- Atgriezenisku reakciju raksturojums
- Vispārīgais vienādojums un līdzsvars
- Le Châtelier princips
- Ķīmiskās izmaiņas
- Ķīmiskās sugas
- Atgriezenisku reakciju piemēri
- Kobalta hlorīda šķīdums
- Ūdeņraža jodīds
- Hidrolīze
- Hromāta-dihromāta šķīdums
- Amonjaks
- Esterifikācija
- Atsauces
Atgriezeniska reakcija ir viens, ka kādā brīdī savā gaitā sasniedz līdzsvara stāvokli, kurā koncentrācija reaģentu un produktu paliek nemainīgs; tas ir, tie neatšķiras, jo viena patēriņa ātrums ir tāds pats, ar kādu parādās otrs. Arī šāds stāvoklis atbilst dinamiskajam līdzsvaram.
Tomēr līdzsvaru var uzskatīt par ķīmiskās reakcijas atgriezeniskuma sekām; jo neatgriezeniskās reakcijās nav iespējams noteikt līdzsvaru. Lai tas notiktu, izstrādājumiem jāspēj savstarpēji reaģēt īpašos spiediena un temperatūras apstākļos, izraisot reaģentu atgriešanos.
Divkāršās bultiņas simbols norāda, ka reakcija ir atgriezeniska. Avots: Šo SVG attēlu izveidoja Medium69.Cette image SVG un été créée par Medium69.Lūdzu, ieskaitiet to: William Crochot
Tas tiek vienkāršots, izmantojot dubultās bultas simbolu (ar divām pretparalēlām galviņām). Kad mēs to redzam ķīmiskajā vienādojumā, tas nozīmē, ka reakcija norisinās abos virzienos: no kreisās uz labo (produkta veidošanās) un no labās uz kreiso (reaģenta vai reaģenta veidošanās).
Neliela daļa ķīmisko reakciju ir atgriezeniskas, un tās galvenokārt ir sastopamas organiskās un neorganiskās sintēzēs. Tajos ir ārkārtīgi svarīgi zināt, kādi apstākļi veicina līdzsvaru, lai novērtētu iegūtā produkta daudzumu.
Atgriezenisku reakciju raksturojums
Vispārīgais vienādojums un līdzsvars
Atgriezeniskai reakcijai ir šāds vispārējs vienādojums, ņemot vērā, ka ir tikai divi reaģenti, A un B:
A + B ⇌ C + D
Divkāršā bultiņa norāda, ka A un B reaģē, veidojot C un D, bet arī C un D var reaģēt savā starpā, lai reģenerētu reaģentus; tas ir, notiek reakcija pretējā virzienā, no labās uz kreiso.
Tiešā reakcija rada produktus, bet apgrieztā - reaktīvo. Ja viens ir eksotermisks, otram loģiski jābūt endotermiskam, un abiem tas notiek spontāni; bet ne vienmēr ar tādu pašu ātrumu.
Piemēram, A un B var būt mazāki vai nestabili nekā C un D; un tāpēc tie tiek patērēti ātrāk nekā C un D var tos reģenerēt.
Ja produkti C un D gandrīz nereaģē viens ar otru, tad produkti vairāk uzkrājas nekā reaģenti. Tas nozīmē, ka, sasniedzot ķīmisko līdzsvaru, mums būs augstākas C un D koncentrācijas nekā A vai B, neatkarīgi no tā, vai to koncentrācija nemainās.
Pēc tam tiek teikts, ka līdzsvars tiek pārvietots pa kreisi, kur būs vairāk produktu nekā reaģentu.
Le Châtelier princips
Atgriezeniskai reakcijai raksturīga tā, ka tā notiek abos virzienos ķīmiskajā vienādojumā, sasniedzot līdzsvara punktu un reaģējot uz ārējām izmaiņām vai ietekmēm, ievērojot le Châtelier principu.
Faktiski, pateicoties šim principam, varēja izskaidrot Bertholleta novērojumus 1803. gadā, kad viņš atpazina Na 2 CO 3 kristālus smilšu ezerā, kas atrodas Ēģiptē. Divkāršās pārvietošanas reakcija būtu šāda:
Na 2 CO 3 (aq) + CaCl 2 (aq) ⇌ NaCl (aq) + CaCO 3 (aq)
Lai apgrieztā reakcija notiek, ir jābūt pārmērīgs NaCl, un tādējādi līdzsvars varētu novirzīt uz labo: uz veidošanos Na 2 CO 3 .
Šim raksturlielumam ir liela nozīme, jo tādā pašā veidā manipulē ar spiedienu vai temperatūru, lai radītu labvēlīgu reakcijas virzienu, ko rada interesējošās sugas.
Ķīmiskās izmaiņas
Atgriezenisko reakciju ķīmiskās izmaiņas parasti ir mazāk acīmredzamas nekā tās, kas novērotas neatgriezenisku reakciju gadījumā. Tomēr ir arī reakcijas, jo īpaši tās, kurās iesaistīti metāla kompleksi, kurās mēs redzam no temperatūras atkarīgas krāsas izmaiņas.
Ķīmiskās sugas
Atgriezeniskā reakcijā var iesaistīties jebkura veida savienojumi. Tas bija redzams, ka divi sāļi spēj izveidotu līdzsvaru, Na 2 CO 3 un CaCl 2 . Tas pats notiek starp metālu kompleksiem vai molekulām. Faktiski liela daļa atgriezenisko reakciju notiek molekulu ar īpašām saitēm dēļ, kas sabojājas un reģenerējas atkal un atkal.
Atgriezenisku reakciju piemēri
Kobalta hlorīda šķīdums
A solution of kobalta hlorīda, COCI 2 , ūdens traipi tas pink, jo veidojoties sarežģītu aqueous. Sildot šo šķīdumu, krāsa mainās uz zilu, izraisot šādu atgriezenisku reakciju:
2+ (aq) (rozā) + 4Cl - (aq) + Q ⇌ CoCl 4 2- (aq) (zils) + 6H 2 O (l)
Kur Q ir piegādātais siltums. Šis karstums dehidrē kompleksu, bet, šķīdumam atdziestot vai, ja tam pievieno ūdeni, tas atgriezīsies sākotnējā rozā krāsā.
Ūdeņraža jodīds
Šāda atgriezeniska reakcija, iespējams, ir klasiskākā, ieviešot ķīmiskā līdzsvara jēdzienu:
H 2 (g) + I 2 (s) ⇌ 2HI (g)
Ņemiet vērā, ka reakcijai izdodas radīt līdzsvaru pat tad, ja jods ir cietā stāvoklī. Visas sugas ir molekulāras: HH, II un HI.
Hidrolīze
Hidrolīze ir ļoti reprezentatīvi atgriezenisku reakciju piemēri. Starp vienkāršākajiem mums ir viens, kas cieš no konjugētas skābes vai bāzes. No amonija joniem hidrolīze, NH 4 + , un karbonāta jonu, CO 3 2- , ir šādi:
NH 4 + (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 3 (g) + OH -
CO 3 2- (aq) + H 2 O (l) ⇌ HCO 3 - (aq) + OH -
Ja mēs pievienojam bāzi, kas veicina OH - joni uz vidu, mēs pārvietot abus līdzsvarā pa kreisi.
Hromāta-dihromāta šķīdums
Ļoti līdzīgi kā pirmajā piemērā, hromāta šķīdumam mainās krāsa, bet temperatūras svārstību dēļ, bet ne pH. Atgriezeniska reakcija ir:
2CrO 4 2- (aq) (dzeltens) + 2H 3 O + (aq) ⇌ Cr 2 O 7 2- (aq) (oranžs) + 3H 2 O (l)
Tātad, ja dzeltens CrO 4 2 šķīdums tiek paskābināts ar jebkuru skābi, tā krāsa nekavējoties kļūs oranža. Un, ja tas tiek padarīts sārmains vai tiek pievienots daudz ūdens, atlikums mainīsies pa labi, dzeltenā krāsa atkal parādīsies un tiks patērēts Cr 2 O 7 2 .
Amonjaks
Amonjaka NH 3 sintēzē notiek atgriezeniska reakcija, kas noregulēta tā, ka gāzveida slāpeklis, ļoti inerta suga, reaģē:
N 2 (g) + 3H 2 (s) ⇌ 2NH 3 (g)
Esterifikācija
Visbeidzot tiek minēts organiskās ķīmijas piemērs: esterifikācija. Tas sastāv no estera iegūšanas no karbonskābes un spirta spēcīgas skābes vidē. Atgriezeniska reakcija ir:
RCOOH + R'OH ⇌ RCOOR '+ H 2 O
Atsauces
- Vaitens, Deiviss, Peks un Stenlijs. (2008). Ķīmija (8. izd.). CENGAGE mācīšanās.
- Valters J. Mūrs. (1963). Fizikālā ķīmija. Ķīmiskajā kinētikā. Ceturtais izdevums, Longmans.
- Ira N. Levine. (2009). Fizikāli ķīmijas principi. Sestais izdevums, 479.-540. Lpp. Mc Graw Hill.
- Wikipedia. (2020). Atgriezeniska reakcija. Atgūts no: en.wikipedia.org
- Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2019. gada 19. augusts). Atgriezeniskas reakcijas definīcija un piemēri. Atgūts no: domaco.com
- Binod Shrestha. (2019. gada 5. jūnijs). Atgriezeniskas un neatgriezeniskas reakcijas. Ķīmija LibreTexts. Atgūts no: chem.libretexts.org
- Deivids Vuds. (2020). Atgriezeniskas ķīmiskās reakcijas: definīcija un piemēri. Pētījums. Atgūts no: study.com