt”.
