tryck och jämvikt

Det beror på reaktionen. I många, men inte alla, reaktioner förskjuter tryckförändringar faktiskt jämviktsläget. Det har att göra med hur många reaktanter och produkter (och deras koefficienter) det finns i reaktionen.

Detta är endast sant om antalet mol gas inte ändras vid reaktionen. Om antalet mol gas ändras, så påverkas jämviktsläget av en tryckändring. Ställ upp uttrycket för jämviktsreaktionen, så bör du se det.

Men exempelvis denna reaktion H2 + I2 ---> 2HI vilket även är en reversibel reaktion. Påverkas dens jämviktsläge av trycket?

Tack på förhand

I det fallet har du två mol på reaktantsidan och 2 mol på produktsidan. Antalet mol gas ändras inte vid reaktionen. Trycket påverkar inte jämviktsläget. Det är så för alla reaktioner vars jämviktskonstant är enhetslös.

852sol skrev:

Men exempelvis denna reaktion H2 + I2 ---> 2HI vilket även är en reversibel reaktion. Påverkas dens jämviktsläge av trycket?

Tack på förhand

Nej. Tumregeln som Smaragdalena nämner är bra. Av två mol i vänsterled (en mol av vätgas och jod vardera) bildas 2 mol i högerled (2 mol vätejodid). Då har tryckförändringar ingen inverkan på jämviktsläget.

Varför gäller då detta? Jo, att förändra trycket innebär ju att vi multiplicerar alla koncentrationer i reaktionen med någon konstant. Om vi tar jämviktsekvationen för din reaktion:

$K=\dfrac{[\text{H}_2][\text{I}_2]}{[\text{HI}]^2}$

och sedan multiplicerar alla koncentrationer med en konstant $k$ ser vi att $k$:na tar ut varandra och vi får samma uttryck som förut.

$Q=\dfrac{k[\text{H}_2]\cdot k[\text{I}_2]}{(k[\text{HI}])^2}=\dfrac{k^2[\text{H}_2][\text{I}_2]}{k^2[\text{HI}]^2}=\dfrac{[\text{H}_2][\text{I}_2]}{[\text{HI}]^2}=K$

Jämvikten är alltså inte förskjuten. Men tänk dig då ett scenario där molantalet i vänsterled inte var samma som i högerled. Då skulle $k$:na inte ta ut varandra, och då skulle jämvikten förskjutas, eller hur?