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.)