Tasapainovakio

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

Tasapainovakio on reaktiokohtainen, reaktioon osallistuvien aineiden suhteita ja reaktion etenemissuuntaa kuvaava arvo. Se osoittaa, kuinka suuri osa lähtöaineista lopulta muuttuu reaktiotuotteiksi ja minkä verran lähtöaineita on jäljellä vielä sen jälkeen, kun reaktio on asettunut kemialliseen tasapainotilaan. Tasapainovakio saadaan muuttamalla aineiden kertoimet eksponenteiksi ja jakamalla näin reaktiotuotteiden tasapainokonsentraatioiden tulo lähtöaineiden tasapainokonsentraatioiden tulolla.

Tasapainovakion käsite perustuu massavaikutuksen lakiin, jonka mukaan tämä luku on kullekin reaktiolle ominainen, alkukonsentraatioista riippumaton vakio. Sen arvo riippuu kuitenkin lämpötilasta.

Yleisesti reaktiolle

\text{aA} + \text{bB} \rightleftharpoons \text{cC} + \text{dD}

tasapainovakion lauseke on[1]

K = \frac{[\text{C}]^{\text{c}}[\text{D}]^{\text{d}}} {[\text{A}]^{\text{a}}[\text{B}]^{\text{b}}}.

Tasapainovakion yksikkö on riippuvainen tasapainovakion lausekkeesta – joskus yksikkö supistuu pois.

Mikäli K >> 1, reaktioseos sisältää tasapainon saavutettuaankin paljon reaktiotuotteita. Jos taas K << 1, reaktioseos sisältää paljon lähtöaineita.[1] Tasapainovakion arvon ollessa suurempi kuin noin 108, lähtöainetta on tasapainotilassa tuskin enää havaittavissa (<0,1 %).[2]

Tasapainovakio ei kuitenkaan osoita, kuinka nopeasti reaktio tapahtuu. Joissakin reaktioissa, kuten esimerkiksi happojen ja emästen neutraloitumisessa, tasapainotila saavutetaan hyvinkin nopeasti. Mutta on olemassa erittäin hitaitakin reaktioita, jotka kuitenkin vähitellen tapahtuvat käytännöllisesti katsoen loppuun saakka, joten niiden tasapainovakion arvo on hyvinkin suuri.

Tasapainovakio ja Gibbsin energia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Termodynamiikan avulla voidaan osoittaa, että reaktion tasapainovakion suuruus riippuu siinä sitoutuvan tai vapautuvan energian määrästä. Tämän riippuvuuden osoittaa yhtälö

\Delta G^0 = -RT \ln K,

missä G0 on reaktioon liittyvä Gibbsin energian muutos perustilassa, T lämpötila ja R yleinen kaasuvakio. Tämä osoittaa samalla, että reaktion tasapainovakion arvo riippuu myös lämpötilasta. Lämpötilan kohoaminen pienentää eksotermisen ja suurentaa endotermisen reaktion tasapainovakiota. Tämän vuoksi endotermiset eli lämpöä sitovat reaktiot tapahtuvat mainittavassa määrin vain riittävän korkeassa lämpötilassa.[3]

Tasapainovakio osapaineiden perusteella[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Jos sekä lähtöaineet että reaktiotuotteet ovat kaikki kaasuja, voidaan edellä mainitun, konsentraatioihin perustuvan tasapainovakion (Kc ohella käyttää myös kaasujen osapaineisiin perustuvaa tasapainovakiota. Sen lauseke on

K_{\text{p}} = \frac {p_{\text{C}}^{\text{c}} p_{\text{D}}^{\text{d}}} {p_{\text{A}}^{\text{a}} p_{\text{B}}^{\text{b}}},

missä p_{\text{A}} ja p_{\text{B}} ovat lähtöaineiden, p_{\text{C}} ja p_{\text{D}} taas reaktiotuotteiden osapaineet tasapainotilassa. Osapaineisiin ja konsentraatioihin perustuvien tasapainovakioiden (Kp ja Kc) välillä vallitsee yhteys

K_{\text{p}} = K_{\text{c}} (RT)^{\Delta n},

missä T on vallitseva lämpötila, R yleinen kaasuvakio ja \Delta n reaktioyhtälössä esiintyvien reaktiotuotteiden stoikiometristen kerrointen summan ja lähtöaineiden stoikiometristen kerrointen summan erotus.[3] Jos reaktiotuotteissa on yhteenlaskettuina yhtä monta molekyyliä, ovat molemmat tasapainovakiot yhtä suuret.

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Lähdeviitteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b Kalle Lehtiniemi, Leena Turpeenoja: Mooli 4, Kemiallinen reaktio, s. 53. Otava, 2003. ISBN 951-1-18549-7.
  2. John McMurry: Organic Chemistry (5th edition), s. 168. Brooks/Cole, 2000. ISBN 0-534-37366-6. (englanniksi)
  3. a b Risto Laitinen, Jukka Toivonen: Yleinen ja epäorgaaninen kemia, s. 178, Otatieto 1997, ISBN 951-672-242-3