Kemiallisesta tasapainosta tueksi lukion opetukseen

KEMIALLISESTA TASAPAINOSTA TUEKSI LUKION OPETUKSEEN

Niilo Kontkanen

PRO GRADU -TUTKIELMA Materiaalikemia

Kemian aineenopettajan koulutusohjelma

650/2020

1

Kemiallisesta tasapainosta tueksi lukion opetukseen Materiaalikemia

Niilo Kontkanen, 249632

Itä-Suomen yliopisto, Kemian laitos

Ohjaajat: professori Mika Suvanto, yliopistonlehtori Leila Alvila ja vanh. yliopiston- lehtori Kari Sormunen.

Joensuu 01.05.2020

Tiivistelmä

Tässä tutkielmassa tarkastellaan kemiallista tasapainoa ja siihen liittyviä teorioita tueksi lukion ope- tukseen. Aihe on kiinnostava jo senkin takia, koska se ulottuu moniin eri kemian ilmiöihin. Tulevassa 2021 käyttöön otettavassa lukion opetussuunnitelman perusteissa (LOPS 2019) käsitellään kemial- lista tasapainoa itsenäisenä moduulina, mikä tekee siitä keskeisen sisällön lukion kemian oppimää- rässä.

Kemiallinen tasapaino on laaja käsite ja tutkielma on rajattu käsittelemään teoriajohtoisesti ja esimer- kein reaktionopeutta, happamuutta, käytännön menetelmänä titrausta, luonnossa esiintyviä tasapai- noilmiöitä ja -reaktioita. Kemiallinen tasapaino laajana käsitteenä kattaa kirjon erilaisia kemiallisia käsitteitä ja teorioita. Kokonaisuutena tutkielman tarkoituksena on käsitellä kemiallista tasapainoa rajatuin aihein, mutta tuoden ilmi jokaisen aiheen liittymisen tasapainoreaktioihin. Aiheet esitetään pohjautuen tulevaa LOPS:n oppimäärään kuuluviin kokonaisuuksiin.

Reaktiotasapaino kattaa yleisen teorian lisäksi Le Châterlie'n periaatteen, reaktionopeuden ja tasapai- novakioiden määrittämisen osapaineista. Kyseinen periaate käsittelee sitä, kuinka reaktion häiriinty- misellä pystytään muuttamaan ja laskemaan uudelleen reaktion tasapainovakio. Happamuuden yh- teydessä käsitellään pH ja pOH, hapot ja emäkset, puskuriliuokset sekä Henderson-Hasselbachin yh- tälö, joiden määritteleminen ja soveltaminen tuovat näkökulmia kemialliseen tasapainoreaktioon.

Neutralointireaktio hakee tasapainotilaa happaman ja emäksisen väliltä ja käytännön menetelmänä tasapainotila voidaan tutkia kokeellisesti titrauksen avulla. Tutkielmassa käsitellään neljästä titraus- tyypistä happo-emästitrausta, jonka kokeellinen työ laskuineen soveltuu toteutettavaksi lukion Kemi- allinen tasapaino -moduulissa. Tutkielman lopussa esitellään luonnossa esiintyviä tasapainoesimerk- kejä, tasapainoilmiöitä ja -reaktioita, sekä tarkastellaan tulevan LOPS:n KE6 Kemiallinen tasapaino -moduulia.

2

Abstract

This thesis will be examining chemical equilibrium and related theories, as they are taught in the upper secondary school. The subject of the thesis is interesting because it extends to many different chemical phenomena, and because the upper secondary school curriculum has an independent module of the chemical equilibrium, and this makes it a key concept of the upper secondary school chemistry studies.

Chemical equilibrium is a broad concept and for this reason the topic of this thesis is narrowed down to theory-orientation, examples of rate of reaction, acidity, the practical method of titration, naturally occurring balance reactions and the upper secondary school module of chemical balance. Chemical equilibrium includes a wide range of different chemical concepts and theories and thus the purpose of the thesis is to cover chemical equilibrium and the topics related to it with demonstrative examples.

Equilibrium reaction covers Le Châterlier's Principle, reaction rate, equilibrium constant and partial pressures. These topics demonstrate how the balance constant is affected by changes in the reaction and how the balance constant can be calculated after the effects. Acidity includes pH and pOH, acids and bases, buffer solutions and the Henderson-Hasselbach equation, which all bring different per- spectives to chemical equilibrium.

The thesis looks at titration, with its acid-base calculation examples as an easily applicable working method for upper secondary school students to use during the module. Chemical equilibrium exam- ples are discussed before examining chemical equilibrium in the new upper secondary school curric- ulum.

3

Sisällysluettelo

Lyhenteet ... 4

1. Johdanto ... 5

2. Reaktiotasapaino ... 6

2.1. Yleistä ... 6

2.2. Le Châterlie'n periaate ... 8

2.3. Reaktionopeus ... 11

2.4. Tasapainovakio osapaineista ... 13

3. Happamuus ... 14

3.1. pH ja pOH ... 14

3.2. Hapot ja emäkset ... 15

3.3. Puskuriliuokset ... 19

3.4. Henderson-Hasselbalchin yhtälö ... 20

4. Happo-emästitraus tasapainon määrityksessä ... 21

5. Tasapainosta luonnossa ... 24

5.1. Organismit ... 24

5.2. Ekosysteemi ... 26

5.3. Oskilloiva reaktio ... 28

6. Kemiallinen tasapaino -moduuli lukiossa ... 29

7. Johtopäätökset ... 30

8. Viitteet ... 32

4

Lyhenteet

pH = Hydroniumionien konsentraatio liuoksessa. Asteikko on logaritminen.

pOH = Hydroksidi-ionien konsentraatio liuoksessa. Asteikko on logaritminen.

LOPS = Lukion opetussuunnitelman perusteet.

TVT-taidot = Tieto- ja viestintäteknologiset taidot.

5

1. Johdanto

Nykyisen maailmankuvan mukaan maailmankaikkeus syntyi äärimmäisen tiheästä ja kuumasta tilasta alkuräjähdyksessä yli 10 miljardia vuotta sitten. Maailmassa tapahtuu jokaisella sekunnilla kemialli- sia reaktioita lähes ääretön määrä ja ihmisen elimistössä reaktioiden määrä on sadoissa tuhansissa.

Jokaisella aineella ja aineyhdistelmällä on niille ominaiset reaktiot sekä reaktionopeudet, tämä on yksi osa-alue mihin kemian oppiaine keskittyy.

Tutkielma käsittelee yhtä kemian reaktiotyyppiä, tasapainoreaktiota. Kemiallisessa reaktiossa saavu- tetaan tasapainotila, kun sekä lähtöaineiden että reaktiotuotteiden pitoisuudet eivät enää muutu reak- tiossa riippumatta ajan kulusta. Tämä tila saavutetaan silloin, kun etenevä ja palautuva reaktio ovat yhtä nopeita. Eli vaikka reaktiot etenevät molempiin suuntiin, saavutetussa tasapainotilassa ei ole sillä enää merkitystä, koska pitoisuudet lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden välillä eivät enää muutu. Tasa- painotila ei siltikään tarkoita, että reaktio olisi pysähtynyt.¹

Tasapainoreaktion tasapainotilaa kuvataan kaksisuuntaisilla nuolilla lähtöaineiden sekä reaktiotuot- teiden välissä (R1). Kaksisuuntaisten nuolien yhtäläinen pituus osoittaa reaktion tasapainovakion ole- van samansuuruinen molemmin puolin reaktiota.²

Tasapainoreaktion kaksisuuntaisien nuolien päälle kirjoitetaan yleisesti katalyytti ja mahdollinen sys- teemiin tuotava lämpöenergia eli lämmittäminen. Katalyyttinä (R1) on merkitty 𝐹𝑒 eli kiinteä rauta, joka nopeuttaa reaktiota ja ∆ tarkoittaa reaktioseoksen lämmitystä.³

Tutkielman tarkoituksena on käsitellä kemiallisen tasapainoon liittyviä teoriatietoja, jotka voidaan yhdistää esimerkkeihin luontoon sekä muihin eläviin organismeihin. Reaktionopeuteen vaikuttavia tekijöitä, sekä, kuinka tasapainotilassa olevaa reaktiota voidaan häiritä vaikuttamalla tasapainovakion arvoon, käsitellään luvussa 2, Le Châterlie'n kokoamalla teoriatiedon avulla.²

Tutkielmassa käsitellään yksityiskohtaisesti monin eri tavoin, miten tasapainotilan tasapainovakio voidaan laskea matemaattisesti erilaisten menetelmien kautta. Laskennallisesti saatujen vakioiden suuruuksien arvot kertovat, missä suhteessa reaktiossa on lähtöaineita ja reaktiotuotteita.⁴ Käytännön menetelmänä tarkastellaan titrausta luvussa 4, joka on yhdistetty happamuuden kautta kemialliseen tasapainovakioon. Tutkielman lopussa ennen kokoavia johtopäätöksiä, käsitellään pedagoginen tausta kemiallisen tasapainon lukion opetuksessa.⁴

6

2. Reaktiotasapaino

2.1. Yleistä

Kemiallinen reaktio voi tapahtua yhteen suuntaan lähtöaineista lopputuotteiksi. Tasapainoreaktio ta- pahtuu molempiin suuntiin, täten sitä kuvataan kaksisuuntaisilla nuolilla lähtöaineiden ja reaktiotuot- teiden välillä. Tasapainoreaktiota voidaan siten kutsua reversiibelireaktioksi, jossa tapahtuu palautu- vaa reaktiota (kuva 1). Kokonaisreaktioseos sisältää siten lähtöaineita sekä lopputuotteita. Tasapai- notilan saavuttaessa etenevän ja palautuvan reaktionopeudet ovat samansuuruisia, jonka takia netto- reaktio on nolla. Tällöin lähtöaineiden ja lopputuotteiden pitoisuudet eivät muutu. Jos reaktion tasa- painovakion 𝐾 arvo on suuri (𝐾 ≫ 1), reaktiotuotteita on enemmän kuin lähtöaineita. Mitä suurem- man arvon 𝐾 saa, sitä suurempi osa lähtöaineista on lopputuotteiden muodossa saavutetussa tasapai- notilassa. Tasapainovakion ollessa pieni (𝐾 ≪ 1), lähtöaineita on enemmän suhteessa reaktiotuottei- siin. Reaktion tasapainoasemassa, kun (𝐾 ≈ 1) reaktiotuotteita ja lähtöaineita on likimain yhtä paljon ja tasapainoasema ei ole kummankaan puolella. On hyvä huomioida, että tasapainovakiosta ei voida päätellä reaktion nopeutta.⁵

Kuva 1. Reaktion 𝐴 + 𝐵 ⇌ 𝐶 + 𝐷 konsentraation muutos ajan funktiona.

Reaktiotasapainoille on ilmoitettu arvot tunnetuissa lämpötiloissa, koska reaktiotasapainovakio on lämpötilariippuvainen. Reaktionuolien pituudet reaktioyhtälössä kertovat, mihin suuntaan reaktiono- peus on suurempi. Pidemmän nuolen suuntaan reaktionopeus on suurempi verrattuna lyhemmän nuo- len suuntaan, missä reaktionopeus on hitaampi. Tässä tilanteessa, jossa reaktionuolet ovat eripituiset, reaktio ei ole vielä saavuttanut tasapainotilaansa. Yleisesti reaktionopeus lähtöaineista lopputuotteiksi on suurempi reaktion alussa kuin palautuvan reaktion. Tämä sen takia, koska alussa luonnollisesti lähtöaineiden konsentraatiot ovat suurempia verrattuna lopputuotteiden konsentraatioihin. Loppu- tuotteiden määrän kasvaessa alkaa palautuvan reaktion osuus kasvamaan. Reaktiosysteemi saavuttaa tasapainotilan, kun etenevän ja palautuvan reaktion nopeudet tasoittuvat samansuuruisiksi.⁵

7

Reaktion tasapainotila saavutetaan riittävän pitkän ajan kuluessa, jos reaktio-olosuhteet pysyvät muuttumattomina. Reaktioiden tasapainoja voidaan muuntaa vaihtamalla reaktion olosuhteita, kuten painetta, lämpötilaa, konsentraatioita ja lisäämällä lähtö- tai lopputuotetta.Homogeeninen tasapaino- tila saavutetaan, kun reagoivien aineiden olomuodot ovat keskenään samat. Heterogeeninen tasapai- notila tarkoittaa tasapainotilaa, jossa reagoivilla aineilla on eri olomuotoja keskenään toistensa kanssa.⁵

Termodynaamisesti pystytään osoittamaan, että tasapainovakion suuruus on riippuvainen sitoutuvan sekä vapautuvan energian määrästä reaktioissa. Riippuvuutta osoittaa Gibbs-energian yhtälö (1).

∆𝐺⁰ = −𝑅𝑇𝑙𝑛(𝐾) (1) Yhtälössä 1 ∆𝐺⁰ on Gibbs-energian muutos reaktiossa, 𝑇 lämpötila ja 𝑅 kaasuvakion arvo.⁵

Reaktio saavuttaa tasapainotilan, kun ∆𝐺⁰ = 0, ja reaktio ei voi enää edetä kumpaankaan suuntaan ilman, että systeemiin vaikutettaisiin ulkoisilla tekijöillä. Jos ∆𝐺⁰ > 0, reaktio ei voi tapahtua spon- taanisti, sillä se vaatii systeemin ulkopuolelta vapaata energiaa. Riippuvuus lämpötilan ja tasapaino- vakion välillä tulee ottaa huomioon reaktiotyypin ja etenemissuunnan kannalta (1). Pienentämällä lämpötilaa, suurenee tasapainovakion arvo ja reaktio etenee eksotermisen suuntaan. Suurentamalla lämpötilaa, siirtyy reaktion tasapainovakion arvo endotermiseen suuntaan. Tämän seurauksena endo- termiset reaktiot tapahtuvat vain, jos reaktio systeemit saavuttavat riittävän korkeat lämpötila-arvot.⁵ Reaktiotasapainon voi määrittää aktiivisuuksien avulla. Puhtaiden aineiden ja liuottimien aktiivisuu- det saavat arvon 1 standardi olosuhteissa. Aktiivisuuden voi mieltää olevan aineen tehokas konsent- raatio. Esimerkiksi laimealla liuoksella, jonka konsentraatio on pienempi kuin 0,1 𝑀, aktiivisuus on 1. Tästä väkevämmillä liuoksilla esiintyy liuenneiden partikkeleiden välillä vuorovaikutuksia, jolloin aktiivisuuden arvo pienenee. Jos väkevämmillä liuoksilla käytettäisiin konsentraation arvoa, tulokset olisivat huomattavan epätarkkoja.⁵

𝑎_𝑖 = ^{𝛾𝑖𝑚𝑖}

𝑚_𝑖⁰ (2) 𝑎_𝑖 = 𝛾_𝑖𝑝_𝑖, (3) missä 𝑚_𝑖 on molaalisuus, 𝑚_𝑖⁰ standarditilan molaalisuus, 𝛾_𝑖 aktiivisuuskerroin ja 𝑎_𝑖 haluttu aktiivi- suus (2,3).

𝑚_𝑖⁰ arvo määritellään yhdeksi. 𝛾_𝑖 ≈ 1, koska 𝑎_𝑖 = 𝛾_𝑖𝑚_𝑖 huomataan, että molaalisuuden arvoa voidaan käyttää aktiivisuutena. Kaasujen osapaineista (3) voidaan muodostaa aktiivisuus. Oletuksena ideaa- likaasuilla ei ole vuorovaikutusta kaasupartikkeleiden välillä, joten 𝛾_𝑖 ≈ 1, näin ollen kaasujen aktii- visuudet ovat samat, kuin osapaineet. Aktiivisuuden arvot voidaan korvata osapaineilla, jos reaktio- systeemit ovat alhaisissa paineiessa.⁵

8

𝑄 on reaktio-osamäärä ja se saadaan reaktiotuotteiden aktiivisuuksien suhteena lähtöaineiden aktiivi- suuksiin. Reaktio-osamäärä 𝑄 voidaan laskea myös osapaineiden suhteena toisiinsa (4). Jos 𝑄 saa arvokseen 0, silloin reaktiota ei tapahdu. Reaktio olisi täydellinen, jos 𝑄:n arvo lähestyy ääretöntä.

Tasapainotilassa 𝑄 = 𝐾. Yhtälössä 4, 𝑝_𝐵 on reaktiotuotteiden osapaine ja 𝑝_𝐴 on lähtöaineiden osa- paine.⁵

𝑄 = ^𝑝𝐵

𝑝_𝐴 (4) Puhtaaseen vesiliuokseen lisätty 𝑁𝑎𝐶𝑙 eli ruokasuola liukenee veteen 𝑁𝑎⁺ ja 𝐶𝑙⁻ -ioneiksi. Kun vesi- suola-liuoksen ionikonsentraatio kasvaa riittävän suureksi, liuoksesta tulee kylläinen. Kylläisessä liu- oksessa ruokasuolaa ei enää liukene, vaan ylimääräinen 𝑁𝑎𝐶𝑙 jää astian pohjalle.

𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑠) ⇌ 𝑁𝑎⁺(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙⁻(𝑎𝑞) (R2) Tasapainotilanteessa osa kiinteästä suolasta liukenee veteen samaan tahtiin, kuin ionit saostuvat kiin- teäksi suolaksi uudelleen astian pohjalle. Etenevässä reaktiossa (R2) on liukeneminen ja palautuvaa reaktiota kutsutaan suolan saostumiseksi. Kylläisen vesi-suola-liuoksen tasapainotila on heterogeeni- nen, koska siinä on kahta eri faasia, kiinteää sekä nestettä. Tätä kutsutaan liukoisuustasapainoksi.⁵

2.2. Le Châterlie'n periaate

Henri Louis Le Châterlier oli ranskalainen kemisti, joka syntyi 8. lokakuutta 1850 Pariisissa ja kuoli 17. syyskuuta 1936 Miribel-Ies-Echellesissä. Le Châterlier tunnetaan 1884 muotoilemasta periaat- teesta, jolla voidaan ennustaa kemiallisen tasapainoreaktion suunta, kun tasapainossa olevaa reaktiota häiritään.⁶

Reaktion, jossa valitsee tasapainotila, olosuhteita muuntamalla kokonaissysteemi pyrkii kumoamaan tehdyn muutoksen. Tämänlaisia tasapainoa häiritseviä muutoksia ovat paineen, lämpötilan ja lähtö- aineiden tai reaktiotuotteiden konsentraatioiden muuttaminen.⁷

Le Châterlie'n periaatteen mukaan tasapainotilassa olevaan reaktiosysteemiin lisättäessä lähtöainetta, kasvaa lähtöaineen konsentraatio ja reaktio nopeutuu hetkellisesti etenevän reaktion suuntaan. Tämän takia muodostuu lisää reaktiotuotetta, kokonaissysteemin vastustaessa tehtyä muutosta. Tasapainotila saavutetaan kuitenkin uudelleen systeemin tasaantuessa. Vastaavasti poistamalla reaktiotuotetta tehty muutos pyrkii kumoutumaan, kun reaktiotuotetta muodostuu uudelleen lisää. Molemmissa tapauk- sissa tasapainotila siirtyy hieman reaktiotuotteiden suuntaan uuden tasapainotilan saavuttamiseksi.

Täytyy muistaa, että tasapainotilan muuttuessa konsentraatioiden muutoksen takia, tasapainovakion arvo säilyy muuttumattomana.⁸

9

Alkutilanteessa (kuva 2) ammoniakin muodostumisreaktion synteesi on saavuttanut tasapainotilat lähtöaineiden ja lopputuotteiden välillä. Ajanhetkellä 𝑡 = 10 𝑠 systeemiin lisätään typpikaasua 𝑁₂(𝑔), jolloin tasapainotila muuttuu. Typpikaasun ja vetykaasun 𝐻₂(𝑔) konsentraatiot pienenevät, samalla muodostaen ammoniakkia 𝑁𝐻₃(𝑔). Ajanhetkellä 𝑡 = 20 𝑠, systeemi saavuttaa uuden tasa- painotilan, jolloin sekä etenevä että palautuva reaktio ovat yhtä nopeita.

Kuva 2. Ammoniakin muodostusreaktion tasapainotilan häiritseminen ja uusi tasapainotila.

Paineen sekä tilavuuden muutokset kaasumaisiin aineisiin voidaan esittää Le Châterlie'n periaatteen mukaisesti (5).⁷

𝑝𝑉 = 𝑛𝑅𝑇, (5) missä 𝑝 kuvaa painetta, 𝑉 tilavuutta, 𝑇 lämpötilaa, 𝑛 ainemäärää ja 𝑅 kaasuvakiota. Tämä ideaalikaa- sun tilayhtälö on yksinkertaistettu teoreettinen malli reaalikaasuista.⁸

Paineen muuttuessa tasapainotilaisessa systeemissä, siirtyy tasapainotila siihen suuntaan, mikä pyrkii kumoamaan muutoksen. Jos paine kasvaa, tasapainotila siirtyy siihen suuntaan, missä on reaktioyh- tälön stoikiometristen kertoimien mukaan vähemmän kaasumolekyylejä. Jos painetta vähennetään, siirtyy tasapaino siihen suuntaan, missä on enemmän kaasumolekyylejä. Tasapainovakion arvo ei muutu, vaikka painetta muutetaan.⁸

10

Tasapainotilassa olevan systeemin lämpötilaa nostamalla, systeemi pyrkii vastustamaan muutosta siirtämällä tasapainoa endotermiseen eli lämpöä sitovaan suuntaan. Vastaavasti kun lämpötilaa pie- nennetään systeemissä, siirtyy tasapaino eksotermiseen eli lämpöä vapauttavaan suuntaan. On siis tiedettävä, onko reaktio endo- vai eksoterminen ennen kuin osataan päätellä tasapainon siirty- mäsuunta. Lämpötilan muutos systeemissä on ainoa, joka muuttaa tasapainovakion arvoa. Tasapai- nokonsentraatioiden suhteet muuttuvat siis pysyvästi, kun lämpötila muuttuu.⁸

Tasapainovakio kuvaa reaktion tasapainotilaa. Tasapainoreaktio (R3), lähtöaineina ovat 𝐴 ja 𝐵, lop- putuotteiksi on merkitty 𝐶 ja 𝐷. 𝛼 kuvaa lähtöaineen 𝐴 stoikiometristä kerrointa ja 𝛽 kuvaa yhtälössä 𝐵:n stoikiometristä kerrointa. Lopputuotteen kerroin 𝛾 kuvaa 𝐶:n stoikiometristä kerrointa ja 𝛿 lop- putuotteen 𝐷 stoikiometristä kerrointa. 𝑣𝑒 kuvaa etenevän reaktion nopeutta ja palautuvan reaktion nopeuden kuvaa 𝑣𝑝. Tasapainotilassa 𝑣𝑒 = 𝑣𝑝. Reaktionopeus kuvaa pitoisuuksien muutoksia ajan funktiona.²

(R3) Massavaikutuksen lain mukaan tasapainotilassa olevan reaktion lähtöaineiden sekä reaktiotuotteiden

konsentraatioiden välillä on yhteys. Yhteys voidaan osoittaa teoreettisesti, kuin myös kokeellisesti- kin. Massavaikutuksen lain mukaan voidaan kirjoittaa (6) lämpötilasta riippuvainen vakio.⁹

𝐾_𝑐 = ^𝑘𝑒

𝑘_𝑝 = ^{[𝐶]𝛾∗ [𝐷]𝛿}

[𝐴]^𝛼∗[𝐵]^𝛽 , (6) missä 𝐾_𝑐 on lämpötilariippuvainen tasapainovakio, 𝑘_𝑒 tarkoittaa vakiolämpötilassa olevan etenevän reaktion reaktionopeusvakiota ja 𝑘_𝑝 on vakiolämpötilassa palautuvan reaktion reaktionopeusvakio.

[𝐴], [𝐵], [𝐶], [𝐷] ovat aineiden 𝐴, 𝐵, 𝐶 ja 𝐷 aineiden konsentraatiot tasapainotilassa. 𝛼, 𝛽, 𝛾 ja 𝛿 ovat yhtälön stoikiometriset kertoimet.²

Tasapainovakiota määritettäessä lähtöaineet tulevat yhtälön osoittajaan ja lopputuotteet nimittäjään.

𝐾_𝑐 tasapainovakiossa korostetaan, että se on konsentraatioiden avulla laskettu vakio. Yksikkö on riip- puvainen reaktioyhtälöstä. Kun 𝐾_𝑐 ≪ 1, reaktion tasapainotila on lähtöaineiden puolella, tällöin re- aktiotuotetta on vain vähän. Kun 𝐾_𝑐 ≫ 1, tällöin reaktion tasapainotila on vastaavasti reaktiotuottei-

den puolella, täten on paljon reaktiotuotetta.

Reaktion tasapainovakio ei tosin kerro, kuinka nopeasti reaktio saavuttaa tasapainotilan. Kun tiede- tään etenevän reaktion tasapainovakio 𝐾, voidaan laskea ¹

𝐾 eli palautuvan reaktion tasapainovakio.²

11

Esimerkki 1. Tasapainotilan laskeminen tasapainokonsentraatioista (R4).

𝑁₂(𝑔) + 3𝐻₂(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻₃(𝑔) (R4) Ammoniakin valmistuksessa on suljettu 2,00 𝑙 astia, jossa on vety- ja typpikaasua, lämpötilassa + 472 ^𝑜𝐶. Tasapainotilan saavutetut ainemäärät ovat 𝑛(𝑁₂) = 0,121 𝑚𝑜𝑙, 𝑛(𝐻₂) = 0,362 𝑚𝑜𝑙 ja 𝑛(𝑁𝐻₃) = 8,16 ∗ 10⁻³ 𝑚𝑜𝑙.

Lasketaan ensin reaktioon osallistuvien konsentraatiot (7) seuraavasti:

𝑐 =^𝑛

𝑉 (7) [𝑁₂] =0,121 𝑚𝑜𝑙

2,00 𝑙 = 0,0605𝑚𝑜𝑙 𝑙

[𝐻₂] =0,362 𝑚𝑜𝑙

2,00 𝑙 = 0,181 𝑚𝑜𝑙 𝑙

[𝑁𝐻₃] =8,16 ∗ 10⁻³ 𝑚𝑜𝑙

2,00 𝑙 = 0,00408 𝑚𝑜𝑙 𝑙

Seuraavaksi voidaan sijoittaa edellä lasketut tasapainokonsentraatiot tasapainovakion yhtälöön seuraavasti:

𝐾_𝑐 = [𝑁𝐻₃]²

[𝑁₂][𝐻₂]³ = (0,00408 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³)

2

0,0605 𝑚𝑜𝑙

𝑑𝑚³∗ (0,181 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³)

3

= 0,04640 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³)

−2

≈ 0,046 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³)

−2

𝐾_𝑐 = 0,046 (𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³)

−2

2.3. Reaktionopeus

Reaktionopeus kuvaa reaktion nopeutta lähtöaineiden muuttuessa reaktiotuotteiksi. Reaktionopeuden voi kirjoittaa, (8) kun seurataan konsentraatioiden muutoksia.³

𝑣 = ^Δ𝑐

Δ𝑡 , (8) missä 𝑣 on reaktionopeus, Δ𝑐 konsentraation muutos ja Δ𝑡 ajan muutos.

12

Graafisesta kuvaajasta voidaan määritellä reaktionopeus, kun tunnetaan kahden pisteen väliset kon- sentraatiot ja ajan muutokset (9).³

𝑣 = ^{𝑐2−𝑐1}

𝑡₂−𝑡₁ = ^Δ𝑐

Δ𝑡 , (9) missä 𝑐₂ on määritetyn loppupisteen konsentraatio ja 𝑐₁ määritetyn alkupisteen konsentraatio. Kon- sentraatioiden erotuksella saadaan Δ𝑐 eli konsentraation muutoksen arvo. 𝑡₂ on loppupisteen aika ja 𝑡₁ on alkupisteen aika, niiden erotus kertoo kuluneen ajan eli Δ𝑡.³

Reaktion nopeuteen vaikuttavat lukuisat erilaiset tekijät, kuten käytettyjen lähtöaineiden ominaisuu- det ja ulkoiset tekijät. Tunnetaan, että mitä enemmän aineet törmäävät toisiinsa, sitä todennäköisem- min enemmän reaktiota on mahdollista tapahtua. Lähtöaineiden konsentraatiot ovat oleellinen tekijä aineiden törmäyksissä toisiinsa. Mitä väkevämpiä aineita käytetään, sitä kiivaampi reaktio on mah- dollinen. Lähtöaineiden rakenteilla on vaikutus reaktioon. Lisäämällä pinta-alaa esimerkiksi jauha- malla kiinteitä aineita, saadaan hiukkasille enemmän törmäyspinta-alaa.³

Ulkoisina tekijöinä lämpötilan nosto lisää hiukkasten liike- ja törmäysenergiaa. Aineiden sekoitus parantaa hiukkasten kosketusta, jolloin aineet voivat olla vuorovaikutuksessa toistensa kanssa. Kaa- sumaisilla aineilla saadaan enemmän törmäyksiä, kun painetta lisätään.³

Katalyytti nopeuttaa kemiallista reaktiota madaltamalla aktivoitumisenergiaa (kuva 3). On huomat- tava, että katalyytti itsenään ei osallistu tai vaikuta reaktiotuotteisiin. Aktivoitumisenergia on tarvit- tava energian määrä käynnistämään reaktion. Katalyytit myös mahdollistavat sellaisten reaktioiden tapahtumisen, joiden lähtöaineet tai tuotteet hajoaisivat korkeissa lämpötiloissa. Pienempää aktivoi- tumisenergiaa hyödynnetään myös nopeuttamalla palautuvaa reaktiota.³

Kuva 3. Katalyytin vaikutus aktivoitumisenergiaan.

13

Katalyyttejä hyödynnetään, eritoten teollisuudessa, koska tällöin tavanomaisia korkeita lämpötiloja ei tarvita. Käytettäessä katalyyttejä säästyy energiaa ja tuotteen valmistamisesta tulee taloudellisesti kannattavampaa. Homogeeniset katalyytit ovat samassa olomuodossa, kuin reaktioon osallistuvat tuotteet. Heterogeeninen katalyytti tarkoittaa, että katalyyttinä käytettävä aine on eri olomuodossa, kuin reaktioon osallistuvat aineet.³

2.4. Tasapainovakio osapaineista

Kaasut ovat harvoin täysin puhtaita aineita, vaan muodostavat keskenään seoksia. Esimerkiksi hen- gitettävä ilma koostuu typen, hapen, argonin, hiilidioksidin ja vähäisiä pitoisuuksia muutaman muun kaasun muodostamasta yhtenäisestä seoksesta. Vaikka kaasuseoksien molekyylit törmäilevät toi- siinsa, ideaalikaasut eivät reagoi keskenään.²

Tasapainovakio voidaan laskea osapaineiden avulla, jos kaikki lähtöaineet ja reaktiotuotteet (R5) ovat kaasumaisessa olomuodossa. Kaasujen konsentraatiot tulee tuntea, jotta saadaan laskettua (10) tasa- painovakion arvo (𝐾_𝑝) osapaineista.²

𝑎𝐴(𝑔) + 𝑏𝐵(𝑔) ⇌ 𝑐𝐶(𝑔) + 𝑑𝐷(𝑔) (R5)

𝐾_𝑝 = ^{(𝑝𝐶)𝑐(𝑝𝐷)𝑑}

(𝑝_𝐴)^𝑎 (𝑝_𝐵)^𝑏 (10) Yhtälössä 10 𝑝_𝐴 ja 𝑝_𝐵 ovat lähtöaineiden osapaineet tasapainotilassa ja 𝑝_𝐶 sekä 𝑝_𝐷 ovat lopputuottei- den osapaineet tasapainotilassa. Tasapainovakioiden 𝐾_𝑝 ja 𝐾_𝑐 välillä, jotka ovat laskettu osapainei- den ja konsentraatioiden avulla on yhteys (11).²

𝐾_𝑝 = 𝐾_𝑐(𝑅𝑇)^∆𝑁 (11) Yhtälössä 11 𝑅 on ideaalikaasuvakio, 𝑇 on systeemin lämpötila ja ∆𝑁 on reaktiotuotteiden stoi- kiometristen kerrointen summan ja lähtöaineiden stoikiometristen kerrointen summan erotus toisis- taan. Jos yhtälössä (R5) reaktiotuotteiden ja lähtöaineiden yhteenlasketut stoikiometristen kertoimien summat ovat samansuuruiset, tällöin tasapainovakion arvot 𝐾_𝑝 ja 𝐾_𝑐 ovat yhtäläiset.²

14

3. Happamuus

3.1. pH ja pOH

pH-arvoa kuvataan aineen vahvuutena happamuutena tai emäksisyytenä liuoksessa. Happamiksi kut- sutaan aineita, joiden pH-arvot ovat 0 − 7 (kuva 4) ja emäksisiä aineita ovat, joiden pH-arvot ovat 7 − 14. On mahdollista, että pH-asteikko ulottuu muutaman yksikön negatiivisellekin puolelle sekä ylittäen arvon 14. Kun liuos on hapan, silloin vetyionien (𝐻⁺) määrä liuoksessa on suuri. Neutraa- lissa liuoksessa, jonka pH-arvo on 7, määrät vetyionien (𝐻⁺) ja hydroksidi-ionien (𝑂𝐻⁻) suhteen ovat tasapainossa. Emäksisissä liuoksissa hydroksidi-ionien (𝑂𝐻⁻) määrä on suhteessa suuri.²

Kuva 4. Happojen ja emästen pH-arvot.

pH-indikaattorit ilmaisevat värin muutokset happamien ja emäksisien liuoksissa. Esimerkiksi arkike- miassa mustikka sisältää nestettä, joka värjää kosketuksissa ihon punaiseksi, koska ihmisen iho on hieman hapanta. Ihmisten ihoissa on pH-arvojen eroavaisuuksia, joiden takia ihossa on värillisiä sä- vyeroja mustikoiden käsittelyn jälkeen. Muita luonnon indikaattoreita ovat muun muassa raparperi, punakaali ja kurjenpolvikasvit. Luonnon omia indikaattoreita kutsutaan antosyaaneiksi. Mustikka- muffineja leivottaessa, värjäytyvät leivokset usein vihreiksi, koska kohotusaineena käytetty ruoka- sooda on emäksistä ainetta. Värin muutos tapahtuu, koska reseptin raaka-aineista mustikka toimii indikaattorina.¹⁰

Toimintaperiaatteeltaan indikaattorit ovat heikkoja happoja tai emäksiä. Indikaattorit ovat orgaanista ainetta, joiden rakenne muuttuu vastaanottaessa happoa tai emästä, tällöin indikaattorin väri muuttuu.

Teollisuudessa pH-paperit sisältävät useita erilaisia indikaattoriyhdisteitä. pH:ta voidaan mitata myös nopeasti sekä luotettavasti ioniselektiivisillä elektrodeilla.⁶ pH-arvo ilmoitetaan (12) hydroniumionin (𝐻₃𝑂⁺) mukaisesti, kun tunnetaan aktiivisuus (𝑎_𝐻⁺) tai hydroniumionin konsentraatio. Saatu pH- arvo kuvaa happamuustasoa.¹¹

𝑝𝐻 = − log₁₀𝑎_𝐻⁺ ≈ − log₁₀[𝐻₃𝑂⁺] (12) pH-arvon kasvaessa yksikön verran pienenee samalla aktiivisuus kymmenesosaansa. Tämä johtuu kymmenkantaisen logaritmin asteikosta ja tällöin logaritmin vastaluku antaa pH-arvolle positiivisen arvon.pOH-asteikolla saadaan myös laskettua happamuus. Happamuuden saa laskettua (13) pOH- arvon avulla hydroksidi ionien konsentraatioilla.¹¹

15

𝑝𝑂𝐻 = − log₁₀𝑎_𝑂𝐻⁻ ≈ − log₁₀[𝑂𝐻⁻] (13) 𝐾_𝑤 = [𝑂𝐻⁻][𝐻₃𝑂⁺] (14) Veden autoprotolyysireaktio on tasapainoreaktion mukainen, jonka ionitulossa on tulo (14) hydrok- sidi- ja hydroniumionien konsentraatioista. Tunnettaessa pH- tai pOH-arvo saadaan niiden yhteyden avulla toinen (15) laskettua. Yleisempi käytetty asteikko on pH.¹¹

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14,0 (15)

Esimerkki 2. pH-arvon määritys pOH-arvon avulla.

Vahva natriumhydroksidi vesiliuoksessa (13) jonka hydroksidi-ioni konsentraatio on 0,060 𝑚𝑜𝑙, protolysoituu vedessä täydellisesti. Emäksen hydroksidi-ionien vapautuessa veteen, ei vesi osal- listu reaktioon, saadaan laskettua pH-arvon pOH-arvon avulla seuraavasti

𝑝𝑂𝐻 = − log₁₀[𝑂𝐻⁻] = − log₁₀0,060 ≈ 1,222 täten yhtälön 15 avulla seuraavasti

𝑝𝐻 = 14,00 − 𝑝𝑂𝐻 = 14,00 − 1,222 = 12,778 ≈ 12,78

Tulos on emäksisen puolella, koska natriumhydroksidi on vahva emäs. Ratkaisu on täten johdon- mukainen.

3.2. Hapot ja emäkset

Hapot ja emäkset ovat tuttuja arkipäiväisiä käsitteitä. Useat aineet, joita käytetään päivittäin, ovat happamia tai emäksisiä. Sitruuna on erinomainen esimerkki happamalta maistuvasta ruoka-aineesta, koska sitruuna sisältää sitruunahappoa. Hapoilla voidaan usein liuottaa monia metalleja. Emäksisien aineiden tyypillisiä ominaisuuksia ovat muun muassa niiden karvas maku ja liukkauden tuntuma.

Hapot ja emäkset reagoivat toistensa kanssa ja happojen sekä emästen vesiliuokset johtavat sähköä.

Hapot ja emäkset sekoittuessa toisiinsa neutraloivat toisiaan. Emäksen neutralointi onnistuu lisää- mällä siihen happoa ja vastaavasti hapon voi neutraloida lisäämällä siihen emästä.¹²

16

Happo muodostaa vesiliuokseen (R6) hydroniumionia, (𝐻₃𝑂⁺), emäs vastaanottaa vedestä (R7) ve- tyioneja, jolloin veteen muodostuu hydroksidi-ioneja (𝑂𝐻⁻). Kun veteen liuotetaan emästä, vesi luo- vuttaa protonin emäkselle, jolloin vesi toimii happona. Vastaavasti vesi toimii emäksenä happoliuok- sessa, jolloin vesi vastaanottaa protonin hapolta. Ainetta, joka pystyy toimimaan happona ja emäk- senä kutsutaan amfolyytiksi eli amfoteeriseksi aineeksi. Vesi on yksi amfoteerinen aine, koska se voi muodostaa, hydroksidi- sekä hydroniumioneja autoprotolyysireaktiona. Vedessä tämän seurauksena tapahtuu autoprotolyysireaktiota. Hydroniumionien konsentraatio on vedellä lämpötilariippuvainen, mutta puhtaalla vedellä normaali pH-arvo on silti likimain 7,0, mikä on myös neutraalin aineen pH- arvo. Autoprotolyysireaktiolle (R8) voi laskea veden ionitulo (16), joka on vakio. Koska vesi ei ole voimakkaasti itse ionisoituva yhdiste, veden konsentraatio pysyy lähes vakiona. Veden tasapainova- kion arvoa merkitään 𝐾_𝑊 termillä.¹²

𝐻₂𝑂(𝑙) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻⁻(𝑎𝑞) (R8)

𝐾 = ^{[𝐻3𝑂+][𝑂𝐻−]}

[𝐻₂𝑂][𝐻₂𝑂] 𝐾_𝑊(25⁰𝐶) = [𝐻₃𝑂⁺][𝑂𝐻⁻] = 1,008 ∗ 10⁻¹⁴ (16) Happoja esiintyy ympäröivässä luonnosta, kuten marjoissa, kasviksissa ja hedelmissä, joissa happo toimii niiden luontaisena säilöntäaineena. Happojen tyypillinen ominaisuus on vedyn, 𝐻 sisältämi- nen. Hapon yleisen määritelmän mukaan, happo on aine, joka pystyy luovuttamaan yhden tai useam- man vetyionin (𝐻⁺). Tällöin happomolekyylille jää negatiivinen varaus. Tämän osoitti ensimmäisenä vuonna 1810 Svante Arrhenius. Hän esitti suolahapon liukenevan veteen, samalla hapon luovuttavan vetyionin vedelle, jolloin muodostuu hydroniumioni (𝐻₃𝑂⁺).²

Arrheniuksen esittävällä teorialla on useita rajoituksia. Arrheniuksen teoria ei sovellu orgaanisissa liuoksissa toimiville emäksille ja hapoille. Teoria soveltui vain vesiliuoksiin ja emäksiksi sopivat yhdisteet muodostivat vesiliuoksessa hydroksidi-ioneja.¹²

Vuonna 1923 Arrheniuksen teoriaa täydensivät tanskalainen Johannes Nicolaus Brønsted ja englan- tilainen Thomas Martin Lowry. He esittivät nykyisin käytettävän mallin, missä happo pystyy luovut- tamaan protonin ja emäs puolestaan vastaanottamaan protonin. Emäksenä (R6) toimii vesi, (𝐻₂𝑂) ja happona suolahappo, eli 𝐻𝐶𝑙. Tämä teoria on nimetty keksijöiden mukaan Brønsted-Lowryn happo- emästeoriaksi.²

Hapot ja emäkset tarvitsevat aina vastaparin muodostuakseen. Happo tarvitsee aina emäksen, koska happo ei pysty luovuttamaan protoniaan, ellei reaktiossa läsnä ole protonia vastaanottavaa emästä.

Happo-emäsreaktioissa protoneja siirtyy hapolta emäkselle, tällöin reaktiota kutsutaan protolyysire- aktioksi. Hapot voivat toimia myös emäksinä, kun hapon ionit voivat vastaanottaa protonin. Esimer- kiksi 𝐻𝐶𝑙:stä irtoaa ensin 𝐻⁺, jolloin 𝐶𝑙⁻-ioni voi uudelleen vastaanottaa protonin, eli toimii vasti- nemksenä.¹²

Hapot luokitellaan heikkoihin ja vahvoihin happoihin. Määritelmän mukaan heikoksi hapoksi kutsu- taan ainetta, jonka protolyysireaktio ei tapahdu täydellisesti. Vastoin vahvaksi hapoksi luokitellaan

17

aine, jonka vetyionien tuotantoreaktio eli protolyysi tapahtuu loppuun asti.² Heikkojen happojen ja emästen protolysoitumista kuvaa protolysoitumisaste. Se kuvaa protolysoitumisen täydellisyyttä, kuinka suuri osa prosentuaalisesti emäs- tai happomolekyyleistä ovat protolysoituneet. Se ilmaisee konsentraatioiden suhteet protolysoituneen osan verrattuna alkuperäiseen konsentraatioon.¹²

Happo- ja emäsvakioarvot kertovat, kuinka suuri osa aineesta protolysoituu. Vakion arvo osoittaa, kuinka vahva emäs tai happo on kyseessä. Heikot hapot eivät protolysoidu täydellisesti. Kyseinen protolysoitumisasteen voi laskea (yhtälöt 17,18) happovakion 𝐾_𝑎 avulla. 𝐻𝐴, 𝐻𝐵⁺ kuvaavat happoja, emästä kuvaavat 𝐴⁻ ja 𝐵. Osa hapoista ja emäksistä voi luovuttaa ja vastaanottaa useamman, kuin yhden protonin. Näitä kutsutaan moniarvoisiksi hapoiksi ja - emäksiksi. Nämä protolysoituvat use- ammassa, kuin yhdessä vaiheessa. Jokaiselle protolysoitumis vaiheelle täytyy määritellä oma happo- ja emäsvakionsa, koska yhden protonin irrottua seuraava ei irtoa enää yhtä helposti.¹²

𝐾 = ^{[𝐻3𝑂+][𝐴−]}

[𝐻𝐴][𝐻₂𝑂] (17) 𝐾[𝐻₂𝑂] = ^{[𝐻3𝑂+][𝐴−]}

[𝐻𝐴] = 𝐾_𝑎 (18) 𝐾_𝑏 = ^{[𝐵𝐻+][𝑂𝐻−]}

[𝐵] (19) Happo- ja emäsvakiot ovat sidoksissa toisiinsa. Emäksen ja veden reaktiossa muodostuu aina konju- goitunut happo ja vastaavasti hapon reagoidessa emäksen kanssa muodostuu konjugoitunut emäs.

Esimerkiksi heikon emäksen, ammoniakin (𝑁𝐻₃), reaktiossa veden kanssa (R7) muuttuu ammoni- akki konjugoituneeksi hapoksi, ammoniumioniksi (𝑁𝐻₄⁺), joka vastaavasti on vahva happo. Ammo- niakin reaktiosta veden kanssa saadaan määritettyä emäsvakion (19) arvo 𝐾_𝑏.¹²

𝑁𝐻₃(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻₄⁺(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻⁻(𝑎𝑞) (R9)

𝑁𝐻₄⁺(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻₃(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) (R10) Ammoniumionin reaktio veden kanssa (R10) muodostaa takaisin ammoniakki molekyylin. Hapon eli ammoniumionin reaktiosta saadaan vastaavasti märiteltyä happovakion arvo 𝐾_𝑎. Happo- ja emäsva- kioiden arvojen tulona saadaan veden ionitulo (20).¹²

Emäsvakion 𝐾_𝑏 avulla voidaan laskea (19) heikon emäksen protolysoitumisaste. Sekä 𝐾_𝑎 että 𝐾_𝑏

arvot ovat yksiköltään 𝑚𝑜𝑙/𝑑𝑚³. Protolysoitumisasteet ovat riippuvaisia lämpötilasta, jonka takia

18

laskuissa tulee huomioida vallitsevat olosuhteet. Kyseisiä arvoja vertailemalla saadaan pääteltyä hap- pojen ja emästen keskinäisiä vahvuuksia. Mitä suurempi protolysoitumisaste on, sitä vahvempi on protolyytti ja tasapainotila on painottunut reaktiotuotteiden puolelle.¹²

𝑝𝐾_𝑎 ja 𝑝𝐾_𝑏 (yhtälöt 21,22) arvot ovat sidottuja kymmenkantaisen logaritmin vastalukuihin käyttäen emäs- ja happovakioita. Mitä suurempi arvo on 𝑝𝐾_𝑎 ja 𝑝𝐾_𝑏, sitä heikompi happo tai emäs on ky- seessä.¹²

𝑝𝐾_𝑎 = −𝑙𝑜𝑔𝐾_𝑎 ⇒ 𝐾_𝑎 = 10^{−𝑝𝐾𝑎} (21) 𝑝𝐾_𝑏 = −𝑙𝑜𝑔𝐾_𝑎 ⇒ 𝐾_𝑏= 10^{−𝑝𝐾𝑏} (22)

Esimerkki 3. Hydroniumionin konsentraation laskeminen.

Ammoniumkloridi (𝑁𝐻₄𝐶𝑙) eli salmiakki liukenee veteen, jolloin ammoniumioni toimii heik- kona happona. Hydroniuminionin konsentraatio saadaan laskettua, kun tiedetään liuotetun ammo- niumkloridin määrä (1,0 𝑔) ja lopputilavuus (100 𝑚𝑙 = 0,100 𝑑𝑚³), ja tunnetaan 𝐾_𝑎(𝑁𝐻₄⁺) = 5,6 ∗ 10^{−10 𝑚𝑜𝑙}

𝑑𝑚³

.

Ensin lasketaan konsentraatio (4) ammoiunmkloridille.

𝑐(𝑁𝐻₄𝐶𝑙) =𝑛

𝑉= 𝑚

𝑀 ∗ 𝑉= 1,0 𝑔 53,492 𝑔

𝑚𝑜𝑙 ∗ 0,100 𝑑𝑚³

= 0,187𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³

Ammoniumionin protolysointireaktiosta (R11) nähdään, että 𝑐(𝑁𝐻₄⁺) = 𝑐(𝑁𝐻₄𝐶𝑙) = 0,187^𝑚𝑜𝑙

𝑑𝑚³.

𝑁𝐻₄⁺(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻₃(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) (R11) Taulukon avulla saadaan kirjoitettua happovakion lauseke (18). Taulukkoon merkitään tunnetut konsentraatiot, jolloin saadaan ratkaistua tuntematon muuttuja 𝑥. Veden konsentraatiolla ei ole merkitystä reaktion kannalta, jonka takia sitä ei tarvitse käsitellä.¹²

19

Taulukko 1. Hydroniumionin konsentraation ratkaisu.

𝑵𝑯_𝟒⁺(𝒂𝒒) 𝑯_𝟐𝑶(𝒍) 𝑵𝑯_𝟑(𝒂𝒒) 𝑯_𝟑𝑶⁺(𝒂𝒒)

𝒄_{𝒂𝒍𝒌𝒖} (𝒎𝒐𝒍

𝒅𝒎^𝟑) 0,187 0 0

𝒎𝒖𝒖𝒕𝒐𝒔 (𝒎𝒐𝒍 𝒅𝒎^𝟑)

−𝑥 +𝑥 +𝑥

𝒄_{𝒕𝒂𝒔𝒂𝒑𝒂𝒊𝒏𝒐} (𝒎𝒐𝒍

𝒅𝒎^𝟑) 0,187 − 𝑥 𝑥 𝑥

Lukuarvot sijoitetaan yhtälöön (19) ilman yksiköitä, mutta lopullinen ratkaisu saa yksiköksi

𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑚³

.

𝐾_𝑎 =[𝑁𝐻₃][𝐻₃𝑂⁺]

[𝑁𝐻₄⁺] = 5,6 ∗ 10⁻¹⁰ = 𝑥 ∗ 𝑥 0,187 − 𝑥

𝑥₁ = 0,001023 = 1,023 ∗ 10⁻³

𝑥₂ = −0,001023 = −1,023 ∗ 10⁻³

Ratkaisuksi saadaan kaksi arvoa, joista negatiivinen hylätään.

Ratkaisuksi saadaan 𝑥 = 1,023 ∗ 10^{−3 𝑚𝑜𝑙}

𝑑𝑚³⇒ [𝐻₃𝑂⁺] = 1,023 ∗ 10^{−3 𝑚𝑜𝑙}

𝑑𝑚³

.

3.3. Puskuriliuokset

Puskuriliuokseksi kutsutaan liuosta, minkä pH-arvo ei muutu merkittävästi, kun siihen lisätään pieniä määriä happoa tai emästä. Puskuriliuos rakentuu heikosta haposta ja sen vastinemäksestä tai vastoin heikosta emäksestä sekä sen vastinhaposta. Tällä tavoin puskuriliuos suojelee systeemiä, missä se sijaitsee.⁴

Puskuriliuoksella on kyky vastustaa pH-arvon muutoksia ominaisiin rajoihin asti, joka määräytyy puskurikapasiteettina. Hyvällä puskuriliuoksella on suuri puskurikapasiteetti. Tällöin puskuriliuos pystyy vastustamaan haitallisen hapon tai emäksen lisäyksiä kauemmin, verrattuna liuokseen, jolla

20

on pieni puskurikapasiteetti. Optimaalinen puskuriliuos, jolla on suuri puskurikapasiteetti, sisältää yhtäläiset konsentraatiot heikkoa happoa ja vastinemästä tai vastaavasti emästä ja sen vastinhappoa.⁴ Tarkastellessa etikkahappo-asetaattipuskuriliuosta, aineiden välillä on tasapainotila (R12) heikon ha- pon ja vastaavan vastinemäksen välillä.⁴

𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂⁻(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) (R12) Happoa lisäämällä liuoksen hydroniumionin (𝐻₃𝑂⁺) konsentraatio kasvaa, jolloin asetaatti-ionit toi- mivat emäksenä (R14) ja ne pyrkivät neutraloimaan lisätyn hapon.⁴

𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂⁻(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) → 𝐶𝐻₃𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) (R13) Huomataan, että (R13) aineiden välillä ei ole tasapainoasemaa, tällöin puskuriliuoksessa etikkahapon konsentraatio kasvaa reaktiotuotteiden suuntaan. Puskuriliuostoiminta saa reaktion (R12) jälleen al- kuperäiseen tasapainotilaan ja tällöin liuoksen pH-arvo ei muutu radikaalisti.⁴

3.4. Henderson-Hasselbalchin yhtälö

Vuonna 1908 yhdysvaltalainen Lawrance Joseph Henderson matemaattisesti johti puskuriliuoksen pH-arvon ratkaisemiseksi. Vuonna 1917 tanskalainen Karl Albert Hasselbalch esitti uudelleen aiem- min johdetusta kaavasta uuden muodon, jossa on logaritmi termi. Tästä tuloksena muovautui Hen- derson-Hasselbalch-yhtälö (23).¹³

Henderson-Hasselbalchin yhtälöllä voidaan ratkaista puskuriliuoksen happamuuden arvo eli pH- arvo. Yhtälö esitetään yleisessä muodossa hapon ja veden (R14) reaktiona, missä 𝐻𝐴 on happo ja 𝐴⁻ on konjugaattiemäs. Vastaavasti yhtälö voidaan kirjoittaa emäkselle ja sen vastin hapolle saaden pOH-arvon (24).¹³

𝐻𝐴 + 𝐻₂𝑂 ⇌ 𝐴⁻+ 𝐻₃𝑂⁺ (R14) 𝑝𝐻 = 𝑝𝐾_𝑎− log₁₀(^[𝐻𝐴]

[𝐴⁻]) (23) 𝑝𝑂𝐻 = 𝑝𝐾_𝑏+ log₁₀(^[𝐻𝐵

+]

[𝐵] ) (24)

21 Esimerkki 4. Puskuriliuoksen pH-arvon määritys.

Puskuriliuokselle, jonka happona toimivan divetyfosfaattihapon (𝐻₂𝑃𝑂₄²⁻) vahvuus on 0,05^𝑚𝑜𝑙

𝑙

ja sen konjugoituneen emäksen vetyfosfaatin (𝐻𝑃𝑂₄²⁻) vahvuus 0,025^𝑚𝑜𝑙

𝑙 . pH-arvo saadaan las- kettua käyttäen Henderson-Hasselbalch yhtälöä.

𝐻₂𝑃𝑂₄⁻(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇄ 𝐻𝑃𝑂₄²⁻(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞)

𝑝𝐻 = 7,91 − log₁₀(0,05

0,025) = 7,60 Täten ratkaisuksi saadaan pH-arvoksi 7,6.

4. Happo-emästitraus tasapainon määrityksessä

Titraus on keskeinen kemianalan tutkimusmenetelmä, jossa tutkitaan näytteen ja titranttiliuoksen re- aktiota. Titrauksia luokitellaan seuraaviin ryhmiin, happo-emästitraukset, saostustitraukset, hapetus- pelkistystitraukset ja kompleksometriset titraukset. Titrauksessa tutkittava näyte on astiassa, jonne lisätään tipoittain titrausliuosta. Näyte astiassa on usein sekoitin, joka sekoittaa liuosta koko ajan, tällöin reaktio tapahtuu mahdollisimman täydellisesti.¹⁴

Happo-emästitrauksessa eli neutralointititrauksessa näytteen lisäksi astiassa on indikaattori, jonka seurauksena tapahtuu värinmuutos erilaisten pH-arvojen muuttuessa. Indikaattorin ansiosta huoma- taan, milloin liuoksen neutraloituminen on tapahtunut täydellisesti. Emäksisen ja happaman liuoksen väriero on huomattava. Titrauksessa on aina oltava mukana joko vahvaa happoa tai emästä. Happo- emästitraus on kvantitatiivinen analyysimenetelmä, jonka avulla voi määritellä tuntemattoman happo- tai emäsliuoksen konsentraatio.¹⁴

Titrauskuvaajassa 𝑥 − akselina on kulunut titranttiliuoksen määrä ja 𝑦-akselina pH-arvon muutos.

Titrauskuvaajaan piirtyy käyrä, minkä alun ja lopun tasaisten osuuksien välissä on jyrkkä lasku tai nousu vähäisen titranttiliuoksen lisäyksen aikana. Kyseisen jyrkän laskun tai nousun keskipistettä kutsutaan titrauksen ekvivalenttipisteeksi. Tässä ekvivalenttipisteessä titranttiliuoksen ja näytteen ai- nemäärät ovat yhtä suuret ja neutraloituminen on tapahtunut täydellisesti. Kun tunnetaan titranttiliu- oksen konsentraatio ja kulunut määrä, voidaan siten laskea (7) näyteliuoksen pitoisuus ainemäärän (25) avulla.²

𝑛 = 𝑐𝑉 (25)

22 Esimerkki 5. Tasapainotilan pH-arvon määritys.

Titrauksesta (R15), missä näyte on ammoniakki eli heikko emäs, se titrataan suolahapolla eli vah- valla hapolla. Titrauksessa käytetystä lähtöaineesta, ammoniakista tulee sen konjugoitunutta hap- poa eli ammoniumionia. On pääteltävissä ennen titrauskäyrää näkemistä ja ilman laskutoimituk- sia, että ekvivalenttikohta tulee olemaan hieman happaman puolella.¹⁴

𝑁𝐻₃(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻₄⁺(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙⁻(𝑎𝑞) (R15) Titrauskäyrän alkuvaiheilla pH-arvon muutos on hyvin pientä ja tätä kutsutaan puskurialueeksi.

Tällä alueella ammoniakin ja sitä vastaavan konjugoituneen hapon konsentraatiot ovat likimain samansuuruiset.¹⁴

Ammoniakin tilavuus titrausastiassa on 0,025 𝑙 ja sen pitoisuus täytyy selvittää. Titrauksessa ku- lunut 𝐻𝐶𝑙-määrä ekvivalenttikohdassa on 55 𝑚𝑙, ja sen pitoisuus on 0,01^𝑚𝑜𝑙

𝑙 .

Kuva 5. Heikon emäksen titraus vahvalla hapolla.

Huomataan (R15) stoikiometristen kertoimien perusteella, että ammoniakin ja suolahapon aine- määrät ovat yhtä suuret keskenään, näin ollen ainemäärät ovat samansuuruiset.

𝑛(𝐻𝐶𝑙) = 𝑛(𝑁𝐻₃) = 𝑐 ∗ 𝑉 = 0,01𝑚𝑜𝑙

𝑙 ∗ 0,055 𝑙 = 0,00055 𝑚𝑜𝑙

𝑐(𝑁𝐻₃) =𝑛

𝑉= 0,00055 𝑚𝑜𝑙

0,025 𝑙 = 0,022𝑚𝑜𝑙 𝑙

0 2 4 6 8 10 12

0 20 40 60 80 100

pH

Tilavuus (ml)

23

Ammoniumionin reagoidessa veden kanssa (R16) saadaan happovakion avulla laskettua ekviva- lenttikohdan tarkka pH-arvo. Tällöin palautuu ammoniumionit jälleen ammoniakiksi ja loppu- tuotteena on sen lisäksi hydroniumioneja, jotka tekevät liuoksesta happaman.¹⁴

𝑁𝐻₄⁺(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻₃(𝑎𝑞) + 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) (R16)

Tasapainovakio voidaan kirjoittaa reaktiolle seuraavasti 𝐾_𝑎 =[𝑁𝐻₃][𝐻₃𝑂⁺]

[𝑁𝐻₄⁺] = 5,6 ∗ 10⁻¹⁰

Tarvittava ammoniumionien konsentraatio alussa saadaan kirjoitettua, kun tunnetaan ammoni- umionien moolimäärä, (0,00055 𝑚𝑜𝑙). Tilavuus ammoniumioneille on suolahapon kulutus ekvi- valenttikohdassa ja ammoniakin tilavuus yhteenlaskettuna.¹⁴

𝑐(𝑁𝐻₄⁺) = 0,00055 𝑚𝑜𝑙

(0,025 + 0,055) 𝑙= 6,9 ∗ 10⁻³ 𝑚𝑜𝑙 𝑙

Taulukko 2. Tasapainotilan laskeminen reaktiolle.

.

Tasapainotilassa ammoniumionien konsentraatio on 6,9 ∗ 10⁻³ − 𝑥. Kun tiedetään happovakion arvo ja tasapainotilan konsentraatiot, saadaan arvo 𝑥, jonka avulla laskettua haluttu pH-arvo.

𝐾_𝑎 = [𝑁𝐻₃][𝐻₃𝑂⁺]

[𝑁𝐻₄⁺] = 5,6 ∗ 10⁻¹⁰ = 𝑥² 6,9 ∗ 10⁻³− 𝑥

𝑥 = 0,00002 = 2 ∗ 10⁻⁵ 𝑥 = −0,00002 = −2 ∗ 10⁻⁵

𝑵𝑯_𝟒⁺ 𝑯_𝟐𝑶 𝑵𝑯_𝟑 𝑯_𝟑𝑶⁺

𝑪_{𝒂𝒍𝒌𝒖} (𝒎𝒐𝒍

𝒍 ⁾ _{6,9 ∗ 10}⁻³ 0 0

𝒎𝒖𝒖𝒕𝒐𝒔 (𝒎𝒐𝒍

𝒍 ) _{−𝑥 +𝑥 +𝑥}

𝒄_{𝒕𝒂𝒔𝒂𝒑𝒂𝒊𝒏𝒐}(𝒎𝒐𝒍

𝒍 ⁾ _{6,9 ∗ 10}⁻³− 𝑥 𝑥 𝑥

24

Koska konsentraatio ei voi olla negatiivinen, täten hylätään negatiivinen arvo. pH-arvo saadaan laskettua ottamalla negatiivinen 10-kantainen logaritmi saadusta 𝑥-arvosta seuraavasti

𝑝𝐻 = − log₁₀(2 ∗ 10⁻⁵) ≈ 4,7 Tulos on hypoteesin mukainen, eli happaman puolella.

5. Tasapainosta luonnossa

5.1. Organismit

Organismeilla eli eliöillä tarkoitetaan oliota, joka täyttää tunnusmerkistön, kuten kasvun, mukautu- misen, lisääntymiskyvyn sekä aineenvaihdunnan. Eliöihin luokitellaan eläimien lisäksi muun muassa kasvit, sienet, bakteerit ja aitotumaiset organismit.⁵

Ihmisellä tapahtuu joka sekunti tuhansia elintoimintoja, jotka perustuvat kemiallisiin reaktioihin. Ke- hon kemiallisten reaktioiden merkittävä seikka on niiden tapahtumisnopeus. Törmäysteorian mukaan reagoivien hiukkasten tulisi törmätä toisiinsa riittävällä nopeudella, oikeanlaisella suunnalla ja riittä- vällä energialla, jotta kemiallinen reaktio olisi mahdollinen. Ihmiskehossa tapahtuviin kemiallisiin reaktioihin vaikuttavat reaktioon osallistuvien aineiden konsentraatiot, kehon lämpötila, reaktio ai- neiden hienojakoisuudet ja entsyymien läsnäolot reaktioissa. Monet nopeasti vaikuttavat suun kautta otettavat lääkeaineet ovatkin pulverimaisia, suuri pitoisuuden omaavia, matala aktivoitumisenergisiä aineita, jotta kemiallinen reaktio tapahtuisi mahdollisimman nopeasti ja lääkeaine pääsisi vaikutta- maan elimistöön.²

Entsyymit ovat ihmiskehossa useimmiten proteiineja, jotka toimivat katalyytteinä. Entsyymeissä on aktiivinen kohta, mihin reagoivat aineet pystyvät kiinnittymään. Substraatit pystyvät hajoamaan tai yhdistymään muodostaen reaktiotuotteita. Entsyymit pystyvät sitoutumaan vain tiettyihin substraat- teihin.¹⁵ Erilaiset entsyymit ovat tarkkoja pH-arvoista, koska rakenne entsyymiproteiineissa muuttuu herkästi, jos pH-arvon vaihtelee pienimuotoisestikin. pH-arvon vaihtelun seurauksena substraatin si- toutuminen entsyymiin voi estyä. Soluissa oleelliselle toiminnalle tärkeiden proteiinien, esimerkiksi proteiinihorminien aktiivinen rakenne riippuu pH-arvoista. Ihmisellä on tämän seurauksena muodos- tunut moninaisia puskurisysteemejä suojellakseen elintoiminnoille tärkeitä soluja sekä elimiä.⁵ Veri on erinomainen esimerkki puskuriliuosta. Veressä on ominaisia puskurikapasiteetteja, jotka pys- tyvät estämään pH-arvojen muutoksia, joilla on vaikutus elintärkeisiin elintoimintoihin. Veressä eräänä puskurisysteeminä toimivat (R17) hiilihappo (𝐻₂𝐶𝑂₃) ja vetykarbonaatti (𝐻𝐶𝑂₃⁻). Tämä pus- kurisysteemi voi toimia emäksenä, että happona. Jos vereen tulee emäksistä ainetta, silloin hydroniu- mionit neutraloivat ja tasapainottavat pH-arvot. Hapon päätyminen vereen puskuriliuoksen (𝐻𝐶𝑂₃⁻) neutraloi sen aiheuttaman muutoksen.⁵

25

𝐻₂𝐶𝑂₃(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻𝐶𝑂₃⁻+ 𝐻₃𝑂⁺(𝑎𝑞) (R17) Veressä toisena puskurisysteeminä on epäorgaaninen divetyfosfaatti-ioni (𝐻₂𝑃𝑂₄⁻), joka toimii hap- pona ja sen vastinemäs on vetyfosfaatti (𝐻𝑃𝑂₄²⁻). Veren luontainen pH-arvo on 7,4, josta huomataan, että veri on hieman emäksistä. Sen seurauksena veressä on noin 1,6 kertainen määrä vetyfosfaattia enemmän, kuin divetyfosfaattia. Veren puskurikapasiteettiominaisuus liittyy myös hemoglobiinimo- lekyyliin. Hemoglobiinissa on heikkoja happoja sekä niiden vastinemäksiä.⁵

Biokemiallisissa tutkimuksissa käytetään usein puskuriliuoksia, jotka suojelevat tutkittavia ja herkkiä näytteitä pH-arvon muutoksilta. Teollisesti pH:n mittauksissa käytetään tunnettuja puskuriliuoksia pH-mittareiden kalibrointiin. Tällöin mittarit mittaavat pH-arvot realistisesti. Monissa lääkkeissä, ku- ten aspiriini särkylääkkeessä (asetyylisalisyylihappo) on merkintä puskuroitu. Lääkkeet ovat pusku- roitu, jotta lääkkeen liuetessa elimistöön, ei kehon ominainen pH-arvo muutu veressä eikä elimis- tössä, vaikka lääke olisikin itsenään hapan tai emäksinen.²

Entsyymit ovat biologisia katalyyttejä. Entsyymit alentavat katalyytin tavoin aktivoitumisenergiaa katalyytin tavoin. Entsyymeillä on kaksi toimintaperiaatetta. Entsyymi pitelee substraattia siten, jotta sen sidoksien asennot ovat paremmassa asennossa transitiotilaan siirtymiseen. Entsyymi saavat tuo- tua substraatteja toisiaan lähemmäksi, jonka seurauksena entropia laskee ja aktivoitumisenergia ma- daltuu.³

Inhibiittorit ovat aineita, jotka hidastavat tai estävät kokonaan kemiallisia reaktioita. Inhibiittorit vä- hentävät entsyymien katalyyttistä aktiivisuutta. Inhibiittorit pystyvät sitoutumaan substraatin paikalle (kuva 6) aktiiviseen kohtaan tai muuntamalla aktiivisen kohdan muotoa. Entsyymien tervettä toimin- taa elimistössä voivat hidastaa tai estää täydellisesti kompetetiiviset inhibiittorit. Esto voi olla irre- versiibeli eli palautumaton tai reversiibeli eli palautuva reaktio. Irreversiibelit inhibiittorit muuntavat entsyymejä pysyvästi estyneeseen tilaan. Reversiibeli esto poistuu, kun entsyymin ympäristöstä pois- tuu toiminnalle haitallinen inhibiittori.²⁰

Kuva 6. Entsyymin toimita kilpailevalla ja ei-kilpailevalla estäjällä.

Lääkeaineiden yhteisvaikutukset tulee tuntea ennen toisen lääkeaineen aloittamista. Yksi lääkeaine voi olla kompetitiivinen inhibiittori, kilpaillen samoista cyp-entsyymeistä toisen vaikuttavan lääkeai- neen kanssa. Uhrilääkkeeksi kutsutaan lääkeainetta, jonka toiminta estyy cyp-enstyymissä. Kyseinen uhrilääke ei pysty poistumaan ihmisen elimistöstä normaalilla tavalla, joten uhrilääkkeen pitoisuudet kertyvät elimistössä ja vaikutukset voivat olla haitallisia ja arvaamattomia. Kun cyp-entsyymin voit- tanut inhibiittori poistuu elimistöstä, alkaa uhrilääkkeen poistuminen elimistöstä normalisoitumaan.

26

Lääkeaineet tulisi toimia, ettei toisen lääkkeen vaikutus perustu aiemmin käytetyn lääkkeen entsyy- missä vaikuttavaan aktiiviseen kohtaan, vaan muualle entsyymiin (kuva 6). Syöpätutkimuksissa on havaittu, että inhibiittorien läsnäolo ja toiminta elimistössä voi paljastaa varhaisen vaiheen syöpäso- lut.Tämän takia lääkkeiden yhteisvaikutukset voivat olla vaarallisia ja nykyteknologia sekä tietotai- dot ovat saavuttaneet pitkälle kehitettyjen tutkimusten pohjalta hyvän tietoverkon eri lääkeaineiden yhteisvaikutuksista.¹⁸

Ei-kilpailevaa estäjästä käytetään myös nimitystä nonkompetitiivinen inhibiittori. Yleensä nonkom- petitiivisien inhibiittorien rakenne ei muistuta ollenkaan substraatin rakennetta. Nonkompetiitivinen inhibiittori kiinnittyy, ettei niiden (kuva 6) kiinnittyminen haittaa substraatin toimintaa. Tällöin aktii- visien kohtiin pääsemisestä ei muodostu kilpailua.¹⁶

5.2. Ekosysteemi

Luonnossa esiintyy mitä monimuotoisempia ekosysteemejä, mitkä ovat elintärkeitä erilaisille elämän muodoille. Ekosysteemi eli luonnon järjestelmä tarkoittaa elävien eliöiden ja elottomien tekijöiden yhteinen kokonaisuus rajatulla alueella, esimerkiksi luola tai niitty. Valitettavasti ekosysteemien mo- nimuotoisuus on jatkuvasti vähentynyt. Syitä tälle ovat muun muassa ilmastonmuutos, maatalouden tehotuotantojärjestelmä ja metsien, vesistöjen sekä maaperän liiallinen hyväksikäyttö.¹⁶

𝐶𝑎𝐶𝑂₃(𝑠) + 𝐶𝑂₂(𝑎𝑞) + 𝐻₂𝑂(𝑙) ⇌ 𝐶𝑎²⁺(𝑎𝑞) + 2𝐻𝐶𝑂₃⁻(𝑎𝑞) (R18) Turistikohteina laajojen tippukiviluolastojen kattoon ja pohjalle muodostuu tippukiveä. Tippukivi- luolastoja esiintyy alueilla, joiden maaperä on huomattavan kalkkipitoinen. Tippukivet muodostuvat tasapainoreaktion (R18) mukaisesti. Luolaston pohjalle muodostuvaa pylväsmäisiä kalkkikivettymiä kutsutaan stalagmiiteiksi. Kattoon muodostuvista tippukivistä käytetään nimitystä stalaktiitti.¹⁷ Tippukiveä muodostuu sadeveden reagoidessa maaperän hiilidioksidin kanssa, samalla muodostaen hiilihappoa. Ilman pieneliöitä maaperässä ei olisi korkeampaa hiilidioksidipitoisuutta ympäröivään ilmaan verrattuna. Muodostuva hiilihappo liuottaa maaperän kalkkikiveä ja vapautuva kalsium- ja bikarbonaatti-ionit pääsevät kulkeutumaan syvemmälle maaperään. Osa liuenneista ioneista pääsee veden haihtumisen mukana luolaston kattoon muodostaen saostumaa. Tämän seurauksena kalsium- karbonaatti pääsee uudelleen jähmettymään katossa olevaksi stalaktiitiksi.¹⁷

27

Kuva 7. Tippukiviluolasto.¹⁸

Typpilannoitukset lisäävät maaperän happamuutta, jolloin maaperässä vetyionien määrä kasvaa. Vil- jelymaat Suomessa omaavat tavanomaisesti pH-arvoja 4,5 − 7,0 välillä. Useimmat viljeltävät kasvit viihtyvät parhaiten pH-arvon ollessa 6,0 − 7,0. Happamimmilla viljelysmailla kasvit eivät kasva op- timaalisesti ja omaa maaperälle tyypillistä kuohkeutta. Tämä johtuu myös eliöistä, jotka eivät pärjää happamissa olosuhteissa. Liian happamilla mailla voidaan nostaa pH-arvoja kalkitsemalla maaperää, tällöin kalkki korvaa maaperän vetyionit kalkkikivellä neutraloiden hapanta maaperää.¹⁹

Vesi esiintyy luonnossa kaikissa kolmessa olomuodoissaan, kiinteänä, kaasuna ja nesteenä. Vedellä on kolmoispiste, joka on tasapainotila, missä kaikki olomuodot esiintyvät tasapainossa toisiinsa näh- den. Vedellä kolmoispiste on lämpötilan arvolla 273,16 𝐾 (0,01 ^𝑜𝐶) ja paineen ollessa 611,73 𝑃𝑎 (0,006 𝑏𝑎𝑟), tämä kolmoispiste on hyvin tarkka lämpötilan - ja paineen arvoista. Pienet- kin muutokset muuntavat kolmen olomuodon tasapainotilasta veden pelkästään yhteen olomuotoon.²⁰ Sadeveden normaali pH-arvo on alle 6. Saastuneemmilla alueilla, jossa sadeveden pH-arvo menee alle 5,6, kutsutaan kyseistä sadetta happosateeksi, koska satanut vesi on huomattavasti happaman puolella. Tämä johtuu ilmansaasteista, jotka happamoittavat sadevettä. Tällöin hiilidioksidi (𝐶𝑂₂) liukenee sadeveteen muodostaen hiilihappoa, joka luokitellaan heikoksi hapoksi. Ilmansaasteet muo- dostuvat osittain teollisuudessa typpi- ja rikkipäästöistä sekä fossiilisia polttoaineita poltettaessa.

Happosateet ovat yleistyneet teollistumisen seurauksena, jolloin luonnon ekosysteemit kuihtuvat, koska ne ovat optimoituneet toimimaan normaalilla sadevedellä.¹⁹