Reacció reversible

Reaccions químiques

Una reacció reversible és una reacció química en la qual els productes de la reacció tornen a combinar-se per a generar els reactius.

Reacció reversible

Este tipo de reacció es representa en una doble flecha, la qual indica el sentit de la reacció; esta equació representa una reacció directa (cap a la dreta) que ocorre simultàneament en una reacció inversa (cap a l'esquerra):

$a\text{A}+b\text{B}\rightleftharpoons c\text{C}+d\text{D}$

A on a, b i c, d representen el número de molés relatius dels reactius A, B i dels productes C, D respectivament i li'ls crida coeficients estequiomètrics.

Constant específica de velocitat reacció

La descripció que seguix supon que la reacció química és de tipo elemental.

Quan el mig de reacció és homogéneu, en absència de catalisadorés i per a una reacció química com la descrita per les fòrmules de l'apartat anterior (dos reactius i dos productes), les velocitats de reacció directa i inversa són directament proporcionals a les concentracions dels reaccionantes; segons les següents fòrmules:

$V_{rd}=k_{rd}[A{]}^a[B{]}^b$

i

$V_{ri}=k_{ri}[C{]}^c[D{]}^d$

A on V_rd i V_ri representen la velocitat de reacció directa i inversa i k_rd i k_ri són les constants específiques de la velocitat de reacció.

Estes equacions representen que la velocitat de reacció és igual al producte d'una constant de reacció, multiplicada per les concentracions (en moles per litro) elevades a una potencia –igual a l'orde d'una reacció química determinat experimentalment.

La reacció ocorre en una velocitat neta fins que s'alcança l'estat d'equilibri químic, en el qual la velocitat a la que els productes es transformen en els reactius iguala a la velocitat de transformació de reactius en productes i s'instala un estat d'equilibri dinàmic.

$V_{rd}=V_{ri}$

La constant específica de velocitat de reacció depén de la temperatura del mig de reacció (vore equació de Arrhenius).

La presència d'un catalisador en el mig de reacció i/o un mig de reacció de més d'una fase, sistema heterogéneu, requerix fòrmules més complexes que no seran abordades en el present artícul.

Constant d'equilibri de la reacció

Com es va dir, en l'estat d'equilibri químic s'instala un equilibri dinàmic en el que la velocitat neta de reacció és igual a zero perque les velocitats de reacció directa i inversa són idèntiques.

Es pot reordenar les fòrmules anteriors de la següent manera:

$k_{rd}[A{]}_e^a[B{]}_e^b=k_{ri}[C{]}_e^c[D{]}_e^d$

ya que si els primers membres són iguals els segons també ho seran. El subíndex i que afecta a les concentracions indica que són els seus valors aplegats a l'equilibri

I reordenando l'equació anterior tindrem:

$\frac{k_{rd}}{k_{ri}}=\frac{[C{]}_e^c[D{]}_e^d}{[A{]}_e^a[B{]}_e^b}$

Pot vore's llavors que també és constant el cocient del producte de les concentracions elevades a una potència igual als seus coeficients estequiomètrics, a on en el numerador van les concentracions dels productes i en el denominador les dels reactius, totes corresponents a l'estat d'equilibri.

A este cocient li'l crida Constant d'equilibri K.

Llavors:

$K=\frac{[C{]}_e^c[D{]}_e^d}{[A{]}_e^a[B{]}_e^b}$

Observacions

• Un estudi rigorós requerix que en lloc dels valors de les concentracions s'usen les activitats dels reactius i productes, pero excediria el nivell de profunditat pretés.

• No deuen confondre's els térmens reversible i irreversible utilisats en reaccions químiques en les transformacions reversibles (o irreversibles) definides per la termodinàmica.

Resenya històrica

El concepte de reacció reversible va ser introduït per Berthollet en 1803, despuix d'observar la formació de cristals de carbonat de sodi en la vora d'una salina.

$\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{⟶}\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}$

Berthollet va reconéixer esta reacció com l'inversa de la coneguda reacció

$\mathrm{N}{\mathrm{a}}_{\mathrm{2}}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_{\mathrm{2}}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{+}\mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{C}{\mathrm{O}}_{\mathrm{3}}$

Fins a llavors es pensava que les reaccions químiques ocorrien sempre en un sol sentit. Berthollet va deduir que l'excés de sal (clorur sòdic, NaCl) en el llac va ser lo que va inclinar la reacció cap al seu sentit invers, formant carbonat de sodi.

En 1864, Waage i Guldberg varen formular la llei d'acció de masses, que quantifica les observacions de Berthollet. Entre 1884 i 1888 Li Châtelier i Braun varen formular el Principi de li Châtelier que va estendre esta idea contemplant l'efecte d'atres factors ademés dels canvis en la concentració, com són els canvis en la pressió i la temperatura, i el seu efecte sobre l'equilibri químic de la reacció.