9789140674197 by Smakprov Media AB

Boken behandlar reaktionshastighet kemisk jämvikt reaktionsmekanismer organisk kemi biokemi analytisk kemi

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

Anders Henriksson

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

Syntes

kemi 2

Syntes

kemi 2 Anders Henriksson

Innehåll

1 Snabbt eller långsamt

. . . . . . . . . . . .

3 Organisk kemi

. . . . . . . . . . . . . . . . . .

Kolföreningarnas kemi 37 Kolväten 38

Något om energiomsättning 7 Reaktioners hastighet 10 Sammanfattning 14 Övningsuppgifter 15

Utblick: Användning av halogenalkaner 56 Utblick: Ozon och klorradikaler i atmosfären 62 Utblick: Eten och mogna frukter 67 Utblick: Syra som katalysator 71 Utblick: Difenyl och PCB 78 Utblick: DDT 79

Alkoholer 80 Utblick: Etanolens giftverkan/ Metanolens giftverkan 84 Utblick: Nitroglycerin i dynamit och medicin 87

2 Kemisk jämvikt

. . . . . . . . . . . . . . . . .

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

Fenoler 88 Etrar 89 Tioler och disulfider 91 Aminer 92 Nitroföreningar 94 Aldehyder och ketoner 95 Karboxylsyror 99 Utblick: Mjölksyra på gott och ont 108 Utblick: Optisk isomeri och biologisk aktivitet 109

Estrar 112 Sammanfattning 114 Övningsuppgifter 119

4 Makromolekyler

. . . . . . . . . . . . . . .

128

Makromolekyler och polymerer 129 Kolhydrater 130 Utblick: Pappersframställning förr och idag 142 Utblick: Kitin, pektin och agar 148

6 Analytisk kemi

. . . . . . . . . . . . . . . . .

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

Lipider 149

Jonbytare 244

Utblick: Ytspänning och tensider 156

Utblick: ”Uppsökande” jonbytare 247

Kromatografi 249 Spektroskopiska analysmetoder 256

Utblick: Tvättmedel 157

Proteiner 160 Utblick: Aminosyror som klockor 168

Utblick: Spektrofotometrisk luftanalys 261

Något om enzymer 174 Syntetiska polymerer 176 Sammanfattning 186 Övningsuppgifter 189

Masspektrometri 268 Sammanfattning 269 Övningsuppgifter 270

Svar och kommentarer 5 Cellen i funktion

. . . . . . . . . . . . . . .

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

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

224

192

. . . . . . . . . . .

274

Register 288 Bildförteckning 293 Tabeller 294 Olika reaktionstyper 294 Elektronegativitetsvärden för ämnen i det periodiska systemets huvudgrupper 295 Elektrokemiska spänningsserien 295 Grundämnenas namn, tecken, atomnummer och atommassor 296

1 Snabbt eller långsamt?

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

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

Det krävs kollisioner Vi utgår från ämnet vätejodid HI som är gas vid rumstemperatur. Denna är giftig, frätande och färglös. Om man värmer vätejodid till ca 200 °C i en behållare, färgas innehållet lila. Det beror på att väte jodiden reagerar så att det bildas vätgas H2 och lila jodånga I2. Re aktionen är endoterm (den upptar energi från omgivningen) och kan sammanfattas på följande sätt. 2 HI(g) + energi

H2(g) + I2(g)

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

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

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

H 2I 2 aktiverat komplex

Molekyler i vätejodid som kolliderar med tillräcklig energi och på rätt sätt för att reagera. Först bildas ett aktiverat komplex H2I2 som genast ”faller sönder” till H2 och I2. Klammern runt det aktiverade komplexet mar kerar att detta är ett kortlivat övergångstillstånd.

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

En endoterm reaktion

Energi

Vi fortsätter att studera vätejodidens reaktion under bildning av väte och jod. Av diagrammet nedan framgår att det aktiverade komplexet H2I2 innehåller mer energi än de båda vätejodidmolekylerna som rea gerar. Därför måste energi tillföras för att det aktiverade komplexet ska bildas. Denna energi kallas aktiveringsenergi och krävs för att reaktionen ska komma igång. När det aktiverade komplexet övergår till en väte och en jod molekyl frigörs energi. Det framgår också av figuren att väte och jodmolekylen har lägre energiinnehåll än det aktiverade komplexet. Reaktionens produkter (H2 + I2) har dock ett större energiinnehåll än reaktanterna (2HI). Hela reaktionen kräver därför ett nettotillskott av energi. Reaktionen är endoterm. I Syntes kemi 1 infördes begrep pet entalpi som även kallas ”värme innehåll”. Entalpi betecknas H och H 2I 2 har enheten 1 J. Vid en kemisk re aktion kan man mäta entalpiänd ringen ΔH som anger hur mycket Aktiveringsenergi energi i form av värme som tas från I2 omgivningen respektive lämnas till H2 omgivningen. ΔH Tid

ΔH = ∑Hprodukter – ∑Hreaktanter

För endoterma reaktioner är ΔH positivt. Det visar att dessa reaktio ner tar värme från omgivningen. Anledningen till att vissa förlopp i kemiska reaktioner kostar energi medan andra avger energi, är att bindningar bryts respektive bildas. För att en bindning ska brytas krävs att atomerna eller jonerna som attraherar varandra skiljs åt. Detta kräver arbete och energi förbrukas alltså. Hur mycket energi som behövs för att bryta en viss bindning beror på vilken typ av bindning det är. Generellt behövs mer energi för att bryta starka bindningar än svaga. När det bildas kemiska bindningar frigörs energi. Det frigörs lika mycket energi när en viss bindning uppstår som det åtgår för att bryta samma bindning. Nu kan vi konstatera att det krävs något mer energi för att bryta bindningarna mellan väte och jod i två vätejodidmolekyler, än vad som frigörs då atomerna sedan förenas till en väte och en jodmolekyl. Därför är reaktionen endoterm.

Energidiagram för reaktionen 2 HI Reaktionen är endoterm.

H2 + I2 .

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

Energi

Aktiveringsenergi H2 H2

H 2O

ΔH

H 2O Energidiagram för reaktionen

Tid

2 H2 + O2 2 H2O. Reaktionen är exoterm och ΔH är negativt.

Exoterma reaktioner Energidiagrammet ovan beskriver hur vätgas och syrgas reagerar under bildning av vatten. Den beskriver med andra ord en ”knallgasexplo sion”. Under reaktionen frigörs energi till omgivningen. Reaktionen är alltså exoterm och kan sammanfattas med följande formel. 2 H2(g) + O2(g)

2 H2O(g) + energi

Trots att reaktionen totalt sett avger energi till omgivningen, be höver man tillföra energi för att den ska starta. Det krävs nämligen aktiveringsenergi för att bryta bindningarna i de reagerande mole kylerna. Det räcker dock med en liten gnista för att en obegränsat stor volym av vätgas och syrgas ska reagera fullständigt. Det räcker nämligen att bindningarna i några få väte och syremolekyler har bru tits, för att några vattenmolekyler ska bildas. När dessa molekyler bildas frigörs energi som i sin tur kan få fler väte och syremolekyler att reagera. När den exoterma reaktionen väl har satts igång är den ”självförsörjande” på aktiveringsenergi. Om man antänder ett magnesiumband fortsätter metallen att brin na med en het, vit låga. Det som händer är att magnesium reagerar med luftens syrgas under bildning av magnesiumoxid MgO. Denna reaktion är naturligtvis också exoterm. Magnesium kan även reagera med luftens syrgas vid rumstempe ratur, men då sker reaktionen mycket långsamt. Att detta är möjligt beror på att luftens syrgasmolekyler rör sig olika fort. Vid en viss tem peratur har några syrgasmolekyler mer rörelseenergi än andra. Man kan säga att temperaturen är ett mått på partiklarnas medelenergi. Därför kan det även vid rumstemperatur inträffa att någon syrgas molekyl har tillräcklig energi för att reagera med magnesium. Här kan vi nämna att finpulvriserat magnesiumdamm är mycket lättantändligt och kan orsaka en explosion.

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

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

Reaktioners hastighet Hur snabbt en kemisk reaktion sker påverkas inte bara av vilka ämnen som reagerar. Koncentration, finfördelning och temperatur har också stor betydelse. Dessutom kan reaktioner påskyndas av katalysatorer. De reagerade ämnenas egenskaper Om man lägger en bit natrium i vatten sker en snabb och häftig reak tion enligt följande formel. 2 Na(s) + 2 H2O(l)

Etanmolekyl.

Etenmolekyl.

–

H2(g) + 2 Na (aq) + 2 OH (aq)

En natriumatom har en enda valenselektron som den är benägen att avge för att få ädelgasstruktur. Därför är natrium en metall som lätt reducerar andra ämnen, samtidigt som den själv oxideras till natrium joner. I ovanstående reaktion är det väteatomer som reduceras (tar emot elektroner). Vätets oxidationstal minskar från +I i vatten till 0 i vätgas. Hur benägna metaller är att reagera och reducera andra ämnen framgår av den elektrokemiska spänningsserien nedan och som du läste om i Syntes kemi 1. I den elektrokemiska spänningsserien hit tar du t.ex. magnesium till höger om natrium. Om man lägger en bit magnesium i vatten tycks det först inte ske någon reaktion, men med tiden kan man se att metallen påverkas. Längst till höger i den elektrokemiska spänningsserien finns ädelmetallerna silver, guld och platina. De är mycket reaktionströga och påverkas så lite av t.ex. luft och vatten att de förekommer i fri form (som rena grundämnen) i naturen. Den här boken handlar till stor del om organiska ämnen (kol föreningar). Deras benägenhet att reagera med andra ämnen påverkas av bl.a. bindningarna mellan kolatomerna. Som exempel kan vi nämna att etenmolekyler har dubbelbindningar mellan sina kolatomer och är mer reaktionsbenägna än etanmolekyler som har enkelbindningar. Mer om detta i kapitel 3.

Ca Na Mg Al

Zn Cr

Sn Pb

Cu Ag Au Pt

Avtagande förmåga att reducera andra ämnen Den elektrokemiska spänningsserien. De mest ädla metallerna står längst till höger.

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

Koncentration Om man lägger en bit zink i saltsyra bildas vätgas samtidigt som zinken löses upp (zinkjoner bildas). Reaktionen kan beskrivas så här Zn(s) + 2 HCl(aq)

ZnCl2(aq) + H2(g)

eller så här +

Zn(s) + 2 H3O (aq)

H2(g) + Zn (aq) + 2 H2O

Lägger man zinken i saltsyra med hög koncentration blir vätgasut vecklingen häftigare och zinken löses snabbare än om den placeras i saltsyra med låg koncentration. För att en reaktion ska ske måste de reagerande ämnenas bestånds delar (atomer, joner eller molekyler) stöta ihop. I saltsyran med hög koncentration finns fler oxoniumjoner per volymsenhet än i den mer utspädda syran. Därmed inträffar också fler kollisioner per tidsenhet mellan oxoniumjoner och zink atomer i den koncentrerade syran än i den utspädda. Detta förklarar varför reaktions hastigheten ökar med koncentrationen.

Hur finfördelade ämnena är Om man placerar ett helt zinkbleck i salt syra reagerar detta långsammare än om man tillsätter zinkmetallen i pulverform. I pulvret har de många zinkkornen en större sammanlagd area än vad zinkblecket har. Därmed inträffar flest kollisioner per tids enhet mellan oxoniumjoner och zinkatomer då den pulverformade metallen reagerar. Svåra dammexplosioner kan orsakas av material som normalt inte förknippas med fara, t.ex. mjöl från spannmålshantering eller trädamm. Olyckorna kan inträffa då dessa finfördelade material finns i slutna rum och antänds vid t.ex. gnistbildning.

Spannmålsförråd är exempel på dammiga miljöer med över hängande risk för explosioner.

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

Temperatur Om man lägger lika stora zinkbitar i varm respektive kall saltsyra (med samma koncentration) blir reaktionsförloppet snabbast i den varma syran. Vi kan konstatera att reaktionshastigheten ökar med temperaturen. Höjd temperatur hos de reagerande ämnena innebär att fler par tiklar (atomer, joner eller molekyler) har energi som är större än aktiveringsenergin. Med stigande temperatur ökar därför antalet par tikelkollisioner som leder till att gamla bindningar bryts så att nya kan bildas.

Katalysator Kolmonoxid CO och kvävemonoxid NO är två exempel på giftiga gaser som bildas i förbränningsmotorer i t.ex. bilar. Dessa kan reagera med varandra eller med syrgas under bildning av de ogiftiga ämnena koldioxid CO2 och kvävgas N2. Utan avgasrening är dock dessa reaktioner så långsamma att de saknar betydelse för att ”avgifta” av gaserna. Därför används avgasrenare som påskyndar reaktionerna. Avgasrenare innehåller katalysatorer, dvs. ämnen som påskyndar reaktioner utan att själva förbrukas. I avgasrenare för bilar ingår ofta platina, rodium och palladium som katalysatorer. Dessa metaller finns i tunna kanaler som avgaserna passerar på sin väg ut genom bilarnas

Energi

Utan katalysator Reaktanter Med katalysator Produkter

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

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

avgasrör. Katalysatormetallerna binder tillfälligt de oönskade gas molekylerna. När detta sker försvagas bindningarna inom molekyl erna. När t.ex. bindningarna mellan kvävet och syret i NO-molekyler försvagas, kan CO-molekyler överta syret från NO-molekylerna och bilda koldioxid. Därefter kan de överblivna kväveatomerna bilda kvävgasmolekyler. Katalysatorer påskyndar kemiska reaktioner genom att de sänker reaktionernas aktiveringsenergi. Man ska komma ihåg att katalysa torer aldrig kan få icke-spontana reaktioner att ske spontant. De kan endast påskynda ”möjliga” reaktioner. Kemiska reaktioner i växters och djurs celler sker ofta snabbt trots låg temperatur (37 °C hos människan). Detta är möjligt tack vare enzymer. Så kallas de katalysatorer som är verksamma i levande varelser och som normalt består av protein. I en cell kan det faktiskt pågå ett par tusen olika kemiska reaktioner samtidigt. Var och en av dessa styrs av ett eget enzym.

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

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

SAMMAnFAttnInG Ett ämnes ”värmeinnehåll” kallas entalpi och betecknas H.

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

Kapitel 1 För att partiklar (atomer, joner eller molekyler) ska reagera, krävs att dessa kolliderar med tillräcklig energi och på ett sätt som är gynnsamt för reaktionen.

ΔH = ∑Hprodukter – ∑Hreaktanter ΔH < 0 om en reaktion är exoterm ΔH > 0 om en reaktion är endoterm Reaktionshastigheten ökar

För att en reaktion ska komma igång krävs aktiveringsenergi, dvs. ett energitillskott som skapar ett aktiverat komplex och bryter bindningar hos reaktanterna.

– om reagerande ämnens koncentrationer ökar – om reagerande ämnen finfördelas – om temperaturen stiger – om en katalysator deltar

Endoterm reaktion

Exoterm reaktion

Energi

Energi Aktiveringsenergi

Aktiveringsenergi

Produkter

Reaktanter

Produkter

ΔH

ΔH Tid

Tid

s n a b b t

e l l e r

l å n g s a m t

ÖVnInGSUPPGIFteR 1.1 Utnyttja dina kunskaper från Kemi 1 och ange vilka av nedanstående reaktioner som är exoterma respektive endoterma? a C + O2

CO2

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

H2O(l)

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

NaOH(aq)

1.5 Om du lägger magnesium i saltsyra sker reaktionen Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) Man kan följa reaktionshastigheten genom att samla upp vätgasen som bildas och mäta dess volym efterhand som reaktionen pågår. Diagrammet nedan visar volymen vätgas som funktion av tiden under ett sådant försök. Förklara varför kurvan i diagrammet böjer av som den gör. 3

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

Volym (cm ) 100

a Skriv en reaktionsformel för reaktionen. b Är denna reaktion exoterm eller endoterm? (Jämför med reaktionen på sidan 7.) c Ökar reaktionshastigheten om antalet vätemolekyler i den ursprungliga reaktionsblandningen fördubblas, utan att antalet jodmolekyler förändras? 1.3 Du löser zink i saltsyra. Varför ökar reaktionshastigheten om a saltsyrans koncentration ökas b zinkmetallen finfördelas c temperaturen höjs 1.4 Om man låter en blandning av vätgas och syrgas strömma förbi en rumstempererad yta av platina, börjar vätgasen brinna. Varför?

0 0

120

160

200

240 Tid (s)

1.6 På sidorna 8 och 9 finns exempel på energidiagram för två olika reaktionsförlopp. Rita ett sådant diagram (schematiskt och utan att gradera axlarna) för en reaktion mellan vätgas och syrgas under bildning av vatten. Låt diagrammet innehålla två kurvor som vardera beskriver ett av följande två fall a reaktionen sätts igång med en låga b gasblandningen fås att reagera med hjälp av platina

2 Kemisk jämvikt

Reaktioner i två riktningar +

En syra är ett ämne som avger protoner H . När man löser ättiksyra HAc i vatten avges protoner till vattenmolekyler enligt följande reak tionsformel: –

HAc + H2O

+ H3O

–

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

H3O

HAc

H2O

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

–

H2O

H3O

–

När ättiksyran löses i vattnet går reaktionen först åt höger (Ac och + – + H3O bildas). Efterhand som koncentrationerna av Ac och H3O ökar, reagerar alltfler partiklar enligt reaktionspilen som pekar åt vänster (HAc och H2O bildas). Snart inställer sig en jämvikt som innebär att HAc bildas i samma takt som HAc avger protoner. Vid denna jämvikt förändras inte längre de olika partikelslagens koncentrationer. Många kemiska reaktioner är reversibla på samma sätt som ovan stående syrabasreaktion. Det gäller inte minst inom den organiska kemin som har stort utrymme i den här boken.

HAc

–

H 3O

H 2O

–

+ +

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

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

k e m i s k

ä m v i k t

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

C + D

Vid jämvikt finns ett samband mellan koncentrationerna av A, B, C och D. Därför kan man ställa upp en s.k. jämviktsekvation. I den används klamrar för att visa att ekvationen gäller för partikelslagens koncentrationer, t.ex. [A] = koncentrationen av ämnet A. Det var två norrmän, nämligen matematikern Cato Guldberg och kemisten Peter Waage som visade att jämviktsekvationen enligt det allmänna exemplet till höger gäller. De presenterade ekvationen år 1864. Den utgör grunden för läran om kemisk jämvikt och kallas även för massverkans lag eller Guldberg-Waages lag.

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

Enligt en internationell överenskommelse tecknas alltid jämviktsek vationer på ovanstående sätt. Det innebär att i ekvationens täljare multipliceras koncentrationerna för de partikelslag som tillhör jäm viktsformelns högra led. I nämnaren multipliceras koncentrationerna för partikelslagen i jämviktsformelns vänstra led. Vid en viss temperatur är kvoten som beräknas enligt jämvikts ekvationen för en reaktion konstant och betecknas K. Värdet på K är alltså oberoende av vilka koncentrationer man startat med innan jämvikten ställt in sig. Värdet är dessutom oberoende av om man ut går från ämnena i jämviktsformelns vänstra led eller i dess högra led då reaktionen sätts igång. Detta förutsätter naturligtvis att jämvikts formeln skrivs på samma sätt oberoende av vilka ämnen man utgår från. Skrivs jämviktsformeln så att [A] och [B] hamnar i jämviktsek vationens täljare erhålls en annan jämviktskonstant än om [A] och [B] hamnar i nämnaren. När man anger värdet på en jämviktskonstant för en reaktion bör man därför även ange jämviktsformeln för att undvika missförstånd. För långsamma reaktioner tar det längre tid att uppnå jämvikt än för snabba reaktioner. Om man påskyndar reversibla reaktioner med katalysatorer uppnås jämviktsläget snabbare än om katalysatorer saknas. Katalysatorerna ändrar dock inte jämviktsläget och därmed inte heller jämviktskonstanten. De ökar nämligen de reversibla reak tionernas hastigheter lika mycket i båda riktningarna.

k e m i s k

j ä m v i k t

Om inte samtliga koefficienter är 1 Om väte och jod reagerar i ett slutet kärl inställer sig följande gas jämvikt: H2(g) + I2(g)

2 HI(g)

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

HI(g) + HI(g)

Det ger följande jämviktsekvation: 2

[HI] · [HI]

[H2] · [I2]

[HI]

[H2] · [I2]

= K

Vi ser att koefficienten 2 för HI i reaktionsformeln medför att [HI] ska upphöjas till exponenten 2 i jämviktsekvationen. Detta samband mellan koefficienter och exponenter gäller även för andra jämvikts reaktioner (se exemplet ”Framställning av ammoniak” nedan). Jämviktskonstanternas enheter Jämviktskonstanten för ovanstående reaktion mellan väte och jod är dimensionslös, dvs. 1. Det framgår om vi sätter in enheterna i jämvikts 3 ekvationen. 1 M (molar) = 1 mol/dm . 2

M = 1 M·M Jämviktskonstanter för olika reaktioner kan ha olika enheter (se nedanstående exempel).

e X e M P e L : Framställning av ammoniak

Följande gasjämvikt ligger till grund för teknisk framställning av ammoniak: N2(g)

3 H2(g)

2 NH3(g)

a Ställ upp gasjämviktens jämviktsekvation. Lösning: a Jämviktsekvationen är

[NH3]

b Ange jämviktskonstantens enhet.

[N2 ] · [H2 ]

= K

b Jämviktskonstantens enhet är

M·M

–2

= M . Ö 2.1– 2.3

k e m i s k

ä m v i k t

Beräkningar på jämviktssystem Nedan följer tre exempel som visar hur man kan utföra beräkningar på jämviktssystem. e X e M P e L : Bildning av vätesulfid 5

–1

Vid temperaturen 750 °C är jämviktskonstanten 9,4 · 10 M 2 H2(g)

S2(g)

för gasjämvikten

2 H2S(g)

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

[H2S]

= K

[H2 ] · [S2 ]

–6

Svar: Vid jämvikt är [S2 ] = 3,9 · 10

[H2S]

[S2] =

[H2 ] · K

(0,44 M)

–6

(0,23 M) · 9,4 · 10 M

–1

= 3,9 · 10

e X e M P e L : Reaktion mellan väte och jod –2

–2

Vid ett experiment införde man 7,2 · 10 mol H2 och 5,2 · 10 och värmde till 425 °C. Därvid erhölls följande gasjämvikt: H2(g)

I2(g)

mol I2 i en behållare med volymen 1,0 dm

2 HI(g) –2

Då reaktionen nått sitt jämviktsläge hade det bildats 9,2 · 10 mol HI. Beräkna jämviktskonstanten för bildning av vätejodid vid 425 °C. Lösning: Reaktionsformeln ger följande ekvivalensförhållanden: 2 mol HI 1 mol HI –2

9,2 · 10

–2

Då 9,2 · 10

mol HI

B B B

1 mol H2 0,5 mol H2 4,6 · 10

–2

mol H2 –2

mol HI bildas förbrukas 4,6 · 10

B B B

1 mol I2 0,5 mol I2 4,6 · 10

Substansmängd vid jämvikt (mol):

K =

[HI]

[ H2 ] · [ I2 ]

(

9,2 · 10 1,0 –2

(7,2 – 4,6) · 10 1,0

mol I2

mol H2 respektive I2. H2(g)

+ –2

Substansmängd från början (mol):

–2

)

2 HI(g) –2

7,2 · 10

(7,2 – 4,6) · 10

I2(g) 5,2 · 10

–2

– –2

–2

(5,2 – 4,6) · 10

9,2 · 10

–2 2

–2

(5,2 – 4,6) · 10 · 1,0

= 54

Svar: Jämviktskonstanten är 54.

k e m i s k

j ä m v i k t

e X e M P e L : Kolmonoxid och vatten

Vid 500 °C är jämviktskonstanten 5,9 för följande gasjämvikt: CO(g)

H2O(g)

CO2(g)

H2(g)

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

[CO2 ] · [H2 ] = K = 5,9 [CO] · [H2O]

Reaktionsformeln ger följande ekvivalensförhållanden:

1 mol CO

1 mol H2O

1 mol CO2

1 mol H2

Vi antar att det hade bildats x mol H2 och därmed x mol CO2 vid jämvikt. Då återstod (1,0 – x) mol CO och (1,0 – x) mol H2O. 3

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

x v

(1,0 – x) (1,0 – x) · v v

(1,0 – x)

= 5,9

Denna andragradsekvation kan vi lösa genom att dra kvadratroten ur båda leden. Vi får då x = (+ –) 2,43 1,0 – x

varav

x = 0,71

Den negativa roten –2,43 förkastas då både x och (1,0 – x) måste vara positiva tal. Svar: Substansmängden vätgas vid jämvikt är 0,71 mol.

Framställning av vätgas

Man kan framställa vätgas genom att leda vattenånga över glödande kol. Då sker följ ande reaktion: C(s) + H2O(g)

CO(g) + H2(g)

Kolmonoxiden som bildas reagerar också med det vatten som tillförs i form av ånga. Detta är en jämviktsreaktion. CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + H2(g)

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

Ö 2.4– 2.9

k e m i s k

ä m v i k t

Att avgöra om jämvikt har uppnåtts Om man känner jämviktskonstanten för ett system samt de reageran de ämnenas koncentrationer kan man beräkna om systemet uppnått sitt jämviktsläge eller inte. För att visa hur detta går till utnyttjar vi reaktionen i exemplet på föregående sida. CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + H2(g)

I en behållare som höll temperaturen 500 °C förekom vid ett tillfälle de fyra gaserna CO(g), H2O(g), CO2(g) och H2(g) i lika koncentra tioner, nämligen [CO] = [H2O] = [CO2] = [H2] = 0,010 M. Nu ska vi ta reda på om systemet befann sig i jämvikt vid detta tillfälle. Om det inte befann sig i jämvikt ska vi även bestämma åt vilket håll (höger el ler vänster i reaktionsformeln) nettoreaktionen fortsatte för att uppnå jämviktsläget. Vid 500 °C är systemets jämviktskonstant 5,9. Om systemet upp nått jämviktsläget ska vi därför få svaret 5,9 då vi beräknar kvoten [CO2] · [H2] [CO] · [H2O] När vi beräknar kvoten med de givna koncentrationerna (0,010 M för var och en av gaserna) kan vi inte kalla den K (jämviktskonstanten) eftersom vi inte vet om systemet var i jämvikt. Därför kallar vi den Q. Vi sätter in de uppmätta koncentrationerna och beräknar Q. Q = Q=K Systemet befinner sig i jämvikt. Q≠K Systemet befinner sig inte i jämvikt. Q<K Nettoreaktionen går åt höger i reaktionsformeln. Q>K Nettoreaktionen går åt vänster i reaktionsformeln.

[CO2] · [H2] [CO] · [H2O]

0,010 M · 0,010 M 0,010 M · 0,010 M

= 1,0

Vi ser att Q (1,0) < K (5,9) och därför var systemet inte i jämvikt. Ett system som inte befinner sig i jämvikt ”strävar” mot sitt jäm viktsläge. Det innebär att ämnen i ickebalanserade system alltid rea gerar på sådant sätt att Q närmar sig K. Då Q < K (som i vårt exempel) fortsätter nettoreaktionen åt höger i reaktionsformeln. Då växer värdet på Q i takt med att täljaren ökar och nämnaren minskar i jämviktsekvationen. Då Q > K fortsätter nettoreaktionen åt vänster i reaktionsformeln. Då minskar värdet på Q efterhand som täljaren minskar och nämnaren ökar. Värdet på Q avslöjar om en reaktion är i jämvikt eller inte och åt vilket håll en eventuell nettoreaktion sker.

Ö 2.10

k e m i s k

j ä m v i k t

Jämviktslägets koncentrationsberoende I exemplet på sidan 21 studerade vi följande gasjämvikt: CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + H2(g)

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

n(CO) = 0,29 mol

n(CO2) = 0,71 mol

n(H2O) = 0,29 mol

n(H2) = 0,71 mol

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

n(CO) = 0,12 mol

n(CO2) = 0,88 mol

n(H2O) = 1,12 mol

n(H2) = 0,88 mol

Vid den första jämvikten återstår 29 % av den ursprungliga kolmon oxiden och vid den andra endast 12 %. Vi kan alltså få en ökad andel kolmonoxid att reagera genom att öka koncentrationen av vatten i be hållaren. Med vattnet ökar även behållarens koncentrationer av koldi oxid och väte. Genom att öka koncentrationen av ett ämne (t.ex. vat ten) i reaktionsformelns vänstra led kan vi med andra ord ”förskjuta jämvikten” åt höger (vi kan öka nettoreaktionen åt höger). Om vi i stället hade minskat koncentrationen av vatten i behål laren, hade jämvikten förskjutits åt vänster. Därmed hade jämvikts koncentrationen av kolmonoxid ökat, medan koncentrationerna av koldioxid och väte hade minskat. Allmänt gäller att om man ändrar koncentrationen av ett ämne/ partikelslag i en jämvikt, förskjuts jämvikten i sådan riktning att änd ringen av ämnets/partikelslagets koncentration motverkas.

k e m i s k

ä m v i k t

Jämviktslägets tryckberoende Vi ska nu studera hur jämvikten påverkas i ett gasformigt system om man ändrar systemets tryck genom att ändra dess volym. Som exempel väljer vi följande gasjämvikt: PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

[PCl3] · [Cl2] = K Jämviktsekvationen är [PCl5] Då jämvikt råder antar vi att de olika ämnena i gasblandningen har följande koncentrationer: [PCl3] = a M

[Cl2] = b M

[PCl5] = c M

Vi beräknar jämviktskonstanten K och får: K = a · b c Nu antar vi att trycket i ovanstående jämviktssystem fördubblas ge nom att gasblandningen komprimeras (pressas samman) så att vo lymen minskar till hälften. Därmed fördubblas koncentrationen av respektive gas innan det hinner ske en eventuell förskjutning av jäm vikten. Gaserna får alltså följande koncentrationer omedelbart efter volymändringen: [PCl3] = 2a M [Cl2] = 2b M [PCl5] = 2c M 2a · 2b = 2K Nu är Q = 2c Omedelbart efter volymminskningen (tryckökningen) är alltså syste met inte i jämvikt (Q ≠ K). Eftersom Q > K kommer en ny jämvikt att ställa in sig genom en nettoreaktion åt vänster i reaktionsformeln, dvs. genom att [PCl3] och [Cl2] minskar medan [PCl5] ökar. Vi får med andra ord en förskjutning av jämvikten åt vänster. Genom att jämvikten i ovanstående reaktion förskjuts åt vänster minskar antalet partiklar i gasblandningen (för varje ”partikel” PCl5 som bildas åtgår en ”partikel” PCl3 och en ”partikel” Cl2). Trycket i gasblandningen är proportionellt med den totala substansmängden. När vi komprimerar ovanstående gasblandning motverkas därför tryckökningen i viss mån av att gasjämvikten förskjuts åt vänster. För gasjämvikter gäller allmänt att om en gasblandning komprime ras förskjuts jämviktsläget så att den totala substansmängden minskar. Det motsatta sker om en gasblandning får ökad volym. Här gäller alltså samma princip som då man ändrar koncentrationen av ett ämne i en jämvikt. Jämvikten förskjuts på sådant sätt att den påtvingade förändringen motverkas. 24

k e m i s k

j ä m v i k t

Då jämviktslägen inte påverkas av tryck Låt oss återkomma till följande gasjämvikt: CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + H2(g)

Vi ser att reaktionsformeln innehåller lika många partiklar (moleky ler) i vänster och höger led. Därför förändras inte den totala substans mängden om denna jämvikt förskjuts åt vänster eller höger. Därmed är jämviktsläget för reaktionen oberoende av volymen (och trycket). För att en volymändring ska påverka jämviktsläget i en gasjämvikt krävs att summan av antalet molekyler är olika på de båda sidorna i jämviktsformeln. Även om summan av antalet gasmolekyler är olika på de båda sidor na i en jämviktsformel, måste en tryckändring orsakas av en volym ändring för att jämviktsläget ska påverkas. Om man ökar totaltrycket i ett jämviktssystem genom att t.ex. pumpa in en gas som inte deltar i jämvikten, påverkas inte jämviktsläget. Vid sådan tryckökning för ändras ju inte koncentrationerna för ämnena som deltar i jämvikten.

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

C + D + värme

Jämviktsekvationen är

[C] · [D] [A] · [B]

= K

Vi ser att reaktionen från vänster till höger är exoterm (den avger vär me) medan reaktionen från höger till vänster är endoterm (den upptar värme). Om vi höjer temperaturen i jämviktssystemet ändras värdet på K så att den endoterma, ”värmeslukande” reaktionsriktningen gyn nas. I detta exempel avtar därför K med stigande temperatur. Om vi i stället sänker temperaturen i jämviktssystemet ändras värdet på K så att den exoterma, ”värmegivande” reaktionsriktningen gynnas. I ovanstående exempel sker detta genom att K ökar då temperaturen sjunker. Ö 2.11– 2.15

k e m i s k

ä m v i k t

Heterogena jämvikter De jämvikter vi hittills har beskrivit är så kallade homogena jämvikter. Vid dessa jämviktsreaktioner befinner sig alla reaktanter och produkter i samma fas, t.ex. i en vatten lösning eller i en gasblandning. Det är även vanligt att ämnen i olika faser står i jämvikt med varandra. Då talar man om heterogena jämvikter. Ett viktigt exempel är jäm vikten mellan vatten (vätskefas) och vattenånga (gasfas). H2O(l) + värme

H2O(g)

I vattnet förekommer vätebindningar mellan vatten molekylerna och dessa bindningar måste brytas för att vattnet ska övergå till vattenånga. Därför är reaktionen Vid hög luftfuktighet har vi försämrad för måga att hålla nere kroppstemperaturen från vänster till höger endoterm (den upptar energi från genom svettning. Då kan luften upplevas omgivningen). Ovanstående jämvikt förskjuts därmed åt extra varm, klibbig och besvärande. höger om temperaturen ökar. Om temperaturen sjunker förskjuts jämvikten åt vänster. Då kan t.ex. vattenånga i atmosfären bli dagg eller regndroppar. En viktig heterogen jämvikt är den mellan syrgas i atmosfären och syrgas som förekommer löst i vattnet i sjöar och hav. O2(g)

O2(aq) + värme

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

)

30 25 20 15 10 5 0 –30

–20

–10

20 30 Temperatur (°C)

Grafen visar hur mycket vattenånga som maximalt kan finnas i luft vid olika temperaturer. Vid 0 °C 3 kan 1 m luft innehålla upp till 5 g vattenånga osv. Överskrids denna halt övergår vattenånga till vatten. Som mått på luftfuktighet brukar man an vända relativ luftfuktighet. Den berättar hur mycket vattenånga luften innehåller i förhållande till den maximala halten vattenånga vid en viss temperatur. Om nollgradig luft innehåller 2,5 g vattenånga per kubikmeter, är den relativa luftfuktigheten 50 %.

k e m i s k

j ä m v i k t

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

socker(aq)

Vi kan ställa upp följande jämviktsekvation för sockret i de båda faserna. [socker(aq)] [socker(s)]

Koncentrationen av ett rent, fast ämne är konstant. Därför gäller även följande samband vid jämvikt. [socker(aq)] = K · [socker(s)] = Ks Ks är en ny konstant som i detta fall berättar hur stor socker koncentrationen är i en mättad lösning vid en viss tempera tur (s:et i Ks står för solubility = löslighet). Ks och därmed sockerkoncentrationen i den mättade lösningen, påverkas inta av mängden fast socker i bägaren. Till skillnad från gaser är det vanligast att fasta molekylföreningar som t.ex. socker får ökad löslighet när temperaturen stiger. På sidan 227 återkommer vi till heterogena jämvikter och tar där upp salters löslighet i vatten.

Fördelningsjämvikt Jod I2 består av opolära molekyler och löser sig bättre i ett opolärt lösningsmedel än i vatten (lika löser lika). Där för kan man använda ett opolärt lösningsmedel som t.ex. heptan till att extrahera (dra ut) jod ur vatten. Det har gjorts med hjälp av separertratten på bilden intill. I den har man skakat vatten med löst jod tillsammans med heptan. Heptan, som bl.a. ingår i bensin, löser sig inte i vatten. Efter skakningen bildas därför ett skikt av heptan över den tyngre vattenfasen. Den violetta färgen avslöjar att heptan fasen har övertagit merparten av jodmolekylerna. När vatten, jod och heptan skakas uppstår följande för delningsjämvikt som är starkt förskjuten åt höger. I2(aq) 2

k e m i s k

I2(heptan) j

ä m v i k t

Heptan med jod Vattenfas

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

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

H2O + HAc

–

H3O +

När jämvikten har ställt in sig avger ättiksyran HAc protoner i samma – takt som acetatjonerna Ac upptar protoner. I jämvikten fungerar alltså ättiksyran som syra (protongivare) och acetatjonen som bas (proton tagare). När en syra avger protoner säger man att den protolyseras. Motsvarande jämvikter inställer sig även i vattenlösningar av andra syror. Löser man koldioxid i vatten bildas kolsyra H2CO3. Denna pro – tolyseras under bildning av vätekarbonatjoner HCO3 som i sin tur kan återuppta protoner enligt jämvikten H2O + H2CO3 syra

–

H3O + HCO3

bas

Även vätekarbonatjoner kan avge protoner till vattenmolekyler. Då 2– bildas karbonatjoner CO3 . Dessa kan i sin tur återuppta protoner och bilda nya vätekarbonatjoner. –

H2O + HCO3 syra

2–

H3O + CO3

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

När luftens koldioxid reagerar med regn vatten får detta ett pH-värde strax under 6. Regnvatten är alltså surt, även utan luft föroreningar.

k e m i s k

j ä m v i k t

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

H2O + HA

H3O

+ A

–

För denna jämvikt kan vi skriva följande jämvikts ekvation:

[ H 3O +] · [ A –]

= K (konstant)

[H2O] · [HA]

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

[ H 3O +] · [ A –]

= Ka (syrakonstant för HA)

[HA]

Konstanten som beräknas enligt ovanstående ekvation kallas syrakonstanten och betecknas Ka. Den avslöjar om en syra är stark eller svag. Ett stort värde på Ka säger att + – H3O koncentrationen (och A koncentrationen) är stor i förhållande till syrakoncentrationen [HA]. Det innebär att en stor andel av syramolekylerna är protolyserade, dvs. att syran är stark. Svaga syror har låga värden på Ka.

Syra

Formel

oxalsyra

H2C2O4

vätesulfatjon

HSO4

Ka mol/dm 3 –2

6,5 · 10

–2

–

1,0 · 10

–3

fosforsyra

H3PO4

7,1 · 10

myrsyra

HCOOH

1,8 · 10

ättiksyra

CH3COOH

1,8 · 10

smörsyra

C3H7COOH

1,5 · 10

kolsyra

H2CO3

4,3 · 10

divätesulfid

H2S

1,0 · 10

ammoniumjon

NH4

5,7 · 10

vätekarbonatjon

HCO3

k e m i s k

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

–4 –5 –5 –7 –7

–10 –11

–

ä m v i k t

4,7 · 10

Syrakonstanten Ka för några olika syror (vid 25 °C).

e X e M P e L : Ättiksyrans jämviktskonstant 3

Man har berett en vattenlösning av ättiksyra med totalkoncentrationen 0,100 mol/dm . Vid en analys + –3 3 visade det sig att lösningens oxoniumjonkoncentration [ H3O ] var 1,34 · 10 mol/dm . Beräkna syrakonstanten Ka för ättiksyra. Lösning: Ättiksyrans totalkoncentration innefattar såväl den icke-protolyserade som den protolyserade ättiksyran. Totalkoncentrationen är med andra ord det tänkta värde på HAc-koncentrationen som gäller innan syran har börjat reagera med vattnet. (När man anger koncentrationen för ett ämne som lösts i vatten avser man + normalt totalkoncentrationen av ämnet.) Enligt reaktionsformeln nedan bildas det 1 mol H3O och 1 mol – 3 –3 Ac för varje mol HAc som protolyseras. Vid jämvikt vet vi att 1 dm lösning innehåller 1,34 · 10 mol + – –3 3 H3O och en lika stor substansmängd Ac . Då återstår (0,100 – 1,34 · 10 ) mol HAc per dm lösning. Detta sammanfattas i tabellform under reaktionsformeln nedan. H 2O Koncentration före jämvikt (mol/dm Koncentration vid jämvikt (mol/dm

)

HAc

H 3O

0,100

)

–

0,100 – 1,34 · 10

–3

–

1,34 · 10

–3

1,34 · 10

–3

Nu kan Ka för HAc beräknas. Ka =

[ H3O+] · [Ac– ] [ HAc]

1,34 · 10

–3

· 1,34 · 10

–3

(0,100 – 1,34 · 10–3 )

mol/dm ≈ 1,82 · 10

Svar: Enligt detta experiment är Ka för ättiksyra 1,82 · 10

–5

mol/dm

mol/dm .

Vattnets autoprotolys Då t.ex. väteklorid HCl löses i vatten fungerar vattenmolekylen som en protontagare, dvs. som en bas. När t.ex. ammoniak löses i vatten fungerar vattenmolekylen som en syra. Vatten är med andra ord en amfolyt. Eftersom vattenmolekyler både kan avge och uppta protoner stäl ler följande jämvikt in sig i vatten (i såväl ”rent” vatten som i vat tenlösningar): H2O + H2O +

H3O

–

+ OH H

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

k e m i s k

j ä m v i k t

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

[H3O+] · [OH–] [H2O]

I ovanstående ekvation kan vattenkoncentrationen anses vara konstant eftersom vattnet finns i mycket stort överskott. Utesluter vi vatten koncentrationen får vi följande ekvation: K w = [ H 3O

] · [OH–]

Konstanten Kw kallas vattnets protolyskonstant eller vattnets jon–14 3 2 produkt. Vid rumstemperatur (25 °C) är Kw = 1,0 · 10 (mol/dm ) . + – I destillerat vatten är [H3O ] = [OH ]. Därmed kan man beräkna oxoniumjonkoncentrationen och hydroxidjonkoncentrationen i ”rent” vatten på följande sätt:

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

e X e M P e L : Använd vattnets protolyskonstant

Hur stor är oxoniumjonkoncentrationen i en vattenlösning av natriumhydroxid NaOH med 3 koncentrationen 0,0050 mol/dm ? Lösningens temperatur är 25 °C. Lösning: Natriumhydroxid löses i vatten enligt formeln +

NaOH(s)

Na (aq) +

0,0050 mol NaOH

–

OH (aq)

0,0050 mol OH

– 3

Lösningens hydroxidjonkoncentration är 0,0050 mol/dm . I denna uppgift kan vi försumma de hydroxidjoner som bildas till följd av vattnets autoprotolys. Vid 25 °C är Kw = 1,0 · 10 K w = [ H 3O

–14

(mol/dm3)2.

] · [ OH–] Kw

1,0 · 10

–14

[ H 3O +]

Svar:

[ H3O+] = 2,0 · 10–12 mol/dm3.

[OH–]

k e m i s k

0,0050

ä m v i k t

mol/dm = 2,0 · 10

–12

mol/dm

e X e M P e L : pH i en ättiksyralösning 3

I en vattenlösning av ättiksyra är totalkoncentrationen HAc 1,4 mol/dm . –5 3 Vilket pH har denna lösning vid 25 °C? Ka för HAc vid 25 °C är 1,8 · 10 mol/dm . Lösning: Ättiksyra är en svag syra. Därför är endast vissa ättiksyramolekyler protolyserade i vattenlösningen. Vi 3 antar att lösningens koncentration av oxoniumjoner är x mol/dm . H 2O

H 3O

1,4

–

1,4 – x

Koncentration före jämvikt (mol/dm ) 3

Koncentration vid jämvikt (mol/dm )

Ka =

[ H3O+ ] · [ Ac– ]

HAc

–

[HAc]

x 3 –5 3 mol/dm = 1,8 · 10 mol/dm (1,4 – x) 3

Eftersom HAc är en svag syra kan vi förutsätta att x är försumbart litet i förhållande till 1,4 mol/dm . Därför kan vi förenkla beräkningen genom att skriva 2

x –5 = 1,8 · 10 1,4

pH = – lg[H3O

x = √1,4 · 1,8 ·

10–5

pH = – lg [ H3O

] = – lg √1,4 · 1,8 ·

10–5

]

[H3O+] = 10–pH

≈ 2,299

Samband mellan pH och en lösnings oxoniumjonkoncentration.

Svar: pH = 2,30.

e X e M P e L : Hydroxidjoner i en sur lösning

Vilken hydroxidjonkoncentration har ättiksyralösningen i ovanstående exempel? Lösning:

[ H3O+ ] = √1,4 · 1,8 · 10–5 mol/dm3 ≈ 5,02 · 10–3 mol/dm3 –14 Vid 25 °C är Kw = 1,0 · 10 (mol/dm3)2. K w = [ H 3O

[ OH– ] = Svar:

] · [ OH– ]

[H 3O ] +

1,0 · 10

–14

5,02 · 10

–3

mol/dm ≈ 1,99 · 10

–12

mol/dm

[ OH– ] = 2,0 · 10–12 mol/dm3.

Ö 2.16– 2.23

k e m i s k

j ä m v i k t

SAMMAnFAttnInG Kapitel 2 Om man förändrar något i ett jämviktssystem, förskjuts jämvikten på sådant sätt att förändringen motverkas.

Vid kemisk jämvikt går reaktionen lika fort i båda riktningarna i en reversibel reaktion. För reaktionen H2(g)

I2(g)

Om ett jämviktssystem omfattar olika faser, talar man om en heterogen jämvikt.

2 HI(g)

kan man teckna jämviktsekvationen 2

[HI] = K [H2] · [I2]

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

Jämviktskonstanten K kan ha olika enheter. Värdet på K är temperaturberoende. Värdet på K påverkas inte av katalysatorer.

Syrakonstanten Ka berättar hur stark en syra är, dvs. hur benägen den är att protolyseras. Vattnets protolyskonstant + – Kw = [ H3O ] · [ OH ]. Vatten är en amfolyt.

ÖVnInGSUPPGIFteR 2.1 Ställ upp jämviktsekvationen för var och en av följande reversibla reaktioner. a 2 SO3(g)

2 SO2(g)

b C2H6(g)

C2H4(g)

c C2H4(g)

H2(g)

d 2 NO2(g)

+ +

O2(g) H2(g)

C2H6(g)

N2O4(g)

2.2 Ange jämviktskonstantens enhet för var och en av reaktionerna i uppgift 2.1. 2.3 För vilken eller vilka av nedanstående jämvikts–1 formler har jämviktskonstanten enheten M ? a H2

b 2 HI

2 HI H2

c 2 NO2 d 2 NO

k e m i s k

2 NO +

ä m v i k t

I2 +

2 NO2

2.4 En blandning av kvävgas och vätgas inneslöts i en stålbehållare och upphettades till 725 °C. Då erhölls följande gasjämvikt: N2(g)

3 H2(g)

2 NH3(g)

När jämvikten hade ställt in sig analyserades innehållet i behållaren. Resultatet blev följande koncentrationer: 3

[N2] = 0,128 mol/dm 3

[H2] = 1,96 mol/dm 3 [NH3] = 1,42 mol/dm Beräkna reaktionens jämviktskonstant vid 725 °C. 2.5 Använd resultatet i uppgift 2.4 och beräkna jämviktskonstanten vid 725 °C för 2 NH3(g)

N2(g)

3 H2(g)

ÖVnInGSUPPGIFteR 2.6 Estern etylacetat bildas av etanol och ättiksyra enligt följande jämviktsformel: C2H5OH etanol

CH3COOH ättiksyra

CH3COOC2H5 etylacetat

H2O

Om man utgår från 1 mol etanol och 1 mol ättiksyra, återstår vid jämvikt 1/3 mol etanol och 1/3 mol ättiksyra. Beräkna jämviktskonstanten för reaktionen. 2.7 Kolmonoxid CO och klor Cl2 reagerar under bildning av gasen karbonylklorid COCl2 (”stridsgasen” fosgen). I ett försök utgick man –3 –3 från 4,12 · 10 mol CO och 4,16 · 10 mol Cl2 som inneslöts i ett reaktionskärl med voly3 men 500 cm . Där fick gaserna reagera vid temperaturen 395 °C. Då reaktionen uppnått –3 jämvikt innehöll kärlet 2,24 · 10 mol COCl2. a Ställ upp jämviktsformeln för bildning av COCl2 ur CO och Cl2. b Ställ upp jämviktsekvationen för bildning av COCl2 ur CO och Cl2. c Beräkna jämviktskonstanten för bildning av COCl2 ur CO och Cl2 vid 395 °C. 2.8 Om man upphettar en blandning av koloxid CO och vattenånga inställer sig följande gasjämvikt: CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + H2(g)

Vid ett experiment utgick man från 14 g CO och 9,0 g H2O som blandades och fick reagera i ett slutet kärl vid temperaturen 500 °C. Reaktionens jämviktskonstant var då 5,9. a Beräkna massan CO2 som fanns i gasblandningen vid jämvikt. b Skulle en katalysator kunna öka utbytet av koldioxid och vätgas i ovanstående reaktion? Motivera svaret. 2.9 Vid hög temperatur kan kväve och syre bilda kväveoxid NO enligt följande jämviktsformel: N2(g) 34

O2(g)

2 NO(g)

Vid 2 500 °C är jämviktskonstanten för denna –3 gasjämvikt 7,9 · 10 . a Hur stor substansmängd NO innehåller systemet vid jämvikt och vid temperaturen 2 500 °C om man utgår från 1,0 mol N2 och 1,0 mol O2? b Hur stor substansmängd NO innehåller ovanstående system vid jämvikt om man utgår från 4,0 mol N2 och 1,0 mol O2? 2.10 Vi studerar följande reaktion: 2 SO2(g)

O2(g)

2 SO3(g) 3

Ett reaktionskärl med volymen 1,0 dm innehåller vid ett tillfälle 0,080 mol SO2, 0,090 mol O2 och 0,20 mol SO3. Jämviktskonstanten är –1 58 M vid den rådande temperaturen. a Visa att reaktionen inte befinner sig i jämvikt då reaktionskärlet innehåller ovanstående substansmängder. b Åt vilket håll går nettoreaktionen (höger eller vänster i reaktionsformeln) då gasblandningen har ovanstående sammansättning? 2.11 Vi studerar följande gasjämvikt i ett slutet reaktionskärl med konstant temperatur: SO2(g) + NO2(g)

SO3(g) + NO(g)

När ovanstående jämvikt har ställt in sig tillför vi mer NO2 till systemet och inväntar ny jämvikt. Har vi därmed bidragit till att öka eller minska systemets koncentration av a SO2

b NO

2.12 Följande jämvikt ligger till grund för framställning av ammoniak (Haber-Boschmetoden): N2(g) + 3 H2(g)

2 NH3 + 92 kJ

Hur påverkas jämviktsläget av a ökad H2 - koncentration b ökad temperatur c minskad volym (och därmed ökat tryck) d tillsats av gasen argon som höjer totaltrycket i reaktionsbehållaren utan att ändra volymen 2

k e m i s k

j ä m v i k t

ÖVnInGSUPPGIFteR 2.13 Hur ändras jämviktskonstanten för reaktionen i uppgift 2.12 om temperaturen sjunker? 2.14 Vi studerar följande jämvikt som ligger till grund för framställning av vätejodid: H2(g)

I2(g)

a Den relativa luftfuktigheten höjs till 90 %.

2 HI(g)

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

b Temperaturen höjs till 24 °C. c Temperaturen sänks till 16 °C. d Temperauren sänks till 10 °C.

a minskad volym (ökat tryck) b ökad temperatur

2.19 Vätecyanid HCN är en svag syra. –3

2.15 Vid ett försök upphettades 4,0 · 10 mol PCl5 till 250 °C i en behållare med volymen 3 0,40 dm . Därmed sönderföll PCl5 delvis enligt följande reaktionsformel: PCl5(g)

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

PCl3(g)

Cl2(g)

a Skriv formeln som visar syra-bas-jämvikten i en vattenlösning av vätecyanid. b Teckna uttrycket för syrakonstanten Ka för vätecyanid.

(mol/dm3)2 vid 50 °C.

–14

2.20 Kw = 5,5 · 10

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

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

–3

a Efter en tid innehöll behållaren 3,0 · 10 mol Cl2. Visa att systemet inte befann sig i jämvikt vid detta tillfälle. b Vilken volym skulle behållaren ha haft för att systemet skulle vara i jämvikt –3 då 3,0 · 10 mol Cl2 bildats? 2.16 Antag att du torkar tvätt i ett torkskåp. Varför torkar tvätten snabbare om a du höjer temperaturen i torkskåpet b du ökar ventilationen i torkskåpet 2.17 a När man värmer vatten i en kastrull på en spisplatta, bildas små gasbubblor i vattnet redan innan detta uppnår koktemperatur. Förklara varför dessa bubblor bildas.

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

b Beräkna pH i ovanstående vatten. 2.21 En vattenlösning av kaliumhydroxid KOH 3 har koncentrationen 0,20 mol/dm . –14 3 2 Kw = 1,0 · 10 (mol/dm ) . a Beräkna [ OH

] i lösningen.

–

b Beräkna [ H3O

] i lösningen.

2.22 Beräkna [ H3O ] för en vattenlösning av ättiksyra vars totalkoncentraion HAc är 3 0,80 mol/dm . Vid den rådande tempera–5 3 turen är Ka för HAc 1,8 · 10 mol/dm . +

2.23 Man löser 2,50 g ammoniumklorid NH4Cl i så mycket vatten att lösningens volym blir 3 100 cm . Vid den rådande temperaturen är –10 3 + Ka för NH 4 5,7 · 10 mol/dm . a Skriv formeln som visar syra-bas-jämvikten som ställer in sig då amoniumjoner reagerar med vatten. b Vilket pH har vattenlösningen av ammoniumklorid.

k e m i s k

ä m v i k t

Boken behandlar reaktionshastighet kemisk jämvikt reaktionsmekanismer organisk kemi biokemi analytisk kemi

Anders Henriksson

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

Syntes

kemi 2

Syntes

kemi 2 Anders Henriksson