Vätgas och jod reagerar gärna med varandra och bildar vätejodid. För att det skall bildas vätejodid måste det finnas både vätgas och jod.
Reaktionen är reversibel, det vill säga den kan även gå i den andra riktningen. Vätejodid kan sönderdelas till vätgas och jod.
Båda processerna sker parallellt. Väte och jod bildar vätejodid samtidigt som bildad vätejodid sönderfaller till väte och jod.
Reaktanter och produkter reagerar hela tiden. En jämvikt ställer in sig mellan reaktanter och produkter. Reaktionen kan skrivas som en jämvikt, med en dubbelriktad reaktionspil.
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
Koncentrationerna av de olika ämnena blir konstanta efter en stund. Koncentrationerna ges av massverkans lag.
Hur mycket vätejodid som bildas beror delvis på koncentrationen jod. Ju mer jod det finns desto mer vätejodid kan det bildas. Koncentrationen bildad vätejodid är proportionell mot koncentrationen jod. Det kan vi uttrycka matematiskt. (Vi räknar på substansmängdmängd per volymenhet, det vill säga koncentration, som symboliseras med hakparenteser [ ])
[HI] = k1 ∙ [I2] (där k1 är en proportionalitetskonstant.)
På precis samma sätt måste det finnas vätgas. Ju mer vätgas det finns desto mer vätejodid kan bildas. Koncentrationen bildad vätejodid är proportionell mot koncentrationen vätgas.
[HI] = k2 ·[H2]
Hur mycket vätejodid som bildas beror alltså både på koncentrationen jod och koncentrationen väte. Om vi multiplicerar dessa ekvationer med varandra får vi
[HI] · [HI] = k1·k2·[H2]·[I2]
där vi sedan kan slå ihop konstanterna k1 och k2 till en enda konstant, som vi kan kalla k3 .
[HI]2 = k3·[H2]·[I2]
Hur mycket vätgas och jod som bildas, när reaktionen går från höger åt vänster, beror på hur mycket vätejodid som finns. Koncentrationen bildad vätgas och jod är proportionell mot koncentrationen vätejodid.
[H2] = k·[HI] och [I2] = k·[HI]
som multiplicerat med varandra blir
[H2] · [I2] = k4·[HI]2
Jämför detta med vad vi fick när vi studerade reaktionen i den andra riktningen.
[HI]2 = k3·[H2][I2]
Uttrycken ser nästan likadana ut, bara skrivna i omvänd ordning och med olika proportionalitetskonstanter. Låt oss sammanföra konstanterna till en enda, som vi kan kalla K. Då kan ekvationen i båda fallen skrivas
[HI]2 = K·[H2]·[I2]
som ger:
jämviktsekvationen, massverkans lag, tillämpad på reaktionen
H2 + I22 HI
För just den här reaktionen är jämviktskonstanten K ≈ 50 (enhetslös) vid en temperatur på ca. 400 oC.
Ett exempel på beräkning av jämviktskonstant
Man blandar 0,045 mol H2 med 0,045 mol I2 i en behållare med volymen 1,00 liter vid temperaturen 450 oC. När reaktionen nått jämvikt innehåller behållaren 0,070 mol/l HI. Beräkna jämviktskonstanten för reaktionen
Jämviktskoncentrationerna får man genom att addera förändringen till koncentrationen vid start.
Jämviktskoncentration = koncentration vid start + förändring.
H2
+
I2
2 HI
• Skriv in koncentrationerna före jämvikt under varje ämne
Koncentration vid start (mol/l)
• Skriv in förändringen vid reaktionen
Reaktionsformeln visar att H2, I2 och HI står i förhållandet 1:1:2.
Varje mol HI som bildas förbrukar 0,5 mol H2 och 0,5 mol I2.
Koncentrationsförändring (mol/l)
•Skriv in jämviktskoncentrationerna.
Koncentration vid jämvikt (mol/l)
•Sätt in siffervärdena i massverkans lag. Använd decimalpunkt istället för decimalkomma.
2 HI (g)
2 HI
