KEMISK JÄMVIKT

I många kemiska reaktioner förbrukas de ingående ämnena helt, men inte alltid. I en jämviktsreaktion stannar en del av de ingående ämnena kvar i lösningen eller gasen. För att kunna göra beräkningar för sådana reaktioner har vi till hjälp en jämviktsreaktion och en jämviktskonstant.

Åt båda håll

Många kemiska reaktioner kan gå åt båda hållen och de behöver inte pågå tills någon reaktant helt förbrukats.

N2(g) + 3H2(g)        2NH3(g)
2NH3(g)   
    N2(g) + 3H2(g)
N2(g) + 3H2(g)    
   2NH3(g)
2NH3(g)  
  N2(g) + 3H2(g)

Reversibla reaktioner kan gå i båda riktningarna!

Olika typer av jämvikt

Jämvikt har inställt sig när hastigheterna för de båda motsatta reaktionerna är lika. Förhållandet mellan koncentrationerna hos reaktanter och produkter kan variera, som visas i grafen i mitten och till vänster.

Massverkans lag

Sambandet mellan reaktanter och produkter kallas Massverkans lag eller Guldberg-Waages lag:

Jämviktskonstanten, K, är en karaktäristisk storhet för reaktionen, men det är viktigt att ange för vilka villkor den gäller! Se även övningen Jämviktskonstanten!

Jämviktsberäkningar, exempel 1

En behållare som rymmer 2,0 dm3 innehåller vid 450°C en jämviktblandning. Denna består av 0,28 mol HI, 0,080 mol H2 och 0,020 mol I2. Bestäm jämviktskonstanten för bildandet av vätejodid vid försökstemperaturen.

Jämviktsberäkningar, exempel 2

För att framställa etylpropanoat utgår man från 1 mol propansyra och 1 mol etanol. Volymen antas vara v dm3. Jämviktskonstanten är 4,0. Hur stor substansmängd propansyra har vid jämvikt överförts till ester?

Att lösa ut x ur formeln ovan är inte kemi utan matematik. Denna typ av algebra skall du kunna.

Jämvikt eller inte?

Om koncentrationskvoten, Q, inte är lika med jämviktskonstanten, K, är systemet inte i jämvikt. Q beräknas på samma sätt som K.
Q = K  råder jämvikt
Q ≠ K råder inte jämvikt
Q > K  går nettoreaktionen åt vänster
Q < K  går nettoreaktionen åt höger  
 

Förskjutning av jämvikten, koncentration

Koncentrationen ändras

WA + XB      YC + ZD

1. Ökning av [A] eller [B] ger reaktion
2. Minskning av [A] eller [B] ger reaktion
3. Ökning av [C] eller [D] ger reaktion
4. Minskning av [C] eller [D] ger reaktion

Nettoreaktionen, jämviktsförskjutningen, motverkar alltid en påtvingad koncentrationsändring

Förskjutning av jämvikten, tryck

Trycket ändras

WA + XB      YC + ZD

1. Om w + x < y + z ger reaktion
2. Om w + x > y + z ger reaktion 
3. Om w + x = y + z  ändras inte jämviktsläget

Jämviktsläget påverkas bara av en tryckändring om substansmängden gas (antalet gasmolekyler) är olika på de båda sidorna i reaktionsformeln
 

Förskjutning av jämvikten, temperatur

Temperaturen ändras

WA + XB      YC + ZD

1. Om reaktionen → är exoterm: K avtar med stigande temperatur. Jämviktsläget förskjuts därför
2. Om reaktionen ← är endoterm: K ökar med stigande temperatur. Jämviktsläget förskjuts därför

En temperaturökning gynnar den endoterma reaktionen och sänkning den exoterma

Le Chateliers princip

Om man gör en förändring i ett system i jämvikt sker en nettoreaktion – en jämviktsförskjutning – så att ändringen motverkas.

Heterogena jämvikter

Betrakta jämvikten:

CaCO3(s)     CaO(s) + CO2(g)

I heterogena jämvikter befinner sig ämnena inte i samma aggregationstillstånd. Fasta ämnen har konstant koncentration som beror på densiteten. De skall därför inte finnas med i jämviktsekvationen.

Syra-bas-jämvikter

Se övningen Titrerkurva och övningsfrågorna nedan.

En liten rubrik.

Övningar

Jämviktsövning från lektionen den 11/3

Laborationer

Laborationerna i detta avsnitt är:
•Titrering av svag syra med stark bas.
•Jämviktsförsök med järntiocyanat.