1.3 "Vi stör en jämvikt" Flashcards
Vad händer vid en jämvikt mellan N2O4 –> <— NO2 om det skulle tillsättas N2O4 och stör jämvikten i teorin?
- När det tillförs mer av reaktanten sker reaktionen mot produkterna snabbare tills dess att systemet är i jämvikt.
- Fler reaktanter ökar sannolikheten att de ska reagera; sannolikheten för gynsamma kollissioner ökar.
Vad är Le Chateliers princip?
Det är när ett kemiskts system i jämvikt störs, men kommer återetablera jämvikten genom kemiska reaktioner som reducerar effekten av störningen
exempel: Vår andning styrs genom att jämviktssystem i kroppen störs och återupprättas.
- De flesta reaktioner i kroppen sker genom att jämvikter förskjuts och återupprättas
Vad händer vid en jämvikt mellan N2O4 –> <— NO2 om det skulle tillsättas N2O4 och stör jämvikten matematiskt? Vad händer med kvoten Q om mer reaktant tillsätts?
Q = NO2^2 / N2O4
Om reaktanterna ökar, dvs koncentrationen av N2O4 så kommer värdet på kvoten minska –>Värde på Q kommer att vara mindre än värdet K.
Reaktionen kommer därför att gå snabbare mot produkterna tills jämvikts återställts.
a)
I ett kärl på 1,0 dm^3 tillsätter vi 0,05357 mol N2O4 och 0,193 mol NO2, detta gör att N2O4 = 0,05357 och NO2 = 0,193. Jämviktskonstanten för sönderfallet av N2O4 är 10,4 mol/dm^3 vid den aktuella temperaturen
T = 200 grader celsius. Är systemet i jämvikt? om inte, vad är N2O4 och NO2 då jämvikten ställt in sig?
b) Hur ska vi nu beräkna koncentrationerna av N2O4 och NO2 vid jämvikt?
a)
1. Ställ upp den balanserade reaktionsformeln:
N2O4 -> <- 2 NO 2
- Ställ upp uttrycket för Q och beräkna detta:
Q = C^c + D^d / A^a + B^b = (NO)^2 / (N2O4) = (0,193 mol/dm³)² / (0,05357 mol/dm³ = 0,695 mol/dm³
Q < K
Alltså kommer reaktionen att gå mot produkterna tills systemet är i jämvikt igen.
b) Ställ upp och använd ekvationer. Reaktionen går snabbare till höger tills reaktionen är i jämvikt eftersom Q<K. Detta betyder att koncentrationen på vänstersidan kommer att minska, men vi vet ej med hur mkt.
Kalla minskningen x
Enl reaktionsformeln kommer två NO2 molekyler bildas då en N2O4 molekyl sönderfaller. Detta gör att när antalet på vänstersidan minskar med x kommer antalet på högersidan öka med 2x.
Koncentration (mol/dm³):
N2O4:
Från början: 0,05357
Förändring: -x
Jämvikt: 0,05357 - x
2 NO2:
Från början: 0,193
Förändring: +2x
Jämvikt: 0,193 + 2x
Ställ upp jämviktsekvationen:
K = 10,4 = (NO2)² / (N2O4) = (0,193+2x)² / (0,05357 - x)
Lös ut x för att få ut koncentrationerna vid jämvikt:
10,4 = (0,193 + 2x)² / 0,05357 - x –>
10,4* (0,05357 -x) = (0,193 + 2x)²
0,55718 - 10,4x = 0,037249 + 0,772x + 4x² –>
4x² + 11,172x - 0,519879 = 0 –>
x² + 2,793x - 0,12996975 = 0
x = - 2,793x/2 +- Roten ur (2,793/2)² + 0,12996975 –>
x = -1,3965 +- 1,442283
x1 = 0,04578
x2 = -2,838
Eftersom koncentration ej kan vara negativ så är x2 ett orimligt svar.
Använd x för att beräkna koncentrationerna vid jämvikt: sätt in cärdet på x i nedersta raden i uppställningen ovan:
N2O4 = 0,05357 - x = 0,05357 - 0,04578 = 0,0078 mol/dm³
NO2 = 0,193 + 2x = 0,193 + 2 * 0,04578 = 0,285 mol/dm³
Detta kan därefter testas genom att sätta in koncentrationerna i uttrycket för Q; får vi då Q = K vet vi att vi har löst ut koncentrationerna rätt.
Nämn några olika sätt att störa en jämvikt
Förändra koncentrationen hos reaktanterna eller produkterna.
Tryck: om all reaktanter och produkter är i gasform är det enklare att mäta trycket för gaserna iställer för koncentrationen av gaserna. Jämvikten störs vid förändring av trycket.
Temperatur: När temperatur ökar rör sig partiklarna i reaktionsblandningen mer -> fler kollisioner med tillräckligt hög enerig över energibarriären –> eftersom det finns olika stora energibarriärer mot produkterna respektive reaktanterna bli det en skillnad i åt vilket håll jämvikten gynnas mest –> det blir en anna jämviktskonstant
Vad händer när koncentrationern MINSKAR av reaktanter eller produkter?
Tas koncentration bort minskar partiklar per volymenhet vilket minskar sannolikheten för gynnsamma kollisioner och reaktionshastigheten ökar åt andra hållet.
Eftersom reaktionen åt exempelvis höger (hos reaktanterna) blir långsammare bildas också färre produkter vilket gör att antalet gynnsamma kollisioner även hos produkterna kommer minska; jämvikt återställs.
Hur kan trycket hos en gas förändras?
Tillför eller ta bort gas (förändra koncentrationen.)
Förändra volymen av behållaren: När volymen minskar minskar även arean som partiklar träffar och då ökar trycket av gaserna.
Enl Le chateliers princip kommer reaktionen då att gå åt det håll som motverkar förändringen: reaktionen går snabbare åt det håll som gör att trycket minskar igen.
a) Vad händer om man stör ett system i jämvikt genom att ändra temperaturen?
b) ge ett exempel om temperaturen ökar
c) Vad händer om temperaturen sänks?
Reaktionshastigheten kommer att förändras i båda rikntningarna men inte lika mycket
Reaktionen kommer initialt att gå snabbare mot reaktanter eller produkter.
Vi måste veta om reaktionen är exoterm eller endoterm för att förutsäga åt vilket håll reaktionen kommer att gå snabbare innan system är i jämvikt igen.
Exempel:
För ammoniakjämvikten är reaktionen åt höger exoterm (värme frigörs).
N2 (g) + 3H2 (g) –> <– 2 NH3 (g)
Delta H = -92 kJ/mol
När temperaturen höjs ökar antalet gynnsamma kollisioner i båda leden. Skriv värmeenergin som en komponent i reaktionen:
N2 (g) + 3 H2 (g) –> <– 2 NH3 (g) + värmeenergi
Reaktionen kommer enl Le Chateliers princip att gå åt det håll som motverkar förändringen som i det här exemplet är att temperaturen höjs.
c) Om jämvikten i en exoterm reaktion störs genom en temperatursänkning tas “komponenten” bort; reaktionen kommer då att gå snabbare mot produkterna. Då jämvikt nås kommer värdet på den nya jämviktskonstanten att vara större än tidigare. Samma resonemang kan användas på endoterma reaktioner, dvs reaktioner som tar upp värmeenergi
Ge ett exempel på ngt som INTE påverkar jämviktsläget, och varför
En katalysator. Denna sänker aktiveringsenergin för reaktionerna, dvs energibarriären sänks åt båda håll vilket betyder att ingen reaktionsriktning gynnas.
Samma K-värde; dvs förhållande mellan reaktanter och produkter som utan katalysator. Med en katalysator kommer däremot systemet att uppnå jämvikt snabbare.
