Lärandemål
- Förklara kemisk jämvikt.
- Skriv ett uttryck för att beräkna \(K\).
- Beräkna och jämföra Q- och K-värden.
- Försäkra de relativa mängderna av reaktanter och produkter baserat på jämviktskonstanten \(K\).
Vätegas och jodgas reagerar för att bilda vätejodid enligt följande reaktion:
\
\
\
Initialt sker endast den framåtriktade reaktionen eftersom ingen \(\ce{HI}\) är närvarande. Så snart det har bildats lite \(\ce{HI}\) börjar det sönderdelas tillbaka till \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\). Gradvis minskar hastigheten för den framåtriktade reaktionen medan hastigheten för den omvända reaktionen ökar. Så småningom blir hastigheten för kombinationen av \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\) för att producera \(\ce{HI}\) lika med hastigheten för nedbrytningen av \(\ce{HI}\) till \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\). När hastigheterna för den framåtriktade och den omvända reaktionen har blivit lika stora har reaktionen uppnått ett tillstånd av balans. Kemisk jämvikt är tillståndet i ett system där hastigheten för den framåtriktade reaktionen är lika med hastigheten för den omvända reaktionen.
Kemisk jämvikt kan uppnås oavsett om reaktionen börjar med alla reaktanter och inga produkter, alla produkter och inga reaktanter eller något av båda. Figuren nedan visar förändringar i koncentrationen av \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\) och \(\ce{HI}\) för två olika reaktioner. I den reaktion som visas i grafen till vänster (A) börjar reaktionen med endast \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\) närvarande. Det finns ingen \(\ce{HI}\) till en början. När reaktionen går mot jämvikt minskar koncentrationerna av \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\) gradvis, medan koncentrationen av \(\ce{HI}\) gradvis ökar. När kurvan jämnar ut sig och koncentrationerna blir konstanta har jämvikt uppnåtts. Vid jämvikt är koncentrationerna av alla ämnen konstanta.
I reaktion B börjar processen med endast \(\ce{HI}\) och ingen \(\ce{H_2}\) eller \(\ce{I_2}\). I detta fall minskar koncentrationen av \(\ce{HI}\) gradvis medan koncentrationerna av \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\) gradvis ökar tills jämvikt åter uppnås. Observera att i båda fallen är den relativa jämviktsläget detsamma, vilket framgår av de relativa koncentrationerna av reaktanter och produkter. Koncentrationen av \(\ce{HI}\) vid jämvikt är betydligt högre än koncentrationerna av \(\ce{H_2}\) och \(\ce{I_2}\). Detta gäller oavsett om reaktionen började med alla reaktanter eller alla produkter. Jämviktsläget är en egenskap hos den särskilda reversibla reaktionen och beror inte på hur jämvikten uppnåddes.
Villkor för jämvikt och typer av jämvikt
Det kan vara frestande att tro att när jämvikt har uppnåtts så upphör reaktionen. Kemisk jämvikt är en dynamisk process. De framåtriktade och omvända reaktionerna fortsätter att inträffa även efter att jämvikt har uppnåtts. Eftersom reaktionshastigheterna är desamma ändras dock inte de relativa koncentrationerna av reaktanter och produkter för en reaktion som befinner sig i jämvikt. Villkoren och egenskaperna hos ett system i jämvikt sammanfattas nedan.
- Systemet måste vara slutet, vilket innebär att inga ämnen kan komma in i eller lämna systemet.
- Jämvikt är en dynamisk process. Även om vi inte nödvändigtvis ser reaktionerna sker både framåt och bakåt.
- Hastigheterna för de framåtriktade och bakåtriktade reaktionerna måste vara lika stora.
- Mängden reaktanter och produkter behöver inte vara lika stora. Efter att jämvikt har uppnåtts kommer dock mängderna reaktanter och produkter att vara konstanta.
Beskrivningen av jämvikt i detta begrepp avser främst jämvikt mellan reaktanter och produkter i en kemisk reaktion. Andra typer av jämvikt är bland annat fasjämvikt och lösningsjämvikt. En fasjämvikt uppstår när ett ämne befinner sig i jämvikt mellan två tillstånd. Till exempel uppnår en proppflaska med vatten jämvikt när avdunstningshastigheten är lika stor som kondensationshastigheten. Lösningsjämvikt uppstår när ett fast ämne befinner sig i en mättad lösning. Vid denna punkt är upplösningshastigheten lika med omkristalliseringshastigheten. Även om detta är olika typer av omvandlingar gäller de flesta av reglerna om jämvikt för alla situationer där en process sker reversibelt.
Röda blodkroppar transporterar syre till vävnaderna så att de kan fungera. I avsaknad av syre kan cellerna inte utföra sina biokemiska uppgifter. Syre rör sig till cellerna som är fäst vid hemoglobin, ett protein som finns i de röda blodkropparna. Vid kolmonoxidförgiftning binds \(\ce{CO}\) mycket starkare till hemoglobinet, vilket blockerar syreanslutningen och minskar mängden syre som når cellerna. Behandlingen innebär att patienten andas rent syre för att tränga undan kolmonoxiden. Den jämviktsreaktion som visas nedan illustrerar förskjutningen mot höger när ett överskott av syre tillförs systemet:
\
Jämviktskonstant
Tänk på den hypotetiska reversibla reaktionen där reaktanterna \(\ce{A}\) och \(\ce{B}\) reagerar för att bilda produkterna \(\ce{C}\) och \(\ce{D}\). Denna jämvikt kan visas nedan, där de små bokstäverna representerar koefficienterna för varje ämne.
\
Som vi har fastställt är hastigheterna för de framåtriktade och omvända reaktionerna desamma vid jämvikt, och därför är koncentrationerna av alla ämnen konstanta. Eftersom detta är fallet står det klart att förhållandet mellan koncentrationerna för varje given reaktion vid jämvikt bibehåller ett konstant värde. Jämviktskonstanten \(\left( K_\text{eq} \right)\) är förhållandet mellan den matematiska produkten av en reaktions produkter och den matematiska produkten av koncentrationerna av reaktionens reaktanter. Varje koncentration höjs till potensen av sin koefficient i den balanserade kemiska ekvationen. För den allmänna reaktionen ovan skrivs uttrycket för jämviktskonstanten på följande sätt:
\^c \left^d}{\left^a \left^b}]
Koncentrationerna av varje ämne, som anges med hakparenteser runt formeln, mäts i molaritetsenheter \(\left( \text{mol/L} \right)\).
Värdet på jämviktskonstanten för en reaktion bestäms endast genom experiment. Som framgår av ovanstående avsnitt beror jämviktsläget för en viss reaktion inte på startkoncentrationerna och därför är värdet av jämviktskonstanten verkligen konstant. Den beror dock på reaktionens temperatur. Detta beror på att jämvikt definieras som ett tillstånd som uppstår när hastigheterna för framåtriktade och bakåtriktade reaktioner är lika stora. Om temperaturen förändras kommer motsvarande förändring i dessa reaktionshastigheter att förändra jämviktskonstanten. För alla reaktioner där en \(K_\text{eq}\) anges bör temperaturen anges.
När \(K_\text{eq}\) är större än 1 är täljaren större än nämnaren så att produkterna gynnas, vilket innebär att koncentrationen av dess produkter är större än koncentrationen av reaktanterna.
Om \(K_\text{eq}\) är mindre än 1 gynnas reaktanterna eftersom nämnaren (reaktanterna) är större än täljaren (produkterna).
Om \(K_\text{eq}\) är lika med 1 är koncentrationen av reaktanter och produkter ungefär lika.
Reaktionskvot
Reaktionskvoten, \(Q\), används när man ifrågasätter om vi befinner oss i jämvikt. Beräkningen av \(Q\) är exakt densamma som för \(K\) men vi kan bara använda \(K\) när vi vet att vi är i jämvikt. Genom att jämföra \(Q\) och \(K\) kan reaktionens riktning förutsägas.
- \(Q\) = \(K\) jämvikt
- \(Q\) < \(K\) reaktionen går åt höger för att bilda fler produkter och minska mängden reaktanter så värdet av \(Q\) kommer att öka
- \(Q\) > \(K\) reaktionen går till vänster för att bilda fler reaktanter och minska mängden produkter så värdet av \(Q\) kommer att minska
Bidragsgivare och tillskrivningar
-
CK-12 Foundation av Sharon Bewick, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson och Jean Dupon.
-
Allison Soult, Ph.D. (Department of Chemistry, University of Kentucky)