Обратимая реакция является реакцией , в которой превращение реагентов в продукты и превращение продуктов реагентов происходят одновременно. [1]
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. [2] Таким образом, когда изменение свободной энергии велика (более чем около 30 кДж моль -1), то константа равновесия велика (log K> 3), а концентрации реагентов в состоянии равновесия 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 ↑
История [ править ]
Концепция обратимой реакции была введена Бертолле в 1803 году после того, как он наблюдал образование кристаллов карбоната натрия на краю соленого озера [3] (одно из натронных озер в Египте, в известняке ):
- 2NaCl + CaCO 3 → Na 2 CO 3 + CaCl 2
Он признал это как 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. [4]
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 [ править ]
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:
- .
( 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:
- .
( 2 )
Комбинируя 1 и 2 , мы можем написать
- .
Возможно разделение переменных и используя начальное значение , получаем:
и после некоторой алгебры мы приходим к окончательному кинетическому выражению:
- .
Концентрация A и B в бесконечное время имеет следующее поведение:
Таким образом, формулу можно линеаризовать, чтобы определить :
Чтобы найти отдельные константы и , требуется следующая формула:
См. Также [ править ]
- Динамическое равновесие
- Химическое равновесие
- Необратимость
- Микроскопическая обратимость
- Статическое равновесие
Ссылки [ править ]
- ^ «Обратимая реакция» . lumenlearning.com . Проверено 8 января 2021 .
- ^ при постоянном давлении.
- ^ Как Наполеон Бонапарт помог обнаружить обратимые реакции? . Chem 1 Виртуальный учебник по общей химии: Введение в химическое равновесие: двусторонние реакции.
- ↑ Клод-Луи Бертолле, "Essai de statique chimique", Париж, 1803 г. (книги Google)