Kemisk jämvikt

Wikipedia

Kemisk jämvikt är då en kemisk reaktion äger rum med samma reaktionshastighet som dess motsatta reaktion; reaktionshastigheten för den framåtskridande och den bakåtskridande reaktionen är lika, och koncentrationen av reaktanter och produkter är konstant. När detta skett, sker ingen förändring i proportionen, d.v.s. koncentrationerna hos de olika föreningarna, och det verkar som om reaktionen upphör att fortskrida. Dock fortsätter det framåt- och bakåtskridande reaktionerna att äga rum vid samma hastighet. Utan tillsatt energi, fortsätter alltid en kemisk reaktion tills dess att en jämvikt uppnåts.

Ett vanligt exempel på en kemisk jämvikt är Haber–Bosch-metoden, där väte och kväve bildar ammoniak. Jämvikten nås då hastigheten av bildandet av ammoniak är lika stor som dess dekomposition.

Innehåll

1 Jämviktspilar
2 Olika typer av jämvikter
- 2.1 Heterogena jämvikter
- 2.2 Homogena jämvikter
3 Se vidare

[redigera] Jämviktspilar

För att visa att en reaktionsformel är i jämvikt avänds en dubbel reaktionspil istället för en enkel reaktionspil (→). Det finns två typer av dubbla rekationspilar som används: Dubbelpilen (, U+21C4) eller "dubbelharpunen" (, U+21CC):

oA + pB

nC + mD

eller

oA + pB

nC + mD

används, enligt The Chicago Manual of Style (14:e utgåvan, s. 454–455), för att beteckna "Equilibrium reaction beginning at left", medan betecknar "Reversibel reaction beginning at left". De båda piltyperna kan även användas spegelvänt, beroende på var reaktionen börjar.

[redigera] Olika typer av jämvikter

Kemiska jämvikter delas upp i homogena jämvikter och heterogena jämvikter.

[redigera] Heterogena jämvikter

Heterogena jämvikter är jämvikter mellan ämnen i olika faser, såsom mellan ett fast ämne och dess upplösta form.

[redigera] Homogena jämvikter

Homogena jämvikter äger rum i samma fas, vilket i de vanligaste fallen innebär att samtliga deltagande ämnen är gaser (gasjämvikter), eller alla upplösta i samma vätska, men även fasta jämvikter är tänkbara, även om reaktionerna är betydligt långsammare än i de övriga fallen.

Som exempel på gasjämvikter brukar jämvikten nedan ges:

H₂ + I₂

2HI

Samtliga tre ämnen är här gaser. Reaktionen från vänster går fortare ju större koncentration dessa båda ämnen har, medan reaktionen från höger går fortare ju större koncentration vätejodid har. Dessa båda reaktioner motverkar varandra, och när jämvikt uppnåtts, går reaktionerna åt båda håll lika fort.

Då kan en jämviktsekvation ställas upp på följande sätt:

$K = \frac{{[{\rm{HI}}]^2}}{{[{\rm{H_2}}] \cdot [{\rm{I_2}}] }}$