Tasapainoreaktiot (hieman kesken)

Kemialliset reaktiot voivat usein kulkea kumpaankin suuntaan, eli lähtöaineita reaktiotuotteisiin ja toisinpäin. Tämä reaktioiden tapahtuminen kumpaankin suuntaan etenee niin kauan, kunnes saavutetaan tilanne, jossa reaktioiden nopeudet ovat yhtä suuret ja systeemi saavuttaa dynaamisen tasapainotilan. Tämä tasapainotila tunnetaan reaktiotasapainona.

Sana dynaaminen viittaa siihen tilaan, kun reaktiossa olevien aineiden konsentraatiot pysyvät vakioina ajan funktiona. Tämä tarkoittaa sitä, että reaktiot ovat edelleen käynnissä, mutta eteenpäin ja taaksepäin kulkevien reaktioiden nopeudet ovat tasapainossa, jolloin aineiden konsentraatiot eivät enää muutu.

Public Domain, Link, Parempi kuva tulossa myöhemmin...

Tasapainon saavuttaminen kemiallisessa reaktiossa voidaan esittää tasapainoreaktioyhtälön avulla, joka kuvaa reaktioiden keskinäisiä suhteita ja tasapainotilan pitoisuuksia. Tasapainoreaktioyhtälön yleinen muoto on seuraava:

\(aA + bB \rightleftharpoons cC + dD\)

Tässä reaktiossa A ja B ovat lähtöaineita, C ja D ovat reaktiotuotteita, ja a, b, c ja d ovat stökiometrisiä kertoimia, jotka osoittavat, kuinka monta molekyyliä kustakin reaktioaineesta tarvitaan reaktiota varten.

Tasapainovakio

Tasapainoreaktioon liittyy tasapainovakio, joka kuvaa tasapainon muodostumista reaktion aikana. Tasapainovakio määritellään seuraavasti:

\(K = \frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}\),

jossa [A], [B], [C] ja [D] ovat reagoivien aineiden konsentraatioita.

Esimerkki: vety- ja jodikaasun reaktiot

Kun vety- ja jodikaasu reagoivat, muodostuu vetyjodidia seuraavan tasapainoreaktioyhtälön mukaisesti:

\(H_2 \ (g) + I_2 \ (g) \rightleftharpoons 2HI \ (g)\)

Tasapainovakion (K) lausekkeeksi tälle reaktiolle saadaan:

\(K = \frac{[HI]^2}{[H_2][I_2]}\)

Tasapainoreaktion tunteminen on erittäin tärkeää kemian ymmärtämisen kannalta. Se auttaa ennustamaan, minkä tahansa reaktion lopullisen tasapainotilan ja käyttäytymisen tietyissä olosuhteissa.