I tidigare avsnitt kan intrycket ha skapats att reaktioner mellan ämnen alltid fortskrider till fullständigt omvandling, känd som en stökiometrisk reaktion. Denna uppfattning är dock förenklad. Faktum är att för varje reaktion som sker i en riktning, finns det en motreaktion. Denna motreaktion kan vara av varierande storlek, beroende på de involverade ämnenas energiinnehåll och mängd, men den är alltid närvarande. Kemisk jämvikt är ett centralt koncept som erkänner denna dynamik.

När hastigheten för dessa två motriktade reaktioner blir lika, inträder ett tillstånd av kemisk jämvikt. Vid detta stadium upphör nettoförändringen av både reaktanter och produkter, vilket innebär att mängden av varje substans förblir konstant inom ramen för kemisk jämvikt. Placeringen av denna jämvikt varierar med reaktionen; den kan exempelvis inträffa vid en situation där 50 % av det ursprungliga ämnet och 50 % av reaktionsprodukterna finns kvar, eller vid andra procentandelar, vilket reflekterar balansen i kemisk jämvikt.

För att illustrera konceptet med kemisk jämvikt kan man tänka sig en situation där ett ämne delas upp i två nya substanser i en process som sker med en viss hastighet i en riktning. Samtidigt sker en process där dessa två nya substanser kombineras åter till det ursprungliga ämnet, men med en annan hastighet. När dessa två processer – nedbrytningen och återskapandet – sker med samma hastighet, har kemisk jämvikt uppnåtts, vilket demonstrerar det dynamiska men stabila tillståndet av jämvikt i kemiska reaktioner.

Reaktionskvot

För att undvika förväxling av jämviktskonstanten när man analyserar ett system som inte befinner sig i kemisk jämvikt, tillämpar man istället begreppet reaktionskvot. Denna kvot betecknas med (Q).

Om (Q < K), tenderar reaktionen att ske åt höger, vilket innebär att produkterna bildas tills systemet uppnår kemisk jämvikt. Å andra sidan, om (Q > K), sker reaktionen åt vänster, favoriserande bildandet av reaktanter fram tills jämvikten återställs.

Betrakta den allmänna reaktionen (aA + bB \rightleftharpoons cC + dD), där små bokstäver representerar stökiometriska koefficienter och stora bokstäver symboliserar de kemiska ämnena. För denna reaktion definieras reaktionskvoten (Q_c) som ([C]^c \cdot [D]^d / [A]^a \cdot [B]^b).

Reaktionskvoten, (Q), kan beräknas vid vilken punkt som helst i reaktionens förlopp, oberoende av om systemet har uppnått kemisk jämvikt eller inte. För gasreaktioner använder man tryckbaserade kvoter, betecknade (Q_p), istället för koncentrationsbaserade (Q_c). Detaljer kring skillnaden mellan gasjämvikter och koncentrationsjämvikter utforskas ytterligare i diskussionen om jämviktskonstanten.

Huvudsakligen tillämpas reaktionskvoten för att avgöra i vilken riktning reaktionen förflyttar sig för att närma sig eller uppnå kemisk jämvikt, vilket är av stor vikt vid hantering av mer komplexa jämviktsutmaningar.

Att förändra jämviktsläget

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

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

Ändra temperaturen

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

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

Åtgärd och effekt

Åtgärd: Öka temperaturen.

Effekt: Endoterma reaktioner gynnas. K förändras.

—

Åtgärd: Minska temperaturen.

Effekt: Exoterma reaktioner gynnas. K förändras.

Ändra koncentration av ingående ämne

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

aA+bB⇌cC+dDa

Kc=[C]c⋅[D]d[A]a⋅[B]bK

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

Åtgärd och effekt

Åtgärd: Tillsätt mer av en reaktant.

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

—

Åtgärd: Tillsätt mer av en produkt.

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

Löslighetsprodukten

Löslighet är ett begrepp som används för att beskriva hur lösligt ett ämne är i ett annat (oftast vatten). Detta är ett område som kan vara svårt att ta till sig, så artikeln kommer att innehålla ett flertal exempel i slutet så att du kan öva på det du lär dig. Innan du läser den här artikeln kan det vara bra att ha läst artikeln om jämviktskonstanten, då jämviktsekvationen samt beräkningar med variabler kommer att användas i den här artikeln.

Löslighetskonstanten

Löslighet kan beskrivas på många olika sätt. Ibland kan det vara bra att beskriva den i mol/dm³, eller g/dm³, men detta gäller bara om vi löser upp ämnet i exempelvis rent vatten utan något annat tillsatt. Vi ska först ta och lära oss hur man beräknar enkel löslighet, för att därefter gå in på löslighet för salter. All löslighet handlar om en jämvikt mellan fast och upplöst ämne.

Vi börjar med att repetera det generella uttrycket för jämvikt:

aA+bB⇌cC+dD

Kc=[C]c×[D]d[A]a×[B]b

När det gäller löslighet så har vi dock oftast en jämvikt där ett ämne går från att vara ett fast ämne, till att på något sätt vara upplöst i vatten. Anta att vi har ett ämne A som löses i vatten enligt

A(s)⇌A(aq)A(s)⇌A(aq).

Uttrycket för jämviktskonstanten blir då

Kc=[A(aq)][A(s)]

Vi ska enligt ovanstående formel beräkna koncentrationen av ett fast ämne för att kunna beskriva lösligheten hos ämnet. Detta är inte på något sätt praktiskt, och av den anledningen har man valt att använda begreppet aktivitet för att lösa problemet.

Aktivitet

Aktivitetsbegreppet är inte något man brukar gå in på under gymnasiekurserna, men det kan vara bra att ha hört ordet om du läser kemi efter gymnasiet. Aktivitet beskriver den effektiva koncentrationen av ett ämne. Vid alla sorters jämvikter ska man egentligen räkna med aktiviteter, men man förenklar det oftast så att man räknar med koncentrationer.

Aktiviteten för alla fasta ämnen är lika med ett, vilket gör att vi kan förkorta bort ämnet. Detta görs egentligen genom att gömma undan det i uttrycket för K. Notera att vi egentligen inte räknar med det fasta ämnets faktiska koncentration, utan att det på grund av aktivitetsbegreppet sätts till 1 mol/dm³.

A(s)⇌A(aq)A(s)⇌A(aq)

K=[A(aq)][A(s)]

Vilket vi skriver om till

K⋅[A(s)]=[A(aq)]

Och vidare till

Ks=[A(aq)]

Detta gäller för enkel löslighet (utan dissociation), där s i K_s står för solubility.

Löslighetsprodukt för salter

Nu när vi har täckt det generella fallet med löslighet ska vi gå över till det mer specifika fallet med löslighet för salter. Vi ska helt enkelt lära oss mer om löslighetsprodukten.

När vi löser upp salter så kommer vi att få flera joner, vilket ibland kan krångla till det.

Säg att vi löser upp vanlig natriumklorid:

NaCl⇌Na++Cl−NaCl⇌Na++Cl−

Jämviktsekvationen blir då

K=[Na+]×[Cl−][NaCl(s)]

Vilket vi enligt tidigare information i artikeln skriver om till

Ksp=[Na+]×[Cl−],

där sp i K_sp står för solubility product.

Vi gör det lite svårare och löser upp järn(III)sulfat:

Fe2(SO4)3⇌2Fe3++3SO2−4Fe2(SO4)3⇌2Fe3++3SO42−

Löslighetsprodukten blir då

Ksp=[Fe3+]2×[SO2−4]3

Skillnaden på löslighetskonstant och löslighetsprodukt

Skillnaden mellan de två begreppen är att löslighetskonstant är en övergripande term som gäller för alla sorters lösligheter, medan löslighetsprodukten används för att beskriva löslighet när dissociation är inblandat (när saker bryts upp till flera för att lösa sig), som vid upplösning av salter.

Att räkna med löslighet

När vi känner till löslighetsprodukten för ett ämne kan vi exempelvis beräkna hur mycket som går att lösa upp i en lösning, oavsett om det handlar om att man löser det i destillerat vatten, eller om man löser det i en lösning där en del av jonerna redan finns. Detta görs genom att uttrycka upplösningen av saltet med en variabel x. Mer om detta i övningsuppgift 1 och 2 längst ned i artikeln.

Olika sätt att beskriva löslighet

Mol per liter

För att beskriva lösligheten i mol/dm³ när vi känner till löslighetsprodukten, kan vi ställa upp jämviktsekvationen för lösligheten, beräkna koncentrationerna av respektive jon, och därefter översätta det till koncentration av originalsaltet via molförhållandet i formeln för upplösning (reaktionsformeln).