Обратимая реакция

Обратимая реакция является реакцией, в которой превращение реагентов в продукты и превращение продуктов реагентов происходят одновременно.

${\ displaystyle {\ ce {{\ mathit {a}} A {} + {\ mathit {b}} B lt;=gt; {\ mathit {c}} C {} + {\ mathit {d}} D}} }$

A и B могут реагировать с образованием C и D или, в обратной реакции, C и D могут реагировать с образованием A и B. Это отличается от обратимого процесса в термодинамике.

Слабые кислоты и основания вступают в обратимые реакции. Например, угольная кислота :

H 2 CO 3 (l) + H 2 O (l) ⇌ HCO 3 ^-(водн.) + H 3 O ⁺(водн.).

В концентрации реагентов и продуктов в равновесной смеси определяется аналитическими концентрациями реагентов (А и В или С и D) и равновесной константой, K. Величина константы равновесия зависит от изменения свободной энергии Гиббса для реакции. Таким образом, когда изменение свободной энергии велика (более чем около 30 кДж моль ^-1), константа равновесия велика (войти Kgt; 3) и концентрации реагентов в равновесии очень малы. Такая реакция иногда считается необратимой, хотя ожидается, что небольшие количества реагентов все же будут присутствовать в реагирующей системе. Поистине необратимая химическая реакция обычно достигается, когда один из продуктов выходит из реакционной системы, например, как и диоксид углерода (летучий) в реакции.

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑

• 1 История
• 2 Кинетика реакции
• 3 См. Также
• 4 ссылки

Концепция обратимой реакции была введена Бертолле в 1803 году после того, как он наблюдал образование кристаллов карбоната натрия на краю соленого озера (одно из натронных озер в Египте, в известняке ):

2NaCl + CaCO 3 → Na 2 CO 3 + CaCl 2

Он понял, что это противоположность знакомой реакции.

Na 2 CO 3 + CaCl 2 → 2NaCl + CaCO 3

До этого считалось, что химические реакции всегда протекают в одном направлении. Бертолле рассуждал, что избыток соли в озере способствует «обратной» реакции, ведущей к образованию карбоната натрия.

В 1864 году Вааге и Гульдберг сформулировали свой закон массового действия, который количественно оценил наблюдения Бертолле. Между 1884 и 1888 годами Ле Шателье и Браун сформулировали принцип Ле Шателье, который распространил ту же идею на более общее утверждение о влиянии факторов, отличных от концентрации, на положение равновесия.

Для обратимой реакции A⇌B шаг вперед A → B имеет константу скорости, а шаг назад B → A имеет константу скорости. Концентрация A подчиняется следующему дифференциальному уравнению: ${\ displaystyle k_ {1}}$${\ displaystyle k _ {- 1}}$

${\ displaystyle {\ frac {d [A]} {dt}} = - k _ {\ text {1}} [A] + k _ {\ text {-1}} [B]}$.

( 1)

Если учесть, что концентрация продукта B в любой момент времени равна концентрации реагентов в нулевой момент времени минус концентрация реагентов в данный момент, мы можем составить следующее уравнение: ${\ displaystyle t}$

${\ displaystyle [B] = [A] _ {\ text {0}} - [A]}$.

( 2)

Комбинируя 1 и 2, мы можем написать

${\ displaystyle {\ frac {d [A]} {dt}} = - k _ {\ text {1}} [A] + k _ {\ text {-1}} ([A] _ {\ text {0} } - [A])}$.

Возможно разделение переменных и используя начальное значение, получаем: ${\ Displaystyle [А] (т = 0) = [А] _ {0}}$

${\ displaystyle C = {\ frac {{- \ ln} (- k _ {\ text {1}} [A] _ {\ text {0}})} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ текст 1}}}}}$

и после некоторой алгебры мы приходим к окончательному кинетическому выражению:

${\ displaystyle [A] = {\ frac {k _ {\ text {-1}} [A] _ {\ text {0}}} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1} }}} + {\ frac {k _ {\ text {1}} [A] _ {\ text {0}}} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}}} \ ехр {{(-k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}}) t}}$.

Концентрация A и B в бесконечное время имеет следующее поведение:

${\ displaystyle [A] _ {\ infty} = {\ frac {k _ {\ text {-1}} [A] _ {\ text {0}}} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ текст 1}}}}}$

${\ displaystyle [B] _ {\ infty} = [A] _ {\ text {0}} - [A] _ {\ infty} = [A] _ {\ text {0}} - {\ frac {k_ {\ text {-1}} [A] _ {\ text {0}}} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}}}}}$

${\ displaystyle {\ frac {[B] _ {\ infty}} {[A] _ {\ infty}}} = {\ frac {k _ {\ text {1}}} {k _ {\ text {-1} }}} = K _ {\ text {eq}}}$

${\ displaystyle [A] = [A] _ {\ infty} + ([A] _ {\ text {0}} - [A] _ {\ infty}) \ exp (-k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}) t}$

Таким образом, формулу можно линеаризовать, чтобы определить: ${\ displaystyle k_ {1} + k _ {- 1}}$

${\ displaystyle \ ln ([A] - [A] _ {\ infty}) = \ ln ([A] _ {\ text {0}} - [A] _ {\ infty}) - (k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}) t}$

Чтобы найти отдельные константы и, требуется следующая формула: ${\ displaystyle k_ {1}}$${\ displaystyle k _ {- 1}}$

${\ displaystyle K _ {\ text {eq}} = {\ frac {k _ {\ text {1}}} {k _ {\ text {-1}}}} = {\ frac {[B] _ {\ infty} } {[A] _ {\ infty}}}}$

• Динамическое равновесие
• Химическое равновесие
• Необратимость
• Микроскопическая обратимость
• Статическое равновесие