Reactions an Equilibrium

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 gälleratt 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 = k2x[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 = k1x[A]j x [B]j v2 = k2x [C]jx [D]j

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. 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. 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. 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

Reactions an Equilibrium