Smakprov Syntes kemi 2

297t a b e l l e r

Anders Henriksson

kemi 2SynteS

4

Innehåll

3 Organisk kemi . . . . . . . . . . . . . . . . . . 36

Kolföreningarnas kemi 37Kolväten 38 Utblick: Användning av halogenalkaner 56

Utblick: Ozon och klorradikaler i atmosfären 62

Utblick: Eten och mogna frukter 67

Utblick: Syra som katalysator 71

Utblick: Difenyl och PCB 78

Utblick: DDT 79

Alkoholer 80 Utblick: Etanolens giftverkan/ Metanolens giftverkan 84

Utblick: Nitroglycerin i dynamit och medicin 87

Fenoler 88Etrar 89Tioler och disulfider 91Aminer 92Nitroföreningar 94Aldehyder och ketoner 95Karboxylsyror 99 Utblick: Mjölksyra på gott och ont 108

Utblick: Optisk isomeri och biologisk aktivitet 109

Estrar 112Sammanfattning 114Övningsuppgifter 119

1 Snabbt eller långsamt . . . . . . . . . . . . 6

Något om energiomsättning 7Reaktioners hastighet 10Sammanfattning 14Övningsuppgifter 15

2 Kemisk jämvikt . . . . . . . . . . . . . . . . . 16

Reaktioner i två riktningar 17Heterogena jämvikter 26Syra-bas-jämvikter 28Sammanfattning 33Övningsuppgifter 33

5

4 Makromolekyler . . . . . . . . . . . . . . . 128

Makromolekyler och polymerer 129Kolhydrater 130 Utblick: Pappersframställning förr och idag 142

Utblick: Kitin, pektin och agar 148

Lipider 149 Utblick: Ytspänning och tensider 156

Utblick: Tvättmedel 157

Proteiner 160 Utblick: Aminosyror som klockor 168

Något om enzymer 174Syntetiska polymerer 176Sammanfattning 186Övningsuppgifter 189

5 Cellen i funktion . . . . . . . . . . . . . . . 192

Den minsta levande enheten 193Nukleinsyror 194 Utblick: Kopiator för DNA-molekyler 205

En nukleotid som energibärare 208Cellmembran 209Fotosyntes 213Kemiskt bunden energi frigörs 214Sammanfattning 222Övningsuppgifter 223

6 Analytisk kemi . . . . . . . . . . . . . . . . . 224

Att avslöja innehållet 225Gravimetriska analyser 226Titreranalyser 228 Utblick: Försurning och alkalinitet 233

Jonbytare 244 Utblick: ”Uppsökande” jonbytare 247

Kromatografi 249Spektroskopiska analysmetoder 256 Utblick: Spektrofotometrisk luftanalys 261

Masspektrometri 268Sammanfattning 269Övningsuppgifter 270

Svar och kommentarer . . . . . . . . . . . 274

Register 288

Bildförteckning 293

Tabeller 294

Olika reaktionstyper 294

Elektronegativitetsvärden för ämnen i det periodiska systemets huvudgrupper 295

Elektrokemiska spänningsserien 295

Grundämnenas namn, tecken, atomnummer och atommassor 296

6 1 s n a b b t e l l e r l å n g s a m t ?

Snabbt eller långsamt?

1

1 s n a b b t e l l e r l å n g s a m t ? 7

Något om energiomsättningOm en gnista antänder knallgas, dvs. en blandning av vätgas och syrgas, sker en explosion under bildning av vatten. Reaktionen är fullbordad efter någon bråkdels sekund. Det kan däremot ta många år innan ett järnföremål rostar sönder fullständigt. Varför sker vissa reaktioner snabbare än andra och hur kan man påverka en reaktions hastighet? Innan vi svarar på dessa frågor ska vi repetera något om energiomsättningar vid kemiska reaktioner.

Det krävs kollisionerVi utgår från ämnet vätejodid HI som är gas vid rumstemperatur. Denn a är giftig, frätande och färglös. Om man värmer vätejodid till ca 200 °C i en behållare, färgas innehållet lila. Det beror på att väte-jodiden reagerar så att det bildas vätgas H2 och lila jodånga I2. Re-aktionen är endoterm (den upptar energi från omgivningen) och kan sammanfattas på följande sätt.

2 HI(g) + energi H2(g) + I2(g)

Beståndsdelarna (atomerna, jonerna respektive molekylerna) i ett ämne har värmerörelse och ämnets temperatur är ett mått på hur snabbt partiklarna rör sig. Detta gäller även molekylerna i gasen vätejodid. Ju varmare gasen är desto snabbare rör sig molekylerna och desto kraftigare kolliderar de med varandra. Om två molekyler kolliderar tillräckligt kraftigt på det sätt som visas överst till höger, bildas ett instabilt och kortlivat aktiverat komplex H2I2. Detta energirika kom-plex splittras genast genom att elektronparbindningarna (de kovalent a bindningarna) mellan väte- och jodatomerna bryts, varpå det bildas nya bindningar som förenar väteatomerna till en väte molekyl H2 respektive jodatomerna till en jodmolekyl I2. Sannolikheten för att väte-jodiden ska reagera på detta sätt ökar med temperaturen, eftersom ökad värmerörelse ger fler och framför allt kraftigare kollisioner. Det räcker inte att molekyler som kolliderar har hög rörelseenergi för att de ska reagera med varandra. De måste också kollidera på ett sätt som är gynnsamt för att bilda ett aktiverat komplex. Bilden till höger visar en kollision med utebliven reaktion. Där repellerar mole-kylernas elektronmoln varandra utan att bindningar bryts.

Till vänster: Ämnen i fyrverkerier reagerar snabbt medan andra exempel på kemiska reaktioner är mycket långsamma.

HI

HI

HI

HI

H2I2aktiverat komplex

H2 I2

Molekyler i vätejodid som kollidera r med tillräcklig energ i och på rätt sätt för att reagera. Först bildas ett aktiverat komplex H2I2 som genast ”faller sönder” till H2 och I2. Klammern runt det aktiverade komplexet markerar att detta är ett kort livat övergångstillstånd.

Molekyler i vätejodid som kolliderar på ett sätt som inte leder till reaktion.


En endoterm reaktionVi fortsätter att studera vätejodidens reaktion under bildning av väte och jod. Av diagrammet nedan framgår att det aktiverade komplexet H2I2 innehåller mer energi än de båda vätejodidmolekylerna som rea-gerar. Därför måste energi tillföras för att det aktiverade komplexet ska bildas. Denna energi kallas aktiverings energi och krävs för att reaktionen ska komma igång.

När det aktiverade komplexet övergår till en väte- och en jod-molekyl frigörs energi. Det framgår också av figuren att väte- och jodmolekylen har lägre energiinnehåll än det aktiverade komplexet. Reaktion ens produkter (H2 + I2) har dock ett större energiinnehåll än reaktanterna (2HI). Hela reaktionen kräver därför ett nettotillskott av energi. Reaktionen är endoterm.

I Syntes kemi 1 infördes begrep-pet entalpi som även kallas ”värme-innehåll”. Entalpi betecknas H och har enheten 1 J. Vid en kemisk re-aktion kan man mäta entalpiänd-ringen ∆H som anger hur mycket energi i form av värme som tas från omgivningen respektive lämnas till omgivningen.

∆H = ∑Hprodukter – ∑Hreaktanter

För endoterma reaktioner är ∆H positivt. Det visar att dessa reaktio-ner tar värme från omgivningen.

Anledningen till att vissa förlopp i kemiska reaktioner kostar energi medan andra avger energi, är att bindningar bryts respektive bildas. För att en bindning ska brytas krävs att atomerna eller jonerna som attraherar varandra skiljs åt. Detta kräver arbete och energi förbrukas alltså. Hur mycket energi som behövs för att bryta en viss bindning beror på vilken typ av bindning det är. Generellt behövs mer energi för att bryta starka bindningar än svaga.

När det bildas kemiska bindningar frigörs energi. Det frigörs lika mycket energi när en viss bindning uppstår som det åtgår för att bryta samma bindning.

Nu kan vi konstatera att det krävs något mer energi för att bryta bindningarna mellan väte och jod i två vätejodidmolekyler, än vad som frigörs då atomerna sedan förenas till en väte- och en jodmolekyl. Därför är reaktionen endoterm.

Energi

Tid

HI HI

H2I2

H2

I2

Aktiveringsenergi

∆H

Energidiagram för reaktionen 2 HI H2 + I2 . Reaktionen är endoterm.


Exoterma reaktionerEnergidiagrammet ovan beskriver hur vätgas och syrgas reagerar unde r bildning av vatten. Den beskriver med andra ord en ”knallgasexplo-sion”. Under reaktionen frigörs energi till omgivningen. Reaktionen är alltså exoterm och kan sammanfattas med följande formel.

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) + energi

Trots att reaktionen totalt sett avger energi till omgivningen, be-höver man tillföra energi för att den ska starta. Det krävs nämligen aktiverings energi för att bryta bindningarna i de reagerande mole-kylerna. Det räcker dock med en liten gnista för att en obegränsat stor volym av vätgas och syrgas ska reagera fullständigt. Det räcker nämligen att bindningarna i några få väte- och syremolekyler har bru-tits, för att några vattenmolekyler ska bildas. När dessa molekyler bildas frigörs energi som i sin tur kan få fler väte- och syremolekyler att reagera. När den exoterma reaktionen väl har satts igång är den ”självförsörjande” på aktiveringsenergi.

Om man antänder ett magnesiumband fortsätter metallen att brin-na med en het, vit låga. Det som händer är att magnesium reagerar med luftens syrgas under bildning av magnesiumoxid MgO. Denna reaktion är naturligtvis också exoterm.

Magnesium kan även reagera med luftens syrgas vid rumstempe-ratur, men då sker reaktionen mycket långsamt. Att detta är möjligt beror på att luftens syrgasmolekyler rör sig olika fort. Vid en viss tem-peratur har några syrgasmolekyler mer rörelseenergi än andra. Man kan säga att temperaturen är ett mått på partiklarnas medelenergi. Därför kan det även vid rumstemperatur inträffa att någon syrgas-molekyl har tillräcklig energi för att reagera med magnesium. Här kan vi nämna att finpulvriserat magnesiumdamm är mycket lättantändligt och kan orsaka en explosion.

Energidiagram för reaktionen

2 H2 + O2 2 H2O. Reaktionen är exoterm och ∆H är negativt.

Om magnesium antänds brinner den med en mycket varm låga. Magnesium kan även reagera med syrgas spontant utan antändning, men då sker reaktionen mycket långsamt.

Energi

Tid

H2 H2 O2H2O H2O

Aktiveringsenergi

∆H


Reaktioners hastighetHur snabbt en kemisk reaktion sker påverkas inte bara av vilka ämnen som reagerar. Koncentration, finfördelning och temperatur har också stor betydelse. Dessutom kan reaktioner påskyndas av katalysatorer.

De reagerade ämnenas egenskaper

Om man lägger en bit natrium i vatten sker en snabb och häftig reak-tion enligt följande formel.

2 Na(s) + 2 H2O(l) H2(g) + 2 Na+(aq) + 2 OH –(aq)

En natriumatom har en enda valenselektron som den är benägen att avge för att få ädelgasstruktur. Därför är natrium en metall som lätt reducerar andra ämnen, samtidigt som den själv oxideras till natrium-joner. I ovanstående reaktion är det väteatomer som reduceras (tar emot elektroner). Vätets oxidationstal minskar från +I i vatten till 0 i vätgas.

Hur benägna metaller är att reagera och reducera andra ämnen framgår av den elektrokemiska spänningsserien nedan och som du läste om i Syntes kemi 1. I den elektrokemiska spänningsserien hit-tar du t.ex. magnesium till höger om natrium. Om man lägger en bit magnesium i vatten tycks det först inte ske någon reaktion, men med tiden kan man se att metallen påverkas. Längst till höger i den elektro kemiska spänningsserien finns ädelmetallerna silver, guld och platina. De är mycket reaktionströga och påverkas så lite av t.ex. luft och vatten att de förekommer i fri form (som rena grundämnen) i naturen.

Den här boken handlar till stor del om organiska ämnen (kol-föreningar). Deras benägenhet att reagera med andra ämnen påverkas av bl.a. bindningarna mellan kolatomerna. Som exempel kan vi nämna att etenmolekyler har dubbelbindningar mellan sina kolatomer och är mer reaktionsbenägna än etanmolekyler som har enkelbindningar. Mer om detta i kapitel 3.

Etanmolekyl.

Etenmolekyl.

K Ca Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Ag Au PtNa

Avtagande förmåga att reducera andra ämnen

Den elektrokemiska spänningsserien. De mest ädla metallerna står längst till höger.


KoncentrationOm man lägger en bit zink i saltsyra bildas vätgas samtidigt som zinke n löses upp (zinkjoner bildas). Reaktionen kan beskrivas så här

Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

eller så här

Zn(s) + 2 H3O+(aq) H2(g) + Zn2+(aq) + 2H2O

Lägger man zinken i saltsyra med hög koncentration blir vätgasut-vecklingen häftigare och zinken löses snabbare än om den placeras i saltsyra med låg koncentration.

För att en reaktion ska ske måste de reagerande ämnenas bestånds-delar (atomer, joner eller molekyler) stöta ihop. I salt syran med hög koncentration finns fler oxoniumjoner per volyms enhet än i den mer utspädda syran. Därmed inträffar också fler kollisioner per tidsenhet mellan oxoniumjoner och zink-atomer i den koncentrerade syran än i den utspädda. Detta förklarar varför reaktions-hastigheten ökar med koncentrationen.

Hur finfördelade ämnena ärOm man placerar ett helt zinkbleck i salt-syra reagerar detta långsammare än om man tillsätter zinkmetallen i pulverform. I pulvret har de många zinkkornen en större sammanlagd area än vad zinkblecket har. Därmed inträffar flest kollisioner per tids-enhet mellan oxoniumjoner och zinkatomer då den pulverformade metallen reagerar.

Svåra dammexplosioner kan orsakas av material som normalt inte förknippas med fara, t.ex. mjöl från spannmålshantering eller trädamm. Olyckorna kan inträffa då dessa finfördelade material finns i slutna rum och antänds vid t.ex. gnistbildning.

Spannmålsförråd är exempel på dammiga miljöer med överhängande risk för explosioner.


TemperaturOm man lägger lika stora zinkbitar i varm respektive kall saltsyra (med samma koncentration) blir reaktionsförloppet snabbast i den varma syran. Vi kan konstatera att reaktionshastigheten ökar med temperaturen.

Höjd temperatur hos de reagerande ämnena innebär att fler par-tiklar (atomer, joner eller molekyler) har energi som är större än aktiveringsenergi n. Med stigande temperatur ökar därför antalet par-tikelkollisioner som leder till att gamla bindningar bryts så att nya kan bildas.

KatalysatorKolmonoxid CO och kvävemonoxid NO är två exempel på giftiga gaser som bildas i förbränningsmotorer i t.ex. bilar. Dessa kan reagera med varandra eller med syrgas under bildning av de ogiftiga ämnen a koldioxid CO2 och kvävgas N2. Utan avgasrening är dock dessa reaktione r så långsamma att de saknar betydelse för att ”avgifta” av-gaserna. Därför används avgasrenare som påskyndar reaktionerna.

Avgasrenare innehåller katalysatorer, dvs. ämnen som påskyndar reaktioner utan att själva förbrukas. I avgasrenare för bilar ingår ofta platina, rodium och palladium som katalysatorer. Dessa metaller finns i tunna kanaler som avgaserna passerar på sin väg ut genom bilarnas

Energiomsättningen under en reaktion utan katalysator (röd) och med katalysator (grön). Katalysatorn sänker aktiveringsenergin.

ReaktanterMed katalysator

Utan katalysator

Produkter

Reaktionsförlopp

Energi


Innan bilens avgaser släpps ut har de passerat en avgasrenare med katalysatormetaller. Tack vare dessa omvandlas en stor andel av avgasernas kolmonoxid, kväveoxider och kolväten till koldioxid, kvävgas och vattenånga. Avgasernas vattenånga kyls och kondenserar när den släpps ut. Därav den vita ”röken” som främst består av vattendroppar.

avgasrör. Katalysatormetallerna binder tillfälligt de oönskade gas-molekylerna. När detta sker försvagas bindningarna inom molekyl-erna. När t.ex. bindningarna mellan kvävet och syret i NO-molekyler försvagas, kan CO-molekyler överta syret från NO-molekylerna och bilda koldioxid. Därefter kan de överblivna kväveatomerna bilda kvävgasmolekyler.

Katalysatorer påskyndar kemiska reaktioner genom att de sänker reaktionernas aktiveringsenergi. Man ska komma ihåg att katalysa-torer aldrig kan få icke-spontana reaktioner att ske spontant. De kan endast påskynda ”möjliga” reaktioner.

Kemiska reaktioner i växters och djurs celler sker ofta snabbt trots låg temperatur (37 °C hos människan). Detta är möjligt tack vare enzymer. Så kallas de katalysatorer som är verksamma i levande varelser och som normalt består av protein. I en cell kan det faktiskt pågå ett par tusen olika kemiska reaktioner samtidigt. Var och en av dessa styrs av ett eget enzym.


S a m m a n f at t n i n g

Kapitel 1

För att partiklar (atomer, joner eller molekyler) ska reagera, krävs att dessa kolliderar med tillräcklig energi och på ett sätt som är gynnsamt för reaktione n .

Det behövs energi från omgiv-ningen för att bryta kemiska bindningar och det frigörs energi till omgivningen då kemiska bindningar bildas . En reaktion är endoterm om kostnaden för att bryta bind-ningarna är högre än energi-vinsten då nya bindningar uppstår under reaktionen . För en exoterm reaktion gäller det motsatta .

För att en reaktion ska komma igång krävs aktiveringsenerg i, dvs . ett energi tillskott som skapa r ett aktiverat komplex och bryter bindningar hos reaktantern a .

Ett ämnes ”värmeinnehåll” kalla s entalpi och betecknas H .

∆H = ∑Hprodukter – ∑Hreaktanter

∆H < 0 om en reaktion är exoterm

∆H > 0 om en reaktion är endoterm

Reaktions- hastigheten ökar

– om reagerande ämnens koncentrationer ökar

– om reagerande ämnen finfördelas

– om temperaturen stiger

– om en katalysator deltar

Endoterm reaktion

Energi

Tid

Aktiveringsenergi

∆HReaktanter

Produkter

Energi

Tid

ReaktanterProdukter

Aktiveringsenergi

∆H

Exoterm reaktion

15

Ö v n i n g S u p p g i f t e r

1.1 Utnyttja dina kunskaper från Kemi 1 och ange vilka av nedanstående reaktioner som är exoterm a respektive endoterma?

a C + O2 CO2

b 2 Na(s) + 2 H2O(l) H2(g) + 2 Na+(aq) + 2 OH–(aq)

c H2O(s) H2O(l)

d CaSO4 · 5 H2O(s) CaSO4(s) + 5 H2O(g)

e NaOH(s) NaOH(aq)

1.2 Om man värmer en blandning av väte H2(g) och jod I2(g) bildas vätejodid HI(g) .

a Skriv en reaktionsformel för reaktionen .

b Är denna reaktion exoterm eller endoterm? (Jämför med reaktionen på sidan 7 .)

c Ökar reaktionshastigheten om antalet vätemolekyler i den ursprungliga reaktionsblandningen fördubblas, utan att antalet jodmolekyler förändras?

1.3 Du löser zink i saltsyra . Varför ökar reaktionshastighete n om

a saltsyrans koncentration ökas

b zinkmetallen finfördelas

c temperaturen höjs

1.4 Om man låter en blandning av vätgas och syrgas strömma förbi en rumstempererad yta av platina, börjar vätgasen brinna . Varför?

1.5 Om du lägger magnesium i saltsyra sker reaktione n

Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)

Man kan följa reaktionshastigheten genom att samla upp vätgasen som bildas och mäta dess volym efterhand som reaktion en pågår . Diagrammet nedan visar volym en vätgas som funktion av tiden under ett sådant försök . För-klara varför kurvan i diagrammet böjer av som den gör .

Volym (cm3)

100

50

0

0 40 80 120 160 200 240 Tid (s)

1.6 På sidorna 8 och 9 finns exempel på energi-diagram för två olika reaktions förlopp . Rita ett sådant diagram (schematiskt och utan att grader a axlarna) för en reaktion mellan vät-gas och syrgas under bildning av vatten . Låt diagrammet innehålla två kurvor som vardera beskriver ett av följande två fall

a reaktionen sätts igång med en låga

b gasblandningen fås att reagera med hjälp av platina

Kemisk jämvikt

2

2 k e m i s k j ä m v i k t 17

+– +–

Reaktioner i två riktningarEn syra är ett ämne som avger protoner H+. När man löser ättiksyra HAc i vatten avges protoner till vattenmolekyler enligt följande reak-tionsformel:

HAc + H2O Ac– + H3O

+

Acetatjonen Ac– som bildas ovan kan själv reagera som en bas, dvs. den kan uppta en proton från en syra. Därför reagerar acetatjoner med oxoniumjoner H3O

+ på följande sätt:

Ac– + H3O+ HAc + H2O

Vi ser att reaktionen mellan ättiksyra och vatten är reversibel (om-vändbar). Det kan vi illustrera genom att skriva ovanstående reak-tionsformler på följande sätt:

HAc + H2O Ac– + H3O+

När ättiksyran löses i vattnet går reaktionen först åt höger (Ac– och H3O

+ bildas). Efterhand som koncentrationerna av Ac– och H3O+ ökar,

reagerar alltfler partiklar enligt reaktionspilen som pekar åt vänster (HAc och H2O bildas). Snart inställer sig en jämvikt som innebär att HAc bildas i samma takt som HAc avger protoner. Vid denna jämvikt förändras inte längre de olika partikelslagens koncentrationer.

Många kemiska reaktioner är reversibla på samma sätt som ovan-stående syra-bas-reaktion. Det gäller inte minst inom den organiska kemin som har stort utrymme i den här boken.

Till vänster: Många kemiska reaktioner kan gå åt två håll och kallas reversibla (omvändbara). Det gäller t.ex. de syrabasreaktioner som beskrevs i kurs 1.

HAc

Syrabasjämvikt då ättiksyra lösts i vatten. HAc är en vanlig förkortning för CH3COOH.

H2O

Ac–

H3O+

18 2 k e m i s k j ä m v i k t

Jämviktsekvationer och jämviktskonstanterVi ska nu studera reversibla reaktioner lite närmare och inleder för enkelhetens skull med ett allmänt fall. Vi tänker oss att ämnena A och B reagerar under bildning av C och D. C och D kan dessutom reagera så att A och B återbildas. Denna reversibla reaktion har följande jäm-viktsformel:

A + B C + D

Vid jämvikt finns ett samband mellan koncentrationerna av A, B, C och D. Därför kan man ställa upp en s.k. jämviktsekvation. I den används klamrar för att visa att ekvationen gäller för partikelslagens koncentrationer, t.ex. [A] = koncentrationen av ämnet A.

[C] · [D]Jämviktsekvation: = K (konstant) [A] · [B]

Enligt en internationell överenskommelse tecknas alltid jämviktsek-vationer på ovanstående sätt. Det innebär att i ekvationens täljare multipliceras koncentrationerna för de partikelslag som tillhör jäm-viktsformelns högra led. I nämnaren multipliceras koncentrationerna för partikelslagen i jämviktsformelns vänstra led.

Vid en viss temperatur är kvoten som beräknas enligt jämvikts-ekvationen för en reaktion konstant och betecknas K. Värdet på K är alltså oberoende av vilka koncentrationer man startat med innan jämvikten ställt in sig. Värdet är dessutom oberoende av om man ut-går från ämnena i jämviktsformelns vänstra led eller i dess högra led då reaktionen sätts igång. Detta förutsätter naturligtvis att jämvikts-formeln skrivs på samma sätt oberoende av vilka ämnen man utgår från. Skrivs jämviktsformeln så att [A] och [B] hamnar i jämviktsek-vationens täljare erhålls en annan jämviktskonstant än om [A] och [B] hamnar i nämnaren. När man anger värdet på en jämviktskonstant för en reaktion bör man därför även ange jämviktsformeln för att undvika missförstånd.

För långsamma reaktioner tar det längre tid att uppnå jämvikt än för snabba reaktioner. Om man påskyndar reversibla reaktioner med katalysatorer uppnås jämviktsläget snabbare än om katalysatorer saknas. Katalysatorerna ändrar dock inte jämviktsläget och därmed inte heller jämviktskonstanten. De ökar nämligen de reversibla reak-tionernas hastigheter lika mycket i båda riktningarna.

Det var två norrmän, nämligen matematikern Cato Guldberg och kemisten Peter Waage som visade att jämviktsekvationen enligt det allmänna exemplet till höger gäller . De presenterade ekvationen år 1864 . Den utgör grunden för läran om kemisk jämvikt och kallas även för massverkans lag eller Guldberg-Waages lag .


Om inte samtliga koefficienter är 1

Om väte och jod reagerar i ett slutet kärl inställer sig följande gas-jämvikt:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

I denna jämviktsformel har H2 och I2 koefficienterna 1, medan väte-jodiden HI har koefficienten 2. För att formeln ska likna det allmänna fallet på föregående sida (där samtliga koefficienter är 1) kan den skrivas på följande sätt:

H2(g) + I2(g) HI(g) + HI(g)

Det ger följande jämviktsekvation:

[HI] · [HI] [HI]2

= = K [H2] · [I2] [H2] · [I2]

Vi ser att koefficienten 2 för HI i reaktionsformeln medför att [HI] ska upphöjas till exponenten 2 i jämviktsekvationen. Detta samband mellan koefficienter och exponenter gäller även för andra jämvikts-reaktioner (se exemplet ”Framställning av ammoniak” nedan).

Jämviktskonstanternas enheter

Jämviktskonstanten för ovanstående reaktion mellan väte och jod är dimensionslös, dvs. 1. Det framgår om vi sätter in enheterna i jämvikts-ekvationen. 1 M (molar) = 1 mol/dm3.

M2

= 1 M · M

Jämviktskonstanter för olika reaktioner kan ha olika enheter (se nedan stående exempel).

e x e m p e l : Framställning av ammoniak

Följande gasjämvikt ligger till grund för teknisk framställning av ammoniak:

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

a Ställ upp gasjämviktens jämviktsekvation . b Ange jämviktskonstantens enhet .

Lösning: [NH3]2

a Jämviktsekvationen är = K [N2 ] · [H2 ]

3

M2

b Jämviktskonstantens enhet är = M–2 . M · M3

Ö 2.1– 2.3


Beräkningar på jämviktssystem

Nedan följer tre exempel som visar hur man kan utföra beräkningar på jämviktssystem.

e x e m p e l : Bildning av vätesulfid

Vid temperaturen 750 °C är jämviktskonstanten 9,4 · 105 M–1 för gasjämvikten

2 H2(g) + S2(g) 2 H2S(g)

Då denna reaktion nått sitt jämviktsläge vid 750 °C uppmättes [H2] till 0,23 M och [H2S] till 0,44 M . Beräkna jämviktskoncentrationen för S2 .

Lösning: [H2S]2 [H2S]2 (0,44 M)2

Jämviktsekvationen är = K [S2] = = = 3,9 · 10–6 M [H2 ]

2 · [S2 ] [H2 ]2 · K (0,23 M)2 · 9,4 · 105 M–1

Svar: Vid jämvikt är [S2 ] = 3,9 · 10–6 M .

e x e m p e l : Reaktion mellan väte och jod

Vid ett experiment införde man 7,2 · 10–2 mol H2 och 5,2 · 10–2 mol I2 i en behållare med volymen 1,0 dm3 och värmde till 425 °C . Därvid erhölls följande gasjämvikt:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Då reaktionen nått sitt jämviktsläge hade det bildats 9,2 · 10–2 mol HI . Beräkna jämviktskonstanten för bildning av vätejodid vid 425 °C .

Lösning: Reaktionsformeln ger följande ekvivalensförhållanden:

2 mol HI B 1 mol H2 B 1 mol I2

1 mol HI B 0,5 mol H2 B 0,5 mol I2

9,2 · 10–2 mol HI B 4,6 · 10–2 mol H2 B 4,6 · 10–2 mol I2

Då 9,2 · 10–2 mol HI bildas förbrukas 4,6 · 10–2 mol H2 respektive I2 .

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Substansmängd från början (mol): 7,2 · 10–2 5,2 · 10–2 –

Substansmängd vid jämvikt (mol): (7,2 – 4,6) · 10–2 (5,2 – 4,6) · 10–2 9,2 · 10–2

[HI]2

K = = = 54 [ H2 ] · [ I2 ] (7,2 – 4,6) · 10–2 (5,2 – 4,6) · 10–2

· 1,0 1,0

Svar: Jämviktskonstanten är 54 .

9,2 · 10–2 2( )1,0


e x e m p e l : Kolmonoxid och vatten

Vid 500 °C är jämviktskonstanten 5,9 för följande gasjämvikt:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

I ett fall sammanfördes 1,0 mol kolmonoxid och 1,0 mol vattenånga i en behållare och upphettades till 500 °C . Beräkna substansmängden vätgas vid jämvikt .

Lösning: [CO2 ] · [H2 ]Jämviktsekvationen är = K = 5,9 [CO] · [H2O]

Reaktionsformeln ger följande ekvivalensförhållanden:

1 mol CO B 1 mol H2O B 1 mol CO2 B 1 mol H2

Vi antar att det hade bildats x mol H2 och därmed x mol CO2 vid jämvikt . Då återstod (1,0 – x) mol CO och (1,0 – x) mol H2O .

Vi antar att systemet hade volymen v dm3 och för in ämnenas koncentrationer vid jämvikt i jämviktsekvationen . (Observera att v försvinner ur ekvationen .)

x x · v v x 2

= = 5,9 (1,0 – x) (1,0 – x) (1,0 – x)2

· v v

Denna andragradsekvation kan vi lösa genom att dra kvadratroten ur båda leden . Vi får då

x = + 2,43 varav x = 0,71

1,0 – x (–)

Den negativa roten –2,43 förkastas då både x och (1,0 – x) måste vara positiva tal .

Svar: Substansmängden vätgas vid jämvikt är 0,71 mol .

Framställning av vätgasMan kan framställa vätgas genom att leda vattenånga över glödande kol. Då sker följ-ande reaktion:

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)

Kolmonoxiden som bildas reagerar också med det vatten som tillförs i form av ånga. Detta är en jämviktsreaktion.

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Genom att anpassa temperaturen kan man förskjuta denna jämvikt åt höger. Det inne-bär att man anpassar temperaturen så att värdet på jämviktskonstanten blir stort. På så sätt bidrar reaktionen mellan kolmonoxid och vatten till att öka utbytet av vätgas per förbrukad mängd kol (se jämviktskonstan-tens temperaturberoende på sidan 25).

Ö 2.4– 2.9


Att avgöra om jämvikt har uppnåtts

Om man känner jämviktskonstanten för ett system samt de reageran-de ämnenas koncentrationer kan man beräkna om systemet uppnått sitt jämviktsläge eller inte. För att visa hur detta går till utnyttjar vi reaktionen i exemplet på föregående sida.

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

I en behållare som höll temperaturen 500 °C förekom vid ett tillfälle de fyra gaserna CO(g), H2O(g), CO2(g) och H2(g) i lika koncentra-tioner, nämligen [CO] = [H2O] = [CO2] = [H2] = 0,010 M. Nu ska vi ta reda på om systemet befann sig i jämvikt vid detta tillfälle. Om det inte befann sig i jämvikt ska vi även bestämma åt vilket håll (höger el-ler vänster i reaktionsformeln) nettoreaktionen fortsatte för att uppnå jämviktsläget.

Vid 500 °C är systemets jämviktskonstant 5,9. Om systemet upp-nått jämviktsläget ska vi därför få svaret 5,9 då vi beräknar kvoten

[CO2] · [H2]

[CO] · [H2O]

När vi beräknar kvoten med de givna koncentrationerna (0,010 M för var och en av gaserna) kan vi inte kalla den K (jämviktskonstanten) eftersom vi inte vet om systemet var i jämvikt. Därför kallar vi den Q. Vi sätter in de uppmätta koncentrationerna och beräknar Q.

[CO2] · [H2] 0,010 M · 0,010 MQ = = = 1,0 [CO] · [H2O] 0,010 M · 0,010 M

Vi ser att Q (1,0) < K (5,9) och därför var systemet inte i jämvikt.Ett system som inte befinner sig i jämvikt ”strävar” mot sitt jäm-

viktsläge. Det innebär att ämnen i icke-balanserade system alltid rea-gerar på sådant sätt att Q närmar sig K.

Då Q < K (som i vårt exempel) fortsätter nettoreaktionen åt höger i reaktionsformeln. Då växer värdet på Q i takt med att täljaren ökar och nämnaren minskar i jämviktsekvationen.

Då Q > K fortsätter nettoreaktionen åt vänster i reaktionsformeln. Då minskar värdet på Q efterhand som täljaren minskar och nämnaren ökar.

Q = KSystemet befinner sig i jämvikt .

Q ≠ KSystemet befinner sig inte i jämvikt .

Q < KNettoreaktionen går åt höger i reaktions-formeln .

Q > KNettoreaktionen går åt vänster i reaktions-formeln . Värdet på Q avslöjar om en reaktion är i jämvikt eller

inte och åt vilket håll en eventuell nettoreaktion sker.

Ö 2.10


Jämviktslägets koncentrationsberoendeI exemplet på sidan 21 studerade vi följande gasjämvikt:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Precis som i exemplet på sidan 21 tänker vi oss att 1,0 mol CO och 1,0 mol H2O sammanförs i en sluten behållare där ämnena får reagera till jämvikt vid 500 °C. När jämvikten har ställt in sig innehåller behål-laren följande substansmängder (se beräkningen på sidan 21):

JÄMVIKT n(CO) = 0,29 mol n(CO2) = 0,71 mol

1 n(H2O) = 0,29 mol n(H2) = 0,71 mol

Nu tänker vi oss att ytterligare 1,0 mol vatten pressas in i behållaren, varpå gasblandningen får reagera till jämvikt vid 500 °C. Då har vi sammanfört totalt 1,0 mol CO och 2,0 mol H2O och beräknar på nytt de olika ämnenas substansmängder vid jämvikt. Vi får följande resultat:

JÄMVIKT n(CO) = 0,12 mol n(CO2) = 0,88 mol

2 n(H2O) = 1,12 mol n(H2) = 0,88 mol

Vid den första jämvikten återstår 29 % av den ursprungliga kolmon-oxiden och vid den andra endast 12 %. Vi kan alltså få en ökad andel kolmonoxid att reagera genom att öka koncentrationen av vatten i be-hållaren. Med vattnet ökar även behållarens koncentrationer av koldi-oxid och väte. Genom att öka koncentrationen av ett ämne (t.ex. vat-ten) i reaktionsformelns vänstra led kan vi med andra ord ”förskjuta jämvikten” åt höger (vi kan öka nettoreaktionen åt höger).

Om vi i stället hade minskat koncentrationen av vatten i behål-laren, hade jämvikten förskjutits åt vänster. Därmed hade jämvikts-koncentrationen av kolmonoxid ökat, medan koncentrationerna av koldioxid och väte hade minskat.

Allmänt gäller att om man ändrar koncentrationen av ett ämne/partikelslag i en jämvikt, förskjuts jämvikten i sådan riktning att änd-ringen av ämnets/partikelslagets koncentration motverkas.


Jämviktslägets tryckberoendeVi ska nu studera hur jämvikten påverkas i ett gasformigt system om man ändrar systemets tryck genom att ändra dess volym. Som exempel väljer vi följande gasjämvikt:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

[PCl3] · [Cl2] Jämviktsekvationen är = K [PCl5]

Då jämvikt råder antar vi att de olika ämnena i gasblandningen har följande koncentrationer:

[PCl3] = a M [Cl2] = b M [PCl5] = c M

Vi beräknar jämviktskonstanten K och får:

Nu antar vi att trycket i ovanstående jämviktssystem fördubblas ge-nom att gasblandningen komprimeras (pressas samman) så att vo-lymen minskar till hälften. Därmed fördubblas koncentrationen av respektive gas innan det hinner ske en eventuell förskjutning av jäm-vikten. Gaserna får alltså följande koncentrationer omedelbart efter volymändringen:

[PCl3] = 2a M [Cl2] = 2b M [PCl5] = 2c M

2a · 2b Nu är Q = = 2K 2c

Omedelbart efter volymminskningen (tryckökningen) är alltså syste-met inte i jämvikt (Q ≠ K). Eftersom Q > K kommer en ny jämvikt att ställa in sig genom en nettoreaktion åt vänster i reaktionsformeln, dvs. genom att [PCl3] och [Cl2] minskar medan [PCl5] ökar. Vi får med andra ord en förskjutning av jämvikten åt vänster.

Genom att jämvikten i ovanstående reaktion förskjuts åt vänster minskar antalet partiklar i gasblandningen (för varje ”partikel” PCl5 som bildas åtgår en ”partikel” PCl3 och en ”partikel” Cl2). Trycket i gasblandningen är proportionellt med den totala substansmängden. När vi komprimerar ovanstående gasblandning motverkas därför tryckökningen i viss mån av att gasjämvikten förskjuts åt vänster.

För gasjämvikter gäller allmänt att om en gasblandning komprime-ras förskjuts jämviktsläget så att den totala substansmängden minskar. Det motsatta sker om en gasblandning får ökad volym. Här gäller alltså samma princip som då man ändrar koncentrationen av ett ämne i en jämvikt. Jämvikten förskjuts på sådant sätt att den påtvingade förändringen motverkas.

a · b K = c


Då jämviktslägen inte påverkas av tryck

Låt oss återkomma till följande gasjämvikt:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Vi ser att reaktionsformeln innehåller lika många partiklar (moleky-ler) i vänster och höger led. Därför förändras inte den totala substans-mängden om denna jämvikt förskjuts åt vänster eller höger. Därmed är jämviktsläget för reaktionen oberoende av volymen (och trycket). För att en volymändring ska påverka jämviktsläget i en gasjämvikt krävs att summan av antalet molekyler är olika på de båda sidorna i jämviktsformeln.

Även om summan av antalet gasmolekyler är olika på de båda sidor-na i en jämviktsformel, måste en tryckändring orsakas av en volym-ändring för att jämviktsläget ska påverkas. Om man ökar totaltrycket i ett jämviktssystem genom att t.ex. pumpa in en gas som inte deltar i jämvikten, påverkas inte jämviktsläget. Vid sådan tryckökning för-ändras ju inte koncentrationerna för ämnena som deltar i jämvikten.

Jämviktskonstantens temperaturberoendeVi har redan nämnt att jämviktskonstanter är temperaturberoende. Om man ändrar temperaturen i ett jämviktssystem kommer jämvikts-konstanten att ändras på sådant sätt att temperaturändringen motver-kas. För att förklara detta studerar vi följande allmänna jämvikt:

A + B C + D + värme

[C] · [D] Jämviktsekvationen är = K [A] · [B]

Vi ser att reaktionen från vänster till höger är exoterm (den avger vär-me) medan reaktionen från höger till vänster är endoterm (den upptar värme). Om vi höjer temperaturen i jämviktssystemet ändras värdet på K så att den endoterma, ”värmeslukande” reaktionsriktningen gyn-nas. I detta exempel avtar därför K med stigande temperatur. Om vi i stället sänker temperaturen i jämviktssystemet ändras värdet på K så att den exoterma, ”värmegivande” reaktionsriktningen gynnas. I ovanstående exempel sker detta genom att K ökar då temperaturen sjunker.

Ö 2.11– 2.15


Heterogena jämvikterDe jämvikter vi hittills har beskrivit är så kallade homogena jämvikter. Vid dessa jämviktsreaktioner befinner sig alla reaktanter och produkter i samma fas, t.ex. i en vatten-lösning eller i en gasblandning. Det är även vanligt att ämnen i olika faser står i jämvikt med varandra. Då talar man om heterogena jämvikter. Ett viktigt exempel är jäm-vikten mellan vatten (vätskefas) och vattenånga (gasfas).

H2O(l) + värme H2O(g)

I vattnet förekommer vätebindningar mellan vatten-molekylerna och dessa bindningar måste brytas för att vattnet ska övergå till vattenånga. Därför är reaktionen från vänster till höger endoterm (den upptar energi från omgivningen). Ovanstående jämvikt förskjuts därmed åt höger om temperaturen ökar. Om temperaturen sjunker

förskjuts jämvikten åt vänster. Då kan t.ex. vattenånga i atmosfären bli dagg- eller regndroppar.

En viktig heterogen jämvikt är den mellan syrgas i atmosfären och syrgas som förekommer löst i vattnet i sjöar och hav.

O2(g) O2(aq) + värme

När fria gasmolekyler binds till vattenmolekyler frigörs bindnings-energi (även om bindningarna mellan molekylerna är mycket svaga). Upplösningen är alltså exoterm. Det innebär att ovanstående jämvikt förskjuts åt vänster om det blir varmare och åt höger om temperatu-ren sjunker. Detta medverkar till att djur i t.ex. kalla fjällsjöar sällan drabbas av syrebrist.

Grafen visar hur mycket vattenånga som maximalt kan finnas i luft vid olika temperaturer. Vid 0 °C kan 1 m3 luft innehålla upp till 5 g vattenånga osv. Överskrids denna halt övergår vattenånga till vatten. Som mått på luftfuktighet brukar man använda relativ luftfuktighet. Den berättar hur mycket vattenånga luften innehåller i förhållande till den maximala halten vattenånga vid en viss temperatur. Om nollgradig luft innehåller 2,5 g vattenånga per kubikmeter, är den relativa luftfuktigheten 50 %.

Vid hög luftfuktighet har vi försämrad förmåga att hålla nere kroppstemperaturen genom svettning. Då kan luften upplevas extra varm, klibbig och besvärande.

Mängd vattenånga vid mättnad i luft (g/m3)

Temperatur (°C) –30 –20 –10 0 10 20 30

30

25

20

15

10

5

0


Jämvikt i en mättad lösningAntag att du har tillsatt så mycket socker i en bägare med vatten att inte allt sockret har löst sig. Då har du både fast socker och en mät-tad sockerlösning i bägaren. Mellan det fasta sockret och sockret i lösningen råder jämvikten

socker(s) socker(aq)

Vi kan ställa upp följande jämviktsekvation för sockret i de båda faserna.

[socker(aq)] = K

[socker(s)]

Koncentrationen av ett rent, fast ämne är konstant. Därför gäller även följande samband vid jämvikt.

[socker(aq)] = K · [socker(s)] = Ks

Ks är en ny konstant som i detta fall berättar hur stor socker-koncentrationen är i en mättad lösning vid en viss tempera-tur (s:et i Ks står för solubility = löslighet). Ks och därmed sockerkoncentrationen i den mättade lösningen, påverkas inta av mängden fast socker i bägaren. Till skillnad från gaser är det vanligast att fasta molekylföreningar som t.ex. socker får ökad löslighet när temperaturen stiger.

På sidan 227 återkommer vi till heterogena jämvikter och tar där upp salters löslighet i vatten.

FördelningsjämviktJod I2 består av opolära molekyler och löser sig bättre i ett opolärt lösningsmedel än i vatten (lika löser lika). Där-för kan man använda ett opolärt lösningsmedel som t.ex. heptan till att extrahera (dra ut) jod ur vatten. Det har gjorts med hjälp av separertratten på bilden intill. I den har man skakat vatten med löst jod tillsammans med heptan. Heptan, som bl.a. ingår i bensin, löser sig inte i vatten. Efter skakningen bildas därför ett skikt av heptan över den tyngre vattenfasen. Den violetta färgen avslöjar att heptan-fasen har övertagit merparten av jodmolekylerna.

När vatten, jod och heptan skakas uppstår följande för-delningsjämvikt som är starkt förskjuten åt höger.

I2(aq) I2(heptan)

Heptan med jod

Vattenfas

Separertratt med vatten, jod och heptan. Efter skakning förekommer merparten av joden i heptanskiktet.


Syra-bas-jämvikterI boken Syntes kemi 1 beskrivs kemisk jämvikt angående syror och baser. Därför ska vi nu nöja oss med en kort repetition av syra-bas-jämvikter. På sidan 17 har vi redan kommenterat följande jämvikt som uppstår när ättiksyra har lösts i vatten.

H2O + HAc H3O+ + Ac–

H+ H+

När jämvikten har ställt in sig avger ättiksyran HAc protoner i samma takt som acetatjonerna Ac– upptar protoner. I jämvikten fungerar alltså ättiksyran som syra (protongivare) och acetatjonen som bas (proton-tagare). När en syra avger protoner säger man att den protolyseras.

Motsvarande jämvikter inställer sig även i vattenlösningar av andra syror. Löser man koldioxid i vatten bildas kolsyra H2CO3. Denna pro-tolyseras under bildning av vätekarbonatjoner HCO3

– som i sin tur kan återuppta protoner enligt jämvikten

H2O + H2CO3 H3O+ + HCO3

–

syra bas

Även vätekarbonatjoner kan avge protoner till vattenmolekyler. Då bildas karbonatjoner CO3

2–. Dessa kan i sin tur återuppta protoner och bilda nya vätekarbonatjoner.

H2O + HCO3– H3O

+ + CO3

2–

syra bas

Partiklar som kan reagera både som baser och som syror kallas amfolyter (grekiska amphoteros = på båda sidor). Som vi ser är vätekarbonatjonen en amfolyt. Det är även vattenmolekylen. Den kan antingen uppta en pro-ton och bilda H3O

+ eller avge en proton och bilda OH–.

När luftens koldioxid reagerar med regnvatten får detta ett pHvärde strax under 6. Regnvatten är alltså surt, även utan luftföroreningar.


Syra Formel K a mol/dm 3

oxalsyra H2C2O4 6,5 · 10–2

vätesulfatjon HSO4– 1,0 · 10–2

fosforsyra H3PO4 7,1 · 10–3

myrsyra HCOOH 1,8 · 10–4

ättiksyra CH3COOH 1,8 · 10–5

smörsyra C3H7COOH 1,5 · 10–5

kolsyra H2CO3 4,3 · 10–7

divätesulfid H2S 1,0 · 10–7

ammoniumjon NH4+ 5,7 · 10–10

vätekarbonatjon HCO3– 4,7 · 10–11 Syrakonstanten Ka för några

olika syror (vid 25 °C).

Rabarber innehåller oxalsyra. I koncentrerad form är oxalsyra så pass stark att den betraktas som hälsovådlig. Enligt syrakonstanterna i tabellen intill är oxalsyra en över 3000 gånger starkare syra än ättiksyra. Oxalsyran är dock en svag syra jämfört med t.ex. väteklorid och salpetersyra. Dessa riktigt ”starka syror” protolyseras praktiskt taget fullständigt i vattenlösningar.

Syrakonstanten Ka

Låt oss betrakta en allmän svag syra med formeln HA. När vi löser syran i vatten inställer sig följande jämvikt:

H2O + HA H3O+ + A–

För denna jämvikt kan vi skriva följande jämvikts-ekvation:

[H3O+] · [A–] = K (konstant)

[H2O] · [HA]

I en utspädd vattenlösning av en syra är vattenkoncen-trationen så stor att den kan anses vara opåverkad av reaktionen med syran (vattenkoncentrationen kan anses förbli lika stor som i rent vatten). Det innebär att även följande kvot är konstant (för en viss syra):

[H3O+] · [A–] = Ka (syrakonstant för HA)

[HA]

Konstanten som beräknas enligt ovanstående ekvation kallas syrakonstanten och betecknas Ka. Den avslöjar om en syra är stark eller svag. Ett stort värde på Ka säger att H3O

+-koncentrationen (och A–-koncentrationen) är stor i förhållande till syrakoncentrationen [HA]. Det innebär att en stor andel av syramolekylerna är protolyserade, dvs. att syran är stark. Svaga syror har låga värden på Ka.


e x e m p e l : Ättiksyrans jämviktskonstant

Man har berett en vattenlösning av ättiksyra med totalkoncentrationen 0,100 mol/dm3 . Vid en analys visade det sig att lösningens oxoniumjonkoncentration [ H3O+] var 1,34 · 10–3 mol/dm3 . Beräkna syra-konstanten Ka för ättiksyra .

Lösning:Ättiksyrans totalkoncentration innefattar såväl den icke-protolyserade som den protolyserade ättiksyran . Totalkoncentrationen är med andra ord det tänkta värde på HAc-koncentrationen som gäller innan syran har börjat reagera med vattnet . (När man anger koncentrationen för ett ämne som lösts i vatten avser man normalt totalkoncentrationen av ämnet .) Enligt reaktionsformeln nedan bildas det 1 mol H3O+ och 1 mol Ac– för varje mol HAc som protolyseras . Vid jämvikt vet vi att 1 dm3 lösning innehåller 1,34 · 10–3 mol H3O+ och en lika stor substansmängd Ac– . Då återstår (0,100 – 1,34 · 10–3 ) mol HAc per dm3 lösning . Detta sammanfattas i tabellform under reaktionsformeln nedan .


Koncentration före jämvikt (mol/dm3) 0,100 – –

Koncentration vid jämvikt (mol/dm3) 0,100 – 1,34 · 10–3 1,34 · 10–3 1,34 · 10–3

Nu kan Ka för HAc beräknas .

Ka = [ H3O+] · [Ac– ]

= 1,34 · 10–3 · 1,34 · 10–3

mol/dm3 ≈ 1,82 · 10–5 mol/dm3

[ HAc] (0,100 – 1,34 · 10–3 )

Svar: Enligt detta experiment är Ka för ättiksyra 1,82 · 10–5 mol/dm3 .

Vattnets autoprotolysDå t.ex. väteklorid HCl löses i vatten fungerar vattenmolekylen som en protontagare, dvs. som en bas. När t.ex. ammoniak löses i vatten fungerar vattenmolekylen som en syra. Vatten är med andra ord en amfolyt.

Eftersom vattenmolekyler både kan avge och uppta protoner stäl-ler följande jämvikt in sig i vatten (i såväl ”rent” vatten som i vat-tenlösningar):

H2O + H2O H3O+ + OH–

H+ H+

Reaktionen från vänster till höger kallas vattnets autoprotolys. Den medför att även destillerat vatten och ”avjonat” vatten innehåller jo-ner. Jonkoncentrationen är dock mycket liten. Vi vet att ”rent” vatten leder elektrisk ström mycket dåligt.


e x e m p e l : Använd vattnets protolyskonstant

Hur stor är oxoniumjonkoncentrationen i en vattenlösning av natriumhydroxid NaOH med koncentrationen 0,0050 mol/dm3? Lösningens temperatur är 25 °C .

Lösning:Natriumhydroxid löses i vatten enligt formeln

NaOH(s) Na+(aq) + OH–(aq)

0,0050 mol NaOH B 0,0050 mol OH–

Lösningens hydroxidjonkoncentration är 0,0050 mol/dm3 . I denna uppgift kan vi försumma de hydroxidjoner som bildas till följd av vattnets autoprotolys .

Vid 25 °C är Kw = 1,0 · 10–14 (mol/dm3 )2 .

Kw = [ H3O+] · [ OH–]

[ H3O+] = Kw =

1,0 · 10–14

mol/dm3 = 2,0 · 10–12 mol/dm3 [OH–] 0,0050

Svar: [ H3O+] = 2,0 · 10–12 mol/dm3 .

Man kan skriva uttrycket för syrakonstanten Ka för ”syran” vatten på följande sätt:

Ka = [H3O

+] · [OH–] [H2O]

I ovanstående ekvation kan vattenkoncentrationen anses vara konstant eftersom vattnet finns i mycket stort överskott. Utesluter vi vatten-koncentrationen får vi följande ekvation:

Kw = [H3O+] · [OH–]

Konstanten Kw kallas vattnets protolyskonstant eller vattnets jonprodukt. Vid rumstemperatur (25 °C) är Kw = 1,0 · 10–14 (mol/dm3)2.

I destillerat vatten är [H3O+] = [OH –]. Därmed kan man beräkna

oxoniumjonkoncentrationen och hydroxidjonkoncentrationen i ”rent” vatten på följande sätt:

[H3O+] = [OH –] = √Kw = 1,0 · 10–7 mol/dm3


Ö 2.16– 2.23

e x e m p e l : pH i en ättiksyralösning

I en vattenlösning av ättiksyra är totalkoncentrationen HAc 1,4 mol/dm3 . Vilket pH har denna lösning vid 25 °C? Ka för HAc vid 25 °C är 1,8 · 10–5 mol/dm3 .

Lösning:Ättiksyra är en svag syra . Därför är endast vissa ättiksyramolekyler protolyserade i vattenlösningen . Vi antar att lösningens koncentration av oxoniumjoner är x mol/dm3 .


Koncentration före jämvikt (mol/dm3) 1,4 – –

Koncentration vid jämvikt (mol/dm3) 1,4 – x x x

Ka = [ H3O+ ] · [ Ac– ]

= x 2

mol/dm3 = 1,8 · 10–5 mol/dm3

[HAc] (1,4 – x)

Eftersom HAc är en svag syra kan vi förutsätta att x är försumbart litet i förhållande till 1,4 mol/dm3 . Därför kan vi förenkla beräkningen genom att skriva

x 2

= 1,8 · 10–5

1,4

x = √1,4 · 1,8 · 10–5

pH = – lg [ H3O+ ] = – lg √1,4 · 1,8 · 10–5 ≈ 2,299

Svar: pH = 2,30 .

e x e m p e l : Hydroxidjoner i en sur lösning

Vilken hydroxidjonkoncentration har ättiksyralösningen i ovanstående exempel?

Lösning:

[ H3O+ ] = √1,4 · 1,8 · 10–5 mol/dm3 ≈ 5,02 · 10–3 mol/dm3

Vid 25 °C är Kw = 1,0 · 10–14 (mol/dm3 )2 .

Kw = [ H3O+ ] · [ OH– ]

[ OH– ] = Kw =

1,0 · 10–14

mol/dm3 ≈ 1,99 · 10–12 mol/dm3

[H3O+] 5,02 · 10–3

Svar: [ OH– ] = 2,0 · 10–12 mol/dm3 .

pH = – lg[H3O+ ]

[H3O+] = 10–pH

Samband mellan pH och en lösnings oxoniumjonkoncentration.


Kapitel 2

Vid kemisk jämvikt går reak-tione n lika fort i båda riktning-arna i en reversibel reaktion .

För reaktionen

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

kan man teckna jämvikts-ekvationen

[HI]2

= K [H2] · [I2]

Jämviktskonstanten K kan ha olika enheter .

Värdet på K är temperatur-beroende .

Värdet på K påverkas inte av katalysatorer .

S a m m a n f at t n i n g

Om man förändrar något i ett jämviktssystem, förskjuts jämvikten på sådant sätt att förändringen motverkas .

Om ett jämviktssystem om-fattar olika faser, tala r man om en heterogen jämvik t .

Man kan extrahera ett ämne från t .ex . en vattenlösning med hjälp av ett annat lösnings-medel som ämnet är mer benäget att lösa sig i .

Syrakonstanten Ka berättar hur stark en syra är, dvs . hur benägen den är att protolysera s .

Vattnets protolyskonstant Kw = [ H3O+ ] · [ OH– ] . Vatten är en amfolyt .


2.1 Ställ upp jämviktsekvationen för var och en av följande reversibla reaktioner .

a 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)

b C2H6(g) C2H4(g) + H2(g)

c C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)

d 2 NO2(g) N2O4(g)

2.2 Ange jämviktskonstantens enhet för var och en av reaktionerna i uppgift 2 .1 .

2.3 För vilken eller vilka av nedanstående jämvikts-formle r har jämviktskonstanten enheten M–1?

a H2 + I2 2 HI

b 2 HI H2 + I2

c 2 NO2 2 NO + O2

d 2 NO + O2 2 NO2

2.4 En blandning av kvävgas och vätgas inneslöts i en stålbehållare och upphettades till 725 °C . Då erhölls följande gasjämvikt:

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

När jämvikten hade ställt in sig analyserade s innehållet i behållaren . Resultate t blev följande koncentrationer:

[N2] = 0,128 mol/dm3

[H2] = 1,96 mol/dm3

[NH3] = 1,42 mol/dm3

Beräkna reaktionens jämviktskonstant vid 725 °C .

2.5 Använd resultatet i uppgift 2 .4 och beräkna jämviktskonstanten vid 725 °C för

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



2.6 Estern etylacetat bildas av etanol och ättiksyra enligt följande jämviktsformel:

C2H5OH + CH3COOH etanol ättiksyra

CH3COOC2H5 + H2O etylacetat

Om man utgår från 1 mol etanol och 1 mol ättik syra, återstår vid jämvikt 1/3 mol etanol och 1/3 mol ättiksyra . Beräkna jämvikts konstanten för reaktionen .

2.7 Kolmonoxid CO och klor Cl2 reagerar unde r bildning av gasen karbonylklorid COCl2 (”stridsgasen” fosgen) . I ett försök utgick man från 4,12 · 10–3 mol CO och 4,16 · 10–3 mol Cl2 som inneslöts i ett reaktionskärl med voly-men 500 cm3 . Där fick gaserna reagera vid temperaturen 395 °C . Då reaktionen uppnått jämvikt innehöll kärlet 2,24 · 10–3 mol COCl2 .

a Ställ upp jämviktsformeln för bildning av COCl2 ur CO och Cl2 .

b Ställ upp jämviktsekvationen för bildning av COCl2 ur CO och Cl2 .

c Beräkna jämviktskonstanten för bildning av COCl2 ur CO och Cl2 vid 395 °C .

2.8 Om man upphettar en blandning av koloxi d CO och vattenånga inställer sig följande gasjämvik t:

CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

Vid ett experiment utgick man från 14 g CO och 9,0 g H2O som blandades och fick reagera i ett slutet kärl vid temperaturen 500 °C . Reak-tionens jämviktskonstant var då 5,9 .

a Beräkna massan CO2 som fanns i gasblandningen vid jämvikt .

b Skulle en katalysator kunna öka utbytet av koldioxid och vätgas i ovanstående reaktion? Motivera svaret .

2.9 Vid hög temperatur kan kväve och syre bilda kväveoxid NO enligt följande jämvikts formel:

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

Vid 2 500 °C är jämviktskonstanten för denn a gasjämvikt 7,9 · 10–3 .

a Hur stor substansmängd NO innehåller systemet vid jämvikt och vid temperaturen 2 500 °C om man utgår från 1,0 mol N2 och 1,0 mol O2?

b Hur stor substansmängd NO innehåller ovanstående system vid jämvikt om man utgår från 4,0 mol N2 och 1,0 mol O2?

2.10 Vi studerar följande reaktion:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

Ett reaktionskärl med volymen 1,0 dm3 inne-hålle r vid ett tillfälle 0,080 mol SO2, 0,090 mol O2 och 0,20 mol SO3 . Jämviktskonstante n är 58 M–1 vid den rådand e temperaturen .

a Visa att reaktionen inte befinner sig i jämvikt då reaktionskärlet innehåller ovanstående substansmängder .

b Åt vilket håll går nettoreaktionen (höger elle r vänster i reaktionsformeln) då gasblandningen har ovanstående sammansättning?

2.11 Vi studerar följande gasjämvikt i ett slutet reaktions kärl med konstant temperatur:

SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g)

När ovanstående jämvikt har ställt in sig till-för vi mer NO2 till systemet och invänta r ny jämvikt . Har vi därmed bidragit till att öka eller minska systemets koncentration av

a SO2 b NO

2.12 Följande jämvikt ligger till grund för framställ-ning av ammoniak (Haber-Boschmetoden):

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 + 92 kJ

Hur påverkas jämviktsläget av

a ökad H2 - koncentration

b ökad temperatur

c minskad volym (och därmed ökat tryck)

d tillsats av gasen argon som höjer totaltrycket i reaktionsbehållaren utan att ändra volymen



2.13 Hur ändras jämviktskonstanten för reaktionen i uppgift 2 .12 om temperaturen sjunker?

2.14 Vi studerar följande jämvikt som ligger till grund för framställning av vätejodid:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

H = –13 kJ för reaktionen från vänster till höger . Hur påverkas jämviktsläget av

a minskad volym (ökat tryck)

b ökad temperatur

2.15 Vid ett försök upphettades 4,0 · 10–3 mol PCl5 till 250 °C i en behållare med volymen 0,40 dm3 . Därmed sönderföll PCl5 delvis enligt följande reaktions formel:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Reaktionens jämviktskonstant vid 250 °C är 0,041 M .

a Efter en tid innehöll behållaren 3,0 · 10–3 mol Cl2 . Visa att systemet inte befann sig i jämvikt vid detta tillfälle .

b Vilken volym skulle behållaren ha haft för att systemet skulle vara i jämvikt då 3,0 · 10–3 mol Cl2 bildats?

2.16 Antag att du torkar tvätt i ett torkskåp . Varför torkar tvätten snabbare om

a du höjer temperaturen i torkskåpet

b du ökar ventilationen i torkskåpet

2.17 a När man värmer vatten i en kastrull på en spisplatta, bildas små gas- bubblor i vattnet redan innan detta uppnår koktemperatur . Förklara varför dessa bubblor bildas .

b När du öppnar en läskflaska bildas gas som bubblar upp ur läsken . Varför?

2.18 I ett rum är det 20 grader varmt och den relativa luftfuktigheten är 70 % . Vilken eller vilka av nedanstående förändringar leder till att det bildas kondens på föremål i rummet? Du får använda grafen på sidan 26 .

a Den relativa luftfuktigheten höjs till 90 % .

b Temperaturen höjs till 24 °C .

c Temperaturen sänks till 16 °C .

d Temperauren sänks till 10 °C .

2.19 Vätecyanid HCN är en svag syra .

a Skriv formeln som visar syra-bas-jämvikten i en vattenlösning av vätecyanid .

b Teckna uttrycket för syrakonstanten Ka för vätecyanid .

2.20 Kw = 5,5 · 10–14 (mol/dm3 )2 vid 50 °C .

a Beräkna [ OH– ] i destillerat vatten med temperature n 50 °C .

b Beräkna pH i ovanstående vatten .

2.21 En vattenlösning av kaliumhydroxid KOH har koncentrationen 0,20 mol/dm3 . Kw = 1,0 · 10–14 (mol/dm3 )2 .

a Beräkna [ OH– ] i lösningen .

b Beräkna [ H3O+ ] i lösningen .

2.22 Beräkna [ H3O+ ] för en vattenlösning av ättiksyr a vars totalkoncentraion HAc är 0,80 mol/dm3 . Vid den rådande tempera-turen är Ka för HAc 1,8 · 10–5 mol/dm3 .

2.23 Man löser 2,50 g ammoniumklorid NH4Cl i så mycket vatten att lösningens volym blir 100 cm3 . Vid den rådande temperaturen är Ka för NH 4

+ 5,7 · 10–10 mol/dm3 .

a Skriv formeln som visar syra-bas-jämvikten som ställer in sig då amoniumjoner reagerar med vatten .

b Vilket pH har vattenlösningen av ammoniumklorid .

298 t a b e l l e r

kemi 2SynteS

Anders Henrikssonhar undervisat i kemi, biologi och naturkunskap på gymnasieskolan i ca 20 år. Nu arbetar Anders bl.a. som läromedelsförfattare och har samarbetat med Gleerups sedan 1994. Detta har resulterat i flera läroböcker i såväl kemi som biologi och naturkunskap.

Syntes Kemi 2 är kursbok till gymnasiekursen Kemi 2 (100 p).

Boken behandlar

reaktionshastighet

kemisk jämvikt

reaktionsmekanismer

organisk kemi

biokemi

analytisk kemi

Documents

Smakprov Syntes kemi 2