Guldpeng av mässing

material på avancerad nivå kommer att läggas in här

mer material på avancerad nivå kommer

Korrosionen i väder och vind

Koppar som utsätts för väder och vind korroderar. Ett nylagt koppartak blir ofta först svart av koppar(II)sulfid. Grön ärg bildas sedan genom att sulfiden oxideras vidare till koppar(II)hydroxidsulfat, Cu₄(OH)₆SO₄. Tillsammans med sulfatet finns ofta också koppar(II)hydroxidkarbonat, Cu₂CO₃(OH)₂. I områden nära kuster med saltvatten kan ärgen innehålla stora mängder koppar(II)hydroxidklorid, Cu₂Cl(OH)₃. Kopparföremål som legat i marken kan ha fått en beläggning av kopparfosfat.

Korrosion av koppar i havsvatten

Koppar i havsvatten är utsatt för kraftig korrosion på grund av den närvarande kloriden i koksaltet. Drygt 4 % av havsvattnet är ju koksalt, NaCl. Första reaktionerna är följande:

Cu(s) → e^- + Cu⁺
Cu⁺ + Cl^-(aq) → CuCl(s)

Men koppar(I)klorid (CuCl) är inte stabil i luften. När man tar upp föremålen reagerar koppar(I)kloriden med luftens syre (O₂) och luftfuktigheten (vatten, H₂O) vilket kan leda till "bronssjukan". Basisk koppar(II)klorid (CuCl₂·3 Cu(OH)₂) bildas samtidigt som saltsyra (HCl).

4 CuCl(s) + 4 H₂O(l) + O₂(g) → CuCl₂·3 Cu(OH)₂(s) + 2 HCl(aq)

Saltsyran reagerar sedan vidare med okorroderad kopparmetall under bildning av mera koppar(I)klorid under avgivande av vätgas (H₂).

2 Cu(s) + 2 HCl(aq) → 2 CuCl(s) + H₂(g)

På så sätt fortsätter processen till dess all koppar korroderat. För att få stopp på korrosionen måste kloriden avlägsnas.

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

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.

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.

Bestämning av normalpotentialen

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

Koncentrationsberoendet

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

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
E_Cu-halvcell = E⁰Cu²⁺/Cu + (0,05916 V/z)·log₁₀(a_Cu2+/a_Cu(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)

E_Zn-halvcell = E⁰Zn²⁺/Zn + (0,05916 V/z)·log₁₀(a_Zn2+/a_Zn(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 = E_Zn-halvcell - E_Cu-halvcell = [E⁰Zn²⁺/Zn + (0,05916 V/z)·log₁₀(a_Zn2+/a_Zn(s))] - [E⁰Cu²⁺/Cu + (0,05916 V/z)·log₁₀(a_Cu2+/a_Cu(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(a_Cu2+(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(a_Cu2+(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 = E_{höger halvcell} - E_{vänster 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(a_{Cu2+, höger}/a_{Cu2+, vänster}) = (0,05916 V/2)·log₁₀(0,10/0,0010) = 0,2958 V·2 ≈ 0,059 V

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.

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 CuCl₄^2–.

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.

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

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.