Tasapainovakio

Tasapainovakio on reaktiokohtainen, reaktioon osallistuvien aineiden suhteita ja reaktion tasapainotilaa kuvaava arvo. Sen avulla voidaan laskea, kuinka suuri osa lähtöaineista lopulta muuttuu reaktiotuotteiksi ja minkä verran lähtöaineita on jäljellä vielä sen jälkeen, kun reaktio on asettunut tasapainotilaan.


Tasapainovakio ja reaktion vapaaenergia ihannekaasuillaMuokkaa

Tarkastellaan yleistä kemiallista reaktioyhtälöä, jossa ainesosat ovat ihannekaasuja (ideaalikaasuja)

(1) 

Reaktion Gibbsin energia eli vapaaenergia on yhtälön (2) mukaan:[1]

(2) 

Tässä vapaaenergiaA on annettu kemiallisen potentiaalin avulla,   on stoikiometrinen kerroin,   on osapaine ja   on standardipaine 1 bar. Yhtälö (2) voidaan sieventää muotoon


(3) 

Tässä ensimmäinen termi,  , on reaktion standardinen Gibbsin vapaaenergia. Tällä on  :n arvo kun reaktioyhtälön kaikki lähtöaineet ja tuotteet ovat sekoittumattomina ja niiden kunkin osapaine on standardipaine (1 bar). Reaktion Gibbsin energiaa voidaan käyttää pääteltäessä reaktion tapahtumisen mahdollisuutta. Tasapainotilassa (tp)  , jolloin yhtälöstä (3) saadaan

(4) 

Koska   on reaktion Gibbsin vapaaenergia standardiolosuhteissa, on sillä oltava kiinteä arvo annetussa lämpötilassa ja tällöin   ja   ovat vakioita, on osapaineiden osamäärä yhtälössä (4) oltava myös vakio. Tämä vakio on termodynaaminen tasapainovakio,  . Yhtälö (4) sievenee muotoon

(5) 

Termodynaaminen tasapainovakio   voidaan laskea, jos tiedetään reaktion ainesosien standardiset vapaaenergiat.

Jos osapaineiden osamäärää yhtälössä (3) merkitään  :lla, niin yhtälö (3) on kirjoitettavissa muotoon

(6) 


Voidaan ottaa huomioon tapaukset: a)  , jolloin   ja reaktio voi tapahtua tuotteista lähtöaineisiin, b)  , jolloin   ja reaktio voi tapahtua kuten on kirjoitettu yhtälössä (1) lähtöaineista tuotteisiin.B Yhtälöstä (4) voidaan todeta, että yhtälön (1) tapauksissa   on yksikötön suure, sen arvo riippuu valitusta standarditilasta, ei käytetyistä yksiköistä. Tasapainovakiosta ei voi päätellä mitään siitä kuinka nopeasti reaktio tapahtuu. Joissakin reaktioissa, kuten esimerkiksi happojen ja emästen neutraloitumisessa, reaktion tasapainotila saavutetaan nopeasti. Tasapainovakion arvon ollessa suurempi kuin noin  , lähtöainetta on tasapainotilassa tuskin enää havaittavissa (<0,1 %).[2]Tasapainovakion käsite perustuu massavaikutuksen lakiin, jonka mukaan tämä luku on kullekin reaktiolle ominainen, reaktion ainesosien alkukonsentraatioista riippumaton vakio. Sen arvo riippuu kuitenkin lämpötilasta.


Painetasapainovakio ja konsentraatiotasapainovakioMuokkaa

Edellä termodynaamisen tasapainovakion määritys perustuu reaktion ainesosien osapaineiden käyttöön,  . Tasapainovakio voidaan antaa myös esim. konsentraatiotasapainovakiona   tai mooliosuustasapainovakiona  . Mooliosuudella ja osapaineella on yksinkertainen suhde:  , jossa   on ainesosan  :n osapaine,   on ainesosan  :n mooliosuus ja   on kokonaispaine. Täten eri tasapainovakioille pätee yhtälöstä (4) johdettuna:


(7) 

Molemmat tasapainovakiot ovat yksiköttömiä. Konsentraatio on määritelty  , joten  . Jotta saadaan yksikötön suure tasapainovakiolausekkeeseen, pitää käyttää suhdetta  . Näitä käyttäen konsentraatiotasapainovakiolle saadaan:

(8) 

Tässä yleinen kaasuvakio   ja     ainoastaan jos  .


AktiivisuustasapainovakioMuokkaa

Aktiivisuustasapainovakion   laskemiseksi, yhtälössä (3) osapaineet korvataan vastaavilla aktiivisuuksilla, jolloin saadaan

(9) 

Tasapainotilassa aktiivisuustasapainovakio on

(10) 

Tasapainovakio voidaan ilmaista myös molaalisuuksilla. Koska  , niin myös  . Tässä


(11) 


Tasapainovakio ja vapaaenergia reaalikaasuillaMuokkaa

Oletetaan, että yhtälön (1) kaasut ovat reaalikaasuja. Tällöin reaktion ainesosien osapaineiden sijasta pitää käsitellä niiden fugasiteetteja. Tasapainotilassa yhtälön (5) mukaisesti reaalikaasuille voidaan kirjoittaa standardisen vapaaenergianA ja tasapainovakion välille

(12) 

Tässä tasapainovakio ilmaistuna fugasiteeteilla on

(13) 

Koska aineen fugasiteetti voidaan ilmaista aineen osapaineen avulla  , niin termodynaaminen tasapainovakio  , joka reaalikaasuille on siis  , voidaan ilmaista

(14) 

Vaikka reaalikaasut eivät käyttäydy ideaalisesta, niin kuitenkin reaalikaasuseos käyttäytyy lähes ideaalisesti. Tämän vuoksi fugasiteetti voidaan antaan mooliosuuden avulla:  , jossa   on puhtaan kaasun fugasiteetti samassa lämpötilassa ja kokonaispaineessa kuin fugasiteetti on ilmaistu ja   on kaasuseoksen kompponenttikaasun mooliosuus.[3] Fugasiteettikerroin on määritelty  , niin pätee  


Termodynaaminen tasapainovakio reaalikaasuille voidaan nyt antaa käyttäen puhtaan kaasun fugasiteettia

(15) 

Tässä   on painetasapainovakio (kaasujen osapaineista) ja   on tasapainovakio annettuna puhtaiden kaasujen fugasiteettikertoimilla.


Tasapainovakio ja heterogeeninen tasapainoMuokkaa

Heterogeenisiä reaktioita tapahtuu sellaisten reagoivien aineiden välillä, joilla on selvästi erottuva erilainen fysikaalinen olomuoto. Esimerkiksi raudan ruostumisessa on kyseessä happikaasun reaktio kiinteän rautapinnan kanssa. Heterogeeniset reaktiot ovat useimmiten homogeenisiä reaktioita teoreettisesti vaikeammin hallittavissa. Heterogeenisten reaktioiden nopeuteen vaikuttavat muun muassa pinnan suuruus ja karkeusaste sekä mahdollisen sekoittamisen nopeus.[4]

Tutkimuksissa on käynyt ilmi, että heterogeenisen tasapainon sijainti ei kuitenkaan riipu puhtaiden kiinteiden aineiden ja nesteiden määrästä. Tutkimusten perusteella puhtaasti kiinteiden ja nestemäisten aineiden aktiivisuudet voidaan merkitä arvoltaan ykkösiksi.

Käytetään heterogeenisestä reaktiosta esimerkkinä kiinteän kalsiumkarbonaatin hajoamista sammumattomaksi kalkiksi ja hiilidioksidiksi. Reaktiota käytetään esimerkkinä, sillä siihen liittyy aineita, jotka ovat olomuodolta kaasuja ja kiinteitä.

(16) 


Kun reaktio sijoitetaan suoraan tasapainovakion lausekkeeseen aktiivisuuksien avulla, saadaan:

(17) 

  on tasapainovakio aktiivisuuksien avulla. Koska tiedetään, että puhtaasti kiinteiden ja nestemäisten aineiden aktiivisuus on 1, voidaan yhtälöön (17) sijoittaa  :n ja  :n aktiivisuuksien paikalle 1.

Kaava supistuu seuraavaan muotoon   [5]


Painetasapainovakion lämpötilariippuvuusMuokkaa

Yhtälöä (5) mukaellen voidaan ratkaista painetasapainevakio vapaaenergian funktiona

(18) 

Derivoimalla tämä lämpötilan suhteen saadaan[6]

(19) 

Gibbs-Helmholtz -yhtälöä[7] käyttäen yhtälöstä (19) saadaanC

(20) 

Tässä   on reaktion standardinen entalpia. Joten painetasapainovakion lämpötilariippuvuus tulee reaktion standardisen vapaaenergian lämpötilariippuvuudesta. Taulukoidut termodynaamiset suureet ovat luettavissa kirjallisuudessa annettuina lämpötilassa 298,15 K, joten painetasapainovakio jossain muussa loppulämpötilassa   saadaan integroimalla yhtälö (20)

(21) 

Jos lämpötila-alue on kapea, voidaan olettaa että   on lähes vakioD tällä alueella, jolloin yhtälö (21) yksinkertaistuu muotoon

(22) 


LisätietoMuokkaa

A Vapaaenergiat ovat molaarisia. Toinen merkitsemistapa on  , joka on tarkasti sanottuna Gibbsin vapaaenergian muutos.

B On tärkeää ymmärtää ero  :n ja  :n välillä. Jos  , niin   ja tarkoittaen reaktio etenee tuotteista lähtöaineisiin jos kaikki ainesosat ovat sekoittuneina ja vain 1 bar:n osapaineissa. Mutta   ei tarkoita, että reaktio ei etene lähtöaineista tuotteisiin ainesosien ollessa reaktioseoksessa sekoittuneina kaikissa olosuhteissa.

C  

D Tarkka entalpian lämpötilariippuvuus lasketaan lämpökapasiteettien avulla.


Katso myösMuokkaa


LähteetMuokkaa

  1. Thomas Engel ja Philip Reid, Thermodynamics, Statistical Thermodynamics and Kinetics, (2006), s. 129, Pearson, ISBN 0-8053-3844-6
  2. John McMurry: Organic Chemistry (5th edition), s. 168. Brooks/Cole, 2000. ISBN 0-534-37366-6. (englanniksi)
  3. G. N. Lewis ja M. Randall, Thermodynamics, sivi 226, (1923), McGraw-Hill
  4. Mäkitie, Osmo.: Kemia. Otava, 1983. 57786309. ISBN 9511043935. Teoksen verkkoversio.
  5. Zumdahl, Steven S.: Chemical principles. Houghton Mifflin, 2005. 847867227. ISBN 0618372067. Teoksen verkkoversio.
  6. Thomas Engel ja Philip Reid, Thermodynamics, Statistical Thermodynamics and Kinetics, (2006), s. 132, Pearson, ISBN 0-8053-3844-6
  7. Thomas Engel ja Philip Reid, Thermodynamics, Statistical Thermodynamics and Kinetics, (2006), s. 121, Pearson, ISBN 0-8053-3844-6