Att förändra jämviktsläget

I denna artikel ska vi gå igenom vad som händer med en jämvikt när man ändrar på saker i omgivningen. I princip går vi igenom hur man kan påverka en jämvikt. Rent praktiskt används kunskapen om jämvikter för att maximera utbytet i diverse reaktioner, och speciellt inom industrin.

En grundprincip för varför system förändras kan förklaras genom "Le Châteliers Princip" som säger att om man gör en föränding i ett system i jämvikt, så sker en nettoreaktion så att ändringen motverkas. Nedan kommer vi att gå igenom hur man kan förändra ett jämviktsläge som redan har ställt in sig.

 

Ändra temperaturen

Temperaturen spelar roll för en jämvikt av den anledning att reaktioner antingen tar upp eller avger värme när de sker. Om en reaktion är exoterm (avger energi till omgivningen) åt det ena hållet, så är den endoterm (tar upp energi från omgivningen) åt det andra hållet. En endoterm reaktion kräver att man tillför energi från omgivningen, och en högre temperatur gynnar denna typ av reaktion. Den motsatta reaktionen, den exoterma reaktionen, gynnas inte av högre värme, då det blir svårare att avge energi till omgivningen om energin redan är hög.

Konsekvensen av detta är att vi förändrar hastigheten hos reaktionen framåt och bakåt. Vi ändrar därmed på förhållandet mellan dem i jämvikt, och har därmed förändrat jämviktskonstanten K.

 

Åtgärd och effekt

Åtgärd: Öka temperaturen.

Effekt: Endoterma reaktioner gynnas. K förändras.

---

Åtgärd: Minska temperaturen.

Effekt: Exoterma reaktioner gynnas. K förändras.

 

Ändra koncentration av ingående ämne

När man ändrar en koncentration påverkar man inte K-värdet. Vid en ökning av en koncentration får vi tillgång till fler molekyler som kan reagera, men själva förhållandet mellan reaktanter och produkter ändras inte. När man ändrar på koncentrationen av ett ämne så förstör man jämvikten. Vi har ändrat på endast nämnaren eller täljaren i jämviktsekvationen.

\( \mathrm aA + bB \:\rightleftharpoons \:cC + dD\)

\(\mathrm {K}_c = \frac{[C]^c \cdot \:[D]^d}{[A]^a \cdot \:[B]^b}\)

Om vi exempelvis ökar koncentrationen av ämne A (vilket finns på vänster sida om reaktionen) kommer vi att ha ökat nämnarens värde i ekvationen, och jämvikten bryts. Q < K, vilket betyder att reaktionen går åt höger. Reaktionen åt höger minskar värdet på nämnaren och ökar värdet på täljaren tills jämvikt har återställts.

 

Åtgärd och effekt

Åtgärd: Tillsätt mer av en reaktant.

Effekt: Nettoreaktionen går åt höger för att motverka koncentrationshöjningen av ämnet. K förändras inte.

---

Åtgärd: Tillsätt mer av en produkt.

Effekt: Nettoreaktionen går åt vänster för att motverka koncentrationshöjningen av ämnet. K förändras inte.

 

Ändra volymen och därmed trycket (endast för gaser)

Att ändra volymen (och därmed trycket) för att påverka en jämvikt är ett fenomen som kan vara svårt att förstå, men vi ska göra ett försök att motivera det hela.

Exempelreaktion:

\( \mathrm 2A + 3B \:\rightleftharpoons \:2C\)   Vi har här fem partiklar på vänster sida, och två på höger.

Säg att vi har en jämviktskonstant som är lika med ett, och att alla koncentrationer är lika med 1 M.

Jämviktsekvationen ser då ut såhär:

\(\mathrm {K}_c = \frac{[C]^2}{[A]^2 \cdot \:[B]^3}\)

\(\mathrm {K}_c = \frac{(1 M)^2}{(1 M)^2 \cdot \:(1 M)^3} = 1 M^{-3}\)

Säg att vi halverar volymen (vilket betyder att trycket fördubblas). Detta betyder att alla koncentrationer blir dubbelt så stora som tidigare, alltså 2 M. Vi kommer även att rubba jämviktsläget.

\(\mathrm {Q}_c = \frac{(2 M)^2}{(2 M)^2 \cdot \:(2 M)^3} = 0,125 M^{-3}\)

Notera att nämnaren har ökat mycket mer än täljaren på grund av att det finns ett större antal molekyler på vänster sida (5 molekyler) om jämviktspilarna jämfört med höger sida (två molekyler).

Eftersom Q < K så går nettoreaktionen åt höger.

Det hela beror på antalet molekyler i den kemiska jämvikt (alltså reaktionsformeln) som är dominerande i gasblandningen. Ju fler molekyler som finns på en sida i jämviktsreaktionen, ju större blir påverkan på täljare eller nämnare i jämviktsekvationen vid en generell förändring av alla koncentrationer.

Om man ökar trycket kommer täljare eller nämnare att öka olika mycket om det inte finns "ett lika stort antal partiklar" på båda sidor om jämviktspilarna.

Vid ett ökat tryck: Om det finns fler molekyler till vänster om jämviktspilen kommer nämnare att öka mer än täljare. Q < K, och reaktionen går åt höger för att återställa jämvikten. Reaktionen går med andra ord åt det håll som innehåller minst antal molekyler om man tittar på reaktionsformeln.

 

En generell tryckförändring påverkar en jämvikt (men aldrig jämviktskonstanten!) endast om det finns olika många molekyler på varje sida om jämviktspilarna. På samma sätt som vi gjorde ovan kan vi kolla på fallet med lika många molekyler på varje sida om jämviktspilarna.

\( \mathrm A + B \:\rightleftharpoons \:C + D\)   Vi har här två partiklar på vardera sida.

\(\mathrm {K}_c = \frac{[C] \cdot \:[D]}{[A] \cdot \:[B]}\)

\(\mathrm {K}_c = \frac{1 M \cdot \:1 M }{1 M \cdot \:1 M} = 1\)

Och så halverar vi volymen (dubblar trycket):

\(\mathrm {Q}_c = \frac{2 M \cdot \:2 M}{2 M \cdot \:2 M} = 1 = K\)

Och därmed har vi visat att en volymsförändring endast påverkar en jämvikt där man har olika många partiklar på vardera sida om jämviktspilarna.

 

Åtgärd och effekt

Åtgärd: Öka trycket (minska volymen).

Effekt: Om det finns "fler" ämnen räknat i mängd molekyler på vänster sida reaktionspilen, så kommer en nettoreaktion ske åt höger. K förändras inte. Tvärt om för fler ämnen på höger sida. Om det är lika många ämnen på båda sidor händer ingenting.

Förklaring: På grund av större exponenter kommer den sida med flest molekyler att öka sitt värde mer än det med minst molekyler i jämviktsekvationen när man ökar koncentrationen via trycket.

---

Åtgärd: Minska trycket (öka volymen).

Effekt: Om det finns "fler" ämnen räknat i mängd molekyler på vänster sida reaktionspilen, så kommer en nettoreaktion ske åt vänster. K förändras inte. Tvärt om för fler ämnen på höger sida. Om det är lika många ämnen på båda sidor händer ingenting.

Förklaring: På grund av större exponenter kommer den sida med flest molekyler att minska sitt värde mer än det med minst molekyler i jämviktsekvationen när man minskar koncentrationen via trycket.

Artikeln skriven av Matias Ekstrand. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 11 september 2010. Senast uppdaterad 15 november 2014.

Comments are closed