Dynamisk jämvikt, förskjutning

Jag har aldrig hört talas om begreppet dynamisk jämvikt i kemisammanhang. Har du någon referns där begreppet diskuteras?

Det är ett begrepp som förekommer i alla fall och ska kunna det i kursen jag läser

Ah okej, efter lite googling verkar "dynamisk jämvikt" bara vara detsamma som en (termodynamisk) kemisk jämvikt.

Med "förskjutning" menar man att jämviktsandelarna av reaktanterna och produkterna i blandningen förändras om man stör systemet genom att exempelvis ändra temperaturen eller tillsätta mer produkt. Ett klassiskt exempel är Fischeresterfiering där en av produkterna är vatten. Om reaktionen tillåts äga rum ohindrat planar reaktionshastigheten så småningom av eftersom det ansamlas vatten, så om man vill fortsätta få reaktionen att gå måste man avlägsna vatten kontinuerligt.

Ja precis, det var kemisk jämvikt jag menade.

Bra, men förstår du förklaringen av begreppet förskjutning?

Alltså, är förskjutningen att det blir en skillnad? T ex när man fyller på i en denna behållare? Dvs att det blir en tillfällig förskjutning?

Njae, det har inte riktigt med saken att göra, skulle jag säga. Har er föreläsare använt detta som en analogi eller vad har det med kemi att göra?

Nej, detta var från något klipp på nätet. Jag undrar mest vad förskjutning och hur det hänger ihop.

Detta var väl en liknelse antar jag. Fyller man på i ena änden av behållaren på bilden så fördelar det ju sig så att det blir jämvikt igen?

Ja, men det är inte det man menar med förskjutning.

Låt oss anta att vi har en allmän reaktion

$\displaystyle \sum_j\nu_j\mathrm{A}_j \rightleftharpoons 0$

där $\nu_j$ är det stökiometriska talet för species $\mathrm{A}_j$ (inte koefficienten, talet är negativt för reaktanter)

Man säger att reaktionen är förskjuten åt höger om andelen produkter vid jämvikt är större än andelen reaktanter: det finns "mer" av produkterna än av reaktanterna. På motsvarande sätt säger man att reaktionen är förskjuten åt vänster om det är reaktantsidan som "dominerar" vid jämvikt.

Om man stör jämvikten genom att exempelvis tillsätta mer reaktant eller produkt kan den förskjutas ytterligare åt reaktant- eller produktsidan (alltså åt vänster eller höger). Detta innebär helt enkelt att andelarna reaktant och produkt vid jämvikt förändras.

Men om man jämför så borde det väl poängen vara samma om det är vatten i en behållare? Om man fyller på i ena änden så förskjuts vattnet åt andra hållet?

Man kan störa jämvikter på många fler sätt än att lägga till produkter eller reaktanter, t.ex. genom att ändra temperaturen eller trycket, och fördelningen måste inte vara "jämn" på båda sidor vid kemisk jämvikt. Dessutom kan du ju inte svara med en analogi om vatten på en tenta.

Jo jag vet att det kan ändras pga andra orsaker med.

Nej men vill försöka förstå hur det funkar 😅

Det stora problemet med analogin i bilden är att fördelningen av reaktanter och produkter vid jämvikt inte måste vara jämn. Om reaktionen är extremt förskjuten åt produkterna (t.ex. dissociation av väteklorid i vatten) så kommer det nästan inte finnas någon reaktant kvar vid kemisk jämvikt.

Nej jag vet att den inte behöver vara det.

Är denna bild ett bättre exempel? Om man fyller på en tillfällig större mängd, rinner det ut en tillfällig större mängd för att kompensera då? Är det en förskjutning åt höger då?

Jag förstår inte varför du insisterar på att föra diskussionen till en analogi med vattenbehållare och flöden. Det kommer inte gå att förstå konceptet så.

Tycker du att min förklaring i #4 och #11 är otydlig?