Kde začít? U vratných a nevratných reakcí!
Z předminulé kapitoly víš že chemické reakce se dají rozdělit podle spousty kritérií. V této kapitole pro tebe bude nejdůležitější to, jestli je daná reakce vratná, nebo nevratná.
Nevratné reakce
Mezi nevratné reakce patří například hoření či tepelné rozklady. Toto je rovnice rozkladu dichromanu amonného:
\left(\mathrm{NH}_4\right)_2\mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_7(\mathrm{s})\longrightarrow{}\mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3(\mathrm{s})+\mathrm{N}_2(\mathrm{g})+4\:\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})
Při vysoké teplotě dochází k tomu, že dichromanový anion oxiduje svůj vlastní amonný kation na dusík a vodu a zároveň se přitom redukuje na oxid chromitý.
Nevratné reakce probíhají tak dlouho, dokud není zcela spotřebován alespoň jeden reaktant (v případě, že jich je více). Pokud produkty smícháš dohromady, reaktanty už z nich nikdy nevzniknou. Reakce tedy běží takříkajíc jenom jedním směrem (zleva doprava). Rovnice takovýchto reakcí se píší s jednosměrnou šipkou.
Vratné reakce
Do teď jsem ti vykládal o tom, že když smícháš dva reaktanty, tak vzniknou produkty a tím to končí. Ve skutečnosti ale u většiny reakcí dochází k tomu, že produkty, které vznikají, spolu navzájem okamžitě reagují a přeměňují se zpátky na reaktanty. To znamená, že se ve stejnou chvíli reaktanty přeměňuji na produkty a produkty na reaktanty. Proti sobě běží dvě reakce, ve kterých probíhají zcela opačné děje. Každá z těchto reakcí běží určitou rychlostí a to, která z nich běží rychleji, určuje, jestli se bude tvořit více produktů, nebo více reaktantů. Ve chvíli, kdy obě reakce poběží stejnou rychlostí, bude to z tvého pohledu vypadat tak, že se nic neděje a nic nevzniká. Reakce budou v tzv. dynamické rovnováze.
Příkladem vratné reakce je ta, která probíhá ve směsi plynného vodíku \left(\mathrm{H}_{2}\right) a jódu \left(\mathrm{I}_{2}\right). Reakcí těchto dvou plynů vzniká jodovodík (HI). Ten se ale samovolně rozkládá zpět právě na \mathrm{H}_2 a \mathrm{I}_2.
\mathrm{H}_2(\mathrm{g})+\mathrm{I}_2(\mathrm{g})\rightleftarrows2\:\mathrm{HI}(\mathrm{g})
Když reakci necháš samovolně probíhat a nebudeš do ní zasahovat, stane se to, že se vodík a jód přemění na jodovodík, ale část jodovodíku se rozloží zpět na vodík a jód. Z minulé podkapitoly víš, že se rychlost chemické reakce odvíjí jednak od teploty (rychlostní konstanty) a jednak od koncentrace látek. Takže jak se koncentrace reaktantů bude snižovat, bude se přímá reakce zpomalovat. Naopak produktu bude přibývat, takže se bude postupně zrychlovat zpětná reakce. Po nějaké době se rychlosti obou reakcí vyrovnají, čímž dojdou do rovnováhy. Výsledkem bude směs reaktantů a produktů, které budou v určitém poměru.