Esimerkkikysymyksiä ja keskustelua tasapainosta ratkaisuissa
Johdanto
Kemiallinen tasapaino on kemian peruskäsite, joka on ratkaisevan tärkeä kemiallisten reaktioiden ymmärtämisen kannalta. Tasapaino liuoksessa on tila, jossa kaksi tai useampi vastakkainen reaktio tapahtuu samalla nopeudella siten, että reagoivien aineiden ja tuotteiden pitoisuudet pysyvät vakioina ajan kuluessa. Tässä artikkelissa käsittelemme useita esimerkkejä tasapainosta liuoksissa ja käsittelemme niitä yksityiskohtaisesti. Toivomme, että tämä artikkeli auttaa sinua syventämään ymmärrystäsi kemiallisen tasapainon teoriasta.
Kemiallisen tasapainon peruskäsitteet
Ennen esimerkkikysymyksiin ja keskusteluun siirtymistä on tärkeää ymmärtää joitakin kemiallisen tasapainon peruskäsitteitä:
1. Dynaaminen tasapaino: Tasapainotilassa reaktio ei pysähdy, mutta eteenpäin suuntautuva reaktio ja käänteinen reaktio tapahtuvat samalla nopeudella.
2. Tasapainovakio (K): Käytetään osoittamaan, missä määrin reaktio saavuttaa tasapainon. Tasapainovakion yleinen kaava on:
\[ K = \frac{{[tuote]}}{[reaktantti]} \]
3. Massavaikutuksen laki: Kunkin aineen pitoisuus reaktiossa ilmaistaan eksponentiaalisessa muodossa kemiallisen yhtälön kertoimien mukaisesti.
Katso myös Soal ja Pembahasan
Esimerkkikysymys 1
Kysymys:
Tasapainoreaktioyhtälö tunnetaan seuraavasti:
\[ N_2O_4 (g) \vasen oikea nuoli 2NO_2 (g) \]
Tietyssä lämpötilassa N_2O_4:n tasapainopitoisuus on 0.10 M ja NO_2:n pitoisuus on 0.20 M. Laske reaktion tasapainovakion K_c arvo.
Keskustelu:
Tasapainovakion (K_c) yhtälö on:
\[ K_c = \frac{{[NO_2]^2}}{[N_2O_4]} \]
Syötä pitoisuusarvot yhtälöön:
\[K_c = \frac{{(0.20)^2}}{0.10} \]
\[K_c = \frac{{0.04}}{0.10} = 0.40 \]
Joten reaktion \(K_c \) arvo on 0.40.
Esimerkkikysymys 2
Kysymys:
Suljetussa astiassa \( PCl_5 \) kaasu hajoaa \( PCl_3 \) ja \( Cl_2 \) yhtälön mukaisesti:
\[ PCl_5 (g) \vasen oikea nuoli PCl_3 (g) + Cl_2 (g) \]
Jos tasapainovakio \(K_c \) tietyssä lämpötilassa on 0.200 ja tasapainossa \(PCl_5 \) -pitoisuus on 1.00 M, laske \(PCl_3 \)- ja \(Cl_2 \) -pitoisuudet tasapainossa.
Keskustelu:
Oletetaan, että \(PCl_3 \) ja \(Cl_2 \) pitoisuudet tasapainossa ovat x M. Reaktioyhtälön perusteella \(PCl_5 \) pitoisuus pienenee myös x M:llä.
Täten tasapainoyhtälö voidaan kirjoittaa muodossa:
\[ K_c = \frac{{[PCl_3][Cl_2]}}{[PCl_5]} \]
Sijoita K_c:n arvot ja PCl_5:n pitoisuus seuraavasti:
\[0.200 = \frac{{x^2}}{(1.00 – x)} \]
Toisen asteen yhtälöiden ratkaiseminen:
\[0.200 = \frac{{x^2}}{(1.00 – x)} \]
\[ 0.200 (1.00 – x) = x^2 \]
\[ 0.200 – 0.200x = x^2 \]
\[ x^2 + 0.200x – 0.200 = 0 \]
Tämän toisen asteen yhtälön ratkaisu on x = 0.332 tai x = -0.532 (negatiivisella ratkaisulla ei ole merkitystä, koska konsentraatio ei voi olla negatiivinen).
Täten PCl_3:n ja Cl_2:n pitoisuus tasapainossa on 0.332 M.
Esimerkkikysymys 3
Kysymys:
Liuoksessa hydroksidi-ionit (\( OH^- \)) voivat reagoida ammoniumionien (\( NH_4^+ \)) kanssa muodostaen vettä (\( H_2O \)) ja ammoniakkia (\( NH_3 \)). Reaktioyhtälö on:
\[ NH_4^+ (aq) + OH^- (aq) \vasen oikea nuoli H_2O (l) + NH_3 (aq) \]
Jos tasapainovakio (\(K_c \)) on asetettu arvoon 1.8 x 10^5 tietyssä lämpötilassa ja \(NH_4^+ \) ja \(OH^- \) alkupitoisuudet ovat vastaavasti 0.10 M ja 0.15 M, laske \(NH_3 \) -pitoisuus, kun tasapaino on saavutettu.
Keskustelu:
Kirjoita tasapainoyhtälö:
\[ K_c = \frac{{[NH_3]}}{[NH_4^+][OH^-]} \]
Oletetaan, että x on tasapainossa muodostuneen NH_3:n pitoisuus, jolloin NH_4^+:n ja OH^-:n pitoisuudet pienenevät jokaisen x:n myötä.
\[ K_c = \frac{{x}}{(0.10 – x)(0.15 – x)} \]
Sijoita K_c:n arvo seuraavaan:
\[ 1.8 kertaa 10^5 = \frac{{x}}{(0.10 – x)(0.15 – x)} \]
Oletetaan, että x on hyvin pieni verrattuna arvoihin 0.10 ja 0.15 siten, että \(0.10 – x \noin 0.10 \) ja \(0.15 – x \noin 0.15 \):
\[ 1.8 kertaa 10^5 = \frac{{x}}{(0.10)(0.15)} \]
\[ x = 1.8 \kertaa 10^5 \kertaa (0.10) \kertaa (0.15) \]
\[ x = 2.7 \]
Siten NH_3:n pitoisuudeksi tasapainossa arvioidaan 2.7 M.
Johtopäätös
Yllä olevasta voidaan päätellä, että kemiallisen tasapainon käsitteen ymmärtäminen on ratkaisevan tärkeää erilaisten liuosten tasapainoon liittyvien ongelmien ratkaisemiseksi. Massavaikutuksen lain ja tasapainovakion avulla voimme laskea eri lajien pitoisuudet reaktiossa, kun tasapaino saavutetaan. Tässä artikkelissa käsitellään vain muutamia perusesimerkkejä. Käytännössä kemiallisen tasapainon laskelmat voivat olla paljon monimutkaisempia ja niihin voi vaikuttaa esimerkiksi lämpötila, paine ja ionien aktiivisuus liuoksessa.
