Обратимая реакция

редактировать

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

а А + б B - - c C + d D {\ 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 ↑
СОДЕРЖАНИЕ
  • 1 История
  • 2 Кинетика реакции
  • 3 См. Также
  • 4 ссылки
История

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.

Кинетика реакции

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: k 1 {\ displaystyle k_ {1}} k - 1 {\ displaystyle k _ {- 1}}

d [ А ] d т знак равно - k 1 [ А ] + k -1 [ B ] {\ 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: т {\ displaystyle t}

[ B ] знак равно [ А ] 0 - [ А ] {\ displaystyle [B] = [A] _ {\ text {0}} - [A]}.

 

 

 

 

( 2)

Комбинируя 1 и 2, мы можем написать

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

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

C знак равно - пер ( - k 1 [ А ] 0 ) k 1 + k -1 {\ 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:

[ А ] знак равно k -1 [ А ] 0 k 1 + k -1 + k 1 [ А ] 0 k 1 + k -1 exp ( - k 1 + k -1 ) т {\ 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:

[ А ] знак равно k -1 [ А ] 0 k 1 + k -1 {\ displaystyle [A] _ {\ infty} = {\ frac {k _ {\ text {-1}} [A] _ {\ text {0}}} {k _ {\ text {1}} + k _ {\ текст 1}}}}}
[ B ] знак равно [ А ] 0 - [ А ] знак равно [ А ] 0 - k -1 [ А ] 0 k 1 + k -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}}}}}}
[ B ] [ А ] знак равно k 1 k -1 знак равно K экв {\ displaystyle {\ frac {[B] _ {\ infty}} {[A] _ {\ infty}}} = {\ frac {k _ {\ text {1}}} {k _ {\ text {-1} }}} = K _ {\ text {eq}}}
[ А ] знак равно [ А ] + ( [ А ] 0 - [ А ] ) exp ( - k 1 + k -1 ) т {\ displaystyle [A] = [A] _ {\ infty} + ([A] _ {\ text {0}} - [A] _ {\ infty}) \ exp (-k _ {\ text {1}} + k _ {\ text {-1}}) t}

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

пер ( [ А ] - [ А ] ) знак равно пер ( [ А ] 0 - [ А ] ) - ( k 1 + k -1 ) т {\ 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: k 1 {\ displaystyle k_ {1}} k - 1 {\ displaystyle k _ {- 1}}

K экв знак равно k 1 k -1 знак равно [ B ] [ А ] {\ displaystyle K _ {\ text {eq}} = {\ frac {k _ {\ text {1}}} {k _ {\ text {-1}}}} = {\ frac {[B] _ {\ infty} } {[A] _ {\ infty}}}}
Смотрите также
использованная литература
Последняя правка сделана 2023-03-19 07:01:28
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте