Föreläsning 8.
Kemisk jämvikt,
termodynamiska jämviktskonstanter,
och
jämvikters reaktioner på störningar
Kemisk jämvikt. (Kap. 15.1 - 3)
Reaktioner som har märkbar hastighet även bakåt. Om rena
”produkter” blandas kommer en del ”reaktanter” att bildas.
Tecknas med ⇄.
Dynamisk jämvikt. Hast. Framåt = hast. bakåt.
A⇄B
[B]eq k f
=
[ A]eq kb
= Kc
r
s
rf = kf ⋅ [A]eq = rb = kb ⋅ [B]eq
Jämviktskonstanten får samma värde oberoende av
utgångssammansättning.
Tidsförlopp blir som i fig. 15.2 - 4 (s. 501 - 503) i boken. 15.5 visar att
hast. framåt = hast. bakåt, båda ≠ 0.
Reaktioner som går ”fullständigt till höger” (→
→) har omärklig hast.
bakåt.
Koncentrationerna ställer alltid in sig så att kvoten stämmer med Kc
Termodynamiska jämviktskonstanter. (15.2 + 3, delvis)
Reaktion: a A + b B ⇄ c C + d D
a ⋅a
K = Ca Db
a A ⋅ aB
c
d
Massverkans lag
aI = aktiviteten för komponenten ”I” (= A, B, C eller D).
Innebörd (vid ideala förhållanden):
• Gaser: Partialtrycket i enheten bar, som är standardtrycket
• Ren vätska eller lösningsmedel i utsp. lösning: 1
• Löst ämne: koncentration i mol/dm3. (Endast det tas upp i bok.)
• Rent fast ämne: 1
Ex.
2
P (NH 3 )
• N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3(g)
Kp =
3
P (N 2 ) ⋅ P (H 2 )
•
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl−(aq)
[ ][ ]
K c= Ag + ⋅ Cl −
Stort värde på K = förskjuten åt höger, litet = förskjuten åt vänster.
Gasreaktioner: Olika konventioner.
Kan anges i partialtryck eller koncentrationer. Det gäller för gasen ”I”:
PI =
nI ⋅ R ⋅ T
= [I ]⋅ R ⋅ T
V
K P = K c ⋅ (R ⋅ T )
∆ngas
vilket kan sättas in i uttrycket för Kp
(∆ngas = ändring i antal mol gas)
För ammoniaksyntesen N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3(g) gäller att ∆ngas = −2 och
KP =
Kc
( R ⋅ T )2
R = 8,3145⋅⋅10 −2 bar ⋅dm3 ⋅mol −1 ⋅K −1 i detta fall med rätta enheter.
I tekniska sammanhang bör man ange jämviktskonstanter för gasreaktioner
som KP
K och Q beror av hur den kemiska reaktionsformeln är skriven.
Ex.
• 2 H2(g) + O2(g) ⇄ 2 H2O(g)
•
H2(g) + 1/2 O2(g) ⇄ H2O(g)
•
2 H2O(g) ⇄ 2 H2(g) + O2(g)
KP =
K ′P =
P (H 2O )
2
P (H 2 ) ⋅ P (O 2 )
2
P (H 2O )
1
O2 2
P (H 2 ) ⋅ P (
)
= KP
P (H 2 ) ⋅ P (O 2 ) 1
K ′P′ =
=
2
KP
P (H 2O )
Jämviktskonstanten för en omvänd reaktion blir alltså inversen av
densamma för den ursprungliga reaktionen.
2
Reaktionskvoten (Q) tecknas som jämviktskonstanten, men gäller för ett läge
där jämvikt ej råder.
Om Q < K går reaktionen åt höger, produkter ökar
Om Q > K går reaktionen åt vänster, reaktanter ökar
Om Q = K råder jämvikt, inget (mätbart) händer
Le Chateliers princip (15.5, sammanfattas i tab. 15.1).
Systemet motverkar förändringar som görs på det.
a) Tillsats av kemikalie (vid jämvikt):
Reaktant: Q minskar, reaktionen går åt höger.
Produkt: Q ökar, reaktionen går åt vänster.
Jämvikten ställer in sig så att jämviktsekv. gäller.
b) Gasjämvikter – Tryckökning genom minskad volym.
Effekten av en volymminskning med oförändrat
totalinnehåll:
∆ngas < 0 ⇒ reakt. drivs åt höger (produkter gynnas)
∆ngas > 0 ⇒ reakt. drivs åt vänster (reaktanter gynnas)
∆ngas = 0 ⇒ reakt. påverkas inte
Ex. Ammoniaksyntesen: N2 + 3 H2 ⇄ 2 NH3(g)
∆ngas = - 2
Den görs vid höga tryck (200 – 300 atm.) för bättre
utbyte.
c)
Temperaturförändringar: Ökande temperatur.
Om reaktionen exoterm (avger värme), drivs åt vänster
Om reaktionen endoterm (upptar värme), drivs åt höger
(Reaktionen drivs åt det håll som tar upp värmet.)
Ex. Ammoniaksyntesen har ∆r H = - 92.4 kJ/mol, bör gå
vid låg temp.
(Dock för kinetiken behövs en högre temp. Ca. 300 oC.)
d) Tillsats av katalysator: Ändrar inte jämviktsläget, men
kan få det att ställa in sig snabbare.
Vid ammoniaksyntesen används järnkorn i keramik som
katalysator.
(Kap. 15.6 behandlas i samband med kemi och energi.)
