Reakcja następcza
Reakcja następcza – złożona reakcja chemiczna, w której produkty powstają z substratów dwuetapowo lub wieloetapowo, poprzez produkty przejściowe, powstające w kolejnych reakcjach elementarnych. W tych etapach reakcji następczej mogą zachodzić reakcje proste, odwracalne lub równoległe[1][2][3], np.:
- A + B → C + D,
- C ⇌ E + F,
- C + D ⇌ G.
Równanie reakcji następczej (jak każdej reakcji złożonej) jest sumą odpowiednich równań reakcji elementarnych – wyraża bilans masy (zobacz – stechiometria), a nie ilustruje mechanizmu reakcji. Wyrażenie określające wartość stałej równowagi reakcji następczej jest liniową kombinacją wyrażeń dotyczących reakcji elementarnych[4]. Jeżeli różnica między szybkościami obu reakcji elementarnych jest duża, szybkość reakcji złożonej jest równa szybkości jej najwolniejszego etapu[2].
Elementy kinetyki reakcji następczych
Sposób analizy szybkości reakcji następczych zostanie przedstawiony na przykładzie procesu dwuetapowego, złożonego z dwóch reakcji prostych pierwszego rzędu[2][3]:
- A → B → C.
Jeżeli proces zachodzi w układzie termodynamicznie zamkniętym sumaryczne stężenie wszystkich trzech reagentów nie ulega zmianom w czasie, a więc w każdej chwili jest spełniona zależność[2][3]:
- a = cA + cB + cC,
gdzie – początkowe stężenie substratu A.
Szybkość reakcji wyraża się np. jako szybkość zmian stężenia substratu lub produktu w czasie. W przypadku reakcji I rzędu szybkość zmian stężenia substratu (A) w wyniku reakcji pierwszej (A → B, stała szybkości reakcji – ) wyraża równanie[2][3]:
lub (po scałkowaniu):
lub (po przekształceniu):
Wykresem funkcji jest krzywa logarytmiczna w układzie współrzędnych lub prosta w układzie
(o współczynniku kierunkowym
).
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/23/Reakcja_nastepcza.svg/220px-Reakcja_nastepcza.svg.png)
Produkt pośredni B (produkt reakcji 1 i substrat reakcji 2) początkowo gromadzi się w układzie, ponieważ szybkość reakcji A → B jest większa od B → C. W tym okresie zmniejsza się stężenie a stężenie
rośnie, co powoduje zmniejszanie się szybkości reakcji 1 i wzrost szybkości reakcji 2 (powstawanie produktu końcowego C). W kolejnym okresie stężenie
zbliża się do zera, a
osiąga wartość maksymalną w danych warunkach zewnętrznych. W następnym okresie obserwuje się stopniowe zmniejszanie się stężenia
i wzrost stężenia
przy czym[2][3]:
Kształt krzywej zależy od stosunku stałych szybkości obu reakcji elementarnych (
i
), co wyraża zależność[2]:
Elementy termodynamiki chemicznej
W większości układów rozpatruje się możliwości równoczesnego przebiegu elementarnych reakcji chemicznych w obu kierunkach (z różnymi szybkościami, łącznie – w kierunku stanu równowagi). Ilustruje to przykład procesu[4]:
- A + B ⇌ C + D,
- C + B ⇌ D + E.
Jako przykład takiej reakcji jest podawany złożony proces bezciśnieniowej konwersji metanu parą wodną na katalizatorze niklowym w temperaturze 600–800 °C. W tym przypadku, istnieje wiele możliwych do pomyślenia reakcji elementarnych, lecz w warunkach procesu (m.in. temperatura, nadmiar wody) istotną rolę odgrywają dwie reakcje odwracalne, biegnące szybciej w prawo[a][4]:
- CH4 + H2O ⇌ CO + 3 H2,
- CO + H2O ⇌ CO2 + H2.
Stężenia poszczególnych reagentów w stanie równowagi są obliczane z wykorzystaniem informacji stałych równowagi obu etapów oraz wartości stopnia przemiany dwutlenku węgla i metanu (względny stopień przereagowania, związany z liczbą postępu reakcji)[4].