Reverzibilní reakční charakteristiky a příklady

A reverzibilní reakce Je to tak, že v určitém okamžiku svého průběhu dosáhne rovnovážného stavu, ve kterém koncentrace reaktantů a produktů zůstávají konstantní; to znamená, že se nemění, protože rychlost, s jakou je jeden spotřebován, je stejná jako u druhého. Také se říká, že takový stav odpovídá dynamické rovnováze.

Rovnováhu však bylo možné považovat za důsledek reverzibility chemické reakce; protože v nevratných reakcích je nemožné nastolit rovnováhu. Aby k tomu došlo, musí být produkty schopné vzájemné reakce za specifických podmínek tlaku a teploty, které způsobí návrat reaktantů..

Výše uvedené je zjednodušeno pomocí symbolu dvojité šipky (se dvěma antiparalelními hlavami). Když to vidíme v chemické rovnici, znamená to, že reakce probíhá v obou směrech: zleva doprava (tvorba produktů) a zprava doleva (tvorba reaktantů nebo reaktantů).

Menšina chemických reakcí je reverzibilní a nacházejí se většinou v organických a anorganických syntézách. V těchto případech je nesmírně důležité vědět, jaké podmínky podporují rovnováhu, aby bylo možné odhadnout množství produktu, které lze získat..

Rejstřík článků

• 1 Charakteristiky reverzibilních reakcí
  • 1.1 Obecná rovnice a rovnováha
  • 1.2 Princip Le Châtelier
  • 1.3 Chemické změny
  • 1.4 Chemické druhy
• 2 Příklady reverzibilních reakcí
  • 2.1 Roztok chloridu kobaltnatého
  • 2.2 Jodovodík
  • 2.3 Hydrolýza
  • 2.4 Roztok chromanu a dichromanu
  • 2.5 Amoniak
  • 2.6 Esterifikace
• 3 Odkazy

Charakteristika reverzibilních reakcí

Obecná rovnice a rovnováha

Reverzibilní reakce má následující obecnou rovnici, vzhledem k tomu, že existují pouze dva reaktanty, A a B:

A + B ⇌ C + D

Dvojitá šipka označuje, že A a B reagují za vzniku C a D, ale také C a D mohou navzájem reagovat za účelem regenerace reaktantů; to znamená, že probíhá reakce v opačném směru, zprava doleva.

Přímá reakce produkuje produkty, zatímco inverzní, reaktivní. Pokud je jeden exotermický, druhý musí být logicky endotermický a oba se vyskytují spontánně; ale ne nutně stejnou rychlostí.

Například A a B mohou být menší nebo nestabilní než C a D; a proto jsou spotřebovány rychleji, než je dokáže C a D regenerovat.

Pokud produkty C a D sotva reagují navzájem, dojde k větší akumulaci produktů než reaktantů. To znamená, že když je dosaženo chemické rovnováhy, budeme mít vyšší koncentrace C a D než A nebo B, bez ohledu na to, zda se jejich koncentrace nemění..

Rovnováha se pak říká, že je posunuta doleva, kde bude více produktů než reaktantů.

Princip Le Châtelier

Reverzibilní reakce je charakterizována tím, že probíhá v obou směrech v chemické rovnici, dosáhne bodu rovnováhy a reaguje na vnější změny nebo vlivy podle principu le Châtelier.

Díky tomuto principu bylo možné vysvětlit Bertholletova pozorování v roce 1803, kdy poznal krystaly Na._dvaCO₃ v písečném jezeře v Egyptě. Reakce dvojitého posunutí by byla:

Na_dvaCO₃(ac) + CaCl_dva(ac)  ⇌ NaCl (vodný) + CaCO₃(ac)

Aby došlo k reverzní reakci, musí existovat přebytek NaCl, a tak by se rovnováha posunula doprava: směrem k tvorbě Na_dvaCO₃.

Tato charakteristika má velký význam, protože stejným způsobem jsou tlaky nebo teploty manipulovány tak, aby upřednostňovaly směr reakce generovaný sledovaným druhem..

Chemické změny

Chemické změny pro reverzibilní reakce mají tendenci být méně zjevné než změny pozorované pro nevratné reakce. Existují však reakce, zejména ty, které zahrnují kovové komplexy, ve kterých vidíme teplotně závislé barevné změny..

Chemické druhy

Do reverzibilní reakce může být zapojen jakýkoli typ sloučeniny. Bylo vidět, že dvě soli jsou schopné nastolit rovnováhu, Na_dvaCO₃ a CaCl_dva. Totéž se děje mezi kovovými komplexy nebo molekulami. Ve skutečnosti je mnoho reverzibilních reakcí způsobeno molekulami se specifickými vazbami, které se znovu a znovu rozpadají a regenerují..

Příklady reverzibilních reakcí

Roztok chloridu kobaltnatého

Roztok chloridu kobaltnatého, CoCl_dva, ve vodě to zbarví do růžova kvůli tvorbě komplexního vodného roztoku. Když se tento roztok zahřeje, barva se změní na modrou, což způsobí následující reverzibilní reakci:

[Co (H_dvaNEBO)₆]^dva+(ac) (růžová) + 4Cl^-(ac) + Q ⇌ CoCl₄^dva-(ac) (modrá) + 6H_dvaO (l)

Kde Q je dodávané teplo. Toto teplo komplex dehydratuje, ale jak se roztok ochladí, nebo pokud se přidá voda, vrátí se do své původní růžové barvy..

Jodovodík

Následující reverzibilní reakce je možná nejklasičtější při zavádění konceptu chemické rovnováhy:

H_dva(g) + I._dvas) ⇌ 2HI (g)

Všimněte si, že reakce dokáže vytvořit rovnováhu, i když je jód v pevném stavu. Všechny druhy jsou molekulární: H-H, I-I a H-I.

Hydrolýza

Hydrolyzy jsou velmi reprezentativní příklady reverzibilních reakcí. Mezi nejjednodušší máme tu, která prochází konjugovanou kyselinou nebo zásadou. Hydrolýza amonného iontu, NH₄⁺, a uhličitanový ion, CO₃^dva-, jsou následující:

NH₄⁺(ac) + H_dvaO (l) ⇌ NH₃(g) + OH^-

CO₃^dva-(ac) + H_dvaO (l) ⇌ HCO₃^-(ac) + OH^-

Přidáme-li bázi, která přispívá ionty OH^- do středu, posuneme obě váhy doleva.

Chroman-dichromanový roztok

Velmi podobný jako v prvním příkladu, roztok chromanu podléhá barevné změně, ale kvůli změnám teploty, ale ne v pH. Reverzibilní reakce je:

2CrO₄^dva-(ac) (žlutá) + 2H₃NEBO⁺(ac) ⇌ Cr_dvaNEBO₇^dva-(ac) (oranžová) + 3H_dvaO (l)

Takže pokud na žlutý roztok CrO₄^dva- pokud je okyselen jakoukoli kyselinou, jeho barva okamžitě změní barvu na oranžovou. A pokud je to poté alkalizováno nebo je přidáno velké množství vody, rovnováha se posune doprava, znovu se objeví žlutá barva a spotřebuje se Cr._dvaNEBO₇^dva-.

Amoniak

Syntéza amoniaku, NH₃, Zahrnuje reverzibilní reakci upravenou tak, aby plynný dusík, velmi inertní látka, reagoval:

N_dva(g) + 3H_dva(s) ⇌ 2NH₃(G)

Esterifikace

A nakonec je zmíněn příklad organické chemie: esterifikace. To spočívá v získání esteru z karboxylové kyseliny a alkoholu v silně kyselém prostředí. Reverzibilní reakce je:

RCOOH + R'OH ⇌ RCOOR '+ H_dvaNEBO

Reference

1. Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie. (8. vydání). Učení CENGAGE.
2. Walter J. Moore. (1963). Fyzikální chemie. V chemické kinetice. Čtvrté vydání, Longmans.
3. Ira N. Levine. (2009). Principy fyzikálně-chemické. Šesté vydání, str. 479-540. Mc Graw Hill.
4. Wikipedia. (2020). Reverzibilní reakce. Obnoveno z: en.wikipedia.org
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (19. srpna 2019). Definice reverzibilní reakce a příklady. Obnoveno z: thoughtco.com
6. Binod Shrestha. (5. června 2019). Reverzibilní a nevratné reakce. Chemistry LibreTexts. Obnoveno z: chem.libretexts.org
7. David Wood. (2020). Reverzibilní chemické reakce: Definice a příklady. Studie. Obnoveno z: study.com