Likevektsreaksjoner
Kjemiske reaksjoner kan gå både forover og bakover. Reaktanter omdannes til produkter og vice versa. Den kjemiske likevekten uttrykkes av likevektskonstanter, men som ikke sier noe om hastigheten til reaksjonen:
\(\displaystyle K_{likevekt}= \frac{[\text {produkter}]}{[\text{reaktanter}]}\)
Er Klikevekt>1 er det mer produkter enn reaktanter. Hvis energiinnholdet i reaktantene er større enn i produktene er det en eksoterm reaksjon. Mengden energi som frigis kalles entalpi (ΔH), varmen i reaksjonen. ΔH er negativ i eksoterme reaksjoner. Hvis energiinnholdet i produktene er større enn i reaktantene er det en endoterm reaksjon og energi må tilføres. ΔH er positiv i endoterme reaksjoner fordi varme tilføres. I de fleste kjemiske reaksjoner som skjer spontant vil entalpien til systemet minske. Hvis det ikke utføres arbeid vil systemet avgi energi til omgivelsene
Hvis vi har en eksoterm kjemisk reaksjon som produserer varme og temperaturen øker så vil likevekten i reaksjonen flyttes mot venstre dvs. systemet forsøker å motstå forflytning vekk fra likevekt (Le Chateliers prinsipp).
Den reversible kjemiske reaksjonen med stoffene og reaktantene A, B, og produktene C og D med de molare konsentrasjonene henholdsvis a, b, c og d:
\(aA\;+\; bB\;\leftrightarrow \; cC \: + \; dD\)
med likevektskonstanten Kc eller Keq
\(\displaystyle K_c=K_{eq}=\frac{{\left[C \right]}^c {\left[ D\right]}^d}{{\left[A \right]}^a {\left[ B\right]}^b}\)
hvor produktene plasseres i telleren og reaktantene i nevneren. Koeffisientene i den balanserte ligningen blir eksponentene i masseligningen. [A] og [B] er konsentrasjonene av reaktantene ved likevekt og [C] og [D] er produktkonsentrasjonen ved likvekt. Ved kjemisk likevekt endrer ikke systemet seg over tid, det er ingen netto endring i konsentrasjonen av reaktanter og produkter, og foroverreaksjonen er like stor som bakoverreaksjonen (revers). Det er mulig å endre den kjemiske likevekten.
Hvis Keq er meget stor er mesteparten av reaktanter omdannet til mye produkt og likevekten er forskjøvet mot høyre.
Hvis Keq er omtrent lik 1 er det likevekt.
Viss Keq er meget liten dannes det lite produkter fra reaktantene.
Ved homogen likevekt vil alle reaktantene og produktene være i samme fase.
I en heterogen likevekt vil det være forskjellige faser i reaktantene og produktene e.g. brenning av ved som er fast fase gir produkter i gassfase.
Hvis alle reaktantene og produktene er gasser så kan massevirkningsuttrykket settes opp som partialtrykk eller molare konsentrasjoner (n/V).
Et mål på utviklingen til en kjemisk reaksjon mot likevekt uttrykkes som endringen i fri energi ΔG.
hvor ΔH er endring ientalpi og ΔS er endring i entropi og T er absolutt temperatur i Kelvin.
\(\displaystyle \Delta G = \Delta H- T\Delta S\)
Hvis ΔG i en reaksjon er negativ så er reaksjonen eksergonisk og drives mot høyre. Hvis ΔG er positiv er reaksjonen endergonisk og drevet mot venstre. Hydrolyse av ATP er eksempel på en eksergonisk reaksjon:
ATP + H2O → ADP + Pi
Det er sammenheng mellom likevektkonstanten Keq og forandring i Gibbs fri energi ΔG:
\(\displaystyle \Delta G= \Delta G^0 + RT\ln\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}\)
Standard fri energi:
\(\displaystyle \Delta G^0=-RT \ln K_{eq}\)
hvor R er den universelle gasskonstanten T er temperatur Kelvin, ln er den naturlige logaritmen (grunntall e) og K er likevektkonstanten. Måleenhet er joule per mol (J mol-1). Når temperaturen i en eksoterm reaksjon øker så vil verdien av likevektkonstanten bli mindre, motsatt for en endoterm reaksjon.
Guldberg-Waages massevirkningslov (de norske kjemikerne Cato Guldberg og Peter Waage) angir mengden reaktanter og produkter ved kjemisk likevekt. Som mengde anvendes aktiviteter med en aktivitetskoeffisient i stedet for konsentrasjoner.
Le Châteliers prinsipp angir hvordan et system vil oppføre seg ved endring av reaksjonsbetingelsene.