Vratná reakcia

(Presmerované z Reverzibilná reakcia)

Vratná reakcia, nazývaná i zvratná alebo reverzibilná reakcia, je chemická reakcia, v ktorej sa reaktanty menia na produkty a zároveň sa produkty menia na reaktanty:[1][2][3]

Pri vratných reakciách dochádza po istom čase k ustaveniu rovnováhy. Počas rovnovážneho stavu je prítomný produkt i reaktant a ich koncentrácia sa v čase nemení (ak reakciu neovplyvňuje nejaký externý faktor).

Látky A a B spolu reagujú sa vzniku látok C a D a zároveň prebieha opačná reakcia, kde spolu reagujú látky C a D za vzniku látok A a B. Medzi týmito dvoma reakciami sa po čase ustaví rovnovážny stav.[4] Až sa ustaví rovnováha, reakčná zmes obsahuje všetky štyri látky – oba reaktanty (A i B) a oba produkty (C i D).

Medzi príklady reverzibilných reakcií patrí štiepenie slabých kyselín a zásad. Napríklad štiepenie kyseliny uhličitej:

H2CO3 (l) + H2O(l) ⇌ HCO3(aq) + H3O+(aq)

Reverzibilita reakcii sa naznačuje šípkou „⇌“.[3] Vratné reakcie by sa v termodynamike mali rozlišovať od vratných dejov.

Nevratné reakcie upraviť

Máloktorá reakcia však prebieha úplne, teda do spotrebovania reaktantov, väčšina reakcií prebieha len do rovnováhy.[5] Koncentrácia reaktantov a produktov v zmesi v rovnováhe je daná analytickou koncetráciou reagentov (A a B alebo C a D) a rovnovážnou konštantou. Veľkosť rovnovážnej konštanty je závislá na zmene Gibbsovej voľnej energie reakcie (za konštantého tlaku). Ak je zmena voľnej energie veľká (viac než asi 30 kJ/mol), hodnota rovnovážnej konštanty je takisto veľká (log K > 3) a koncentrácia reaktantov je v rovnováhe veľmi nízka. Takéto reakcie sa niekedy považujú za nevratné alebo ireverzibilné reakcie, i keď je stále možné predpokladať, že v reakčnej zmesi je prítomné malé množstvo reaktantov. Tieto reakcie sa niekedy označujú i ako jednosmerné reakcie.[5] Skutočne nevratná reakcia vzniká vtedy, keď aspoň jeden z produktov opustí reakčnú zmes, napríklad keď vzniká prchavý oxid uhličitý v reakcii

CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

História upraviť

Koncept reverzibilných reakcií predstavil Berthollet v roku 1803 po tom, čo si všimol, že tvorba kryštálov uhličitanu sodného na kraji slaného jazera (jedného z nátronových jazier v Egypte, vo vápenci):

2 NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

Rozpoznal, že je to spätná reakcia k známej reakcii

Na2CO3 + CaCl2 → 2 NaCl + CaCO3

Dovtedy sa predpokladalo, že chemické reakcie vždy prebiehajú len jedným smerom. Berthollet usúdil, že nadbytok soli v jazere pomohol priebehu „spätnej“ reakcie, čím vznikol uhličitan sodný.[6]

V roku 1864 Guldberg a Waage formulovali svoj zákon účinku hmotností (známy ako Guldberg-Waagov zákon), ktorý popísal Bertholletovo pozorovanie.[7] Medzi rokmi1884 a 1888 potom Le Chatelier a Braun formulovali Le Chatelierov princíp, ktorý tento koncept rozšíril do všobecnejšej roviny, ktorá zahŕňala i iné faktory než len koncentráciu, napríklad tlak a teplotu, ktoré ovplyvňujú chemickú rovnováhu.[5]

Reakčná kinetika upraviť

Pre reverzibilnú reakciu A ⇌ B má dopredná reakcia A → B rýchlostnú konštantu   a spätná reakcia B → A má rýchlostnú konštantu  . Koncentrácia A sa potom mení podľa nasledujúcej diferenciálnej rovnice:[8]

 

Za predpokladu, že koncentrácia produktu B sa v ktoromkoľvek čase rovná koncentrácii reaktantov na začiatku (v čase  ) mínus koncentrácia reaktantov v čase  , potom takisto platí:[8]

 

Spojením týchto dvoch rovníc potom vzniká rovnica:[8]

 

Separáciou premenných na rôzne strany a použitím podmienky   potom možno získať rovnicu

 

a po niekoľkých algebraických úpravach i konečnú kinetickú rovnicu:[8]

 

Koncentrácie látok A a B v nekonečnom čase ( , teda v praxi po ustavení rovnováhy, pretože potom už sa koncentrácia nemení) potom nadobúdajú hodnoty[8]

 
 

A takisto platí[8]

 

kde Keq je rovnovážna konštanta. Tento vzťah takisto možno upraviť do podoby

 

z ktorej podľa rýchlostných rovníc vyplýva  , teda že reakcia prebieha tou istou rýchlosťou v oboch smeroch.[5]

Pre koncentráciu reaktantu A v ľubovoľnom čase platí:

 

Túto rovnicu je možné previesť do lineárneho tvaru, aby bolo možné určiť hodnotu  :

 

Aby bolo možné zistiť jednotlivé hodnoty   a  , je nutné použiť vzťah

 

Vyjadrenie rovnovážnej konštanty v tejto podobe je však len približné – jej správna hodnota by mala byť vyjadrená aktivitou jednotlivých látok, nie koncentráciami.[8]

Referencie upraviť

  1. Reversible Reaction [online]. . Dostupné online.
  2. zvratné reakcie. In: BÍNA, Jaroslav. Malá encyklopédia chémie. Bratislava : Obzor, 1981. S. 719.
  3. a b BÍNA, Jaroslav. Malá encyklopédia chémie. Bratislava : Obzor, 1981. S. 794.
  4. KOTLÍK, Bohumír; RŮŽIČKOVÁ, Květoslava. Chémia v kocke I. Bratislava : Art Area, 2002. ISBN 80-88879-96-5. S. 22.
  5. a b c d GAŽO, Ján. Všeobecná a anorganická chémia. 2. vyd. Bratislava : Alfa, 1974. S. 192.
  6. Claude-Louis Berthollet,"Essai de statique chimique", Paris, 1803. (Google books)
  7. Studier over Affiniteten. Forhandlinger I Videnskabs-selskabet I Christiania (Transactions of the Scientific Society in Christiania), 1864, s. 35–45. Dostupné online. (Danish)
  8. a b c d e f g ATKINS, P. W.. Physical chemistry. New York : W.H. Freeman and Co, 2010. (9th.) Dostupné online. ISBN 978-1-4292-1812-2.

Pozri aj upraviť

Zdroj upraviť

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Reversible reaction na anglickej Wikipédii.