Guldpeng av mässing

Tillhör kategori: elektrokemi, redox

Författare: Madelene Aheinen, Björn Lestander, Svante Åberg

Introduktion Riktlinjer Säkerhet Materiel Förarbete Utförande Förklaring Kemisk bakgrund Fördjupning Litteratur Fler experiment

Frätande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 10 minuter

Tid för genomförande: 60 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Fara vid felaktigt utförande

Svårighetsgrad: Kräver viss labvana

Introduktion

Detta är en laboration när du får göra en legering - en metallblandning av koppar och zink. Du kommer att se hur du av metallen koppar och zinkpulver får en guldliknande metallblandning. Det är mässing.

Det är intressant att ta med en (eller tre) egna kopparmynt. Då kan man efter avslutad laboration ha en kopparslant, en "silverslant" och en "guldpeng".

Riktlinjer

Experimentet har sina risker och kan därför vara lämplig som demonstration. Den kan också göras i grupp (3-4 st) förutsatt att alla är medvetna om riskerna. Låt gärna alla ha egna kopparmynt så att alla får prova på hur man gör.

Säkerhet

Du ska använda natriumhydroxidlösning. Den är frätande så du måste använda skyddsglasögon. Skulle du få på huden så skölj omgående med mycket vatten. Det kan upplevas som lite stickande och irriterande när man kokar natriumhydroxiden - se till att du inte drar i dej ångorna. Du kan gärna arbeta i dragskåp.

Det avfall som du får efter experimentet får inte slås ut i papperskorgen. Det innehåller metalljoner i en basisk lösning. Ge tillbaka det överblivna till din lärare som tar hand om detta.

Zinkpulver som kommer i kontakt med papper kan självantända. Var noga med att genast lägga papper som varit i kontakt med zinkpulvret i vatten.

Materiel

Förarbete

Du bör ha färdigblandad natriumhydroxid. Den ska vara 2 M.

Utförande

  1. Sätt på skyddsglasögonen!
  2. Värm natriumhydroxiden i en porslinsskål på trefot.
  3. Tillsätt en tesked zinkpulver.
  4. Låt sjuda försiktigt.
  5. Lägg ner ett mynt i skålen, låt det koka på en minut.
  6. Lyft upp myntet med en degeltång, spola av det i kallt vatten. Nu är myntet "förzinkat". Vill man behålla ett silvermynt, stoppa här!
  7. Värm försiktigt silvermyntet över lågan av en brännare, använd degeltång. Låt myntet gå över i en gyllene guldgul ton. Du har legerat fram mässing.

Kommentar: Du kan använda antingen kopparplåt eller kopparmynt. Det är lämpligt med våra nya 50-öringar. Ta gärna de blanka och fina! Om du har tre mynt så kan du efter att du laborerat ha en kopparpeng, en silverpeng och något som ser ut som en guldpeng - din mässing!

Förklaring

Zinkpulvret går i lösning och faller sedan ut på kopparmyntet som en tunn silverglänsande hinna av zinkmetall. Myntet ser ut vara gjort av silver.

När sedan myntet värms blandas zinken på ytan med den underliggande kopparen så att legeringen mässing bildas. Mässing har en gulaktig färg som liknar guld.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

De kemiska reaktionerna i detalj

"Silvermyntet"

Zink som kokas i en natriumhydroxidlösning bildar natriumzinkat och vätgas. Det är en redoxreaktion där zinken oxideras och vattnet reduceras:

jämvikt 1: 2H2O + 2e H2 + 2OH- E = -0,83 V 
jämvikt 2: [Zn(OH)4]2− + 2e Zn + 4OH- E = -1,23 V 
netto*: Zn + 2OH- + 2H2O [Zn(OH)4]2− + H2(g) Eredox= 0.4 V 

* subtrahera jämvikt 2 från jämvikt 1

Vi får alltså reaktionen

Zn(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(l)   Na2Zn(OH)4(aq) + H2(g)
zink natriumhydroxid vatten   natriumzinkat vätgas

Nästa steg är när [Zn(OH)4]2− reduceras till zink på kopparmyntets yta. Man tror att reduktionsmedlet är zinken själv och att drivkraften är olika reduktionspotential för zinkatjonen på olika ytor när legeringen bildas.

Zn-anoden, oxidation:     Zn(s)    Zn2+ + 2e-
    zink   zinkjoner elektroner
 
Cu-katoden, reduktion: Zn(OH)4(aq)  + 2e-   Zn(s) + 4OH-
  zinkatjoner elektroner   zink hydroxijoner

Zinkjonerna som reduceras lägger sig som en silverliknande hinna av zinkmetall på kopparmyntet.

"Guldmyntet"

När myntet sedan värms diffunderar zinkatomerna och kopparatomerna in mellan varandra och det bildas en legering av mässning. Den guldgula mässingsfärgen liknar guld.

Komplexbildning

Zinkatjonerna i experimentet är exempel på komplexa joner, dvs. som består av en centralatom omgiven av ligander. Beronde på halten av ligander kan komplex med olika sammansättning bildas. I detta fall är det hydroxidjonen som är ligand.

Zn2+(aq) + OH-    Zn(OH)+(aq)
Zn(OH)+(aq)  + OH-     Zn(OH)2(s) 
Zn(OH)2(s)  + OH-     Zn(OH)3-(aq)
Zn(OH)3-(aq) + OH-     Zn(OH)42-(aq)

Lösligheten är avsevärt lägre för det neutrala komplexet Zn(OH)2(s) än för de laddade komplexen. Vatten är ju ett polärt lösningsmedel som löser polära ämnen enligt "lika löser lika".

Även i ren vattenlösning är zinkjonerna omgivna av ligander, men de utgörs då av vattenmolekyler som vänder sin elektrontäta syreände mot den positivt laddade zinkjonen. Vanligtvis anger man inte vattenmolekylerna i formeln för metallatomen i vattenlösning, men ska man vara noga så skriver man formeln Zn(H2O)42+(aq).

Mera om metallerna koppar och zink

I detta experiment använder du dig av metallerna koppar och zink. Koppar har använts sen 5000 f. Kr. Falu koppargruva var under 1500- och 1600-talet Europas största kopparproducent. Idag bryter vi i Sverige koppar i Aitik och i Skelleftefältet. Övriga producenter av koppar är Finland (Outokumpu), USA (Rocky Mountains), Canada (Hudson Bay), Sovjetunionen och i Chile.

De viktigaste kopparmalmerna är kopparkis eller (kalkopyrit, CuFeS2) och kopparglans (kalkocit, Cu2S). Det finns ytterligare kopparmineral men dessa är inte malmbildande. Det gäller bornit (Cu2FeS4), azurit (Cu3(CO3)2(OH)2), malakit (Cu2CO3(OH)2) och kuprit (Cu2O).

Koppar har kemisk beteckning Cu. Den tillhör gruppen 1b, de så kallade myntmetallerna. Den är en rödgul, mjuk och smidig metall. Koppars smältpunkt är 1083 °C. Koppar ingår i livsprocessen, i bl.a enzymer som påskyndar olika oxidationsreaktioner.

Koppar angrips av fuktig luft och föroreningar och bildar ärg. Det är en grönaktig beläggning.

Koppar används inom byggnadsindustrin till bl.a taktäckning och rörledningar. På grund av sin goda ledningsförmåga till elmaterial - kablar och elektriska komponenter. Så finns det även koppar i våra småmynt.

Koppar bildar två oxider. Den röda koppar(I)oxiden (Cu2O) och den svarta koppar(II)oxiden (CuO). Det vanligaste kopparsaltet är koppar(II)sulfat (CuSO4·5H2O) som bildar vackra blå kristaller.

Zink med kemiska beteckningen Zn, tillhör gruppen 2b i det periodiska systemet. Det är en blåvit, föga hållfast metall som har ovanligt låg smältpunkt 420 °C. Zink är en ganska reaktiv metall, men överdras i fuktig luft av en tunn skyddande oxidhinna. Metallen förekommer i de malmbildande mineralen zinkblände (Wurtzit, ZnS) och zinkspat (Smithsonit). Zinkmalm bryts främst i USA, Canada och Mexico. I Sverige bryts zinkmalm i bland annat Åmmeberg. Zink framställs genom rostning och reduceras med kol eller genom elektrolys.

Zink används som korrosionsskydd för järnföremål och plåt. Man förzinkar ofta dessa föremål antingen genom att doppa dessa i zinkbad eller genom elektrolytisk ytbehandling. I elektriska celler, t.ex torrbatterier utgörs ofta den negativa polen av zink. Zink ingår ofta i legeringar, främst nysilver och mässing. Zink är även ett viktigt spårämne i kroppen. Mässing är alltså legering av koppar och zink. Specialmässing innehåller även små mängder av tenn, bly, järn, mangan och aluminium. Mässing används till tunn plåt, fin tråd samt böjliga rör. För patronhylsor används patronmässing med c:a 72 % koppar. Med stigande zinkhalt ökar mässings hårdhet. Färgen ljusnar och dess smältpunkt sänks. Sådan smälta är lämplig att gjuta av.

Fördjupning

Redoxreaktion

Redoxreaktioner kan delas upp i delreaktionerna oxidation och reduktion.

Oxidation

Med oxidation menar man reaktioner där elektroner avges. Vid en oxidationsreaktion avges energi i de flesta fallen. Flera metaller kan reagera vid rumstemperatur med luftens syre till oxider. Exempel på detta är järn som oxideras av luftens syre och bildar då rost. Oxidationssteget är
Fe → Fe2+ + 2 e

Reduktion

Motsatsen till oxidation är reduktion. Reduktion innebär att elektroner tas upp. Exempel på en reduktion är när syreatomerna tar upp de elektroner som järnet avger när det rostar. Syreatomerna bildar negativa joner. Man säger då att syret har reducerats

O + 2e → O2–

Reduktion och oxidation sker samtidigt

Elektroner kan inte förkomma fria, de kan bara överföras från ett ämne till ett annat. När en reduktion sker, sker samtidigt en oxidation eftersom lika stort antal elektroner avges och tas upp. Vi kallar detta redoxreaktion. I exemplet med oxidation av järn och reduktion av syre balanseras de två delreaktionerna så att lika måna elektroner tas emot som de som avges och man får totalreaktionen

Fe + O → Fe2+ + O2–

Om vi tar hänsyn till att syrgas förekommer som molekyler och att järnjonerna och syrejonerna bildar föreningen FeO och dessutom anger aggregationsformen, så kan vi snygga till reaktionsformeln för totalreaktionen till

2 Fe(s) + O2(g) → 2 FeO(s)

Redoxreaktion vid kontakt mellan ämnena

Kontakt mellan reaktanterna

I en vanlig redoxreaktion sker elektronövergången i kontakt mellan ämnena som reagerar. Elektronen hoppar över direkt från molekylen (eller atomen) som oxideras till molekylen (eller atomen) som reduceras. Elektronhoppet kan bara ske över mycket korta avstånd och sker därför i samband med att partiklarna kolliderar. Därför sker oxidationen och reduktionen på samma plats.

Elektroner förekommer inte fria i ämnen

Anledningen till att elektronöverföringen sker i direktkontakt mellan ämnena är att elektroner inte kan förekomma fria i ett material eller en lösning. De binder alltid till de atomer eller molekyler som finns i närheten. I icke-metalliska material är elektronens position vanligen fixerad till en bestämd molekyl eller atom.

Däremot är elektronerna fritt rörliga i metalliska material. De kan dock inte lämna metallen, bara röra sig inom metallen. När elektronerna rör sig förbi atomerna i metallgittret handlar det inte om elektronöverföring. I stället har metallen ett enda stort elektronmoln av ledningselektroner som är gemensamma för hela metallkristallen.

Det finns också halvledande material som med viss ledningsförmåga, men där elektronerna i huvudsak är fixerade i vissa positioner.

Elektrokemisk redoxreaktion

Redoxreaktioner via direktkontakt eller förmedlade av elektroder

I en vanlig redoxreaktion så hoppar elektronerna över direkt från det ena ämnet till det andra. Det kan bara ske i det ögonblick molekylerna eller atomerna kolliderar med varandra. Det innebär att oxidation och reduktion sker på samma plats.

Men genom att använda sig av elektriska ledare kan vi få elektronerna att ta en omväg så att den elektron som avgivits av en partikel levereras på en annan plats. Denna typ av konstruktion möjliggör elektrokemiska redoxreaktioner.

Elektrokemisk reaktion möjliggör separation av oxidation och reduktion

Elektrokemiska reaktioner bygger på en konstruktion med elektroder och en jonlösning (elektrolyt). Dessutom finns en yttre krets med en elektrisk ledare. I elektriska batterier eller i uppställningar för elektrolys är denna uppbyggnad lätt att se. Men samma princip gäller vid bland annat elektrokemisk korrosion där en punkt på t.ex. järn rostar (anoden) och en annan punkt reagerar med luftens syre (katod). Däremellan fungerar järnet som elektrisk ledare.

I den elektrokemiska redoxreaktionen sker elektronöverföringen via en elektrisk ledare så att avgivande och upptagande av elektroner sker på olika platser. Uppställningen för den elektrokemiska reaktionen innehåller elektroder. Anoden är den elektrod som tar upp elektroner från ämnet som är i kontakt med elektroden, dvs. ämnet oxideras vid anoden. Katoden är den elektrod som levererar elektroner till ämnet vid elektroden, dvs. det ämne som reduceras.

Ibland kan elektroden själv delta i redoxreaktionen. Så är ofta fallet om en metallelektrod används som anod. Anodmaterialet oxideras då till metalljoner som går i lösning. Exempel är en kopparanod:

Anodreaktion: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e

mer material på avancerad nivå kommer

Natriumhydroxid

Egenskaper

Natriumhydroxid, NaOH, är ett vitt, fast salt som är lättlösligt i vatten. Upplösningen sker under kraftig värmeutveckling. Om tillsatsen av fast natriumhydroxid är stor kan värmeutvecklingen bli så kraftig att det finns risk att bränna sig. Natriumhydroxid innehåller den starka basen OH och är frätande både i vattenlösning och i fast form. Eftersom den är lättlöslig kan man få lösningar med mycket stark basisk reaktion.

Ibland kallas natriumhydroxiden för "kaustik soda" vilket betyder "frätande soda". Sodan anger att ämnet är basiskt. Benämningen "kaustik" används för att skilja natriumhydroxiden från vanlig soda som är natriumkarbonat, Na2CO3. Ytterligare ett namn på natriumhydroxid är "natronlut". Då man köper natriumhydroxid får man det ofta i formen flingor eller små pastiller.

Hälsorisker

Den starkt basiska hydroxiden denaturerar och bryter ned proteiner. Speciellt utsatt är man för stänk i ögat. Ögat är nämligen fullt med proteiner som koagulerar och bildar en vit massa, som äggvitan i ett kokt ägg. Det är därför viktigt med glasögon när du arbetar med natriumhydroxid. Om du ändå skulle få stänk i ögat måste du omedelbart spola ögat rikligt med rinnande vatten och fortsätta skölja länge. Ring läkare och be om råd när du har spolat ögat i några minuter, eller ännu bättre - be någon hjälpa ringa dig medan du fortsätter spola. Sedan måste du besöka läkare för kontroll och eventuell behandling.

Stänk på huden är visserligen frätande, men inte farliga på samma sätt. Huden är tjock och släpper inte igenom luten. Om du sköljer omgående, så klarar du dig sannolikt utan skador. Stänk på kläder, arbetsbänkar och liknande ska sköljas och torkas bort på en gång, så att det inte blir bortglömt. Annars kan någon ovetande komma i kontakt med hydroxiden och kanske gnugga sig i ögat.

Koncentrationen har betydelse

Hydroxidens frätande förmåga är har direkt samband med koncentrationen. En vanlig förrådslöning med NaOH är ofta 2 molar (2 M, 2 mol/dm3). Den är kraftigt frätande och ska behandlas med stor försiktighet. En NaOH-lösning på lab som är 0,1 mol/dm3 är inte alls lika farlig, men ändå ganska stark. Om koncentrationen är 0,010 mol/dm3, så kan NaOH-lösningen betraktas som relativt ofarlig, men ändå riskabel att få stänk av i ögonen. Är den bara 1 millimolar, dvs. 0,001 mol/dm3, så är NaOH-lösningen tämligen harmlös, för då är den 2000 gånger mer utspädd än förrådslösningen som var 2 mol/dm3.

Hydroxidjonen liknar fluoridjonen

Hydroxidjonen OH och fluoridjonen F har samma laddning och är lika stora. Det innebär att de ofta är utbytbara.

Tandemalj innehåller ämnet hydroxidapatit, Ca5(PO4)3OH, där hydroxidjonen ingår. Hydroxidjonen som ingår i tandemaljen är en stark bas som lätt reagerar med syra som produceras av bakterier i munnen. Det leder till att tandemaljen löses upp. Men om man ersätter hydroxidjonerna med fluoridjoner så att det i stället bildas fluoridapatit, Ca5(PO4)3F, så minskar känsligheten för syra. Fluoridjonen är en mycket svagare bas än hydroxidjonen. Därför reagerar den inte lika lätt med syra och då är också tandemaljen mindre känslig för syra.

Ytterligare ett exempel på likheten är mätning med jonselektiv elektrod avsedd för bestämning av fluoridhalten. I en starkt basisk lösning är hydroxidhalten hög och på grund av likheten med fluoridjoner ger hydroxidjonerna också utslag med den fluoridselektiva elektroden. Man får en så kallad interferens från hydroxid i fluoridmätningen och resultatet blir en överskattning av fluoridhalten i lösningen.

mer material på avancerad nivå kommer

Potentialer i galvaniskt element

Potentialnivåer i det galvaniska elementets olika delar

Vi ska ta ett exempel på galvaniskt element med kopparelektrod i kopparsulfatlösning och zinkelektrod i zinksulfatlösning. Elementet innehåller två halvceller som är förenade med en saltbrygga. Den ena halvcellen utgörs av jämvikten
Cu2+ + 2 e- ⇌ Cu(s), den andra av
Zn2+ + 2 e- ⇌ Zn(s)

Ett galvaniskt element innehållande två halvceller förenade med en saltbrygga.
Bild: © Svante Åberg

Den elektriska potentialen är konstant inom en fas om potentialskillnader kan utjämnas genom att laddningar förflyttar sig. I en metall är det elektroner som vandrar, i en vattenlösning vandrar joner så att potentialskillnader utjämnas.

Men i fasgränsen mellan två faser sker ett potentialsprång. Storleken och tecknet (+ eller -) beror på energin som avges eller tas upp när en laddning hoppar över från ena fasen till den andra. I det galvaniska elementet uppstår ett potentialsprång mellan den fasta elektroden och elektrolyten (lösningen som innehåller joner). Potentialnivåerna visas i bilden med en svart linje där höjden symboliserar potentialen.

Man kan tänka sig att det skulle gå att mäta potentialskillnaden mellan elektroden som lösningen som den är nedsänkt i genom att använda en voltmeter. Det går tyvärr inte. Problemet är att så snart man stoppar ned voltmeterns elektrod i lösningen så uppstår en ny fasgräns mellan elektrolyten och mätpinnen som är kopplad till voltmetern. Potentialsprånget i denna nya fasgräns är okänd, så man vet inte hur många volt man ska kompensera för när man vill beräkna det potentialsprång man vill undersöka. Nivån på den svarta linjen i elektrolyten är därför symbolisk och ligger sannolikt på en annan nivå.

Trots att potentialen hos själva elektrolyten inte kan mätas så kan man mäta potentialskillnaden mellan de två polerna i det galvaniska elementet. Denna potentialskillnad kallas för cellspänning eller polspänning.

Elektrodpotentialer och cellspänning

För att kunna upprätta en tabell över halvcellernas potentialer har man valt att låta en bestämd typ av halvcell vara nollpunkt, nämligen den normala vätgaselektroden. Den bygger på jämvikten mellan vätejoner och vätgas. Eftersom väte är en gas, så måste man ordna en fast elektrod på annat sätt. Man använder ett platinableck som vätgasen vid 1 atmosfärs tryck får bubbla kring och alltsammans sker i en elektrolyt med 1 mol/dm3 H+. Jämvikten för normalvätgaselektroden blir
2 H+ + 2 e- ⇄ H2(g, 1 atm)

Tabellen anger normalpotentialer, dvs. vilken polspänning halvcellen har i förhållande till en normalvätgaselektrod. I tabellen skrivs alla reaktioner som reduktioner, även om reaktionerna kan gå åt motsatt håll. De angivna potentialerna gäller för 1-molariga lösningar av det ämnet som reduceras.

Normalpotentialer (Spänningsserien)
halvcellens reaktion normalpotential
Au+(aq) + e- ⇄ Au(s) +1,69 V
Ag+(aq) + e- ⇄ Ag(s) +0,80 V
Cu2+(aq) + 2 e- ⇄ Cu(s) +0,34 V
Fe2+(aq)+ 2 e- ⇄ Fe(s) -0,44 V
Al3+(aq) + 3 e- ⇄ Al(s) -1,68 V
O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- ⇄ 2H2O(l) +1,23 V
Fe3+(aq) + e- ⇄ Fe2+(aq) +0,77 V
2 H+(aq) + 2 e- ⇄ H2(g) 0 V
Zn2+(aq) + 2 e- D Zn(s) -0,76 V
Al3+(aq) + 3 e- ⇄ Al(s) -1,66 V
Mg2+(aq) + 2 e- ⇄ Al(s) -2,36 V
Na+(aq) + e- ⇄ Na(s) -2,71 V

Användning av normalpotentialtabellen

Då man vill beräkna vilken spänning en galvanisk cell förväntas ge så använder man sig av en normalpotentialtabell. I tabellen kan man läsa av vad olika materialval hos elektroderna förväntas ge för spänning. Man kan även se vilken av elektroderna som blir plus respektive minuspol i den aktuella kombinationen. Potentialen sträcker sig från negativa värden till positiva.

Exempelvis jämvikten kopparjoner/koppar har normalpotentialen 0,34 V och jämvikten zinkjoner/zink har normalpotentialen -1,76 V. Koppar är alltså den mer positiva av de två och skillnaden (0,34 V) - (-0,76 V) = 1,10 V blir den spänning som det galvaniska elementet har mellan polerna.

Reaktionsriktningen

Låg redoxpotential för jämvikten i halvcellen innebär att halvcellen tenderar att bli minuspol i ett galvaniskt element. Minuspolen är den elektrod som levererar elektroner till yttre strömkretsen. Elektronerna kommer från oxidationen som sker på elektrodytan i kontakten med elektrolyten. I exemplet som nämns ovan är det zinken i zinkelektroden som oxideras och avger elektroner.

Hög redoxpotential för jämvikten i halvcellen innebär att halvcellen tenderar att bli pluspol i ett galvaniskt element. Pluspolen är den elektrod som tar emot elektroner från den yttre strömkretsen och leder dessa vidare till den reduktion som sker på elektrodytan i elektrolyten. I exemplet ovan är det kopparjoner i elektrolyten som tar emot elektroner och reduceras till kopparmetall.

Sammanfattningsvis gäller att i halvcellen med den högre normalpotentialen sker en reduktion (katod) och i halvcellen med den lägre normalpotentialen sker en oxidation (anod).

Ett vardagsexempel

Allmänt gäller för metallerna i serien att ju högre normalpotential jämvikten har, desto ädlare är metallen. I vardagen så utnyttjas detta bland annat på utombordsmotorer. På motorn på den del som ligger under vattnet så sitter det så kallade ”offeranoder”. Dessa består då av en metall som är mindre ädel än den som själva motorn är tillverkad av. Dessa kommer då att förbrukas på grund av galvaniska strömmar och därför måste dessa bytas med jämna mellanrum. Offeranoden korroderar först, eftersom den är oädel. Så länge som det finns kvar offeranodmaterial kommer motorn att vara skyddad från korrosion.

Cellschema

För att slippa avbilda de praktiska arrangemangen när man beskriver en cell tecknar man den ofta i form av ett cellschema i stället:

- Zn(s) | Zn2+(1,0 ml/dm3) || Cu2+(1,0 ml/dm3) | Cu(s) +

Ett enkelt streck betyder gränsen mellan två faser, i detta fall mellan fast ämne och lösning. Två streck betyder i detta fall, den porösa skivan mellan de båda olika lösningarna. Inom parentes anges jonkoncentrationen. Normalt tecknas cellschemat med pluspolen till höger.

Normalpotential och koncentrationens inverkan

Spänningsserien ger ungefärliga värden

Spänningen i ett galvaniskt element kan beräknas med hjälp av en tabell över normalpotentialerna i spänningsserien. Normalpotentialen anger halvcellens spänning i förhållande till en normalvätgaselektrod som utgör nollpunkten i spänningsserien. Till exempel har en halvcell bestående av kopparelektrod Cu(s) och kopparjonlösning Cu2+(aq) spänningen 0.337 V i förhållande till vätgaselektroden.

På motsvarande sätt har en halvcell bestående av zinkelektrod och Zn(s)zinkjonlösning Zn2+(aq) spänningen -0,763 V i förhållande till vätgaselektroden. Det innebär att ett galvaniskt element där dessa två halvceller är sammankopplade med en saltbrygga får en spänning som är skillnaden E0Zn2+/Zn - E0Cu2+/Cu = -0,763 V - 0,337 V = -1.401 V. Minustecknet anger att zinkelektroden är negativ i förhållande till kopparelektroden.

Beräkningen gäller för standardceller där koncentrationen är 1 mol/dm3 för metalljonerna.

Men i verkliga galvaniska element är oftast koncentrationen av metalljonen inte 1 mol/dm3, utan något annat. Detta påverkar den potential som kan uppmätas. Högre koncentration av Mez+ tenderar att förskjuta potentialen i positiv riktning. På motsvarande sätt ger lägre koncentration av Mez+ en lägre potential.

I praktiken brukar det stämma ganska bra om man bara räknar på normalpotentialerna. Det är bara i galvaniska element där koncentrationen av metalljoner blir nästan noll som spänningen brukar dra iväg och avvika mycket.

Bestämning av normalpotentialen

Vi antar att vi har en halvcell bestående av metallen Me i jämvikt med metalljonen Mez+ (1 mol/dm3) med, dvs. cellschemat
Me(s) | Mez+ (1 mol/dm3)

Det vertikala strecket symboliserar fasgränsen mellan den fasta elektroden och den vätskeformiga lösningen.

Dessutom har vi en normalvätgaselektrod. En sådan består av ett platinableck neddoppat i en 1 mol/dm3 lösning med vätejoner genom vilken man bubblar vätgas med trycket 1 atmosfär. Cellschemat för den är
Pt(s) | H+(aq) (1 mol/dm3) | H2(g) (1 atm)

Här finns två fasgränser, dels kontaktytan mellan platinablecket och lösningen med vätejoner, dels kontaktytan mellan lösningen av vätejoner och vätgasbubblorna.

Den aktuella halvcellen kopplas sedan samman med normalvätgaselektroden med hjälp en saltbrygga. Att två lösningar skiljs åt så att de inte blandas symboliseras med två vertikala streck. Det galvaniska elementet som bildas av de två halvcellerna får då cellschemat
Pt(s) | H+(aq) (1 mol/dm3) | H2(g) (1 atm) || Mez+ (1 mol/dm3) | Me(s)

Nu kan man mäta upp en spänning mellan metallelektroden Me(s) och vätgaselektrodens platinableck Pt(s). Eftersom alla koncentrationer av joner är 1 mol/dm3 och vätgasens tryck är 1 atmosfär, så är spänningen man mäter upp den så kallade normalpotentialen (standardpotentialen) för jämvikten Me ⇄ Mez+ + z e-.

Koncentrationsberoendet

Hur koncentrationen inverkar på potentialen beskrivs av Nernst ekvation som lyder
E = E0 + (0.05916 V/z)·log10(aox/ared)

E0 anger normalpotentialen.

Bokstaven a står för det kemiska begreppet "aktivitet". För utspädda lösningar är aktiviteten lika med koncentrationen. För koncentrerade lösningen finns små avvikelser. För fasta ämnen definieras aktiviteten identiskt lika med 1.

Bokstaven z anger antalet laddningar i metalljonen.

Exempel 1

Halvcellen Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) kopplas upp mot normalvätgaselektroden.

E0 hämtas från tabellen över normalpotentialer som anger:
E0 = 0,337 V för jämvikten Cu2+(aq) + 2 e- ⇄ Cu(s)

Laddningen z = 2 i redoxjämvikten

Nernst ekvation ger
ECu-halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,08874 V ≈ 0,248 V

Detta är alltså halvcellens potential. Spänningen i det galvaniska elementet är skillnaden mellan halvcellens potential och normalvätgaselektrodens potential. Men eftersom normalvätgaselektroden enligt definition har potentialen exakt 0 V, så är också cellspänningen 0,28 V. Koppar-elektroden är positiv i förhållande till normalvätgaselektroden.

Exempel 2

Halvcellen Zn(s) | Zn2+ (0,10 mol/dm3) kopplas upp mot normalvätgaselektroden.

E0 = -0,763 V för jämvikten Zn2+(aq) + 2 e- ⇄ Zn(s)

EZn-halvcell = E0Zn2+/Zn + (0,05916 V/z)·log10(aZn2+/aZn(s)) = -0,763 V + (0,05916 V/2)·log10(0,10/1) = 0,763 V - 0,02958 V ≈ -0,793 V

Detta är halvcellens potential. Men eftersom den är uppkopplad mot normalvätgaselektroden som har potentialen 0 V så blir även det galvaniska elementets spänning -0,793 V. Zink-elektroden är negativ i förhållande till normalvätgaselektroden.

Exempel 3

Vi har det galvaniska elementet
Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) || Zn2+ (0,10 mol/dm3) | Zn(s)

Man kan använda beräkningarna ovan för respektive halvcell för att beräkna det galvaniska elementets spänning. Det blir
E = EZn-halvcell - ECu-halvcell = [E0Zn2+/Zn + (0,05916 V/z)·log10(aZn2+/aZn(s))] - [E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+/aCu(s))] = … = -0,793 V - 0,248 V = -1,041 V

Exempel 4

Vi har det galvaniska elementet
Cu(s) | Cu2+ (0,0010 mol/dm3) || Cu2+ (0,10 mol/dm3) | Cu(s)

Båda halvcellerna är likadana. Det enda som skiljer är koncentrationen av kopparjonlösningen i respektive halvcell. Ett galvaniskt element som detta kallas för koncentrationselement.

Beräkningen sker på samma sätt som tidigare för respektive halvcell.

Evänster halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+(0,0010 mol/dm3)/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,08874 V ≈ 0,248 V

Ehöger halvcell = E0Cu2+/Cu + (0,05916 V/z)·log10(aCu2+(0,10 mol/dm3)/aCu(s)) = 0,337 V + (0,05916 V/2)·log10(0,0010/1) = 0,337 V - 0,02958 V ≈ 0,307 V

E = Ehöger halvcell - Evänster halvcell = 0,307 V - 0,248 V = 0,059 V

Höger elektrod, som omges av högre koncentration av kopparjoner, är positiv i förhållande till vänster elektrod.

Det går att förenkla formlerna ovan eftersom cellerna är lika förutom koncentrationen. Spänningen för ett koncentrationselement fås därför med formeln
E = (0,05916 V/z)·log10(aCu2+, höger/aCu2+, vänster) = (0,05916 V/2)·log10(0,10/0,0010) = 0,2958 V·2 ≈ 0,059 V

Hydratiserade joner

Ett ovanligt, men korrekt namn för vatten, är diväteoxid. Vatten är ett av de allra viktigaste ämnena. Det är en av huvudbeståndsdelarna i de levande organismerna och i deras omgivning. En mycket stor del av de kemiska reaktionerna på jordytan sker i vattenlösning och detta gäller inte minst livsprocesserna. Vatten är också det oftast använda lösningsmedlet.

Exempel på hur joner är hydratiserade,
dvs. omges av skal av vattenmolekyler.
Bild: © Svante Åberg

Vattenmolekyler är dipoler och bildar jon-dipolbindning i saltlösningar. Dipolen vänder sig så att den laddning som är motsatt jonens kommer närmast jonen eftersom det är den del som attraheras starkast. På grund av närheten till jonen är attraktionen av den motsatta laddningen starkare är repulsionen av laddningen med lika tecken som jonen. Därför blir det en nettoattraktion mellan jonen och dipolen.

Eftersom dipolmolekylen som helhet är elektriskt neutral får det bildade komplexet samma laddning som den enkla jonen. Eftersom det finns plats för flera vattenmolekyler kring varje jon, så omges jonerna av ett skal av vattenmolekyler. Man säger att jonerna är hydratiserade och bildar akvajoner (akvajon = jon som bundit vatten som ligander; ligand = molekyl som binds till centralatomen).

Bindningsenergin för jon-dipolbindning är alltid mycket mindre än för jon-jonbindning. När avståndet ökar, går också attraktionsenergin för den förra bindningstypen snabbare mot noll än för den senare typen. De första dipolmolekylerna som binds till en jon attraheras naturligtvis tills de kommer i kontakt med jonen. Härigenom bildas en inre sfär ("skal") av bundna ligander. Om ligander finns i tillräcklig mängd (t.ex. om jonen befinner sig i en lösning där lösningsmedlet utgörs av ligandmolekyler), binds de ofta även i ett eller flera yttre skal. Jonen kommer då att omges av ett moln av ligander som åtminstone i sina yttre delar är ganska odefinierat. Bindningsstyrkan för liganderna avtar med avståndet från centralatomen.

Den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna

Den nakna metalljonen är ungefär lika stor som en vattenmolekyl. Men den hydratiserade jonen är mycket större än vattenmolekylerna.

Den hydratiserade jonen fungerar som en stor partikel. Det medför att de hydratiserade jonerna inte kan passera genom semipermeabla (halvgenomsläppliga) membran. Däremot kan de fria vattenmolekylerna passera genom det semipermeabla membranet. Detta sker till exempel vid dialys. Ett annat exempel är när dricksvatten framställs ur havsvatten med omvänd osmos. Genom högt tryck tvingar man vattenmolekylerna att passera genom membranet, men de hydratiserade saltjonerna hindras. På andra sidan membranet kommer då ut rent vatten.

Koordinationskomplex

Kring en centralatom eller jon, ofta en metalljon, binds ofta molekyler eller joner som finns i den omgivande lösningen. Till exempel har man i en lösning med koppar(II)klorid kopparjoner (Cu2+) som binder ett antal kloridjoner (Cl). Utrymmet närmast kopparjonen är begränsat. Därför ryms det upp till 4 kloridjoner kring kopparjonen. Ett sådant komplex kallas koordinationskomplex och de partiklar som binds till centralatomen/jonen kallas ligander. Kloridjonen är alltså ligand.

Det finns många möjliga ligander. Ofta är lösnlingsmedelsmolekylerna ligander eftersom de är så vanliga i lösningen. Vatten (H2O) binds ofta till centraljonen och bildar ett hydratiseringsskal kring jonen. Utöver vatten (H2O) och klorid (Cl), så är ammoniak (NH3), hydroxid (OH), cyanid (CN), oxalat (COO)22- exempel på några ligander.

Koncentrationen påverkar hur många ligander som binds

Koncentrationen av de partiklar som kan fungera som ligander påverkar hur många ligander som i genomsnitt binds till centralatomerna. I en mycket utspädd lösning av kopparklorid (CuCl2) är kloridjonerna mycket ovanliga, men molekylerna av lösningsmedlet (H2O) mycket vanliga. Chansen för kopparjonen att hitta en kloridjon är därför liten. I stället binder kopparjonen vattenmolekyler som ligander och koordinationskomplexet blir [Cu(H2O)6]2+. Det ryms alltså 6 vattenmolekyler kring den centrala kopparjonen. Koordinationstalet är alltså 6 för vatten kring kopparjonen.

När koppar(II)kloriden späds med vatten byts kloridliganderna ut mot vatten och färgen övergår från grönt till blått.
Bild: CC

Om koncentrationen av kopparklorid ökar, så blir kloridjonerna vanligare. Då blir det också vanligare att kopparjoner binder en kloridjon så att koordinationskomplexet [CuCl]+ bildas. Formeln anger inte antalet vatten som också koordinerar till kopparjonen, men det finns också vattenmolekyler som binder. Därför är en mer komplett formel för komplexet [CuCl(H2O)5]+ om koordinationstalet fortfarande är 6. En kloridjon har ersatt en vattenmolekyl. På grund av kloridjonens minusladdning är komplexets laddning bara +, inte 2+ som det rena akvakomplexet hade.

Vid ytterligare högre koncentration av kopparkloriden ökar antalet kloridjoner som ligander. Som mest binder 4 kloridjoner till den centrala kopparjonen. Koordinationstalet har därför minskat från 6 till 4. Kloridjonerna är nämligen mer skrymmande (c:a 3.62 Å diameter) än vattenmolekylerna (c:a 2.75 Å diameter). Formeln för komplexet blir [CuCl4]2–, eller helt enkelt CuCl42–.

Akvakomplexet för koppar är vackert blått, men kloridkomplexet går mera i grönt. Om du har saltet koppar(II)klorid och tillsätter lite vatten i taget för att lösa saltet, så får du först den vackert gröna färgen för kloridkomplexet. Så småningom övergår färgen till blått när lösningen blir mera utspädd.

Oladdade komplex har lägre löslighet i vatten

En intressant sak är att lösligheten i vatten för komplex minskar drastiskt när komplexet är oladdat. När den tvåvärda kopparjonen koordinerar två stycken av de envärda kloridjonerna, så blir totalladdningen noll, dvs.
Cu2+ + 2 Cl ⇄ CuCl2

Lösligheten följer principen ”lika löser lika”. Eftersom vatten är ett starkt polärt ämne, så löser sig joner i vattnet lättare än oladdade partiklar.

Jämvikt

Jämvikt bygger på att en reaktion sker i framriktningen och tillbakariktningen samtidigt och att reaktionshastigheterna är lika stora. Det innebär att det totalt sett inte sker någon förändring, trots att reaktionerna hela tiden pågår. Man säger att jämvikten är dynamisk därför att det är en pågående process.

Med reaktionsformel så ser jämvikten mellan ämne A och ämne B ut på följande sätt:

A ⇄ B

En liknelse för att förklara jämvikten

Föreställ dig att en hink med vatten står under kranen som är öppen. Men det finns ett hål i hinkens botten där vatten rinner ut. De reaktioner vi tittar på är tillförsel av vatten till hinken (framriktningen) och bortförsel av vatten från hinken (tillbakariktningen).

Vatten utanför hinken motsvarar A i jämvikten ovan, och vatten inuti hinken motsvarar B. Vi kan då skriva jämvikten med ord på följande sätt:

vatten utanför hinken (A) ⇄ vatten inuti hinken (B)

Vi öppnar kranen

Innan vi öppnar kranen, så är hinken tom, men så snart vi öppnar kranen börjar hinken fyllas med vatten. I början är vattennivån låg och det rinner inte ut vatten genom hålet lika snabbt som vatten fylls på från kranen. Det innebär att vattennivån i hinken ökar. Jämvikten har inte ännu ställt in sig.


Vid det högre vattenflödet från kranen till hinken (höger bild), så stabiliseras vattenytan på en högre nivå.
Bild: Svante Åberg

Men ju högre vattennivån blir, desto snabbare rinner vatten ut genom hålet. Till slut rinner vatten ut lika snabbt som det fylls på.

Detta tillstånd får man vid en bestämd vattennivå i hinken som svarar mot ett visst tryck hos vattnet. Denna nivå är jämviktsnivån.

Trots att vi har pågående reaktion i framriktningen (A → B) och samtidigt i tillbakariktningen (A ← B), så är vattennivån stabil. Detta stabila tillstånd, trots pågående reaktioner, kallas dynamisk jämvikt.

Vi ändrar flödet

Om vi sedan skulle ändra kranen så att det tillförs vatten snabbare eller långsammare, så skulle vattennivån i hinken börja förändras igen. Så småningom skulle en ny jämvikt ställa in sig på en annan vattennivå.

Ett högt flöde från kranen ger en hög jämviktsnivå i hinken, ett lågt flöde ger en låg jämviktsnivå.

Exempel på jämvikter

Esterjämvikten

Man kan tillverka väldoftande luktämnen genom att låta alkohol och syra reagera med varandra så att ester och vatten bildas.

alkohol + syra → ester + vatten

Från början finns ingen ester och inget vatten, bara alkohol och syra. Reaktionen sker därför bara åt höger. Men när det väl har bildats en del ester och vatten, så börjar det ske en reaktion åt andra hållet så att alkohol och syra återbildas. Men tillbakareaktionen är långsam i början eftersom det finns så lite ester och vatten som kan reagera.

alkohol + syra ← ester + vatten (långsam i början)

Med tiden bildas det alltmera ester och vatten, vilket gör att tillbakareaktionen blir snabbare. Samtidigt minskar mängden alkohol och vatten, vilket gör att framåtreaktionen blir långsammare. Till slut är tillbakareaktionen lika snabb som framåtreaktionen. Då har dynamisk jämvikt ställt in sig.

alkohol + syra ⇄ ester + vatten

Löslighetsjämvikt

Salter är lösliga i vatten, men bara upp till en viss gräns. När saltlösningen blivit mättad, så är systemet i jämvikt. Exempel på ett salt är natriumklorid, det vill säga vanligt koksalt.

NaCl(s) ⇄ Na+ + Cl

En sak som är speciell i detta fall är att koncentrationen av salt i fast form är konstant, oberoende av hur mycket fast salt vi har. Det innebär att reaktionen i framriktningen alltid är lika snabb.

Däremot varierar koncentrationen av natriumjoner och kloridjoner. I början finns inga natrium- och kloridjoner i lösning. Då sker bara reaktionen i framriktningen.

Men ju mer natrium- och kloridjoner som går i lösning, desto snabbare blir tillbakareaktionen. Till slut faller koksalt ut lika snabbt som det går i lösning. Då har vi fått dynamisk jämvikt.

Jämviktsläget

Massverkans lag

Massverkans lag anger att när ämnen reagerar med varandra, så är reaktionshastigheten proportionell mot koncentrationen av de partiklar som reagerar. Det är en statistisk effekt som kommer av att en kemisk reaktion bara kommer till stånd om de reagerande partiklarna kolliderar. Om koncentrationen av partiklar är hög, så blir det många kollisioner per sekund. Då är det också fler partiklar som reagerar varje sekund – reaktionshastigheten blir hög.

I en jämvikt sker reaktion både i framriktningen (åt höger) och i tillbakariktningen (åt vänster). Jämviktsläget beror på reaktionshastigheten åt höger i jämförelse med den åt vänster. Jämvikt fås när hastigheten åt höger och åt vänster är lika. Det betyder att lika mycket bildas som det som förbrukas. Nettoförändringen blir noll.

Man har så kallad dynamisk jämvikt. Ordet dynamisk anger att reaktionerna hela tiden pågår. Men i och med att inga nettoförändringar sker, så har man jämvikt.

Sannolikheten för kemisk reaktion vid en kollision

Det är emellertid inte varje kollision som leder till kemisk reaktion. Kemisk reaktion innebär att bindningar bryts i den gamla partikeln och nya skapas som ger ett nytt ämne. Men oftast studsar partiklarna bort från varandra utan att reagera. Om partiklarna inte är rätt orienterade i förhållande till varandra vid kollisionen, så sker ingen kemisk reaktion.

Aktiveringsenergin måste övervinnas för att reaktion ska ske

Inte heller sker någon reaktion om kollisionsenergin är för liten. Rörelseenergin i kollisionen måste övervinna den energitröskel det innebär att bryta de gamla bindningarna. Inte förrän dessa är brutna kan nya bildas. Denna energitröskel benämns aktiveringsenergi.

När energinivåerna skiljer, så påverkar det jämviktsläget

Om ämnena på ena sidan i reaktionsformeln är energirikare än ämnena på andra sidan, så är energitröskeln olika stor för reaktionen åt höger respektive åt vänster. (Figur som visar ett sådant exempel ska infogas här.)

När framåt- och bakåtreaktionen sker olika lätt, så påverkar det jämviktsläget. Om till exempel framåtreaktionen är kraftigt exoterm, så är energitröskeln i framriktningen låg och en stor andel av kollisionerna leder till reaktion. Men då blir samtidigt energitröskeln för reaktion i bakåtriktningen hög. Det krävs en hög koncentration av partiklar i högerledet av jämviktsreaktionen för att reaktionshastigheten åt vänster ska bli lika hög som den åt höger. En starkt exoterm jämvikt brukar därför vara starkt förskjuten åt höger.

Jämviktskonstanten är ett mått på jämviktsläget

För att få ett mått på jämviktslägen behöver man få en siffra på hur den aktuella kemiska reaktionen ställer in sig. Värdet hos jämviktskonstanten K återspeglar jämviktsläget. Ju större konstanten är, desto mer förskjuten åt höger är jämvikten. Exempel på en jämvikt som är väldigt starkt förskjuten åt höger är reaktionen mellan vätgas och syrgas då vatten bildas:

2 H2 + O2 ⇄ 2 H2O, K = 3,2·1081 M–1

En jämviktskonstant som är nära noll tyder på en jämvikts som är starkt förskjuten åt vänster. Exempel på en jämvikt som är starkt förskjuten åt vänster är vattnets autoprotolys:

2 H2O ⇄ H+ + OH, K = 1,0·10–14 M2 (lösningsmedlet vatten enhetslöst)

Exempel på en jämvikt som inte är så starkt förskjuten åt någotdera hållet är esterjämvikten:

alkohol + syra ⇄ ester + vatten, K ≈ 4

Le Chateliers princip

Henri Le Chatelier var en fransk kemist under senare delen av 1800-talet. Han arbetade som gruvingenjör i franska statens tjänst och blev så småningom professor, därefter ledamot i både Franska vetenskapsakademin och utländsk ledamot i svenska Vetenskapsakademien. Bland annat genomförde han studier över kemisk jämvikt. Han kom då fram till den princip som bär hans namn:

Om ett kemiskt system, där jämvikt råder, påverkas av en förändring i koncentration, temperatur eller totaltryck, kommer jämvikten att ändras så att förändringen motverkas.

Den kemiska jämvikten gör alltså motstånd mot förändringar, men kompenserar inte helt för den yttre påverkan som systemet utsatts för. Om till exempel etanol ingår som ett reagerande ämne i en jämvikt, och vi tillsätter mera etanol, så kommer reaktionen efter störningen av förbruka etanol. Men det blir inte riktigt hela tillsatsen av etanol som förbrukas, utan halten etanol i blandningen kommer faktiskt att vara lite högre sedan den nya jämvikten har ställt in sig.

Exempel på tillämpning av Le Chateliers princip

Estrar är väldoftande ämnen som kan framställas genom att låta alkohol och syra reagera med varandra så att ester och vatten bildas.

alkohol + syra ⇄ ester + vatten

Esterjämvikten är inte så starkt förskjuten åt höger. För att driva jämvikten hårdare åt höger kan man ta bort vatten som bildats. Det kan ske genom att man tillsätter torkmedel av till exempel vattenfri natriumsulfat. Natriumsulfatet binder upp vattnet så att det inte längre är tillgängligt i esterjämvikten.

Det vatten som tas bort ersätts, enligt Le Chateliers princip, genom att reaktionen går åt höger. Det innebär att ester bildas, samtidigt som alkohol och syra förbrukas. Det nya vatten som bildas tas också upp av torkmedlet, så reaktionen kan fortsätta ytterligare åt höger så att ännu mer ester bildas.

Estrar är opolära ämnen som är olösliga i vatten. Estern flyter därför som ett skikt ovan på vattenlösningen. Däremot är alkoholen och syran vattenlöslig. När man är nöjd med reaktionen, så kan skiktet av ester på ytan dekanteras av och man får ester i ganska ren form.

Exempel med bildning av ammoniak ur kvävgas och vätgas

Ett exempel är reaktionen när kvävgas reagerar med vätgas till ammoniakgas i den så kallade Haberprocessen:

N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) + 92 kJ

Detta är en jämvikt mellan ämnen i gasform där vi har 4 delar gas i vänsterledet och 2 delar gas i högerledet. Reaktionen åt höger halverar antalet mol gas, vilket ger minskat gastryck om volymen hålls konstant. Reaktionen åt höger är exoterm, vilket innebär att inneboende energi hos ämnena avges och ombildas till värme.

Vi ska nu tillämpa Le Chateliers princip på denna jämvikt med några olika fall. Utgångspunkten är att systemet är i jämvikt. Därefter rubbar jämvikten på något sätt. Sedan förutsäger åt vilket håll reaktionen kommer att ske.

Tillförsel av kvävgas eller vätgas

I reaktionsformeln finns kvävgas och vätgas i vänsterledet. Om vi pumpar in mer kvävgas eller vätgas, så blir det "för mycket" kvävgas/vätgas i vänster led i förhållande till jämviktsläget. Reaktionen kommer att gå åt höger så att kvävgas och vätgas förbrukas. Det leder till att det bildas ammoniak. Dessutom avges värme, vilket gör att temperaturen höjs i systemet.

Tillförsel av ammoniak

Om vi pumpar in ammoniak blir det "för mycket" ammoniak i högerledet. Reaktionen sker då åt vänster så att mängden ammoniak minskar och det bildas mera kvävgas och vätgas. Reaktionen är endoterm, det vill säga den förbrukar energi. Därför sjunker temperaturen.

Bortförsel av ammoniak

Om vi på något sätt kan ta bort ammoniak från reaktionsblandningen, till exempel med en reaktion som binder upp ammoniakgas så att den inte kan delta i jämvikten längre, så blir det "för lite" ammoniak i högerledet. Det leder till att reaktion sker åt höger för att ersätta ammoniak som försvunnit. Kvävgas och vätgas förbrukas så att mängden av dem minskar. Reaktionen åt höger är exoterm, vilket leder till att temperaturen ökar.

Vi värmer reaktionsblandningen

Genom att värma reaktionsblandningen kan vi öka dess temperatur. Enligt Le Chateliers princip reagerar då systemet för att motverka temperaturökningen. Reaktionen sker då i endoterm riktning, det vill säga åt vänster. Det medför att ammoniak förbrukas och det bildas kvävgas och vätgas.

Ökning av trycket genom att minska volymen

Detta är en gasjämvikt, vilket innebär att systemet är känsligt för ändringar i volymen. Gaskoncentrationen ökar när vi komprimerar gasen genom att minska volymen.

Detta leder till en ökning av gastrycket. Systemet reagerar genom att motverka tryckökningen. Eftersom det är 4 delar gas i vänsterledet, men bara 2 delar gas i högerledet, så leder en reaktion åt höger till att gastrycket minskar. Minskningen av volymen gör därför att kvävgas och vätgas förbrukas och ammoniak bildas. Samtidigt är reaktionen åt höger exoterm, vilket gör att temperaturen ökar.

Minskning av trycket genom att öka volymen

Detta är motsatsen till föregående fall. När volymen ökar, så minskar gastrycket. Systemet motverkar tryckminskningen genom att reaktionen sker åt vänster så att antalet mol gas ökar. Reaktionen åt vänster är endoterm, vilket ger sänkt temperatur.

Den nya jämvikten som ställer in sig

Även om systemet motverkar den rubbning av systemet som vi orsakade, så kan systemet inte fullt ut kompensera för den påverkan som vi orsakade.

Om vi till exempel pumpar in extra kvävgas, så sker reaktionen åt höger så att kvävgas förbrukas. Men koncentrationen kvävgas, sedan den nya jämvikten ställt in sig, kommer inte att återgå helt till den koncentration som rådde vid den ursprungliga jämvikten, utan det blir kvar en rest av den påverkan som vi skapade. Därför är koncentrationen av kvävgas aningen högre i den nya jämvikten.

Detta kompenseras av att koncentrationen av vätgas är något lägre i den nya jämvikten än i den ursprungliga. På motsvarande sätt blir koncentrationen av ammoniak något högre i den nya jämvikten, än i den ursprungliga.

Inverkan av trycket

Det som styr jämvikten, vad gäller de ingående ämnena, är ämnenas koncentrationer. Jämviktens läge har att göra med reaktionshastigheten åt höger i jämförelse med reaktionshastigheten åt vänster. Eftersom kemisk reaktion sker i samband med att partiklar kolliderar, så är hastigheten koncentrationsberoende. Högre koncentration, ger högre hastighet.

Det är bara gaser som påverkas av trycket. Det beror på att gaser komprimeras av ett högre tryck, men vätskor och fasta ämnen är nästan inte alls komprimerbara. Därför är effekten av tryck på jämvikten bara något som man behöver ta hänsyn till när man har gaser i systemet.

Exempelvis påverkas inte jämvikten mellan fast och löst natriumklorid av trycket.

NaCl(s) ⇄ Na+(aq) + Cl(aq)

NaCl(s) är ett fast ämne vars volym inte ändras märkbart vid ändrat tryck. Natriumjonerna och kloridjonerna i vattenlösning påverkas inte heller eftersom vattenvolymen inte påverkas av trycket, i varje fall inte så länge som vattnet är i vätskeform.

Fysikaliska reaktioner

Le Chateliers princip är utformad för kemiska jämvikter. Principen fungerar dock i princip även för fysikaliska förändringar, till exempel övergångar mellan olika aggregationsformer.

För fysikaliska förändringar blir dock bilden rätt komplicerad när man behöver ta hänsyn till att mekaniskt arbete utförs, till exempel när gaser expanderar. Även temperaturförändringar vid adiabatisk expansion eller kompression inverkar. Då är vi inne på termodynamik, vilket vi inte tar upp närmare just nu.

Litteratur

  1. Bassam Z. Shakhashiri, Chemical Demonstrations Volume 4, 'Copper to Silver to Gold' pp 263- 268.
  2. S. H. Szczepankiewicz, J. F. Bieron, and M. Kozik, "The 'Golden Penny' Demonstration. An Explanation of the Old Experiment and the Rational Design of the New and Simpler Demonstration"
  3. The Golden Penny, Indiana University
    http://chemlearn.chem.indiana.edu/demos/TheGold1.htm (2007-04-15)
  4. Preparation of "Gold" Pennies, Albany College of Pharmacy
    http://acpcommunity.acp.edu/Facultystaff/genchem/GC1/lab/experiments/pennies.pdf (2007-04-15)
  5. Galvanising, University of Edinburgh
    http://www.chem.ed.ac.uk/chemcon/teach06.htm (2003-09-04)
  6. What's in a Penny?, The Science House, NC State University
    http://www2.ncsu.edu/ncsu/pams/science_house/learn/CountertopChem/exp25.html (2003-09-04)
  7. Copper Coin Alloy, Ian Reed's Science Wizards
    http://sci_wiz.tripod.com/Copper_Coin_Alloy.htm (2003-09-04)
  8. Modern Alchemy: Turning a penny into GOLD!, Gary Lorenson, Wenatchee High School
    http://whs.wsd.wednet.edu/Sci/Lorenson/GoldPenny/cu_2_brass_1.html (2003-09-04)
  9. Chemical Plating of a Penny, Stephen Fuller, Lab Dad's Laboratory
    http://www.geocities.com/CapeCanaveral/Hall/1410/lab-C-16.html (2003-09-04)
  10. Gunnar Hägg, Allmän och oorganisk kemi, 1984, 8:e upplagan, Almqvist & Wiksell, Uppsala.
  11. Falu koppargruva, Falun AB
    http://www.geonord.org/shows/falu.html (2003-08-14)
  12. Falu koppargruva blir nytt världsarv, Riksantikvarieämbetet
    http://www.raa.se/press/011213.htm (2003-08-14)
  13. Koppar (Cu), Vitaminsidan, Isak Jonsson
    http://www.cs.umu.se/~isak/Vitamin/cu.html (2003-08-14)
  14. Zink (Zn), Vitaminsidan, Isak Jonsson
    http://www.cs.umu.se/~isak/Vitamin/zn.html (2003-08-14)
  15. Zink - en metall i kretsloppet, Zinc Info Norden AB
    http://www.zincinfo.se/miljon/kretslopp/ram.html (2003-08-14)
  16. Scandinavian Copper Development Association (SCDA) - Hemsida, SCDA
    http://www.scda.com/sv/las_nyhet.asp?Id=200207051545.txt (2003-08-14)
  17. Mineralogy Database, David Barthelmy
    http://www.webmineral.com/ (2003-08-14)

Fler experiment


elektrokemi, redox
Anodisering och färgning av aluminium
Att göra bly
Citronbatteri
Diffusion av kopparjoner
Elda stålull
Elektrofores av grön hushållsfärg
Elektrokemisk skrift
Gör kopparslanten skinande ren - med redoxkemi
Indikatorpapper för plus och minus på batteriet
Innehåller koksaltet jod?
Kemi med zinkjodid, del 1: Framställning
Kemi med zinkjodid, del 2: Återbilda grundämnena elektrokemiskt
Kemisk klocka med jod
Permanenta håret
Rengöra silver
Rostbildning och rostskydd
Rostindikator visar var järnet rostar
Saltkristaller av en aluminiumburk
Självantändning med glycerol och permanganat
Skämta med en svart kopparslant
Svantes testexperiment
Syrehalten i luft
Tag bort rost med elektrisk ström
Testa C-vitamin i maten
Tillverka tomtebloss
Varför rostar järn och hur kan man förhindra det?
Ärg på en kopparslant