Reactions an Equilibrium Eller reaktioner och jämvikt

Hittills har vi framför allt behandlat reaktioner som fortgår tills en av reaktanterna tar slut. Men i avsnittet om syror och baser tittade ni antagligen också på reaktioner som avstannade innan reaktanterna förbrukats. När en svag syra löses i vatten, ex ättiksyra, HAc, startar en protolysreaktion som snart avstannar. Det är ju bara en lite del av svaga syror som protolyseras. (själva definitionen för svaga Lewis-Brønstedt - syror) I själva verket är det så att reaktionen fortgår, hela tiden, men den går både fram och tillbaka, lika snabbt i båda riktningarna.

Reversibla reaktioner Protolysen av ättiksyra i vatten är en reversibel reaktion, som går åt båda hållen. HAc + H2O ⇔ Ac- + H3O+ För reversibla reaktioner gäller att A + B  C + D sker samtidigt som C + D  A + B. Man markerar detta med en reaktionspil som går åt båda hållen, ⇔ eller Jämvikt råder då reaktionshastigheten är lika hög som reaktionshastigheten åt vänster I fallet med ättiksyran i vatten råder jämvikt när HAc + H2O  Ac- + H3O+, går lika snabbt som Ac- + H3O+  HAc + H2O

Reversibla reaktioner går till jämvikt Om vi tänker oss att ämne A låts reagera med ämne B för att bilda ämnena C och D, alltså A + B ⇔ C + D Vi har ju sett tidigare att hastigheten för en reaktion är koncentrationsberoende. Så hastigheten åt höger kan vi skriva som: v1 = k1 x [A] x [B], för från början har vi ju inga produkter C och D

Eftersom ämnena A och B förbrukas under reaktionens gång, minskar dess koncentration och reaktionshastigheten åt höger minskar. Se fig. 3.4 på s. 33 För reaktionen åt vänster kan vi skriva hastigheten som: v2 = k2 x[C] x [D]. Från början är den lika med noll eftersom det inte finns några produkter C och D. Men allt eftersom reaktionen går åt höger, skapas ju C och D och reaktionen åt vänster går därmed snabbar och snabbare.

Jämvikt Råder då v1 = v2 Reaktionerna fortsätter alltså att gå, både åt höger och åt vänster, lika snabbt. Ämnena skapas och förbrukas alltså med samma hastighet och koncentrationerna av ämnena håller sig därmed konstant. Man säger att jämvikten är dynamisk

Jämviktskonstanten Reaktioners reversibilitet uttrycks med jämviktsekvationen, som är giltig endast när jämvikt inträtt! Ämnenas koncentrationer betecknas med indexet j, vid jämvikt. För vår reaktion A + B ⇔ C + D, utrycks koncentrationerna vid jämvikt [A]j, [B]j, [C]j och [D]j. Då kan vi skriva: v1 = k1 x [A]j x [B]j v2 = k2 x [C]j x [D]j

Där K = k1/k2 Vid jämvikt är v1 =v2 och vi kan skriva: k1 x [A]j x [B]j = k2 x [C]j x [D]j Eller: Där K = k1/k2

För reaktionen ovan är alla koefficienter framför ämnena 1 För reaktionen ovan är alla koefficienter framför ämnena 1. Så är ju sällan fallet. Om vi antar vi istället har aA + bB ⇔ cC och dD, så kan vi skriva : Reaktionsformelns koefficienter blir exponenter för koncentrationerna i jämviktsekvationen. Eftersom jämviktkonstanten K, bara gäller vid jämvikt, är det egentligen inte alltid nödvändigt med indexet j.

För jämviktskonstanten gäller även Att varje reversibel reaktion har sin speciella jämviktskonstant. Jämviktskonstanten är temperaturberoende. Konstanten är oberoende av hur jämvikten uppnås, ex vilka ämnen man startar med eller deltagande av katalysator

Enheten Enheten på jämviktskonstanten är beroende av de reaktionsformelns koefficienter, så glöm nu inte att enhetsoperera!!!

Koncentrationskvoten Om man känner koncentrationskvoten, K, för en reversibel reaktion, borde man kunna kolla om reaktionen uppnått jämviktsläget eller inte Kvoten borde gå at beräkna, oavsett om systemet uppnått jämvikt eller inte, bara vi kan mäta koncentrationerna.

För reaktionen A + B  C + D blir koncentrationskvoten, Q

Om Q skiljer sig från K är system alltså inte i jämvikt. Men det strävar efter att uppnå jämvikt. Man kan alltså avgöra åt vilket håll reaktionen går, eller vilken av hastigheterna åt höger och vänster som är störst. Reaktionen med den största hastigheten ger en nettoreaktion. Åt det hållet fortgår reaktionen till jämvikt inställer sig.

Om Q är mindre än K, går nettoreaktionen åt höger Om Q = K är systemet i jämvikt Om Q är större än K, går nettoreaktionen ät vänster

Vad ska man med den vetskapen till då? Jo, tex. kan vissa reaktanter vara mycket dyra. Då vill man ju att de så långt som möjligt reagera till den sökta produkten och inte finns kvar som reaktant i jämviktsblandningen. Om man kan ”störa en jämvikt” så att mer produkter bildas, så skulle man kunna spara pengar =)

Koncentrationen Om man, till en reaktion där jämvikt ställt in sig, tillför mer av någon av reaktanterna, kan man förskjuta jämviktsläget mot produktsidan. Omedelbart då man tillsätter en av reaktanterna ger koncentrationskvoten Q ett värde skiljt från K. En nettoreaktion kommer driv systemet till jämvikt igen. Så att Q närmar sig och blir lika med K.

Tryck På samma sätt kan jämviktsläget förskjutas med hjälp av en tryckförändring. En tryckförändring på verkar koncentrationen, särskilt i gasformiga system. Titta på reaktionen. N2 + 3H2 ⇔ 2NH3 Koncentrationskvoten ser ut såhär:

Om vi minskar volymen till hälften, kommer det totala trycket att fördubblas Om volymen halveras kommer koncentrationerna att dubblas. Kommer då tryckändringen påverka jämviktsläget?

Vi tittar på den reversibla reaktionen aA + bB ⇔ cC, blir jämviktsekvationen Om vi halverade volymen  dubblade trycket  dubblade koncentrationen, blir jämviktsekvationen

Om vi låter reaktionen vara N2 + 3H2 ⇔ 2NH3, kommer vi vid trycket från början få Och vid volymhalveringen  tryckfördubblingen  koncentrationsfördubblingen får vi

Nettoreaktionen kommer gå åt det håll som för Q närmare K Nettoreaktionen kommer gå åt det håll som för Q närmare K. I fallen med tryckförändring kommer det bli åt det håll där det finns minst gasformiga ämnen. Gastrycket är ju proportionellt mot substansmängden (pV = nRT) I fallet vi såg nyss där Q < K kommer reaktionen gå åt höger. Om vi tittar på reaktionen kan man förstå det då färre gaspartiklar finns på produktsidan än på reaktantsidan

För koncentrations- och tryckförändringar ändras inte K För koncentrations- och tryckförändringar ändras inte K. En förändring ger upphov till Q, men en nettoreaktion ställer in jämvikten igen och Q går mot K Förändrar man däremot temperaturen kommer K förändras. Om reaktionen mot höger är endoterm kommer K öka med stigande temperatur. Jämviktsläget förskjuts åt höger. Om reaktionen åt höger är exoterm, kommer K minska med en temperaturökning. Jämvikten förskjuts åt vänster.

Le Chateliers princip Det vi tittade på, om att göra förändringar i jämviktsystem, sammanfattas i Le Chateliers princip: Om man gör en förändring i ett system i jämvikt, sker en nettoreaktion som går i den riktning som motvärkar ändringen