Vratná 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]
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
upraviťMáloktorá 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
upraviťKoncept 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
upraviťPre 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- ↑ Reversible Reaction [online]. . Dostupné online.
- ↑ zvratné reakcie. In: BÍNA, Jaroslav. Malá encyklopédia chémie. Bratislava : Obzor, 1981. S. 719.
- ↑ a b BÍNA, Jaroslav. Malá encyklopédia chémie. Bratislava : Obzor, 1981. S. 794.
- ↑ KOTLÍK, Bohumír; RŮŽIČKOVÁ, Květoslava. Chémia v kocke I. Bratislava : Art Area, 2002. ISBN 80-88879-96-5. S. 22.
- ↑ a b c d GAŽO, Ján. Všeobecná a anorganická chémia. 2. vyd. Bratislava : Alfa, 1974. S. 192.
- ↑ Claude-Louis Berthollet,"Essai de statique chimique", Paris, 1803. (Google books)
- ↑ Studier over Affiniteten. Forhandlinger I Videnskabs-selskabet I Christiania (Transactions of the Scientific Society in Christiania), 1864, s. 35–45. Dostupné online. (Danish)
- ↑ 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
upraviťZdroj
upraviťTento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Reversible reaction na anglickej Wikipédii.