Tasapainovakio

Tasapainovakio on reaktiokohtainen, reaktioon osallistuvien aineiden suhteita ja reaktion tasapainoa 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 kemialliseen tasapainotilaan. Tasapainovakio saadaan muuttamalla reaktioyhtälön kertoimet eksponenteiksi ja jakamalla näin reaktiotuotteiden tasapainokonsentraatioiden tulo lähtöaineiden tasapainokonsentraatioiden tulolla. Tarkemmin ottaen kyse on aktiivisuuksista (tehollisista konsentraatioista), mutta yksinkertaisissa tapauksissa niiden arvot ovat lähellä toisiaan.

Näin yleisessä muodossa kemialliselle tasapainoreaktiolle

${\displaystyle \alpha {\text{A}}+\beta {\text{B}}\rightleftharpoons \rho {\text{R}}+\sigma {\text{S}},}$

jossa α, β, ρ ja σ ovat kertoimia, A ja B lähtöaineita sekä R ja S reaktiotuotteita.

tasapainovakio on^[1]

${\displaystyle K={\frac {({\text{a}}_{R})^{\rho }({\text{a}}_{S})^{\sigma }}{({\text{a}}_{A})^{\alpha }({\text{a}}_{B})^{\beta }}}.}$

jossa a merkitsee aineiden aktiivisuutta ja K on termodynaaminen tasapainovakio.

Jos poikkeamia ideaalitilanteista ei huomioida ja kyseessä on liuos- tai kaasufaasireaktio, voidaan tasapainovakio ilmaista myös konsentraatioiden avulla. Tällöin tasapainovakion lauseke on seuraava

${\displaystyle K_{c}={\frac {[{\text{R}}]^{\rho }[{\text{S}}]^{\sigma }}{[{\text{A}}]^{\alpha }[{\text{B}}]^{\beta }}}.}$

Alaindeksi c viittaa siihen, että tasapainovakio on määritelty konsentraatioiden avulla.

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

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.

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)