Learning Outcomes
- Erittele kemiallinen tasapaino.
- Kirjoita lauseke \(K\):n laskemiseksi.
- Laskekaa ja verratkaa Q:n ja K:n arvoja keskenään.
- Predikoikaa reaktanttien ja tuotteiden suhteelliset määrät tasapainovakion \(K\) perusteella.
Vety- ja jodikaasut reagoivat muodostaen vetyjodidia seuraavan reaktion mukaisesti:
\
\
Aluksi tapahtuu vain eteenpäin suuntautuva reaktio, koska \(\ce{HI}\) ei ole läsnä. Heti kun \(\ce{HI}\) on muodostunut, se alkaa hajota takaisin \(\ce{H_2})\) ja \(\ce{I_2}\). Vähitellen eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus vähenee, kun taas taaksepäin suuntautuvan reaktion nopeus kasvaa. Lopulta \(\ce{H_2}\) ja \(\ce{I_2}\) yhdistymisnopeus \(\ce{HI}\):n tuottamiseksi \(\ce{HI}\):ksi muuttuu yhtä suureksi kuin \(\ce{HI}\):n hajoamisnopeus \(\ce{H_2}\):ksi \(\ce{H_2}\):ksi \(\ce{I_2}\). Kun etenevän ja kääntyvän reaktion nopeudet ovat yhtä suuret, reaktio on saavuttanut tasapainotilan. Kemiallinen tasapaino on systeemin tila, jossa etenemisreaktion nopeus on yhtä suuri kuin käänteisreaktion nopeus.
Kemiallinen tasapaino voidaan saavuttaa riippumatta siitä, lähteekö reaktio liikkeelle siten, että reaktiossa on kaikki reaktantit ja ei yhtään tuotetta, kaikki tuotteet ja ei yhtään reaktanttia tai osa molemmista. Alla olevassa kuvassa on esitetty \(\ce{H_2}\), \(\ce{I_2}\) ja \(\ce{HI}\) pitoisuuksien muutokset kahdessa eri reaktiossa. Vasemmalla olevassa kuvaajassa (A) esitetyssä reaktiossa reaktio alkaa, kun vain \(\ce{H_2}\) ja \(\ce{I_2}\) ovat läsnä. Aluksi \(\ce{HI}\) puuttuu. Kun reaktio etenee kohti tasapainoa, \(\ce{H_2}\) ja \(\ce{I_2}\) pitoisuudet pienenevät vähitellen, kun taas \(\ce{HI}\) pitoisuus kasvaa vähitellen. Kun käyrä tasaantuu ja konsentraatiot muuttuvat vakioiksi, tasapaino on saavutettu. Tasapainossa kaikkien aineiden pitoisuudet ovat vakioita.
Reaktiossa B prosessi alkaa vain \(\ce{HI}\) eikä \(\ce{H_2}\) tai \(\ce{I_2}\). Tällöin \(\ce{HI}\) konsentraatio pienenee vähitellen, kun taas \(\ce{H_2}\) ja \(\ce{I_2}\) konsentraatiot kasvavat vähitellen, kunnes saavutetaan jälleen tasapaino. Huomaa, että molemmissa tapauksissa suhteellinen tasapainoasema on sama, kuten reaktanttien ja tuotteiden suhteelliset pitoisuudet osoittavat. Tasapainotilanteessa \(\ce{HI}\):n pitoisuus on huomattavasti suurempi kuin \(\ce{H_2}\):n ja \(\ce{I_2}\):n pitoisuudet. Tämä pätee riippumatta siitä, onko reaktio alkanut kaikkien reaktanttien vai kaikkien tuotteiden kanssa. Tasapainon sijainti on tietyn palautuvan reaktion ominaisuus eikä riipu siitä, miten tasapaino saavutettiin.
Tasapainon edellytykset ja tasapainotyypit
Voi olla houkuttelevaa ajatella, että kun tasapaino on saavutettu, reaktio lakkaa. Kemiallinen tasapaino on dynaaminen prosessi. Eteenpäin ja taaksepäin suuntautuvat reaktiot jatkuvat myös sen jälkeen, kun tasapaino on saavutettu. Koska reaktioiden nopeudet ovat kuitenkin samat, reaktanttien ja tuotteiden suhteelliset pitoisuudet eivät muutu tasapainossa olevassa reaktiossa. Seuraavassa on esitetty yhteenveto tasapainossa olevan systeemin olosuhteista ja ominaisuuksista.
- Systeemin on oltava suljettu, mikä tarkoittaa, että systeemiin ei voi tulla eikä sieltä voi poistua aineita.
- Tasapaino on dynaaminen prosessi. Vaikka emme välttämättä näe reaktioita, tapahtuu sekä eteneviä että kääntyviä reaktioita.
- Eteenpäin ja taaksepäin suuntautuvien reaktioiden nopeuksien on oltava yhtä suuret.
- Reaktanttien ja tuotteiden määrän ei tarvitse olla yhtä suuri. Kuitenkin tasapainon saavuttamisen jälkeen reaktanttien ja tuotteiden määrät pysyvät vakioina.
Tässä käsitteessä oleva tasapainon kuvaus viittaa ensisijaisesti reaktanttien ja tuotteiden väliseen tasapainoon kemiallisessa reaktiossa. Muita tasapainotyyppejä ovat mm. faasitasapaino ja liuostasapaino. Faasitasapaino syntyy, kun aine on tasapainossa kahden tilan välillä. Esimerkiksi tulpallinen vesipullo saavuttaa tasapainotilan, kun haihtumisnopeus on yhtä suuri kuin tiivistymisnopeus. Liuostasapaino syntyy, kun kiinteä aine on kylläisessä liuoksessa. Tällöin liukenemisnopeus on yhtä suuri kuin uudelleenkiteytymisnopeus. Vaikka nämä kaikki ovat erityyppisiä muunnoksia, suurin osa tasapainoa koskevista säännöistä pätee kaikkiin tilanteisiin, joissa prosessi tapahtuu palautuvasti.
Punasolut kuljettavat happea kudoksiin, jotta ne voivat toimia. Ilman happea solut eivät voi suorittaa biokemiallisia tehtäviään. Happi liikkuu soluihin kiinnittyneenä hemoglobiiniin, joka on punasoluissa oleva proteiini. Hiilimonoksidimyrkytystapauksissa \(\ce{CO}\) sitoutuu paljon voimakkaammin hemoglobiiniin, mikä estää hapen kiinnittymisen ja vähentää soluihin pääsevän hapen määrää. Hoidossa potilas hengittää puhdasta happea hiilimonoksidin syrjäyttämiseksi. Alla esitetty tasapainoreaktio havainnollistaa siirtymistä oikealle, kun järjestelmään lisätään ylimääräistä happea:
\
Tasapainovakio
Tarkastellaan hypoteettista reversiibeliä reaktiota, jossa reaktantit \(\ce{A}\) ja \(\ce{B}\) reagoivat muodostaen tuotteet \(\ce{C}\) ja \(\ce{D}\). Tämä tasapaino voidaan esittää alla, jossa pienet kirjaimet edustavat kunkin aineen kertoimia.
\\
Kuten olemme todenneet, etenevien ja kääntyvien reaktioiden nopeudet ovat tasapainossa samat, joten kaikkien aineiden pitoisuudet ovat vakioita. Koska näin on, on loogista, että minkä tahansa reaktion pitoisuuksien suhde tasapainossa säilyttää vakioarvon. Tasapainovakio \(\left( K_\text{eq} \right)\) on reaktion tuotteiden matemaattisen tulon ja reaktion reaktanttien pitoisuuksien matemaattisen tulon suhde. Kukin konsentraatio korotetaan tasapainotetun kemiallisen yhtälön kertoimen potenssiin. Yllä olevan yleisen reaktion osalta tasapainovakion lauseke kirjoitetaan seuraavasti:
\^c \left^d}{\left^a \left^b}\]
Kunkin aineen konsentraatiot, jotka on merkitty kaavan ympärillä olevilla hakasulkeilla, mitataan molaarisuusyksiköissä \(\left( \teksti{mol/L} \right)\).
Minkä tahansa reaktion tasapainovakion arvo määritetään vain kokeellisesti. Kuten edellä olevassa jaksossa on esitetty yksityiskohtaisesti, tietyn reaktion tasapainoasema ei riipu lähtökonsentraatioista, joten tasapainovakion arvo on todella vakio. Se riippuu kuitenkin reaktion lämpötilasta. Tämä johtuu siitä, että tasapaino määritellään tilaksi, joka johtuu siitä, että etenevän ja kääntyvän reaktion nopeudet ovat yhtä suuret. Jos lämpötila muuttuu, vastaava muutos näissä reaktionopeuksissa muuttaa tasapainovakiota. Kaikille reaktioille, joille annetaan \(K_\text{eq}\), on ilmoitettava lämpötila.
Kun \(K_\text{eq}\) on suurempi kuin 1, on osoittaja suurempi kuin nimittäjä, joten tuotteet ovat suosiossa, mikä tarkoittaa, että sen tuotteiden konsentraatio on suurempi kuin reaktanttien.
Jos \(K_\text{eq}\) on pienempi kuin 1, reaktantit ovat suosiossa, koska nimittäjä (reaktantit) on suurempi kuin osoittaja (tuotteet).
Kun \(K_\text{eq}\) on yhtä suuri kuin 1, reaktanttien ja tuotteiden konsentraatiot ovat suunnilleen yhtä suuret.
Reaktiokvotientti
Reaktiokvotienttia, \(Q\), käytetään, kun kysytään, ollaanko tasapainossa. \(Q\) lasketaan täsmälleen samalla tavalla kuin \(K\), mutta voimme käyttää \(K\):tä vain silloin, kun tiedämme olevamme tasapainossa. Vertaamalla \(Q\) ja \(K\) voidaan ennustaa reaktion suunta.
- \(Q\) = \(K\) tasapaino
- \(Q\) <
- \(Q\) < \(K\) reaktio etenee oikealle muodostaen enemmän tuotteita ja vähentäen reaktanttien määrää, joten \(Q\) arvo kasvaa
- \(Q\) >. \(K\) reaktio etenee vasemmalle muodostaen enemmän reaktantteja ja vähentäen tuotteiden määrää, joten \(Q\) arvo pienenee
Tekijät ja attribuutiot
-
CK-12 Sharon Bewickin perustama säätiö, Richard Parsons, Therese Forsythe, Shonna Robinson ja Jean Dupon.
-
Allison Soult, Ph.D. (kemian laitos, Kentuckyn yliopisto)