Vad det är
Många reaktioner går åt båda håll. I N₂O₄ ⇌ 2 NO₂ bildas den bruna NO₂-gasen ur den färglösa N₂O₄, och NO₂ går tillbaka till N₂O₄. Börjar man med ren N₂O₄ i en sluten behållare minskar framåtreaktionens hastighet allt eftersom N₂O₄ förbrukas, medan återreaktionens ökar när NO₂ bildas. Till slut är de lika, och då ändras inga koncentrationer mer. Det är kemisk jämvikt.
Jämvikten är dynamisk: molekyler reagerar fortfarande hela tiden, i båda riktningarna, men lika många åt vardera håll per sekund. Koncentrationerna behöver inte vara lika stora; de är bara konstanta.
Exempel på jämvikt
- A + B ⇌ C + D med Kc = 4, startkoncentrationer 1,0 mol/dm³ av A och B. Om x är vad som reagerat blir x²/(1 − x)² = 4, så x/(1 − x) = 2 och x = 2/3. Vid jämvikt är [C] = [D] ≈ 0,667 och [A] = [B] ≈ 0,333 mol/dm³. Kontroll: 0,667²/0,333² = 4.
- Ättiksyra i vatten. CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺. Med pKa = 4,756 blir Ka ≈ 1,8 · 10⁻⁵, och i 0,10 mol/dm³ har ungefär 1,3 % av syran avgett en vätejon. Resten finns kvar som molekyler.
- Svårlösligt salt. AgCl(s) ⇌ Ag⁺ + Cl⁻: fast salt och lösta joner är i jämvikt i en mättad lösning, se löslighetsprodukten.
Inte jämvikt
- Ett brinnande ljus. Produkterna, koldioxid och vattenånga, lämnar systemet, så reaktionen fortsätter tills ljuset är slut; den är i praktiken enkelriktad.
- Ett badkar med öppen kran och öppet avlopp. Nivån kan stå still, men vatten strömmar hela tiden åt ett håll. Det är ett stationärt flöde i ett öppet system, inte en jämvikt.
Varför det spelar roll
Jämvikten säger hur mycket produkt man kan få ut. Läget beskrivs av jämviktskonstanten: ett K långt över 1 betyder mest produkter vid jämvikt, långt under 1 mest reaktanter. K ändras med temperaturen men inte av en katalysator. Kopplingen till energi står i Gibbs energi och jämviktskonstant, och i allmän form för reaktioner med koefficienter.
Le Châtelier. Störs en jämvikt förskjuts den så att störningen motverkas. Lägger man i exemplet ovan till A så att [A] blir 1,333 mol/dm³ är reaktionskvoten Q = (0,667 · 0,667)/(1,333 · 0,333) = 1, mindre än K = 4, så reaktionen går åt höger tills en ny jämvikt nås: [A] ≈ 1,155, [B] ≈ 0,155, [C] = [D] ≈ 0,845 mol/dm³.
Samma idé bär syrakonstanten, löslighetsprodukten och, från andra hållet, reaktionshastigheten: jämvikt är där hastigheterna möts.
Vanliga missuppfattningar
- “Vid jämvikt har reaktionen stannat.” Båda reaktionerna pågår, med samma hastighet.
- “Vid jämvikt är koncentrationerna lika.” Nej, de är konstanta. I exemplet är [A] = 0,333 och [C] = 0,667.
- “En katalysator flyttar jämvikten.” Den påskyndar båda riktningarna lika mycket, så jämvikten nås fortare men hamnar på samma ställe.
- “Jämvikt kan nås i vilket system som helst.” I praktiken bara i ett slutet: i ett öppet system där ämnen försvinner eller tillförs får man som bäst ett stationärt tillstånd, inte jämvikt.
Vanliga frågor
Hur vet jag åt vilket håll en reaktion går?
Jämför reaktionskvoten Q, beräknad med de koncentrationer man har, med K. Är Q mindre än K går reaktionen mot
produkter, är den större går den åt andra hållet, och är de lika är systemet i jämvikt.
Vad säger Le Châtelier?
Att ett system i jämvikt som störs, genom ändrad koncentration, tryck eller temperatur, förskjuts så att
störningen motverkas. Det är en tumregel; kvoten Q mot K ger det exakta svaret.
Vad är skillnaden mellan jämvikt och jämviktskonstant?
Jämvikt är tillståndet. Jämviktskonstanten K är ett tal som beskriver var det tillståndet ligger för en viss
reaktion vid en viss temperatur.