Vratná reakcia

Vratná reakcia, nazývaná i zvratná alebo reverzibilná reakcia, je chemická reakcia, v ktorej sa reaktanty menia na produkty a zároveň sa produkty menia na reaktanty:

  \mathit aA{} + \mathit bB <=> \mathit cC{} + \mathit dD

Látky A a B spolu reagujú sa vzniku látok C a D a zároveň prebieha opačná reakcia, kde spolu reagujú látky C a D za vzniku látok A a B. Medzi týmito dvoma reakciami sa po čase ustaví rovnovážny stav. Až sa ustaví rovnováha, reakčná zmes obsahuje všetky štyri látky – oba reaktanty (A i B) a oba produkty (C i D).

Medzi príklady reverzibilných reakcií patrí štiepenie slabých kyselín a zásad. Napríklad štiepenie kyseliny uhličitej:

 H2CO3 (l) + H2O(l) ⇌ HCO3−(aq) + H3O+(aq)
Reverzibilita reakcii sa naznačuje šípkou „⇌“. Vratné reakcie by sa v termodynamike mali rozlišovať od vratných dejov.

 Nevratné reakcie 
Máloktorá reakcia však prebieha úplne, teda do spotrebovania reaktantov, väčšina reakcií prebieha len do rovnováhy. Koncentrácia reaktantov a produktov v zmesi v rovnováhe je daná analytickou koncetráciou reagentov (A a B alebo C a D) a rovnovážnou konštantou. Veľkosť rovnovážnej konštanty je závislá na zmene Gibbsovej voľnej energie reakcie (za konštantého tlaku). Ak je zmena voľnej energie veľká (viac než asi 30 kJ/mol), hodnota rovnovážnej konštanty je takisto veľká (log K > 3) a koncentrácia reaktantov je v rovnováhe veľmi nízka. Takéto reakcie sa niekedy považujú za nevratné alebo ireverzibilné reakcie, i keď je stále možné predpokladať, že v reakčnej zmesi je prítomné malé množstvo reaktantov. Tieto reakcie sa niekedy označujú i ako jednosmerné reakcie. Skutočne nevratná reakcia vzniká vtedy, keď aspoň jeden z produktov opustí reakčnú zmes, napríklad keď vzniká prchavý oxid uhličitý v reakcii

 CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2↑

 História 
Koncept reverzibilných reakcií predstavil Berthollet v roku 1803 po tom, čo si všimol, že tvorba kryštálov uhličitanu sodného na kraji slaného jazera (jedného z nátronových jazier v Egypte, vo vápenci):

 2 NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2

Rozpoznal, že je to spätná reakcia k známej reakcii

 Na2CO3 + CaCl2 → 2 NaCl + CaCO3

Dovtedy sa predpokladalo, že chemické reakcie vždy prebiehajú len jedným smerom. Berthollet usúdil, že nadbytok soli v jazere pomohol priebehu „spätnej“ reakcie, čím vznikol uhličitan sodný.Claude-Louis Berthollet,"Essai de statique chimique", Paris, 1803. (Google books)

V roku 1864 Guldberg a Waage formulovali svoj zákon účinku hmotností (známy ako Guldberg-Waagov zákon), ktorý popísal Bertholletovo pozorovanie. Medzi rokmi1884 a 1888 potom Le Chatelier a Braun formulovali Le Chatelierov princíp, ktorý tento koncept rozšíril do všobecnejšej roviny, ktorá zahŕňala i iné faktory než len koncentráciu, napríklad tlak a teplotu, ktoré ovplyvňujú chemickú rovnováhu.

 Reakčná kinetika 
Pre reverzibilnú reakciu A ⇌ B má dopredná reakcia A → B rýchlostnú konštantu  a spätná reakcia B → A má rýchlostnú konštantu . Koncentrácia A sa potom mení podľa nasledujúcej diferenciálnej rovnice:



Za predpokladu, že koncentrácia produktu B sa v ktoromkoľvek čase rovná koncentrácii reaktantov na začiatku (v čase ) mínus koncentrácia reaktantov v čase , potom takisto platí:



Spojením týchto dvoch rovníc potom vzniká rovnica:



Separáciou premenných na rôzne strany a použitím podmienky  potom možno získať rovnicu



a po niekoľkých algebraických úpravach i konečnú kinetickú rovnicu:



Koncentrácie látok A a B v nekonečnom čase (, teda v praxi po ustavení rovnováhy, pretože potom už sa koncentrácia nemení) potom nadobúdajú hodnoty





A takisto platí



kde Keq je rovnovážna konštanta. Tento vzťah takisto možno upraviť do podoby



z ktorej podľa rýchlostných rovníc vyplýva , teda že reakcia prebieha tou istou rýchlosťou v oboch smeroch.

Pre koncentráciu reaktantu A v ľubovoľnom čase platí: 



Túto rovnicu je možné previesť do lineárneho tvaru, aby bolo možné určiť hodnotu :



Aby bolo možné zistiť jednotlivé hodnoty  a , je nutné použiť vzťah



Vyjadrenie rovnovážnej konštanty v tejto podobe je však len približné – jej správna hodnota by mala byť vyjadrená aktivitou jednotlivých látok, nie koncentráciami.

 Referencie 

 Pozri aj 
 Dynamická rovnováha
 Chemická rovnováha
 Nevratný dej
 Mikroskopická reverzibilita
 Statická rovnováha

 Zdroj 

Kategória:Rovnovážna chémia
Kategória:Chemická kinetika