Kemisk klocka med jod

Tillhör kategori: elektrokemi, redox, kemiska reaktioner

Författare: Svante Åberg

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

Irriterande Använd skyddsglasögon 

Tid för förberedelse: 30 minuter

Tid för genomförande: 10 minuter

Antal tillfällen: 1

Säkerhetsfaktor: Utföres med normal varsamhet

Svårighetsgrad: Avancerat

Introduktion

Laborationen visualiserar en känd klockreaktion. Två färglösa lösningar blandas och och byter färg efter en förutbestämbar tid. Man kan förbereda en serie av lösningar för att åstadkomma färgomslag i en serie.

Riktlinjer

Laborationen lämpar sig bäst för demonstration där fler personer hjälps åt.

Säkerhet

Inga säkerhetsåtgärder behöver vidtagas. Lösningarna som bereds kan spolas ned i avloppet.

Materiel

Förarbete

Utförande

  1. Späd ut stamlösningarna A och B i fem separata E-kolvar (1A-5A och 1B-5B) enligt nedanstående tabell.

    Lösning A
    E-kolv1A2A3A4A5A
    Lösning A (ml)5040302520
    Vatten (ml)010202530
    Lösning B
    E-kolv1B2B3B4B5B
    Lösning B (ml)5040302520
    Vatten (ml)010202530
    Uppskattad tid10 s16 s29 s41 s60 s

  2. Välj ut fem elever som ombeds hälla innehållet av E-kolv A till E-kolv B (1A till 1B, osv.) på ett givet tecken.
  3. Håll E-kolvarna så att klassen kan följa reaktionens förlopp, dvs hur E-kolv 1 först får färg och därefter 2 osv.
  4. Två elever används som hjälp då reaktionen förklaras. Dessa ombeds att hålla en cirkelformad och en kvadratisk papperslapp i var hand mot klassen.
  5. Den ena eleven ombeds att föra lapparna mot varandra och vända den mörka sidan mot klassen då lapparna möts, dvs när reaktionen sker. Lapparna släpps sedan ned i en vit soppåse av plast.
  6. Upprepa reaktionen med den andra eleven och släpp ned lapparna i en annan soppåse. Repetera förloppet till dess att reaktanterna (papperslapparna tar slut). Då de tre påsarna har fångat varsin reaktionsprodukt finns det ej några fler påsar att samla produkterna i. Färgen på de lappar som eleverna håller i sina händer fortsätter att vara synlig för klassen.

Förklaring

Klockreaktionernas mekanik

En klockreaktion kan liknas vid en titrering [1]. När titreringen når ändpunkten så sker ett plötsligt omslag. För att se omslaget krävs någon form av indikator. Typiskt är att det sker flera kemiska processer som går med olika hastighet.

Det första reaktionssteget, som är långsamt, ger ett intermediat (mellanprodukt). Intermediatet kan betraktas som titrator, dvs det ämne man sakta sätter till lösningen.

Det andra reaktionssteget, förbrukar snabbt intermediatet. Den kemikalie som förbrukar intermediatet kan vi betrakta som titrand (den som blir titrerad). Så länge som detta reaktionssteg sker förekommer ingen nämnvärd mängd av intermediatet.

Det tredje reaktionssteget är den synliga förändringen när titranden förbrukats helt. Halten av intermediatet börjar plötsligt öka. Intermediatet kan då reagera med det ämne som ger färgomslaget.

Med hjälp av de tvåfärgade papperslapparna (cirklar = I2 och kvadrater = stärkelse) kan reaktionen åskådliggöras. Soppåsarna av vit plast repressenterar vätesulfit. Den tidsfördröjning som uppstår i de olika E-kolvarna beror av skillnaden i koncentration, vilket påverkar reaktionshastigheten.

Kemisk bakgrund

Vy för utskrift av kemisk bakgrund och fördjupning

Reaktionsformler

Den kemiska klockan i detta experiment kallas "Landolt-reaktionen" och finns beskriven i Shakhashiris bok "Chemical Demonstrations, Vol. 4" [1].

IO3-(aq) + 3 HSO3-(aq) I-(aq) + 3 SO42-(aq) + 3 H+(aq) (1)
IO3-(aq) + 8 I-(aq) + 6 H+(aq) 3 I3-(aq) + 3 H2O(l) (2)
I3-(aq) + HSO3-(aq) + H2O(l) 3 I-(aq) + SO42-(aq) + H+(aq) (3)
2 I3-(aq) + stärkelse stärkelse-I5--komplex + I-(aq) (4)

Den långsamma bildningen av intermediatet, "titratorn"

Reaktionsschema Reaktionerna (1) och (2) är de långsamma reaktionerna som producerar intermediatet trijodid (I3-). I reaktion (1) reducerar bisulfiten (HSO3-) jodatet (IO3-) till jodid (I-) och oxideras själv till sulfat (SO42-). I reaktion (2) oxideras de bildade jodidjonerna till trijodid (I3-). Trijodid är ett komplex mellan jod (I2) och jodid.

"Titranden" förbrukar snabbt intermediatet

Reaktion (3) är den snabba reaktionen som förbrukar intermediatet. Reaktionen fortsätter så länge som det finns vätesulfit kvar. Vätesulfiten är "titranden".

Färgomslag när titrerpunkten nåtts

Reaktion (4) ger det synliga färgomslaget. Det inträffar när reaktion (3) avstannar på grund av att bisulfiten tagit slut. Komplexet mellan pentajodid (I5-) och stärkelsen är kraftigt blå-svart.

Förhållandet bisulfit/jodat

Nettoreaktionen fås genom att multiplicera reaktion (1) med 6, reaktion (2) med 1 och reaktion (3) med 3. Lägg sedan ihop reaktionerna och dividera resultatet med 6. Det ger

IO3-(aq) + 3 HSO3-(aq) I-(aq) + 3 SO42-(aq) + 3 H+(aq)

Vi ser att molförhållandet mellan bisulfit och jodat är 3:1. Om molförhållandet bisulfit:jodat är mindre än 3:1 vid start så har vi överskott att jodat. Det leder till att vi får ett färgomslag när "titrerpunkten" nåtts. Vi ett molförhållande större än 3:1 uteblir färgomslaget.

En detalj som kan vara svår att smälta är att bisulfit ingår i både reaktion (1) och (3). Då tycker man att båda reaktionerna skulle upphöra samtidigt och det skulle inte bli någon rest av trijodid. Reaktion (2) är emellertid också långsam. Dett finns alltså en viss mängd latent trijodid som produceras med fördröjning av reaktion (2). Det räcker för att ge färgomslaget.

Kinetik

Vi har sagt att reaktionerna (1) och (2) är långsamma medan (3) är snabb. Reaktionshastigheterna beror emellertid på halterna av de ingående reaktanterna på ett komplicerat sätt [1]. Följande uttryck gäller:

(1) -d[HSO3-]/dt = k1[IO3-][HSO3-][H+]
(2) -d[IO3-]/dt = k2[IO3-][I-][H+]2

Reaktion (3) är som sagt snabb, men uttrycket för dess kinetik är ännu inte känd. Ytterligare en komplicerande faktor är att bisulfit (HSO3-) står i jämvikt med sulfit (SO32-) och vätejoner (H+). Bisulfit kan också dissocieras till svaveldioxid (SO2) och hydroxid (OH-).

Temperatur och aktiveringsenergi

Ytterligare en faktor som påverkar hastighten är temperaturen. Reaktionerna blir snabbare med ökande temperatur. En studie av reaktionshastighetens beroende av temperaturen enligt Arrhenius ekvation, k = A exp(-Ea/RT), ger information om aktiveringsenergin ,Ea, för reaktionen. Logaritmering av Arrhenius ekvation ger

ln(k) = ln(A) - Ea/RT
där R = 8,33 J mol- K- och T = absoluta temperaturen i Kelvin

En plot av ln(k) (logaritmen av reaktionshastigheten) mot 1/T ger en rät linje. Man kan byta ut k mot 1/P, där P är tiden från start till färgomslag i klockreaktionen. En plot av ln(1/P) mot 1/T ger en rät linje med samma lutning men med ett annat intercept. Ur lutningen beräknas Ea.

Aktiveringsenergin är den energitröskel som måste överskridas för att en kollision mellan partiklar ska leda till att bindningar bryts eller bildas, dvs reaktion. Om partiklarna kolliderar på ett ogynnsamt sätt eller med för liten kraft studsar de bara tillbaka utan att reagera. Ökande temperatur leder till häftigare värmerörelser hos partiklarna (atomer, molekyler, joner) så att en större andel av kollisionerna leder till faktisk reaktion.

Ungefärliga reaktionstider

En approximativ formel för att beräkna tiden till omslag är följande:
P = 5,6·10-7·exp(2593/T)/([HSO3][IO3]) där
P = tiden fram till omslag (s)
[...] anger koncentrationen i mol/dm3
T = absoluta temperaturen (K)

Exempel: P = 5,6·10-7·exp(2593/(273+21))/(0,0125·0,00625) = 49 sekunder för 0,0125 M vätesulfit och 0,00625 jodat vid 21 °C

Formeln är empirisk och gäller för koncentrationer inom intervallet 0,005 - 0,015 mol·dm−3 och temperaturer 0 - 60 °C.

Fördjupning

Reagens med stärkelse och jod

Stärkelse kan användas som reagens för att påvisa jod. Omvänt kan en jodlösning användas som reagens för att påvisa stärkelse.

Blåfärgning fås med trijodid och pentajodid

En stärkelselösning kan användas som reagens på förekomsten av jod. Det är dock inte jodmolekylen I2 som detekteras. För att en blåfärgning av stärkelsen ska ske så måste det finnas ett komplex av jod med 3 eller 5 atomer, trijodid (I3) eller pentajodid (I5). Trijodid och pentajodid bildas genom sammanslagning av I2 och I. Därför måste det finnas både jod och jodid i lösningen.

Stärkelsekomplexet med jod

Det kraftigt blåsvarta komplexet med stärkelse bildas när I3- eller I5- lägger sig inuti stärkelsespiralen.

Den kraftiga blåfärgningen beror på att jod-stärkelsekomplexet absorberar gult ljus mycket starkt. Det räcker med en mycket liten mängd av komplexet för att man ska se den blå färgen.

Användning av reagenset

Eftersom omvandlingen mellan jod och jodid är en redoxreaktion, så kan jod tillsammans med stärkelselösning användas som indikator på omslagspunkten för redoxtitreringen. Ofta använder man en metod som kallas jodometrisk titrering där natriumtiosulfat används som titrator.

Man kan säga att stärkelse är reagens på jod. Men man kan lika gärna säga att jod är reagens på stärkelse. En tillämpning är att spraya jodlösning på diskat porslin. Om det är dåligt diskat, så får man blåfärgning på porslinet. Det är nämligen så att nästan alla maträtter vi äter innehåller kolhydrater i form av stärkelse.

Trijodidjämvikten

Trijodidjämvikten
 I2 +  I   I3 
jod   jodidjoner   trijodid

Trijodid (och på motsvarande sätt pentajodid) bildas genom sammanslagning av I2 och I. För att jämvikten ska förskjutas mot trijodid krävs närvaro av både jod och jodid. Både om den kemiska miljön är starkt reducerande, så att all jod är i formen I, eller starkt oxiderande, så all jod är i formen I2, så blir halten trijodid mycket låg.

Enbart jodid (I) ger ingen färg

Trijodid och pentajodid bildas genom sammanslagning av I2 och I. För blåfärgning av stärkelsen måste alltså både I2 och I finnas. Om joden enbart förekommer i reducerad form som I krävs att en del av dessa oxideras till I2.

2 I → I2 + 2 e

Exempelvis kan klor användas som oxidationsmedel.

2 I + Cl2 → I2 + 2 Cl

Sedan kan man få trijodid, I2 + I → I3, och pentajodid, 2 I2 + I → I5.

Enbart jod (I2) ger inte heller någon färg

Om bara jodmolekyler finns, men jodidjoner saknas i lösningen, bildas inte trijodid eller pentajodid. Då krävs reduktion av en del av joden till jodid.

I2 + 2 e → 2 I

Exempelvis kan askorbinsyra (C-vitamin) användas som reduktionsmedel och oxideras då själv till dehydrokorbinsyra.

I2 + askorbinsyra → 2 I + dehydroakorbinsyra

Ett recept på jodlösning

Jämviktskonstanten, K = [I3-]/([I2][I3-]), har värdet 7,1.102 M-1.

I ett recept används 0,88 g KI med molmassan 165.99 g, vilket ger 5,30 mmol KI. Vidare används 0,22 g I2 med molmassan 253.8090 g/mol, vilket ger 0,867 mmol I2.

Det är alltså överskott av jodiden, vilket gör att halten I2 i lösningen hålls låg. Ungefär 77 % av joden reagerar till trijodid under förhållandena angivna i receptet (lösningen spädd till 100 ml).

Jodometrisk titrering

Jodometrisk titrering är en kemisk analysmetod för att bestämma mängden oxidationsmedel i ett prov. Som redoxindikator används jod i kombination med stärkelselösning. I oxiderad form fås ett starkt blåsvart komplex tillsammans med stärkelsen. I reducerad form är joden ofärgad.

Titreringen sker med hjälp av reduktionsmedlet tiosulfatjoner, S2O32−. Ändpunkten för titreringen är när lösningen växlar från blåsvart till ofärgad.

Utförande och reaktioner

Man börjar med att tillsätta överskott av en känd mängd jodid till provet. Oxidationsmedlet i provet oxiderar jodiden till jod. Överskottet av jodid blir dock kvar utan att oxideras. Den blandning av jod och jodid som nu finns i provet bildar trijodid enligt jämvikten

I + I2 ⇄ I3 (K = 7,2·102 M-1)

Resultatet blir en blåsvart provlösning när trijodiden bildar komplex med stärkelsen.

Som titrator används en lösning med tiosulfatjoner, S2O32− (t.ex natriumtiosulfat). Tiosulfatet är ett reduktionsmedel som förbrukar I2 och förskjuter trijodidjämvikten åt vänster till dess ingen trijodid återstår vid ändpunkten för titreringen.

Man har följande reaktioner:

I3 + 2 e ⇌ 3 I (Eo = + 0.5355 V)

som tillsammans med reduktionspotentialen för tiosulfat

S4O62− + 2 e ⇌ 2 S2O32− (Eo = + 0.08 V)

ger totalreaktionen

I3 + 2 S2O32− → S4O62− + 3 I (Eo = + 0.4555 V)

Lösningen ändrar färg från blåsvart till ofärgad när man når ekvivalenspunkten.

Jod

Jod är ett grundämne

Jod är ett grundämne som i ren form består av blåsvarta glänsande kristaller. Den kemiska beteckningen är I, som kommer av det grekiska ordet ioeidēs, som betyder violett. Som grundämne bildar joden tvåatomiga molekyler, I2(s), som även tål uppvärmning till gasform, I2(g).

Jod sublimerar i rumstemperatur, dvs. övergår direkt mellan fast form och gasform utan mellansteget vätskeform. Det fasta ämnet övergår till en violett gas som har en irriterande lukt och är mycket irriterande för ögon och slemhinnor. När jodgasen kondenserar igen bildar den lätt kristaller.

Förekomst

Jod förekommer sparsamt i form av i nitrathaltig jord, i olje- och saltbrunnar och i havsvatten. Grundämnet anrikas naturligt i bland annat tång, men i havssalt är halterna generellt sett låga. Man kan också framställa ren jod bl a genom att låta kaliumjodid reagera med koppar(II)sulfat.

Jod är desinficerande

På grund av sin oxiderande förmåga är jod antiseptiskt, dvs. bakteriedödande. Jodlösningar används för att tvätta sår. Förr använde man det ofta på människor, men nu är det vanligast i samband med djurhållning. Det finns att köpa på apoteket som 1 %-ig lösning under namnet Jodopax. Då använder man en lösning av jod och kaliumjodid i vatten. Jodid reagerar med joden till trijodid, som har mycket högre löslighet i vatten än ren jod. På så vis får man en mer koncentrerad och effektiv bakteriedödande lösning.

Det vanligaste saltet av jod är kaliumjodid med formeln KI (eller K+I). I den desinficerande jodspriten har man blandat jod och kaliumjodid för att bilda trijodid:
I2 + K+I ⇄ K+I3

Jod i ögat är däremot allvarligt och kan skada hornhinnan och till och med orsaka blindhet. Skölj genast ögat i rinnande vatten och tag kontakt med läkare. Inandning av jodgas är inte heller bra.

Löslighet i vatten och organiska lösningsmedel

Lösligheten av I2 i vatten är dålig, men på grund av sin starka färg kan man ändå se en svag brunfärgning i vattnet av löst jod. Lösligheten i organiska lösningsmedel är mycket större och jod antar där en intensivt violett färg.

Man kan enkelt demonstrera löslighetsfördelningen genom att till en vattenlösning av jod tillsätta en liten mängd bensin eller annat organiskt lösningsmedel. Praktiskt taget all jod kommer då att samla sig det organiska lösningsmedlet, vilket syns tydligt på färgen.

Jod löser sig i kroppsfett

Om man får jod (grundämnet, I2) på huden blir huden brunfärgad och fläckarna går inte att ta bort. Joden löser sig lätt i hudens fett, men med tiden försvinner fläcken av sig själv. Mindre fläckar är inte hälsofarliga, men man bör undvika kontakt med jod så långt som möjligt. Joden kan irritera huden.

Framkalla fingeravtryck

Genom att jod både är kraftigt färgad och har hög löslighet i fett, så kan jod användas för att framkalla fingeravtryck. Det räcker med att trycka fingret mot ett skrivpapper för att få ett avtryck i fett som går att framkalla. Framkallningen görs genom att hålla papperet över lite jod som får förånga till gas. Fingeravtrycket blir genast synligt när det brunfärgas av joden som löser sig i fettet.

Undvik att jodångor sprid så att man riskerar att andas in dem. Tänk också på att det väldigt lätt blir smutsigt av jod som kondenserar på kalla ytor. En bra idé är att värma joden i en liten bägare där man också lägger papperet med fingeravtrycket. Lägg ett lock på bägaren när du värmer försiktigt. Det räcker med en enda jodkristall och ganska svag värme.

Jodtillsats i koksaltet förhindrar struma

Man måste skilja på grundämnet jod (I2) och jod i form av joner, t.ex. i saltet kaliumjodid (K+I). Jodidjonerna är inte alls farliga, utan är tvärtom något som vi behöver i kroppen, om än i liten mängd.

Jodbrist (egentligen jodidbrist) är vanlig i delar av värden. Det yttrar sig som struma och kretinism. Struma är när sköldkörteln blir förstorad och man kan få svårt att svälja, heshet och andra obehag. Kretinism är en form av utvecklingsstörning. För att motverka jodbrist säljer man jodberikat koksalt.

Det livsviktiga grundämnet jod finns i två hormoner; tyroxin och trijodtyronin. Hormonerna reglerar ämnesomsättningen och sköter kroppens tillväxt och utveckling. De bildas i sköldkörteln och brist i barndomen leder till att den mentala och fysiska tillväxten hämmas och kan resultera i dvärgväxt. Brist på jod senare i livet kan orsaka struma och därför bestämdes på 1920-talet att hushållssaltet skulle berikas med jod. Rekommenderat intag för vuxna är 150 mikrogram per dag.

Den jod som tillsätts koksaltet i Sverige är i form av kaliumjodid, KI, ett vitt salt som till utseendet liknar koksalt. Kaliumjodid avdunstar inte, men jod i molekylform, I2 sublimerar, dvs. avdunstar. Om koksalt får stå öppet, särskilt om det blir något fuktigt, så kan jodiden oxideras till jod. Den bildade joden kan då avdunsta. Koksalt som förvaras fel kan alltså förlora innehållet av jod.

I en del länder är jodinnehållet i salt av vissa varumärken mycket lågt. Det kan leda till hälsoproblem. Unicef har därför ett program för att upplysa befolkningen om behovet av jod och hur man kan agera för att få sitt jodbehov täckt. Eleverna i skolorna får lära sig att testa om det koksalt man använder innehåller jod. Sedan informerar eleverna sina föräldrar om detta så att man fortsättningsvis väljer att köpa salt som man vet innehåller jod.

Radioaktiv jod

123I är en radioaktiv isotop av jod som används inom den medicinska diagnostiken. Radioaktiv jod som intas ansamlas i sköldkörteln. Den gammastrålning som utsänds registreras och man får en bild av organet. Stråldoserna som används är så låga att de inte är farliga för patienten.

Vid radioaktiva utsläpp kan ibland jodisotopen jod-131 (131I) spridas. Den tas upp av kroppen och ger strålskador. För att hindra jod-131 att tas upp kan man mätta kroppen med den vanliga icke radioaktiva jodisotopen. Därför delar man ut jodtabletter till människor i riskområden. Flera isotoper bildas vid atomkärnklyvning, men det är endast 131I som har en sådan halveringstid (8 dygn) att den får större betydelse. Denna isotop spreds över stora områden vid kärnkraftsolyckan i Tjernobyl 1986.

Jod bryter ned ozonskiktet

Klorerade kolväten är ett miljöproblem eftersom de bidrar till att det livsviktiga skyddet av ozon på hög höjd bryts ned. Nu har man funnit att även jod bidrar till denna nedbrytning. Det har visat sig att jodmolekyler kan följa med enorma åskmoln som snabbt stiger uppåt mot stratosfären.

Jod är en halogen

Jod är en halogen, nära besläktad med klor och brom i grupp 7 i periodiska systemet. Jod är därför ett starkt oxidationsmedel. Jod verkar korroderande på metaller. Fläckar av jod på kläderna kan tas bort med hjälp av ett reducerande medel, t.ex. natriumtiosulfat.

Som alla grundämnena i grupp 7 tar jod lätt upp elektroner och bildar envärda joner:
I2 + 2 e → 2 I

Jod är en halogen, nära besläktad med klor och brom i grupp 7 i periodiska systemet. Halogener kallas de grundämnen som finns i grupp 7, näst längst till höger i periodiska systemet. Fluor, klor, brom och jod har 7 elektroner i sitt yttersta skal och är starka oxidationsmedel. De här grundämnena tar gärna upp en åttonde elektron och bildar envärda, negativa joner.

De har en stark, genomträngande lukt, är giftiga och frätande. Halogenernas reaktivitet avtar nedåt i gruppen, den är störst för fluor och minst för jod.

Mer fakta på avancerad nivå om jod kommer.

Trijodidjämvikten

Jod är ett grundämne som bildar tvåatomiga molekyler, I2(s), även i gasform. I fast form är jod blåsvarta glänsande kristaller och som gas är den violett. Jod är en halogen i grupp 7 i periodiska systemet och bildar därför envärt negativa joner, jodid:

I2+ 2 e → 2 I

Trijodid, ett komplex av jod och jodid

Jod och jodid bildar lätt komplexet trijodid (se kaliumtrijodid, KI3).

I2 + I → I3

Trijodidjämvikten
 I2 +  I   I3 
jod   jodidjoner   trijodid

I själva verket är reaktionen en jämvikt med jämviktskonstanten

K = [I3-]/([I2][I-]) = 7,1·102 M-1

Jämviktsläget

Det stora värdet på jämviktskonstanten visar att jämvikten är starkt förskjuten åt höger. Men det krävs närvaro av både jod och jodid för att komplexet I3- ska bildas. Det förutsätter att den kemiska miljön varken är starkt reducerande eller starkt oxiderande.

Vi kan räkna på detta om vi stuvar om formeln för jämviktskonstanten.

[I3-] = [I2][I-]·K = [I2][I-]·102·7,1 M-1

I starkt reducerande miljö förbrukas all jod i reaktionen I2+ 2 e → 2 I och insättning av [I2] = 0 M i formeln ger värdet [I3-] = 0 M. Detta driver trijodidjämvikten helt åt vänster.

På motsvarande sätt förbrukas i starkt oxiderande miljö all jodid i reaktionen 2 I → I2+ 2 e och insättning av [I] = 0 M formel ger värdet [I3-] = 0 M. Detta driver också trijodidjämvikten helt åt vänster.

Pentajodid bildas på motsvarande sätt

Jod och jodid bildar också komplexet pentajodid.

2 I2 + I → I5

Pentajodiden har också en analog jämvikt med jod och jodid. Även här förutsätter bildningen av pentajodid att miljön varken är starkt reducerande eller oxiderande.

Material på avancerad nivå kommer.

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 Shakhashiri, Chemical Demonstrations, Vol. 4 pp 3-25, 1985, University of Wisconsin Press, Madison, WI.
  2. Shakhashiri's Volume 4 Contents: "Chemical Demonstrations", Rodney Schreiner, Bassam Z. Shakhashiri, Earle S. Scott, Jerry A. Bell, and Mary Ellen Testen
    http://scifun.chem.wisc.edu/vol4desc.html (2002-12-26)
  3. A. Moss, "The Landolt, Old Nassau and Variant" i J. Chem. Educ., 1992, John Wiley & Sons, New York.
  4. Kinetics of the Clock Reaction, Department of Chemistry, Rutgers-Newark
    http://genchem.rutgers.edu/Kin.html (2002-12-26)
  5. The Iodine Clock or Landolt Reaction, Purdue University
    http://chemed.chem.purdue.edu/~genchem/demosheets/22.4.html (2002-12-26)
  6. Formaldehyde Clock Reaction-- Red/Green Race, Purdue University
    http://chemed.chem.purdue.edu/~genchem/demosheets/22.16.html (2002-12-26)
  7. The Chemiluminescent Clock Reaction, Purdue University
    http://chemed.chem.purdue.edu/~genchem/demosheets/22.7.html (2002-12-26)
  8. Chemical Kinetics, Michael D. Murphy, University of North Carolina at Charlotte
    http://www.chem.uncc.edu/faculty/murphy/1252/Chapter14A/index.htm (2002-12-26)
  9. CHEM 361 L - The Iodine Clock, Christopher A. Baumann, University of Scranton
    http://academic.uofs.edu/faculty/cab302/courses/361-1.html (2002-12-26)
  10. Chemical Kinetics, Thomas J. Greenbowe, Iowa State University
    http://www.chem.iastate.edu/group/Greenbowe/sections/
    projectfolder/flashfiles/kinetics2/kinetics.swf (2007-09-29)
  11. What is the mechanism of the reaction between iodide ion and hydrogen peroxide?, Fred Senese, General Chemistry Onlone!
    http://antoine.frostburg.edu/chem/senese/101/kinetics/faq/mechanism-h2o2-iodide.shtml (2007-09-29)
  12. Kinetics of an Iodine Clock Reaction, Dr. Tisko, University of Nebraska at Omaha
    http://www.unomaha.edu/tiskochem/Chem3360/Chem3364/Peroxysulfate_Kinetics.pdf (2007-09-29)
  13. Main page, Wikipedia
    http://en.wikipedia.org/wiki/Main_Page (2007-09-29)

Fler experiment


elektrokemi, redox
Anodisering och färgning av aluminium
Att göra bly
Citronbatteri
Diffusion av kopparjoner
Elda stålull
Elektrofores av grön hushållsfärg
Elektrokemisk skrift
Guldpeng av mässing
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
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

kemiska reaktioner
Elda stålull
Enzymaktivitet i ananas
Enzymkinetik för katalas
Framkalla fotopapper
Kallrörd vaniljkräm och saliv
Kemi i en plastpåse
Massverkans lag och trijodidjämvikten
När fungerar enzymet bäst?
pH-beroende avfärgning av rödkål
Reaktionshastighet med permanganat
Självantändning med glycerol och permanganat