Pri vratných reakciách dochádza po istom čase k ustaveniu rovnováhy. Počas rovnovážneho stavu je prítomný produkt i reaktant a ich koncentrácia sa v čase nemení (ak reakciu neovplyvňuje nejaký externý faktor).
**Vratná**, **zvratná** alebo **reverzibilná reakcia** je reakcia, v ktorej sa reaktanty menia na produkty a zároveň sa produkty menia na reaktanty:

{\displaystyle {\ce {{\mathit {a}}A{}+{\mathit {b}}B<=>{\mathit {c}}C{}+{\mathit {d}}D}}}
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.

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 {\displaystyle k\_{1}} a spätná reakcia B → A má rýchlostnú konštantu {\displaystyle k\_{-1}}. Koncentrácia A sa potom mení podľa nasledujúcej diferenciálnej rovnice:

{\displaystyle {\frac {d[A]}{dt}}=-k\_{\text{1}}[A]+k\_{\text{-1}}[B]}
Za predpokladu, že koncentrácia produktu B sa v ktoromkoľvek čase rovná koncentrácii reaktantov na začiatku (v čase {\displaystyle t=0}) mínus koncentrácia reaktantov v čase {\displaystyle t}, potom takisto platí:

{\displaystyle [B]=[A]\_{\text{0}}-[A]}
Spojením týchto dvoch rovníc potom vzniká rovnica:

{\displaystyle {\frac {d[A]}{dt}}=-k\_{\text{1}}[A]+k\_{\text{-1}}([A]\_{\text{0}}-[A])}
Separáciou premenných na rôzne strany a použitím podmienky {\displaystyle [A]\_{t=0}=[A]\_{0}} potom možno získať rovnicu

{\displaystyle C={\frac {{-\ln }(-k\_{\text{1}}[A]\_{\text{0}})}{k\_{\text{1}}+k\_{\text{-1}}}}}
a po niekoľkých algebraických úpravach i konečnú kinetickú rovnicu:

{\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}}}}\exp {{(-k\_{\text{1}}+k\_{\text{-1}}})t}}
Koncentrácie látok A a B v nekonečnom čase ({\displaystyle t=\infty }, teda v praxi po ustavení rovnováhy, pretože potom už sa koncentrácia nemení) potom nadobúdajú hodnoty

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

{\displaystyle {\frac {[B]\_{\infty }}{[A]\_{\infty }}}={\frac {k\_{\text{1}}}{k\_{\text{-1}}}}=K\_{\text{eq}}}
kde *K*eq je rovnovážna konštanta. Tento vzťah takisto možno upraviť do podoby

{\displaystyle k\_{\text{-1}}[B]\_{\infty }=k\_{\text{1}}[A]\_{\infty }}

z ktorej podľa rýchlostných rovníc vyplýva {\displaystyle v\_{-1}=v\_{1}}, teda že reakcia prebieha tou istou rýchlosťou v oboch smeroch.

Pre koncentráciu reaktantu A v ľubovoľnom čase platí: 

{\displaystyle [A]=[A]\_{\infty }+([A]\_{\text{0}}-[A]\_{\infty })\exp(-k\_{\text{1}}+k\_{\text{-1}})t}
Túto rovnicu je možné previesť do lineárneho tvaru, aby bolo možné určiť hodnotu {\displaystyle k\_{1}+k\_{-1}}:

{\displaystyle \ln([A]-[A]\_{\infty })=\ln([A]\_{\text{0}}-[A]\_{\infty })-(k\_{\text{1}}-k\_{\text{-1}})t}
Aby bolo možné zistiť jednotlivé hodnoty {\displaystyle k\_{1}} a {\displaystyle k\_{-1}}, je nutné použiť vzťah

{\displaystyle K\_{\text{eq}}={\frac {k\_{\text{1}}}{k\_{\text{-1}}}}={\frac {[B]\_{\infty }}{[A]\_{\infty }}}}
Vyjadrenie rovnovážnej konštanty v tejto podobe je však len približné – jej správna hodnota by mala byť vyjadrená aktivitou jednotlivých látok, nie koncentráciami.

Referencie
----------

1. ↑   *Reversible Reaction* [online].. Dostupné online.
2. ↑  zvratné reakcie. In: BÍNA, Jaroslav. *Malá encyklopédia chémie*. Bratislava : Obzor, 1981. S. 719.
3. ↑  BÍNA, Jaroslav. *Malá encyklopédia chémie*. Bratislava : Obzor, 1981. S. 794.
4. ↑  KOTLÍK, Bohumír; RŮŽIČKOVÁ, Květoslava. *Chémia v kocke pre stredné školy*. [s.l.] : Art Area, 2002. S. 22.
5. ↑  BÍNA, Jaroslav. *Malá encyklopédia chémie*. Bratislava : Obzor, 1981. S. 794.
6. 1 2 3 4  GAŽO, Ján. *Všeobecná a anorganická chémia*. [s.l.] : Alfa, 1978. S. 192.
7. ↑  Claude-Louis Berthollet,"Essai de statique chimique", Paris, 1803. (Google books)
8. ↑   Studier over Affiniteten. *Forhandlinger I Videnskabs-selskabet I Christiania (Transactions of the Scientific Society in Christiania)*, 1864, s. 35–45. Dostupné online. (Danish)
9. 1 2 3 4 5 6 7  ATKINS, P. W.. *Physical chemistry.*. New York : W.H. Freeman and Co, 2010. (9th ed..) Dostupné online. ISBN 978-1-4292-1812-2.

Pozri aj
--------

* Dynamická rovnováha
* Chemická rovnováha
* Nevratný dej
* Mikroskopická reverzibilita
* Statická rovnováha

Zdroj
-----


|  |  |
| --- | --- |
| Portal | Chemický portál |

*Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Reversible reaction na anglickej Wikipédii.*