KEMISK JÄMVIKT

1(25)
KEMISK JÄMVIKT
GASJÄMVIKTER
MASSVERKANS LAG
Kemiska reaktioner är i regel reversibla, dvs. de kan gå i båda riktningarna.
I ett slutet tomt kärl införs den färglösa gasen dikvävetetroxid, N2O4. Denna gasen
sönderfaller till den rödbruna gasen kvävedioxid, NO2.
N2O4(g)  2 NO2(g)
Man kan enkelt följa reaktionen genom att studera hur färgen förändras med tiden. I början är
koncentrationen av N2O4 stor och det finns då många molekyler som kan sönderfalla och
reaktionen går relativt fort. När koncentrationen sjunker eftersom N2O4 har sönderdelats
sjunker reaktionshastigheten.
Figur 1. Sönderfall av gasformigt N2O4 och samtidigt bildande av gasformigt NO2.
I ett annat slutet tomt kärl införs den den rödbruna gasen kvävedioxid, NO2. NO2 kan reagera
med sig själv och bildar då N2O4. 2 NO2(g)  N2O4(g)
Figur 2. Sönderfall av gasformigt NO2 och samtidigt bildande av gasformigt N2O4.
Till slut är hastigheterna för båda reaktionerna lika stora så att nybildandet av N 2O4 är lika
stort som sönderfallet. I båda kärlen har då jämvikt uppnåtts. Man kan därför säga att
reaktionerna är omvändbara eller reversibla. Detta kan åskådliggöras med en reaktionsformel
med dubbelriktade pilar.
LÅT 2009
2(25)
N2O4(g) ; 2 NO2(g)
Ingen av de två motsatta reaktionerna i en reversibel process kan gå till fullständighet.
Betrakta ett allmänt fall där ämnena A och B kan reagera och bilda ämnena C och D. Ämnena
C och D kan i sin tur reagera under bildning av ämnena A och B. Reaktionerna är således
reversibla. För enkelhets skull antar vi att alla koefficienter = 1.
Vi har då följande jämviktsformel: A + B ; C + D
Ämnena A och B införs i ett kärl och dessa ämnen bildar C och D. Med samma resonemang
som för jämvikten mellan N2O4 och NO2 kan vi sluta att från början är reaktionshastigheten åt
höger relativt stor men när koncentrationerna av C och D ökar så minskar
reaktionshastigheten. En konkurrerande reaktion uppträder där de bildade ämnena C och D
förbrukas under bildning av A och B dvs. reaktionen åt vänster. Reaktionshastigheten åt
vänster är från början = 0 men ökar med tiden. Så småningom har ett tillstånd uppnåtts där
reaktionen åt höger går lika fort som reaktionen åt vänster. Jämvikt har uppnåtts. Detta
betyder inte att reaktanternas och produkternas koncentrationer är lika utan bara att ämnena
bildas och förbrukas med samma hastighet. Men båda reaktionerna fortlöper även efter att
jämvikt uppnåtts. Vi har en dynamisk jämvikt (grek. dynamis = kraft) där två mot varandra
verkande processer pågår.
Jämviktsekvationen (som härleds på sidan 4) för reaktionen A + B ; C + D kan skrivas
K = Error! I denna ekvation är jämviktskonstanten enhetslös. Enheten är lika med 1.
Beteckningen [A], [B] osv. står för koncentration uttryckt i mol/dm3 för ämne A, B osv.
Antag att reaktionen istället fortlöper enligt E + F ; G + 2 H. Då blir jämviktsekvationen
K = Error! Denna ekvation har enheten mol/dm3 på jämviktskonstanten.
Vi ska studera en av de reaktioner som används i industrin för att producera vätgas som kan
användas vid ammoniakframställningen. Vid reaktionen produceras syntesgas genom att
vattenånga leds över glödande kol (i praktiken koks):
C(s) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)
Den bildade kolmonoxiden får sedan reagera vidare med mer vattenånga:
CO(g) + H2O(g) ; CO2(g) + H2(g)
För denna senare reaktion (som är en jämviktsreaktion) finns följande data:
Exempel
E1
1,0 mol kolmonoxid och 1,0 mol vattenånga förs in i ett 10,0 liters reaktionskärl.
Temperaturen är 800 K. När jämvikt uppnåtts har 0,65 mol koldioxid och 0,65 mol
vätgas bildats. Av kolmonoxid och vattenånga återstår då 0,35 mol vardera. Beräkna
ur dessa värden vid jämvikt hur stor jämviktskontanten är vid 800 K.
Jämviktskoncentrationerna beräknas: [CO] = [H2O] = 0,35/10 mol/dm3 = 0,035 mol/dm3.
[CO2] = [H2] = 0,65/10 mol/dm3 = 0,065 mol/dm3.
Jämviktsekvationen: K = Error! = Error! = 3,449 (enhetslös)
E2
Hur påverkas jämvikten om istället 2,0 mol CO(g) och 1,0 mol H2O(g) införs i kärlet?
Jämviktskonstanten har oförändrat värde så länge temperaturen är konstant (se sidan
LÅT 2009
3(25)
5, 6 och 8). Genom jämförelse med föregående beräkning kan mängden bildad
CO2(g) och H2(g) beräknas. I exempel 1 utgick vi ifrån 1,0 mol CO(g) och 1,0 mol
H2O(g) varvid det bildades 0,65 mol av både koldioxid och vätgas. Det bildades lika
många mol av produkterna! Om någon av reaktanterna ökar för att vi sätter till mer av
den ena reaktanten ser vi att det fortfarande bildas lika många mol av båda
produkterna. Jämför med reaktionsformeln! Vi antar därför att x mol bildas av
koldioxid och att likaledes x mol bildas av vätgas. Kvar av våra utgångsmaterial har vi
då (2,0 - x) mol av CO(g) och (1,0 - x) mol av H2O(g). Omräkning till koncentrationer
fås genom division med volymen (10 l). Då alla ämnena i täljaren och nämnaren ska
divideras med 10 har vi en division med 10•10 = 100 i både täljaren och nämnaren.
Detta innebär därför i detta fallet att vi här kan ersätta koncentrationerna med
substansmängderna.
Insatt i jämviktsekvationen: K = 3,449 = Error! = Error!
Lösning av den bildade andragradsekvationen ger två lösningar: x1 = 0,8295 mol
och x2 = 3,395 mol. Eftersom alla koefficienter i reaktionsformeln = 1 samt hur
mycket utgångsmängderna var inser man att värdet x2 = 3,395 mol måste förkastas.
Det bildades alltså 0,83 mol vätgas och 0,83 mol koldioxid.
Slutsatsen av den ökade mängden reaktanter är alltså att mer produkt bildas. Vi kan ge
jämviktsekvationen ett nytt namn: Massverkans lag.
REVERSIBLA GASREAKTIONER
Ammoniak, NH3, kan framställas genom en kemisk reaktion mellan kvävgas och vätgas.
Följande reaktion sker:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)
För att reaktionen ska ske med märkbar hastighet måste en katalysator och förhöjd temperatur
användas. Vanligtvis används platina som katalysator vid försök i laboratorieskala.
Industriellt kan billigare katalysator utnyttjas. Därvid används blandningar av aluminiumoxid
och vissa andra ämnen t.ex. järn. En katalysator är ett ämne som ökar reaktionshastigheten.
Katalysatorn deltar inte själv i reaktion och förbrukas därvid inte. Ökad reaktionshastighet
gynnas dessutom av högre tryck och av högre koncentrationer av utgångsmaterialen. Vid
industriell framställning av ammoniak hålls temperaturen vid 450 - 500 °C och trycket i
reaktorn får bli 300 bar (30 MPa) eller mer.
Ammoniak sönderdelas å andra sidan till kvävgas och vätgas. Även här behövs högre
temperatur än rumstemperatur, en katalysator och förhöjt tryck för att reaktionen ska förlöpa
med en rimlig hastighet.
2 NH3(g)  N2(g) + 3 H2(g)
Det bildade ämnet ammoniak vid den första reaktionen är utgångsmaterialet vid den andra
reaktionen och utgångsmaterialen vid den första reaktionen är produkterna vid den andra.
N2(g) + 3 H2(g) ; 2 NH3(g)
Vi läser reaktionsformeln: 1 mol kvävgas och 3 mol vätgas står i jämvikt med 2 mol
ammoniak.
Vi har ett slutet kärl där vi inför kvävgas och vätgas i lämpliga proportioner. Reaktanterna i
blandningen får reagera med varandra i kärlet som hålls vid en viss konstant förhöjd
temperatur. En katalysator har också tillsatts och ett visst konstant tryck råder i kärlet.
LÅT 2009
4(25)
När reaktionen precis börjar finns ingen ammoniak. Men bildningshastigheten av ammoniak
är ganska stor men påverkas av hur mycket kväve och väte vi tillsatt.
Detta innebär att reaktionen åt höger (mot produkten ammoniak) dominerar. Men ju mer
ammoniak som bildas desto långsammare ökar halten av ammoniak. Den bildade
ammoniaken sönderdelas samtidigt till kvävgas och vätgas. Sönderdelningshastigheten
(sönderfallshastigheten) ökar allt eftersom koncentrationen av ammoniak ökar.
Så småningom uppkommer ett tillstånd där lika mycket ammoniak bildas som det
sönderdelas. Reaktionen åt höger är då lika stor som reaktionen åt vänster och jämvikt har
uppnåtts.
Figur 3. Reaktionshastigheter för ammoniak i reaktionen N2(g) + 3 H2(g) ; 2 NH3(g)
Bildandet av ammoniak är som störst precis när reaktionen börjar. Då finns det också som
mest av kvävgas och vätgas. Koncentrationen av reaktanterna inverkar således på hur fort
reaktionen går. När koncentrationerna av kvävgas och vätgas minskar så minskar också
bildandet av ammoniak.
Hastighetskonstanten, kH, för reaktionen åt höger tecknas:
kH = k1[N2][H2][H2][H2] = k1[N2][H2]3
dvs. proportionell mot koncentrationerna.
På samma sätt kan hastighetskonstanten, kV, för reaktionen åt vänster tecknas:
kV = k2[NH3]2
När jämvikt har uppnåtts går reaktionen åt höger lika fort som reaktionen åt vänster, dvs.
kH = kV
k1[N2][H2]3 = k2[NH3]2
eller Error! = Error! = K
(I)
där K = jämviktskonstanten för reaktionen. Insättning av enheten för koncentrationer i
jämviktsekvationen ger K = Error! = Error! = Error! eller Error!
Enheten beror således på jämvikten.
Ekvationen (I) som skrevs upp kallas för jämviktsekvationen.
Av ekvationen framgår att koncentrationerna av ingående ämnen påverkar jämvikten.
Däremot har jämviktskonstanten ett bestämt, konstant värde. Ingående ämnens koncentration
påverkar INTE konstantens värde utan bara jämviktsläget. Höga koncentrationer ger mer
produkt än om låga koncentrationer finns i blandningen.
LÅT 2009
5(25)
Konstantens värde påverkas däremot av temperaturen. Därför måste även temperaturen där
reaktionen sker kopplas till jämviktskonstanten.
Jämviktskonstantens enhet bestäms, som visades ovan, av vilken reaktion konstanten gäller
för.
Exempel
E 3. Vilken enhet har jämviktskonstanten för reaktionen där ammoniak sönderdelas till
vätgas och kvävgas?
Reaktionsformel: 2 NH3(g) ; N2(g) + 3 H2(g)
Jämviktsekvationen för denna process är:
K = Error!
Med insatta enheter fås K = Error! = Error!
Vi återvänder till ammoniakjämvikten för ytterligare diskussion. Genom att studera hur
reaktionshastigheten förändras med tiden i en blandning av vätgas och kvävgas kan följande
slutsatser erhållas.
Ur diagrammet figur 3 som beskriver reaktionshastigheter syns att bildningen av ammoniak är
hög när reaktionen startar men att hastigheten exponentiellt närmar sig ett konstant värde. På
samma sätt framgår det av diagrammet att sönderfallet av ammoniak är = 0 när reaktionen
startar. Det finns ju ingen ammoniak från början. Sedan ökar sakta sönderdelningshastigheten
till en hastighet som är lika stor som bildningen av ammoniak.
Ur diagrammet, figur 4, som beskriver hur koncentrationerna i reaktionsblandningen
förändras, syns att både vätgas och kvävgaskoncentrationerna sakta minskar med tiden och att
ammoniakkoncentrationen ökar till ett konstant värde. Av diagrammet framgår också att vid
jämvikt finns relativt stora mängder av utgångsmaterialet kvar.
Figur 4. Förändringen av koncentrationerna vid ammoniakjämvikten.
Ofta förutsätter man att kemiska reaktioner pågår tills någon reaktant helt förbrukats. Men så
är det inte alltid. Det finns många exempel på kemiska reaktioner som tycks stanna upp när
endast en mindre del av reaktanterna har omvandlats till produkter. Exempel på en sådan
reaktion är bildning av ammoniak ur grundämnena väte och kväve som beskrevs ovan.
N2(g) + 3H2(g) ; 2 H3(g).
Ytterligare exempel på reversibla reaktioner:
Bildning av vätejodid ur väte och jod: H2(g) + I2(g) ; 2 HI(g)
Oxidation av svaveldioxid till svaveltrioxid: 2 SO2(g) + O2(g) ; 2 SO3(g)
LÅT 2009
6(25)
Jämviktsekvation och jämviktskonstant.
När jämvikt har inträtt i ett system, ändras inte koncentrationerna. Vid jämvikt råder ett
samband mellan koncentrationerna som har formen av en ekvation, jämviktsekvationen.
För jämvikten N2(g) + 3H2(g) ; 2NH3(g) (bildning av ammoniak) blir jämviktsekvationen
Kbildn = Error!
Enheten för jämviktskonstanten Kbildn blir i detta fall Error!.
Om vi i stället betraktar jämvikten som sönderdelning av ammoniak, dvs.
2NH3(g) ; N2(g) + 3H2(g) blir jämviktsekvationen Ksönderfall = Error!
Enheten för jämviktskonstanten Ksönderfall blir i detta fall mol2/dm6 (se nederst sidan 4 samt
exempel 3).
Som framgår är jämviktskonstanten för reaktionen för bildning av ammoniak (Kbildn) lika
med det inverterade värdet av jämviktskonstanten för reaktionen då ammoniak sönderfaller
(Ksönderfall), dvs. Kbildn = Error!
För jämvikten H2(g) + I2(g) ; 2HI(g) blir jämviktsekvationen K = Error!
I detta fallet är enheten för K = 1 dvs. K är dimensionslös.
Allmänt gäller att för jämviktsreaktionen aA + bB ; cC + dD blir jämviktsekvationen K =
Error! där K har enheten (mol/dm3)(c+d-a-b).
Vid jämviktsberäkningar bör man alltid ange både jämviktsformeln och jämviktsekvationen
med tillhörande jämviktskonstant för den aktuella temperaturen.
Jämviktskonstantens värde för en viss jämvikt är konstant om temperaturen är konstant.
Ett stort värde på jämviktskonstanten betyder att jämvikten är förskjuten åt höger medan ett
litet värde på jämviktskonstanten betyder att jämvikten är förskjuten åt vänster. En jämviktskonstant talar inte om hur snabbt en reaktion sker. Även om jämviktskonstantens värde är
stort kan reaktionen vara extremt långsam vid en viss temperatur.
Jämviktslägets koncentrationsberoende.
Om man ändrar koncentrationen av ett partikelslag i en jämvikt, förskjuts jämvikten i en
sådan riktning att ändringen delvis motverkas.
Exempel
E 10.4 Betrakta jämvikten mellan svaveldioxid SO2, klorgas Cl2 och sulfonylklorid SO2Cl2.
Då gäller jämviktsformeln SO2 + Cl2 ; SO2Cl2 och jämviktsekvationen K = Error!
Systemet är i jämvikt. Om ytterligare SO2 tillförs ökar koncentrationen av svaveldioxid. Om
ingen förskjutning av jämvikten sker kommer jämviktskonstantens värde att minska. Men K
är konstant så länge temperaturen är konstant. För att bibehålla ett konstant värde på K, måste
SO2 reagera med Cl2 och bilda SO2Cl2, dvs. jämvikten kommer att förskjutas åt höger.
Jämviktslägets volymberoende.
Genom att ändra systemets volym, ändrar man samtidigt alla koncentrationer. Detta gäller
särskilt gasformiga system.
Om fosfor(V)klorid upphettas till 250 °C i ett slutet kärl inställer sig jämvikten
PCl5(g) ; PCl3(g) + Cl2(g). Jämviktsekvationen är K = Error!
Antag att vid jämvikt
LÅT 2009
7(25)
finns substansmängderna n1 mol av PCl5, n2 mol av PCl3, och n3 mol av Cl2. Kärlets volym
antas vara V dm3. Vi har då följande koncentrationer:
PCl5 = Error!, PCl3 = Error!, Cl2 = Error!. Sätts dessa koncentrationer in i
jämviktsekvationen
erhålls K = Error!  K = Error!. Om V minskas måste också uttrycket Error! minska,
eftersom K är konstant. Detta innebär att jämvikten förskjuts, genom en reaktion, åt vänster,
varigenom n2 och n3 minskar och n1 ökar, vilket innebär att den totala substansmängden
minskar.
Allmänt gäller för gasjämvikter: Om man minskar gasblandningens volym förskjuts
jämvikten så att den totala substansmängden minskar.
Vissa reaktioner sker dock utan att den totala substansmängden ändras. T.ex. för jämvikten
H2(g) + I2(g) ; 2 HI(g) är jämviktsläget oberoende av volymen.
Jämviktslägets tryckberoende.
I de fall då totaltrycket ökas genom att volymen minskas (P = k/V) gäller: En ökning av
totaltrycket leder till en jämviktsförskjutning vid vilken den totala substansmängden minskar.
(OBS. Jämviktsläget påverkas inte om man ökar totaltrycket genom att pumpa in en gas som
inte deltar i jämvikten.)
För ammoniakbildningen gäller att ökat tryck ökar produktionen av ammoniak eftersom,
vilket framgår av reaktionsformeln, 3 mol vätgas och 1 mol kvävgas dvs. totalt 4 mol
omvandlas till 2 mol ammoniak. Reaktionen medför att tryckökningen motverkas.
Jämviktslägets temperaturberoende.
Både teoretiska beräkningar och experimentella undersökningar har visat att jämviktskonstanten, K, ändras med temperaturen på följande sätt:
 K avtar med stigande temperatur om reaktionen från vänster till höger är exoterm dvs. om
reaktionen utvecklar värme. En exoterm reaktion gynnas av en temperaturminskning.
 K ökar med stigande temperatur om reaktionen från vänster till höger är endoterm dvs. om
reaktionen förbrukar värme. En endoterm reaktion gynnas av en temperaturhöjning.
En reaktion är exoterm om den sker under avgivande av energi. Förbrukas däremot energi är
reaktionen endoterm.
De ovan diskuterade förändringarna av jämviktsläget kan sammanfattas med
LE CHATELIERS PRINCIP: Om man har ett system i jämvikt och gör en ändring så kommer
läget av jämvikten att förskjutas så att ändringen motverkas.
En katalysator ändrar inte jämviktsläget, och således ej utbytet. Däremot uppnås jämvikten
snabbare.
Jämvikt eller inte jämvikt.
Om man känner jämviktskonstanten för ett visst system, kan man genom mätningar och
beräkningar avgöra om systemet uppnått jämviktsläget eller inte.
LÅT 2009
8(25)
Exempel
E5
I en behållare vars temperatur hålls vid 425 °C finns väte, jod och vätejodid.
Koncentrationerna är H2 = 1•10-3 mol/dm3, I2 = 1•10-3 mol/dm3 och HI = 1•10-3 mol/dm3.
Undersök om systemet H2 + I2 ; 2 HI är i jämvikt eller inte.
Vid den rådande temperaturen är jämviktskonstanten K = 54,4. Om systemet inte är i jämvikt
avgör i vilken riktning nettoreaktionen går.
Lösning: I jämviktsekvationen K= Error! ingår kvoten Q = Error!.
Om Q = K = 54,5 är systemet i jämvikt, om Q  K så råder inte jämvikt. Med de angivna
koncentrationerna blir Q = Error! = 1 < 54,4. Systemet är inte i jämvikt.
Q måste således öka för att uppnå värdet 54,4. Detta innebär att nettorektionen sker åt höger
som medför att vätejodiden ökar medan reaktanterna väte och jod minskar.
Allmänt gäller:
Om Q = K råder jämvikt
Om Q  K råder inte jämvikt
Om Q < K går en nettoreaktion åt höger ()
Om Q > K går en nettoreaktion åt vänster ()
HETEROGEN JÄMVIKT.
Jämvikter där alla reagerande ämnen befinner sig i samma fas kallas homogena jämvikter.
Jämvikter där de reagerande ämnen befinner sig i olika faser kallas heterogena jämvikter.
Exempel
E6
Betrakta jämvikten C(s) + CO2(g) ; 2 CO(g). Jämviktskonstanten K fås ur
jämviktsekvationen K = Error!.
Eftersom C(s) är konstant kan jämviktsekvationen
förenklas till K´ = Error!
där K´ = K.C(s).
Att koncentrationen av rena fasta ämnen är konstant inses om man betraktar 1 mm3 eller 1 m3
av samma fasta ämne. Innehållet uttryckt i koncentration är ju det samma!
Allmänt gäller för en heterogen jämvikt att koncentrationerna för rena fasta ämnen och rena
vätskor inte ska anges i jämviktsekvationen. De ingår i jämviktskonstanten.
Beräkningar på jämviktssystem.
1. Beräkning av jämviktskonstanten när man känner samtliga ämnes jämviktskoncentration.
Ex.: Man studerade bildningen av ammoniak ur vätgas och kvävgas, dvs. jämvikten
N2(g) + 3 H2(g) ; 2 NH3(g). Man fann att en jämviktsblandning i en behållare med
volymen 10,0 dm3 innehöll 3,0 mol kvävgas, 2,0 mol vätgas och 0,70 mol ammoniak.
Beräkna jämviktskonstanten.
Lösning: Vid jämvikt gäller att K = Error!. Koncentrationerna vid jämvikt beräknas enligt
NH3
N2
H2
Substansmängd vid jämvikt
0,70 mol
3,0 mol
2,0
3
3
Koncentration vid jämvikt
0,70 mol/10,0 dm = 3,0 mol/10,0 dm = 2,0 mol/10,0 dm3 =
0,070 mol/dm3
0,30 mol/dm3
0,20 mol/dm3
Insättning i jämviktsekvationen ger K = Error! = 2,0 dm6/mol-2.
2. Beräkning av jämviktskonstanten när man känner en jämviktskoncentration och alla
startkoncentrationer.
Ex.: I ett slutet kärl med volymen 0,500 dm3 infördes 1,46.10-2 mol dikvävetetraoxid N2O4.
Kärlet hölls vid temperaturen 62 °C tills jämvikt inträtt enligt formeln N2O4(g) ; 2 NO2(g).
Vid jämvikt hade det bildats 1,48.10-2 mol NO2. Ställ upp jämviktsekvationen och beräkna
jämviktskonstanten för reaktionen vid 62 °C.
LÅT 2009
9(25)
Lösning: Vid jämvikt gäller att K = Error!. För att kunna beräkna konstanten måste man
känna jämviktskoncentrationerna för ämnena. Vid jämvikt har det bildats 1,48.10-2 mol NO2
genom en nettoreaktion åt höger: N2O4(g)  2 NO2(g). Formeln visar att 1 mol N2O4 ger 2
mol NO2. Vi får följande ekvivalensförhållande: ½ mol N2O4(g)  1 mol NO2(g).
Då det genom nettoreaktionen åt höger bildades 1,48.10-2 mol NO2 förbrukades det alltså
½.1,48.10-2 mol N2O4. Jämviktskoncentrationerna beräknas i tabellen nedan:
Substansmängd vid start
Ändring
Substansmängd vid jämvikt
Koncentration vid jämvikt
N2O4
1,46.10-2 mol
-½.1,4810-2 mol
1,46.10-2 mol - ½.1,48.10-2 mol
= 0,72.10-2 mol
0,72.10-2 mol/0,500 dm3
= 1,44.10-2 mol/dm3
NO2
0
+1,48.10-2 mol
1,48.10-2 mol
1,48.10-2 mol/0,500 dm3
= 2,96.10-2 mol/dm3
Insättning i jämviktsekvationen ger K = Error! = 0,061 mol/dm3.
LÅT 2009
10(25)
3. Beräkning av en jämviktskoncentration när man känner jämviktskonstanten och övriga
jämviktskoncentrationer.
Ex.: Svaveldioxid SO2 och klorgas Cl2 reagerar under bildning av sulfonylklorid SO2Cl2.
Reaktionen går till jämvikt. Vid 102 °C är jämviktskonstanten 12,9 dm3/mol.
Vid analys av en jämviktsblandning vid denna temperatur fann man att blandningen innehöll
1,54.10-2 mol/dm3 SO2 och 1,44.10-2 mol/dm3 Cl2. Beräkna jämviktskoncentrationen av
SO2Cl2. Alla ämnen är gasformiga vid denna temperatur.
Lösning: Jämviktsformeln är SO2 + Cl2 ; SO2Cl2 och jämviktsekvationen blir K = Error!
.
Antag att sulfonylkloridens koncentration vid jämvikt är x mol/dm3.
SO2
Cl2
2
3
.
Koncentration vid jämvikt
1,54 10 mol/dm
1,44.10-2 mol/dm3
Insättning i jämviktsekvationen ger:12,9 dm3/mol = Error!
 x = 2,86.10-3 mol/dm3.
SO2Cl2
x mol/dm3
4. Beräkning av sammansättningen vid jämvikt om man känner jämviktskonstanten och
sammansättningen från början.
Ex.: Man upphettar 1,00 mol H2 och 1,00 mol I2 till 426 °C i ett slutet kärl. Vid denna
temperatur är jämviktskonstanten för bildning av vätejodid 55. Beräkna systemets
sammansättning vid jämvikt.
Lösning: Jämviktsformeln och jämviktsekvationen är
H2(g) + I2(g) ; 2 HI(g) K= Error! = 55
Jämvikten ställer in sig genom att en del av vätet och joden bildar vätejodid. För de
reagerande ämnena gäller substansmängdsförhållandet 1 mol H2  1 mol I2  2 mol HI.
Beteckna den substansmängd H2 som förbrukas med x mol. Enligt substansmängdsförhållandet åtgår då också x mol I2 och det bildas 2x mol HI. Antag att volymen är V dm3.
Jämviktskoncentrationerna ges i tabellen nedan:
H2
I2
HI
Substansmängd vid start
1,00 mol
1,00 mol
0
Ändring
- x mol
- x mol
+ 2x mol
Substansmängd vid jämvikt
(1,00 – x) mol
(1,00 – x) mol
2x mol
3
3
Koncentrationer vid jämvikt (1,00 – x) mol/Vdm (1,00 – x) mol/Vdm 2x mol/ Vdm3
Insättning i jämviktsekvationen ger Error! = Error! = 55
Denna andragradsekvation kan lösas genom att man drar kvadratroten ur båda leden:
2x;1
00-x = ± 7,4. Här kan den negativa roten ur 55 (= -7,4) förkastas eftersom både 2x och (1,00x) måste vara positiva tal dvs. inga negativa koncentrationer. Vi får då ekvationen
2x;1
00-x = 7,4 vilken ger x = 0,79. Vid jämvikt innehåller systemet alltså (1,00 – 0,79) mol
H2, (1,00 – 0,79) mol I2 och 2.0,79 mol HI, dvs. 0,21 mol H2, 0,21 mol I2 och 1,58 mol HI.
LÅT 2009
11(25)
Övning
Ö 1 Ställ upp jämviktsekvationen för följande jämvikter. Ange enheten för jämviktskonstanten.
a) Oxidation av järn(II)joner med klorgas: 2 Fe2+(aq) + Cl2(g) ; 2 Fe3+(aq) + 2 Cl(aq)
Ö2
Ö3
man
b) Bildning av klornitratgas: ClO(g) + NO2(g) ; ClONO2(g)
c) Bildning av kvävedioxid gas ur dikvävetetraoxid: N2O4(g) ; 2 NO2(g)
Jämviktskonstanten för reaktionen N2(g) + O2(g) ; 2 NO(g) är 7.10-9 vid 1100 K. I
experimentet upphettas NO till 1100 K. Kommer NO att sönderfalla? (Ledning: jämför
med reaktionen i omvänd riktning).
a) Vid ett försök blandades 20,00 mol vätgas och 20,00 mol jodånga i ett slutet kärl
med volymen 1,00 dm3. Reaktionen H2(g) + I2(g) ; 2 HI(g) gick till jämvikt och
kunde mäta att det hade bildats 30,86 mol vätejodid. Beräkna substansmängderna H2
och I2 vid jämvikt.
b) Vid ett annat försök utgick man i stället från 8,19 mol H2 och 14,31 mol I2. Vid
jämvikt fanns det 6,84 mol I2 kvar i behållaren. Beräkna substansmängderna av H2
och HI vid jämvikt.
Ö4
Sönderdelningen av ammoniak studerades vid 623 K:
2 NH3(g) ; N2(g) + 3H2(g). Jämviktskonstanten K = 0,45 mol2/dm6. I ett separat
experiment upphettades lite ammoniak till 623 K och blandningen, som analyserades
efter en tid, hade följande sammansättning: N2(g) = 0,04 mol/dm3, H2(g) = 0,03
mol/dm3 och NH3(g) = 0,02 mol/dm3. Hade reaktionen nått jämvikt? Om inte, i
vilken riktning sker en nettoreaktion?
Ö5
Vi betraktar jämvikterna
a) H2(g) + I2(g) ; 2 HI(g) och
b) CH3Cl(g) ; CH3(g) + Cl(g).
Hur påverkas jämviktsläget av (i) ökad volym (ii) minskad volym?
SYROR OCH BASER
COOH
Syror har sur smak. Syror som ättiksyra, CH3COOH och citronsyra, HOOC CH2 C CH2 COOH
OH
används i livsmedelsindustrin och i hushållet. Även kolsyra används.
Kolsyra uppkommer när koldioxid löses i vatten. CO2 + H2O ; H2CO3. Den syrliga
smaken i läskedrycker kommer från kolsyran.
Syror är frätande ämnen. Tidigare kunde man definiera en syra som ett ämne som färgade
blått lackmuspapper rött.
Baser är ämnen som man tidigare sa att de färgade rött lackmuspapper blått och som kändes
glatt när man tog en lösning av en bas mellan fingrarna.
En av de första som gav en användbar definition på syror och baser var svensken Svante
Arrhenius som omkring 1884 föreslog att en syra är ett ämne som innehåller väte och som
bildar vätejoner när den reagerar med vatten.
Han föreslog vidare att en bas är ett ämne som ger hydroxidjoner i vatten.
LÅT 2009
12(25)
Arrhenius definition hade den nackdelen att den var beroende av reaktionen med vatten.
Metallen natrium skulle då också vara en bas eftersom den reagerar med vatten och bildar
vätgas och hydroxidjoner. Alkalimetallerna ska dock inte räknas som baser.
För att klara av problemet om ett ämne var syra eller bas i icke vattenhaltiga ämnen fick nya
definitioner införas.
Den danske kemisten Johannes Brnstedt och engelsmannen Thomas Lowry ställde
oberoende av varandra upp följande definitioner:
SYRA är ett ämne som kan avge vätejoner (protoner).
BAS är ett ämne som kan ta upp vätejoner.
Vi återgår till vattenlösningar.
Löses en syra t.ex. HCl i vatten bildas momentant oxoniumjon H3O+.
HCl(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq)
Vi kan då definiera en syra: En syra är en molekyl eller polyatomär jon som innehåller
väte och bildar oxoniumjon med vatten.
Hur mycket oxoniumjon som bildas beror på om syran är stark eller svag.
Starka syror omvandlas (dissocieras) momentant och fullständigt till oxoniumjon och
syrans anjon. Väteklorid, HCl, är ett bra exempel på en stark syra. Andra exempel är H 2SO4,
HNO3, HClO3, (klorsyra), HClO4, (överklorsyra), HI, (vätejodid) och HBr,(vätebromid).
Svaga syror omvandlas delvis momentant till en viss del oxoniumjon och syrans anjon.
Molekylen av syran finns också kvar till en viss del. Ättiksyra är ett exempel på en svag syra:
CH3COOH(aq) + H2O(l) ; H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Löses en bas B i vatten bildas hydroxidjon (OH-)
B(aq) + H2O(l)  BH+(aq) + OH-(aq). (Basen behöver således inte själv innehålla OH-)
Vår generella definition av baser i vattenlösning blir
En bas är en jon eller molekyl som bildar hydroxidjoner i vatten.
På samma sätt som för syror finns det både starka resp. svaga baser.
Starka baser är fullständigt dissocierade i hydroxidjoner, medan svaga baser endast delvis
är dissocierade.
Alkalihydroxider och alkaliska jordartsmetallhydroxider är starka baser. Basen ammoniak är
en svag bas som alltså inte är fullt dissocierad i en vattenlösning.
Syror och baser kallas med ett gemensamt namn för PROTOLYTER.
Reaktionen där syra avger protonen (vätejonen) och där en bas tar upp protonen kallas för
PROTOLYS.
Reaktionen där en syra reagerar med en bas kallas också NEUTRALISATION. Produkten av
en neutralisation är ett salt.
LÅT 2009
13(25)
Vid reaktionen mellan den starka syran väteklorid i vattenlösning (saltsyra) och
natriumhydroxid bildas koksalt, natriumklorid.
NaOH(aq) + HCl(aq)  H2O(aq) + NaCl(aq)
Alla ämnena i reaktionen ovan är fullständigt dissocierade i joner. Den verkliga reaktionen är
OH-(aq) + H+(aq)  H2O(aq)
Egenskaper för vissa syror:
HCl, väteklorid.
HCl är en gas med kokpunkt = 85 °C. Vattenlösning av HCl kallas för SALTSYRA.
Koncentrerad HCl är  38 mass %. Densiteten = 1,19 g/cm3. Koncentrationen är ~ 12 mol/dm3.
HCl löser oädla metaller under vätgasutveckling. Kloridsalter av metallen bildas.
HCl är en stark syra. Starka syror är fullständigt dissocierade dvs. mer än till 99,99 %.
HCl(aq) + H2O(l) ; H3O+(aq) + Cl-(aq)
Jämviktskonstanten för en syra brukar kallas syrakonstanten, Ka.
Ka = 107 mol/dm3 = Error!
I praktiken förekommer knappast några HCl molekyler i vattenlösningen. Den stora
jämviktskonstanten innebär att vi kan säga att syran är fullständigt dissocierad.
H2SO4, svavelsyra.
Koncentrerad H2SO4 är  96 mass %. Densiteten = 1,84 g/cm3. Koncentrationen är  18 mol/dm3.
H2SO4 löser oädla metaller under vätgasutveckling. De ädla metallerna koppar och silver kan
lösas i koncentrerad H2SO4. Då bildas svaveldioxid, SO2. Sulfatsalter av metallen bildas.
OBS. H2SO4 är både stark och svag syra.
H2SO4 + H2O(l)  H3O+(aq) + HSO4;-(aq)
I lösningen finns praktiskt taget ingen H2SO4. Endast H3O+(aq) och HSO4;-(aq)
Ka1 = 103 mol/dm3 = Error!
Syran HSO-;4, vätesulfat, som bildas vid protolysen av svavelsyra, är den svaga syran.
HSO4;- + H2O(l) ; H3O+(aq) + SO4;2-(aq)
I lösningen finns HSO4;-, SO4;2- (aq) och H3O+(aq).
Ka = 1,0•10-2 mol/dm3 = Error!.
2
Vätesulfat är således inte fullständigt dissocierad.
Svavelsyra är en tvåvärd syra.
HNO3, salpetersyra.
Koncentrerad salpetersyra är  68 mass %. Densiteten = 1,41 g/cm3.
Koncentrationen är ~ 15 mol/dm3. Dissociationskonstanten = 101,3 mol/dm3
HNO3 löser oädla metaller under utveckling av nitrösa gaser (NO och NO2). Dock kan om
mycket utspädd salpetersyra används vätgas utvecklas. Salpetersyra löser även ädlare
metaller, dock inte guld och platina. Salterna som bildas är nitrater av metallen. Alla nitrater
är lättlösliga salter.
Ättiksyra, CH3COOH, är en svag organisk syra.
LÅT 2009
14(25)
CH3COOH(aq) + H2O(l) ; H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Ka = 1,8•10-5 mol/dm3 = Error!
Ättiksyrans salter kallas för acetater. Dessa är lättlösliga salter. Silveracetat är dock måttligt
löslig.
Egenskaper för vissa baser:
NaOH, natriumhydroxid.
Natriumhydroxid är en stark bas. NaOH är lättlöslig i vatten dvs. fullständigt dissocierad i den
starka basen hydroxidjon (OH-) och natriumjon.
Ca(OH)2, Kalciumhydroxid är en tvåvärd (stark) bas. Vid dissociation frigörs 2 mol
hydroxidjon från 1 mol kalciumhydroxid.
Ca(OH)2(aq)  Ca2+(aq) + 2 OH-(aq).
NH3, ammoniak.
NH3 är en gas med kokpunkt = - 33,4 °C.
Koncentrerad NH3 är  25 % (volymsprocent). Densiteten är 0,91 g/cm3.
Ammoniak är en svag bas.
NH3(aq) + H2O(l) ; OH-(aq) + NH4;+ (aq)
Kb = 1,8•10-5 mol/dm3 = Error!
Organiska föreningar av typ RNH2 t.ex. metylamin, CH3NH2, är också baser.
Organiska kväveföreningar, som är derivat av ammoniak är också baser.
CH3 CH3
CH3
CH3 NH2
N
CH3 N CH2 CH2 CH3
H
metylamin
dimetylamin
N,N-dimetylpropylamin
primär amin
sekundär amin
tertiär amin
Dessa dissocieras i en ammoniumjon och hydroxidjon. Ex.: metylamin:
CH3-NH2(aq) + H2O(l) ; CH3-NH3(aq) + OH-(aq).
Syrabaspar
Vi ska titta närmare på reaktionen där ammoniak reagerar med vatten och bildar
ammoniumjonen samtidigt som den starka basen OH- bildas.
NH3(aq) + H2O(l) ; OH-(aq) + NH4;+ (aq)
Ammoniak är en bas och tar upp en vätejon. Vatten är ämnet som avger vätejonen och är
således en syra. I reaktionen reagerar således basen ammoniak med syran vatten och bildar en
ny bas hydroxidjonen. Ammoniumjonen är en syra. Detta framgår klart då
baklängesreaktionen studeras.
Vi studerar nu reaktionen mellan syran ättiksyra och vatten.
CH3COOH(aq) + H2O(l) ; H3O+(aq) + CH3COO-(aq)
Vid denna reaktion avger syran ättiksyra protonen till vattnet. Vatten är här en bas som bildar
oxoniumjonen, H3O+. Acetatjonen, CH3COO-, är en bas.
Vi kan nu generellt skriva våra reaktioner mellan syra och bas på följande sätt:
LÅT 2009
15(25)
SYRA 1 + BAS 2 ; SYRA 2 + BAS 1
När en syra protolyseras bildas en korresponderande bas dvs. anjonen till syran. När en bas
protolyseras bildas en korresponderande syra genom att basen tar upp protonen.
Vi kan också formulera det på följande sätt: Till en syra hör alltid en bas.
Ättiksyrans korresponderande bas är acetatjonen. Ättiksyra (CH3COOH) och acetatjonen
(CH3COO-) är ett syrabaspar. Ammoniak och ammoniumjonen är också korresponderade
syra och bas.
Vattnets autoprotolys
Vatten kunde som vi ovan såg reagera både som syra och som bas. Ämnen som liksom vatten
kan fungera som både bas och syra kallas för amfolyter.
Amfolyt är ett ämne som ibland är syra och som vid andra reaktioner reagerar som en bas.
Detta innebär att vatten kan reagera med sig själv!
H2O(l) + H2O(l) ; H3O+(aq) + OH-(aq)
Vattnets autoprotolys är en jämviktsreaktion. Jämviktsekvationen blir:
K = Error!
I denna ekvation är [H2O(l)] konstant (rent lösningsmedel i stort överskott) varför ekvationen
omformas till: [H3O+(aq)][OH-(aq)] = K.[H2O(l)]2 = KW.
KW, vattnets jonprodukt har vid temperaturen 25 °C värdet = 1,00.10-14 och vid 100 °C
värdet = 3,75.10-14. KW har enheten mol2/dm6.
pH-BEGREPPET
I rent vatten är därför, enligt vattnets autoprotolys, koncentrationen av H3O+ och OH- lika.
Vi antar att [H3O+] =[OH-] = x mol/dm3. Insatt i jämviktsekvationen fås då att x = [H3O+]
= [OH-] = 1,0.10-7 mol/dm3.
Vi kan nu använda koncentrationen av oxoniumjonen, [H3O+] som ett mått på en vattenlösnings surhetsgrad.
I en sur lösning har vi fler oxoniumjoner varför [H3O+] > 10-7 mol/dm3. I en basisk lösning
har vi färre oxoniumjoner varför [H3O+] < 10-7 mol/dm3.
Vätejonkoncentrationen är i vanliga vattenlösningar, i utspädda syror och speciellt i baser
således en låg koncentration av oxoniumjoner. Detta kan vara svårt att korrekt uttrycka i ord.
En lösning där oxoniumjonkoncentrationen är 5,0.10-7 mol/dm3 kan skrivas som 0,0000005
mol/dm3 eller som 10-6,30 mol/dm3. Detta senare utnyttjade den danske biokemisten, Sren
Srensen när han år 1909 introducerade den s.k. vätejonexponenten. Vi kallar detta för pHbegreppet.
pH-begreppet innebär att man skriver oxoniumjonkoncentrationen som en tiopotens. pH
definieras sedan som exponenten, men med ombytt tecken. I fallet ovan med lösningen vars
oxoniumjonkoncentrationen är 10-6,30 mol/dm3 blir pH = 6,30. I dagligt tal kallar man
oxoniumjonkoncentrationen för vätejonkoncentrationen.
Vi kan då matematiskt uttrycka vätejonkoncentrationen, [H+], i pH-skalan.
LÅT 2009
16(25)
[H+] = 10-pH mol/dm3. Vi kan omforma uttrycket och får då pH = -lg([H+]). Bokstaven p är
en matematisk operator som betyder negativa tiologaritmen (= - lg). Eftersom en enhet inte
kan logaritmeras har man tilldelat pH enheten "pH-enheter". Ovan ska vi alltså skriva att
oxoniumjonkoncentrationen 10-6,30 mol/dm3 blir pH = 6,30 pH-enheter.
På samma sätt som för oxoniumjoner kan hydroxidjonen koncentration med pOH.
pOH = -lg([OH-]) eller [OH-] = 10-pOH mol/dm3. Detta sätt att ange koncentrationer kan
givetvis utnyttjas för andra slags ämnen.
Enligt vattnets jonprodukt gäller KW = H3O+.OH-.
Om denna ekvation logaritmeras fås sambandet pH + pOH = pKW. Vid 25,0 °C är KW =
1,0010-14 mol2/dm6 vilket ger sambandet pH + pOH = 14,00.
I rent vatten är H3O+ = OH- dvs. pH = pOH. Vid 25 °C blir alltså pH = 7,0 i rent vatten.
I en neutral lösning är alltså pH = 7 vid 25 °C. I en sur lösning blir då pH < 7 och i en basisk
lösning blir pH > 7.
Exempel
E7
En vattenlösning har hydroxidjonkoncentrationen 5,0.10-3 mol/dm3 vid 25 °C.
Beräkna lösningens pH.
Enligt definitionen av pOH är pOH = -lg5,0.10-3 = 2,30. Men pH + pOH =
14,00 vilket ger pH = 14,00 – 2,30 = 11,70.
E8
0,0010 mol salpetersyra löses i vatten till volymen 250 cm3. Beräkna a) salpetersyrans
koncentration. b) H3O+ och c) pH.
a) Salpetersyrans koncentration = Error! mol/dm3 = 0,0040 mol/dm3.
b) Eftersom HNO3 är en stark syra kommer alla HNO3 molekyler att protolyseras
fullständigt enligt HNO3 + H2O  NO-;3 + H3O+  H3O+ = 0,0040 mol/dm3.
c) pH = -lg0,0040 = 2,40.
Vi har nu att i en sur lösning är pH < 7 och i en alkalisk (basisk) lösning är pH > 7. Endast i
en neutral lösning är pH = 7.
I normala fall är pH i en vattenlösning mellan 0 och 14. I en vattenlösning är syrakonstanten
för basparet H2O-H3O+ = 55,5 mol2/dm6. I en vattenlösning protolyseras de syror som är
starkare, dvs. har en syrakonstant som är större än värdet 55,5 fullständigt. Alla protoner tas
upp av basen vatten under bildandet av oxoniumjonen, H3O+. Man talar om vattnets
utjämnande inverkan. pH kan då således som mest vara = -lg(55,5) = -1,74.
I en liter vatten, som alltså väger 1000 g är koncentrationen av vatten =
1000;18
3
02 mol/dm =
55,5 mol/dm3. Den starka syrans alla protoner tas alltså upp av vattnet.
Exempel
E9
0,100dm3 0,30 mol.dm-3 HCl blandas med 0,150dm3 0,25 mol.dm-3 NaOH. Den
bildade blandningen blandas med ytterligare 0,300 dm3 vatten. Temperaturen är 25 °C.
a) Skriv reaktionsformel för reaktionen mellan HCl och NaOH.
b) Vad blir pH i den ovan givna blandningen vid 25 °C.
c) Hur mycket NaOH behöver lösas i 1 dm3 för att göra en 0,25 mol.dm-3 NaOH.
LÅT 2009
17(25)
Vattnets jonprodukt vid 25 °C är 1,0.10-14 mol2.dm-6.
a) H+ + Cl- + Na+ + OH-  Na+ + Cl- + H2O
(H+ + OH-  H2O)
b) 0,100.0,3 = 0,03 mol HCl;
0,150.0,25 = 0,04 mol NaOH
Överskott NaOH = 0,04 - 0,03 = 0,01 mol
Dessa 0,01 mol NaOH är lösta i totalt 0,550 dm3 vatten (0,100 + 0,150 + 0,300)
Koncentrationen av NaOH = [OH-] = Error! = 0,01818 mol dm-3  0,02 mol.dm-3
pH = -lg[H3O+] = -lgError! = 12,30
c) MNaOH = 40,00 g mol-1; I 1 dm3 behöver då 40,00.0,25 g lösas = 10,00 g
FLERVÄRDA SYROR
Svavelsyra, H2SO4, är ett exempel på en tvåprotonig syra och protolyseras i två steg.
I första steget är svavelsyra en stark syra: H2SO4 + H2O HSO4;- + H3O+
I andra steget är den bildade vätesulfatjonen en svag syra:
HSO4;- + H2O ; SO4;- + H3O+
I en syra-basreaktion kan således svavelsyra avge 2 protoner. I den första reaktionen är
vätesulfatjonen en bas medan den är en syra i det andraprotolyssteget. Vätesulfatjonen är
således en amfolyt.
Fosforsyra H3PO4 är ett exempel på en treprotonig (trevärd) svag syra och kan protolyseras i
tre steg.
H3PO4 + H2O ; H2PO4;- + H3O+
H2PO4;- + H2O ; HPO4;2- + H3O+
HPO4;2- + H2O ; PO4;3- + H3O+
Fosforsyran kan avge tre protoner och protolyseras alltså i tre steg. Divätefosfatjonen,
H2PO4;- och vätefosfatjonen, HPO4;2- är båda amfolyter eftersom de kan reagera både som
syra och som bas.
FLERVÄRD BAS
Basen karbonatjonen kan protolyseras i två steg.
CO2-;3 + H2O ; HCO3;- + OHVätekarbonat reagerar vidare till kolsyra.
HCO ;- + H2O
; H2CO3 + OH
I detta exempel är den bildade vätekarbonatjonen, HCO3;-, först en syra. Vid det andra
protolyssteget är däremot vätekarbonatjonen en bas.
3
Kolsyrans korresponderande bas är således vätekarbonatjonen. Vätekarbonatjonen som syra
har karbonatjonen som sin korresponderande bas.
Sambandet mellan syrakonstant och baskonstant för ett syra-bas par.
I en lösning av natriumacetat reagerar acetatjonen som en bas (acetatjonen CH3COObetecknas här med OAc-)
OAc- + H2O ; OH- + HOAc
Baskonstanten Kb = Error!
LÅT 2009
18(25)
I acetatlösningen finns förutom OAc-, HOAc och OH- även H3O+. Därför gäller också
jämviktsvillkoret Ka = Error! för jämvikten HOAc + H2O Error! H3O+ + OAcMultiplicerar vi uttrycken för Ka och Kb med varandra erhålls
Ka.Kb = Error!.Error! Förenkling ger: Ka.Kb = [H3O+].[OH-] = KW
Allmänt gäller för ett syra-bas par att Ka.Kb = KW eller att pKa + pKb = pKW
Liknande regler för flervärda syror och basers jämviktskonstanter kan härledas på
motsvarande sätt.
Övning
Ö 6 a) Definiera en syra respektive bas enligt Brönsted
b) Vad är ett syra-bas par. Definiera och ge ett exempel.
c) När koldioxid löser sig i vatten bildas den svaga syran HCO-;3. Vad är pH i
lösningen om jämviktskoncentrationen av den lösta koldioxiden är 1,2•10-5 mol/dm3?
Bildningen av H2CO3 vid upplösningen av CO2 kan försummas.
Ka(HCO-;3) = 4,3.10-7 (CO2(aq) + 2H2O(l) ; HCO-;3 (aq) + H3O+(aq))
Ö7
a) Vad är pH i 0,30 mol/dm3 HCl?
b) Vad blir pH om 1,5 g fast NaOH löses i 150 ml vatten?
c) 100,0 ml 0,30 mol/dm3 HCl blandas med de 150,0 ml NaOH som erhålls i b). Den
bildade blandningen blandas med ytterligare 300,0 ml vatten. Vad blir pH i den ovan
givna blandningen. (Ledning: Skriv först reaktionsformel för reaktionen mellan HCl
och NaOH). Temperaturen är 25 °C.
Ö8
Den tvåvärda svaga syran kolsyra titreras med den starka basen natriumhydroxid.
a) Ge en annan mer generell benämning på de reagens som används vid titrering, dvs.
syran och basen i detta exempel.
b) Vad menas med att en syra eller bas är svag?
c) Ge exempel på en svag bas.
d) 10,00 ml 0,050 mol/dm3 H2SO4 försätts med 7,50 ml 0,100 mol//dm3 NaOH.
Beräkna koncentrationen av ingående reaktanter och produkter i blandningen.
Ö9
50,00 ml lösning av en svag syra HA titreras med 0,100 mol/dm3 NaOH. Vid ekvivalenspunkten har 39,30 ml av NaOH tillsatts. När exakt hälften av syran hade titrerats var
pH 4,85. Beräkna
a) den svaga syrans dissociationskonstant (syrakonstant).
b) den ursprungliga syrans koncentration.
Ö 10
Du har en liter metansyra, HCOOH, (pKa = 3,75) med koncentrationen 0,15 mol/dm3.
a) Beräkna Kb för metansyrans korresponderande bas.
b) Beräkna pH för lösningen.
c) Beräkna pH efter det att 0,04 mol NaOH tillsatts (totalvolymen
förutsätts oförändrad).
Ledning: Metansyra är en svag syra. Jämför med Beräkningar på jämviktssystem,
sidan 9-10.
Ö 11
25,0 ml HCl titreras med 0,100 mol/dm3 NaOH.
a) Vad är saltsyrans koncentration då ekvivalenspunkten uppnås när 20,0 ml NaOH
tillsatts?
b) Vad är pH i titreringens startpunkt?
LÅT 2009
19(25)
c) Beräkna pH vid tillsatts av 10,0 ml NaOH
LÖSLIGHETSJÄMVIKTER
Silverjon reagerar med kloridjon under bildande av silverklorid, som fälls ut. Det utfällda
saltet står i jämvikt med silverjon och kloridjon i lösningen.
AgCl(s) ; Ag+(aq) + Cl-(aq)
Jämviktsekvationen blir:Error! = K
Eftersom silverklorid i fast form är ett rent fast ämne innehåller 1 dm3 av ämnet alltid samma
mängd. [AgCl(s)] dvs. koncentrationen är därför konstant.
[Ag+(aq)][Cl-(aq)] = K.[AgCl(s)] = Ks. Ks (s av eng. solubility, löslighet) är jämviktskonstanten för silverklorid och kallas för löslighetsprodukten. För silverklorid har
jämviktskonstanten Ks värdet = 1,77.10-10 och enheten mol2/dm6 vid 25 °C.
Liksom andra jämviktskonstanter varierar löslighetsprodukterna med temperaturen.
Lösligheten kan tecknas som S = [Ag+] = [Cl-]
löslighet dvs. solubility).
(Även här står S för det engelska ordet för
Detta gäller i rena vattenlösningar. När andra joner är närvarande kan bireaktioner som
komplexbildning och syrabildning inträffa. Detta påverkar också lösligheten.
Villkor för utfällning
Om jonprodukten [Ag+][Cl-] < Ks fås ingen utfällning. Mer silverjon eller kloridjon måste
tillföras. Om Ks = jonprodukten är lösningen mättad och saltet börjar precis att fällas ut. Om
jonprodukten > Ks faller saltet ut tills jonprodukten = Ks.
Med hjälp av ekvationen för löslighetsjämvikter kan beräkningar av lösligheten i rent vatten
göras.
Exempel
E 10 AgCl(s) ; Ag+ + ClVid jämvikt antas att x mol/dm3 Ag+ och x mol/dm3 Cl- finns i lösningen, eftersom x
mol/dm3 AgCl gått i lösning.
Jämviktsekvationen: [Ag+][Cl-] = 1,77.10-10 mol2/dm6.
1
Insättning ger: x.x = 1,77.10-10  x = 77.10-10 mol/dm3 = 1,33.10-5 mol/dm3.
[Ag+] = 1,33.10-5 mol/dm3 och [Cl-] = 1,33.10-5 mol/dm3. Detta är respektive
koncentration i mättad lösning. Mättad lösning innebär att jämvikt föreligger mellan
fast AgCl och dess joner.
Lösligheten i ren vattenlösning är således S = [Ag+] = 1,33.10-5 mol/dm3 eller
S = [Cl-] = 1,35.10-5 mol/dm3.
Om kloridjonkoncentrationen är större i blandningen så är givetvis silverjonkoncentrationen
lägre. Jämviktsekvationen gäller och därur kan silverjonkoncentrationen beräknas. Vid
ytterligare ökad kloridjonkoncentration ökas lösligheten av silverklorid eftersom ett
silverkloridkomplex bildas.
LÅT 2009
20(25)
AgCl(s) + Cl- ; AgCl2;AgCl2;- + Cl- ; AgCl3;2-
K1 = Error! = 10-4,7
K2 = Error! = 1
Lösligheten av silverklorid vid överskott av kloridjon kan då skrivas som:
S = [Ag+] + [AgCl2;-] + [AgCl3;2-]
Däremot kan lösligheten inte skrivas som = [Cl-] eftersom överskott av kloridjon föreligger.
På samma sätt kan silver bilda komplex med ammoniak, NH3
Ag+ + NH3 ; AgNH+;
K1 = Error! = 103,31 mol-1.dm3 (= dm3/mol)
3
AgNH+;
3 + NH3
+
; Ag(NH3) ;2
K2 = Error! = 103,92 mol-1.dm3
Lösligheten av silverklorid i närvaro av ammoniak, men utan överskott av kloridjon kan
skrivas som: S = [Ag+] + [Ag(NH3)+] + [Ag(NH3)2;+] = [Cl-]
Finns både ammoniak och överskott av kloridjon blir lösligheten
S = [Ag+] + [Ag(NH3)+] + [Ag(NH3)2;+] + [AgCl2;-] + [AgCl3;2-]
Lösligheten
av
silverklorid
ökar
alltså
på
grund
av
komplexbildning.
Silverjonkoncentrationen minskar och kloridjonkoncentrationen ökar men löslighetsprodukten
är fortfarande uppfylld. För silverklorid har syrabildning ingen påverkan, men som framgår
nedan har syrabildning stor inverkan för salter som karbonater.
Exempel
E 11 Vid vilken koncentration på silverjon börjar silverklorid att falla ut i lösningen om
kloridjonkoncentrationen är 0,01 mol.-1?
Villkor för utfällning är att jonprodukten [Ag+][Cl-] = Ks = 1,77.10-10 mol2/dm6.
[Ag+].0,01 = 1,77.10-10  [Ag+] = 1,77.10-8 mol/dm3.
Jämför detta resultat med resultatet från exempel E 10. Kloridjonkoncentrationen inverkar
således på jämvikten och lösligheten.
Kalciumjoner och magnesiumjoner är tillsammans med karbonatjonen orsaken till hårt vatten.
Karbonatjonen bildas när gasen koldioxid löser sig i vatten. Både kalcium- och magnesiumjonen ger svårlösliga salter med karbonatjon. Speciellt kalciumkarbonat utgör huvudbeståndsdelen i den fällning som bildar sk. pannsten.
Löslighet av kalciumkarbonat i ren vattenlösning:
Ca2+(aq) + CO2-;3(aq) ; CaCO3(s)
K = Error!
Ks = [Ca2+(aq)][ CO2-; (aq)] = [CaCO3(s)].K = 9.10-9 mol2/dm6.
(Ks = löslighetsprodukt).
Liksom tidigare gäller att koncentrationen av det fasta rena kalciumkarbonatet är konstant och
bakas in i jämviktskonstanten dvs. löslighetsprodukten.
3
Lösligheten av kalciumkarbonat i rent vatten kan nu tecknas:
LÅT 2009
21(25)
S = [Ca2+] = [CO2-;3]
Karbonatjonen bildar de sura produkterna vätekarbonater och kolsyra samt det starkt basiska
ämnet hydroxidjon vid reaktion med vatten. Reaktionen sker i två steg. Jämviktskonstanten
där en bas bildas brukar kallas för baskonstant.
CO2-; + H2O ; HCO ;- + OH3
3
K1 = Error!
Vatten är rent lösningsmedel vars koncentration kan anses konstant
varför denna koncentration ingår i jämviktsekvationen.
Kb1 = Error! = 10-3,67 mol/dm3
baskonstanten (steg 1)
Vätekarbonat reagerar vidare till kolsyra.
HCO3;- + H2O ; H2CO3 + OHK1 = Error!
K = Error! = 10-7,65 mol/dm3
baskonstanten (steg 2)
b2
Lösligheten kan nu skrivas:
S = [Ca2+] = [CO2-;3] + [HCO3;-] + [H2CO3]
Av jämviktsekvationerna syns att karbonatjonens koncentration kan minska på grund av
jämvikten där vätekarbonat och kolsyra bildas. Samtidigt bildas hydroxidjoner. Lösningen blir
alltså alkalisk. Jämviktskonstanternas värden är emellertid små varför bildningen av de sura
ämnena HCO3;- och H2CO3 kan uppskattas vid alkaliska (basiska) miljöer. Vid en
koncentration av 1,0.10-6 mol/dm3 hydroxidjon (dvs. pH = 8) fås att [H2CO3] < [HCO3;-] och
att [CO2-;3] < [HCO3;-]. Vi kan då sluta att kolsyra troligen kan försummas. Vid pH > ca 10,5
blir karbonatjonkoncentrationen större än vätekarbonatjonkoncentrationen.
Även surare lösning kan påverka lösligheten.
Exempel med kalciumkarbonat, CaCO3. I ren vattenlösning gäller CaCO3(s) ; Ca2+ +
CO3;2Lösligheten är S = [Ca2+] = [CO2-;3]
Men CO2-;3 reagerar i sur miljö och bildar vätekarbonat, HCO3;- och kolsyra H2CO3
(H2O + CO2).
Lösligheten kan skrivas S = [Ca2+] = [CO2-; ] + [HCO ;-] + [H2CO3]
3
3
[Ca2+][CO2-;
Jämviktsekvationen
3] = Ks(CaCO3) gäller emellertid fortfarande. Eftersom
CO2-;3 minskar då HCO3;- och H2CO3 bildas måste detta innebära att koncentrationen av
Ca2+ ökar. Lösligheten ökar således!
Lösningens pH spelar alltså roll. Ju lägre pH (= surare lösning) desto mer kalciumkarbonat
går i lösning! Vi har här tagit hänsyn till syralöslighet.
Vi har fått mer sammansatta (komplicerade) system. I verkliga lösningar måste vi ta hänsyn
till alla dessa bireaktioner (komplexbildning och syrabildning) samtidigt.
LÅT 2009
22(25)
Fällningsreaktioner kan utnyttjas till gravimetrisk analys, där vi väger en utfälld förening. Vi
fäller ut provet med ett reagens som ger en fällning med väldefinierad sammansättning.
Om vi fäller med droppvis tillsats av utspätt reagens i varm lösning under god omrörning får
vi i regel stora, lättfiltrerbara korn som dessutom är rena. Om löslighetsprodukten är låg är
fällningen svårlöslig och löslighetsförlusterna små.
Fällningen filtreras, tvättas, torkas och vägs innan provets innehåll kan bestämmas.
Men ibland kan vi inte få stora korn utan får en stor mängd mycket små korn i storleken 1 100 nm stora. Dessa bildas då jonprodukten för fällningen är mycket större än Ks. Orsaken till
detta kan vara felaktigt fällningsförfarande eller att Ks är väldigt litet så att det är omöjligt att
fälla på avsett sätt.
De då bildade små kornen har tillsammans en mycket stor yta, på vilken mängder av
föroreningar (joner) adsorberar. Eftersom partiklarna får samma laddning repellerar de
varandra och kan således inte bygga upp större korn. En kolloidal lösning av kolloidala
partiklar har bildats. Då partiklarna är så små kan man inte filtrera dessa partiklar. De går
antingen genom filtrets porer eller täpper igen dessa. Dock kan man ofta överföra dessa
kolloidala partiklar till större aggregat antingen genom värme eller genom elektrolyttillsats.
Processen kallas koagulering. Dock är i dessa fall fällningen starkt förorenad, speciellt när
laddningarna neutraliserats genom elektrolyttillsats. Risken är också stor att de kolloidala
partiklarna återfås vid en eventuell tvättning.
Fällningsreaktioner kan också utnyttjas till en volymetrisk bestämning - fällningstitrering,
som vid laborationen bestämning av kloridhalten i vatten. I detta fall gör det inget om vår
fällning ej går att filtrera. Med fällningstitrering kan små mängder (mindre än vid gravimetri)
bestämmas både noggrant och snabbt. Oftast utnyttjas reaktioner där silverjoner ingår. Silver
bildar till exempel fällning med klorid, bromid och jodid. För att metoden ska kunna användas
fordras dock något sätt att fastställa titreringens ekvivalenspunkt. Därvid kan indikatorer eller
potentiometriska metoder utnyttjas. Vid potentiometrisk indikering används elektroder.
Fällningsjämvikterna används också för att undersöka när och hur vi kan undvika utfällning i
till exempel vattenledningar och ångpannor. Tillsatser som komplexbildare och syror har som
vi sett inverkan på lösligheten.
LÖSLIGHET
Den mängd av ett ämne som löses per liter vatten (eller annat lösningsmedel) kallas löslighet.
Lösligheten uttrycks vanligen i enheten mol.l-1 eller mol.dm-3. Ibland kan lösligheten även
ges i g/dm3 eller g.l-1.
Man skiljer mellan svårlösliga ämnen, måttligt lösliga och lättlösliga ämnen.
Om lösligheten är mindre än 1 g/dm3 är ämnet svårlösligt.
Om lösligheten ligger mellan 1 - 10 g/dm3 är ämnet måttligt lösligt.
Om lösligheten är större än 10 g/dm3 är ämnet lättlösligt.
Löslighetsprodukten Ks kan användas för att avgöra lösligheten (genom beräkning).
Ex.: Hur många gram kalciumkarbonat respektive kalciumsulfat kan löses per liter vatten vid
25 °C?
För kalciumsulfat erhålls:
CaSO4(s) ; Ca2+(aq) + SO4;2-(aq)
mol2/dm6.
Jämviktsekvation: [Ca2+].[SO4;2-] = 2,5.10-5
LÅT 2009
23(25)
Vid jämvikt är [Ca2+] = [SO4;2-] = x mol/dm3. Detta gäller i ren vattenlösning!
Lösning ger att x = 0,0050 mol/dm3 eller 0,0050.(40,08 + 32,06 + 4.16,00) g/dm3 = 0,68 g/dm3.
För kalciumkarbonat erhålls:
CaCO3(s) ; Ca2+(aq) + CO3;2-(aq) Jämviktsekvation: [Ca2+].[CO3;2-] = 9,0.10-9
mol2/dm6
Vid jämvikt är [Ca2+] = [CO3;2-] = y mol/dm3. Detta gäller i ren vattenlösning!
Lösning ger y = 9,5.10-5 mol/dm3 eller 9,5.10-5.(40,08 + 2,01 + 3.16,00) g/dm3 = 9,5.10-3 g/dm3.
Kalciumkarbonat som har lägst löslighetsprodukt är alltså svårlösligast!
Lättlösliga ämnen
Salter av salpetersyra, dvs. nitrater är lättlösliga. Även salter av alkalimetaller och
ammoniumjonen är lättlösliga.
Acetater, dvs. salter av ättiksyra är lättlösliga. Silveracetat är dock måttligt löslig.
Halider, dvs. klorider, bromider och jodider är lättlösliga utom för silver, kvicksilver och bly.
Sulfater är lättlösliga utom för de alkaliska jordartsmetallerna. Silver- och kvicksilver(I)sulfat
är måttligt lösliga.
Svårlösliga ämnen
Metallhydroxider är i regel svårlösliga utom för alkalimetaller, ammonium och barium.
Kalcium- och strontiumhydroxid är måttligt lösliga.
Sulfider dvs. föreningar mellan metall och svavel är i regel svårlösliga utom för alkalimetaller, ammonium och alkaliska jordartsmetaller.
Metalloxider är i regel svårlösliga. Undantagen utgör oxider av alkalimetaller och alkaliska
jordartsmetaller. Neutrala karbonat och fosfat utom de av alkalimetallerna och ammonium är
svårlösliga. Dessa är dock lösligare i surare miljöer då de bildar vätekarbonater, HCO3;- eller
vätefosfater, HPO4;2- samt divätefosfater, H2PO4;Tabell 1. Löslighetsregler.
Lösliga föreningar
Svårlösliga föreningar
Föreningar av grupp 1 element samt Karbonater, kromater, oxalater och fosfater utom
ammoniumföreningar.
föreningar av grupp 1 element och
ammoniumföreningar.
Klorider, bromider, jodider utom
Sulfider utom föreningar av grupp 1 och grupp 2
för Ag+, Hg2;2+ och Pb2+
element och ammoniumföreningar.
Nitrater, acetater, klorater, och
Hydroxider och oxider utom föreningar av grupp 1
perklorater
och grupp 2 element
2+
2+
2+
Sulfater, utom för Ca , Sr , Ba ,
Pb2+, Hg2;2+ och Ag+.
Tabell 2. Löslighetsprodukter vid 25 °C (enheter ej utsatta)
Förening
Löslighetsprodukt
Förening
9
Bariumkarbonat
8,1.10
Järn(III)hydroxid
9
.
Kalciumkarbonat
8,7 10
Magnesiumhydroxid
Kalciumsulfat
2,4.10-5
Magnesiumkarbonat
Löslighetsprodukt
2,0.10-39
1,1.10-11
1,0.10-5
LÅT 2009
24(25)
Järn(II)hydroxid
1,6.10-14
Silverklorid
1,77.10-10
Reaktioner när ickemetallers oxider löses i vatten.
SO2(aq) + 2 H2O(l) ; HSO3;-(aq) + H3O+(aq)
När svaveldioxid löses i vatten bildas svavelsyrlighet, H2SO3.
När ickemetallers oxider löses i vatten bildas alltså syror. Oxiden är en sur oxid!
Reaktioner när lösliga metalloxider löses i vatten.
Na2O(s) + H2O(l)  2 Na+(aq) + 2 OH-(aq)
När metalloxider löses i vatten bildas baser. Oxiderna är basiska!
Metalloxider som är olösliga i vatten kan lösas i syra.
Ex.: CuO(s) + 2 HNO3(aq)  Cu2+(aq) + 2 NO3;- (aq) + H2O(l)
Syror reagerar med baser. Ur exemplen ovan framgår då att vatten ibland är en syra och i
andra fall är en bas. Vatten är som tidigare sagt en amfolyt, som alltså har förmågan att
reagera som både syra eller bas.
Övning
Ö 12
a) Kvicksilver(II)sulfid, HgS, är ett mycket svårlösligt ämne. Lösligheten är
1,04.10-24 g/dm3. MHgS = 232,7 g/mol. Beräkna löslighetsprodukten för HgS.
b) Om kvicksilversulfid löses i en badbassäng som rymmer 1115 liter, hur många
molekyler HgS går då i lösning.
Ö 13
Avgör om det uppstår en fällning när följande lösningar blandas.
a) 27,0 ml 0,0010 mol/dm3 NaCl och 73,0ml 0,0040 mol/dm3 AgNO3 b) 1,0 ml 1,0
mol/dm3 K2SO4 ml, 10,0 ml 0,0030 mol/dm3 CaCl2 och 100 ml vatten.
Ö 14
Vid vilket pH faller a) Fe(OH)3 ut. b) Fe(OH)2 c) Mg(OH)2 ut? Metalljonens
koncentration antas = 0,01 mol/dm3 (Ledning: Beräkna pH ur [OH-]).
LÅT 2009
25(25)
Svar på övningsuppgifter
Ö1
Ö2
Ö3
Ö4
Ö5
Ö6
Ö7
Ö8
Ö9
Ö 10
Ö 11
Ö 12
Ö 13
Ö 14
a) K = Error! mol/dm3
b) K = Error! dm3/mol
3
c) K = Error! mol/dm
Ja! Jämför med jämviktskonstanten för baklängesreaktionen.
a) 4,57 mol H2 och I2 b) 0,72 mol H2 och 14,94 mol HI
Nej Q = 0,0027 mol2/dm6. Mer NH3 sönderdelas ().
a) ingen påverkan. b) ökad volym  reaktion åt höger. Minskad volym  reaktion
åt vänster
a) se sidan 65 b) se sidan 67 c) pH = 5,64
a) pH = 0,52 b) pH = 13,40 c) pH = 12,13
a) syran är titrand och basen är titrator. b) se sidan 65 c) ammoniak och karbonatjonen är
svaga baser d) Överskott av svavelsyra  att koncentra tionen av NaOH = 0 mol/dm3.
Totalkoncentrationen av svavelsyraöverskottet = 0,014 mol/dm3. Då svavelsyra är en
stark syra  att koncentrationen av vätesulfatjonen = 0,014 mol/dm3. Vid reaktionen
bildas saltet Na2SO4. Dess koncentration är = 0,014 mol/dm3
a) Ka = 10-4,85 mol/dm3 b) Syrans koncentration = 0,0786 mol/dm3
a) pKb = 10,25  Kb = 10-10,25 = 5,62*10-11 mol/dm3
b) pH = 2,29 c) pH = 3,32
a) 0,08 mol/l b) pH = = -lg(0,08) = 1,1 c) pH = -lg(0,029) = 1,54 (överskott av HCl)
a) Löslighetsprodukten = 2,00.10-53 mol2dm-6. b) 3st HgS molekyler.
a) AgCl faller ut b) CaSO4 faller ej ut!
pH = a) 1,8 b) 8,1 c) 9,5
LÅT 2009