Cesko.wiki Vratná reakce
Author
Albert FloresVratná reakce je chemická reakce, při které může dojít k samovolnému obrácení jejího směru a přeměně produktů na výchozí látky.
: \mathit aA{} + \mathit bB \mathit cC{} + \mathit dD
Látky A a B mohou vytvářet produkty C a D, nebo při zpětné reakci C a D vytvářet A a B.
Takovéto reakce probíhají mezi slabými kyselinami a slabými zásadami; například kyselina uhličitá reaguje s vodou:
: H2CO3 (l) + H2O (l) ⇌ HCO3− (aq) + H3O+ (aq)
Koncentrace reaktantů a produktů (A, B, C, D) při dosažení rovnováhy popisuje rovnovážná konstanta K. Její hodnota závisí na změně Gibbsovy energie za stálého tlaku. +more Pokud je tato změna velká (více než přibližně 30 kJ/mol), tak je rovnovážná konstanta vysoká (K > 103) a koncentrace reaktantů při rovnováze jsou velmi nízké; takové reakce bývají často popisovány jako nevratné, přestože se v reakční soustavě stále vyskytují malá množství rektantů. Zcela nevratné reakce zpravidla nastávají tehdy, když se produkty z reakční směsi odstraňují, jako v případě oxidu uhličitého u této reakce:.
:CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑
Historie
Možnost vratnosti reakce zavedl Claude Louis Berthollet v roce 1803, když pozoroval krystaly uhličitanu sodného na okraji slaného jezera v Egyptě,[url=http://www. chem1. +morecom/acad/webtext/chemeq/Eq-01. html#NAP]How did Napoleon Bonaparte help discover reversible reactions. [/url]. Chem1 General Chemistry Virtual Textbook: Chemical Equilibrium Introduction: reactions that go both ways kde reagoval chlorid sodný s uhličitanem draselným:.
:2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2
Uvědomil si, že tato reakce je opakem již známé reakce : Na2CO3 + CaCl2→ 2NaCl + CaCO3
Do této doby se myslelo, že chemické reakce probíhají vždy v jednom směru. Berthollet zjistil, že nadbytek soli v jezeře obrátil směr reakce ve prospěch uhličitanu sodného.
Roku 1864 vydali Peter Waage a Cato Maximilian Guldberg pravidlo, nyní známé jako Guldbergův-Waagův zákon, kde matematicky popsali Bertholletova zjištění. Mezi roky 1884 a 1888, Henry Louis Le Chatelier a Karl Ferdinand Braun vytvořili Le Chatelierův princip, který tyto myšlenky zobecnil na vliv i jiných faktorů, než jsou koncentrace, na chemickou rovnováhu.
Kinetika reakce
U vratné reakce A⇌B má přímý proces A→B rychlostní konstantu k_1 a zpětný krok B→A má rychlostní konstantu k_{-1}. Koncentraci A vyjadřuje tato diferenciální rovnice:
:\frac{d[A]}{dt}=-k_\text{1}[A]+k_\text{-1}[B].
Z předpokladu, že koncentrace B v daném čase je rovna počáteční koncentraci reaktantu minus koncentraci reaktantu v čase t, vychází rovnice:
:[B]=[A]_\text{0}-[A].
Po spojení obou rovnic vychází:
:\frac{d[A]}{dt}=-k_\text{1}[A]+k_\text{-1}([A]_\text{0}-[A]).
Oddělením proměnných a nastavením počáteční hodnoty na [A](t=0) = [A]_0 vznikne:
:C=\frac{{-\ln}(-k_\text{1}[A]_\text{0})}{k_\text{1}+k_\text{-1}}
a po úpravách vyjde konečná kinetická rovnice:
:[A]=\frac{k_\text{-1}[A]_\text{0}}{k_\text{1}+k_\text{-1}}+\frac{k_\text{1}[A]_\text{0}}{k_\text{1}+k_\text{-1}}\exp{{(-k_\text{1}+k_\text{-1}})t}.
Koncentrace A a B v nekonečném čase odpovídá:
:[A]_\infty=\frac{k_\text{-1}[A]_\text{0}}{k_\text{1}+k_\text{-1}}
:[B]_\infty=[A]_\text{0}-[A]_\infty=[A]_\text{0}-\frac{k_\text{-1}[A]_\text{0}}{k_\text{1} +k_\text{-1}}
:\frac{[B]_\infty}{[A]_\infty}=\frac{k_\text{1}}{k_\text{-1}}=K_\text{eq}
:[A]=[A]_\infty+([A]_\text{0}-[A]_\infty)\exp(-k_\text{1}+k_\text{-1})t
K určení k_1+k_{-1} lze vzorec linearizovat:
:\ln([A]-[A]_\infty)=\ln([A]_\text{0}-[A]_\infty)-(k_\text{1}+k_\text{-1})t
Určení jednotlivých konstant k_1 a k_{-1} vyžaduje následující vzorec:
:K_\text{eq}=\frac{k_\text{1}}{k_\text{-1}}=\frac{[B]_\infty}{[A]_\infty}
Odkazy
Reference
Související články
Dynamická rovnováha * Chemická rovnováha * Nevratný děj * Mikroskopická vratnost * Rovnovážná poloha