Réaction réversible - Reversible reaction
Une réaction réversible est une réaction dans laquelle la conversion des réactifs en produits et la conversion des produits en réactifs se produisent simultanément.
A et B peuvent réagir pour former C et D ou, dans la réaction inverse, C et D peuvent réagir pour former A et B. Ceci est distinct d'un processus réversible en thermodynamique .
Les acides et les bases faibles subissent des réactions réversibles. Par exemple, l'acide carbonique :
- H 2 CO 3 (l) + H 2 O (l) HCO 3 − (aq) + H 3 O + (aq) .
Les concentrations de réactifs et de produits dans un mélange à l'équilibre sont déterminées par les concentrations analytiques des réactifs (A et B ou C et D) et la constante d'équilibre , K . L'amplitude de la constante d'équilibre dépend du changement d' énergie libre de Gibbs pour la réaction. Ainsi, lorsque le changement d'énergie libre est important (plus d'environ 30 kJ mol −1 ), la constante d'équilibre est grande (log K > 3) et les concentrations des réactifs à l'équilibre sont très faibles. Une telle réaction est parfois considérée comme une réaction irréversible, bien que l'on s'attend encore à ce que de petites quantités de réactifs soient présentes dans le système réactif. Une réaction chimique vraiment irréversible est généralement obtenue lorsque l'un des produits sort du système de réaction, par exemple, tout comme le dioxyde de carbone (volatil) dans la réaction
- CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 ↑
Histoire
Le concept de réaction réversible a été introduit par Berthollet en 1803, après avoir observé la formation de cristaux de carbonate de sodium au bord d'un lac salé (un des lacs natron d'Egypte, en calcaire ) :
- 2NaCl + CaCO 3 → Na 2 CO 3 + CaCl 2
Il a reconnu cela comme l'inverse de la réaction familière
- Na 2 CO 3 + CaCl 2 → 2NaCl + CaCO 3
Jusque-là, on pensait que les réactions chimiques se déroulaient toujours dans une direction. Berthollet a estimé que l'excès de sel dans le lac a contribué à pousser la réaction « inverse » vers la formation de carbonate de sodium.
En 1864, Waage et Guldberg ont formulé leur loi d'action de masse qui a quantifié l'observation de Berthollet. Entre 1884 et 1888, Le Chatelier et Braun formulent le principe de Le Chatelier , qui étend la même idée à un énoncé plus général sur les effets de facteurs autres que la concentration sur la position de l'équilibre.
Cinétique de réaction
Pour la réaction réversible A⇌B, le pas en avant A→B a une constante de vitesse et le pas en arrière B→A a une constante de vitesse . La concentration de A obéit à l'équation différentielle suivante :
-
.
( 1 )
![{\displaystyle {\frac {d[A]}{dt}}=-k_{\text{1}}[A]+k_{\text{-1}}[B]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1b829cc1998e950ea46071038b3d28687d0f878b)
Si nous considérons que la concentration du produit B à tout moment est égale à la concentration des réactifs au temps zéro moins la concentration des réactifs au temps , nous pouvons établir l'équation suivante :
-
.
( 2 )
![{\displaystyle [B]=[A]_{\text{0}}-[A]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0160384d4fec5b1dff689c686e91bdb9aa34f0c6)
En combinant 1 et 2 , on peut écrire
- .
![{\displaystyle {\frac {d[A]}{dt}}=-k_{\text{1}}[A]+k_{\text{-1}}([A]_{\text{0} }-[UNE])}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/edd8b0ad9093979815714c89aad87eb98ad30aed)
La séparation des variables est possible et en utilisant une valeur initiale , on obtient :
=[A]_{0}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c7091d40392dcd39a4791ff940043b521ea14d96)
![{\displaystyle C={\frac {{-\ln }(-k_{\text{1}}[A]_{\text{0}})}{k_{\text{1}}+k_{\ texte 1}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e68a01fa14373f62142b54a523bc64926a27cfe2)
et après quelques algèbres nous arrivons à l'expression cinétique finale :
- .
![{\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}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e066314d0c5c6518785e38b10b1e5c3acf7e8039)
La concentration de A et B à un temps infini a un comportement comme suit :
![{\displaystyle [A]_{\infty }={\frac {k_{\text{-1}}[A]_{\text{0}}}{k_{\text{1}}+k_{\ texte 1}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f7a472057e6969083895bf550e3839f7b9bbb7b3)
![{\displaystyle [B]_{\infty }=[A]_{\text{0}}-[A]_{\infty }=[A]_{\text{0}}-{\frac {k_ {\text{-1}}[A]_{\text{0}}}{k_{\text{1}}+k_{\text{-1}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/0a6b5bb52715c8cda6b30e16abd1f76f3cd8d382)
![{\displaystyle {\frac {[B]_{\infty }}{[A]_{\infty }}}={\frac {k_{\text{1}}}{k_{\text{-1} }}}=K_{\text{eq}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3a7839fbfff514aaa89d68e38c8dd91bfe152822)
![{\displaystyle [A]=[A]_{\infty }+([A]_{\text{0}}-[A]_{\infty })\exp(-k_{\text{1}} +k_{\texte{-1}})t}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/352bf5b4cdbd18de47726b79e4a037623f78d8ac)
Ainsi, la formule peut être linéarisée afin de déterminer :
![{\displaystyle \ln([A]-[A]_{\infty })=\ln([A]_{\text{0}}-[A]_{\infty })-(k_{\text {1}}+k_{\text{-1}})t}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1224f5264515a79cd10322a680f25b43c1b4e0a3)
Pour trouver les constantes individuelles et , la formule suivante est requise :
![{\displaystyle K_{\text{eq}}={\frac {k_{\text{1}}}{k_{\text{-1}}}}={\frac {[B]_{\infty } }{[A]_{\infty }}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/3b62cb0b9b9cddee6c68ca99417c8101a1e43d78)
Voir également
- Équilibre dynamique
- Équilibre chimique
- Irréversibilité
- Réversibilité microscopique
- Équilibre statique