Reakcje chemiczne są odwracalne i nieodwracalne.
tych. jeśli jakaś reakcja A + B = C + D jest nieodwracalna, oznacza to, że nie zachodzi reakcja odwrotna C + D = A + B.
tj. jeśli np. pewna reakcja A + B = C + D jest odwracalna, oznacza to, że zarówno reakcja A + B → C + D (bezpośrednia), jak i reakcja C + D → A + B (odwrotna) przebiegają jednocześnie ).
W rzeczywistości, ponieważ zachodzą zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne, odczynniki (substancje wyjściowe) w przypadku reakcji odwracalnych można nazwać zarówno substancjami po lewej stronie równania, jak i substancjami po prawej stronie równania. To samo dotyczy produktów.
W przypadku każdej odwracalnej reakcji możliwe jest, że szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Taki stan nazywa się stan równowagi.
W stanie równowagi stężenia zarówno wszystkich reagentów, jak i wszystkich produktów pozostają niezmienione. Stężenia produktów i reagentów w stanie równowagi nazywa się stężenia równowagowe.
Zmiana równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników
Z powodu takich zewnętrznych wpływów na system, jak zmiana temperatury, ciśnienia lub stężenia substancji lub produktów wyjściowych, równowaga systemu może zostać zakłócona. Jednak po ustaniu tego zewnętrznego wpływu system po pewnym czasie przejdzie do nowego stanu równowagi. Takie przejście układu z jednego stanu równowagi do innego stanu równowagi nazywa się przesunięcie (przesunięcie) równowagi chemicznej .
Aby móc określić, w jaki sposób równowaga chemiczna zmienia się wraz z określonym rodzajem ekspozycji, wygodnie jest zastosować zasadę Le Chateliera:
Jeżeli na układ będący w stanie równowagi wywierany jest jakikolwiek wpływ zewnętrzny, to kierunek przesunięcia równowagi chemicznej będzie zbiegał się z kierunkiem reakcji, która osłabia efekt uderzenia.
Wpływ temperatury na stan równowagi
Gdy zmienia się temperatura, zmienia się równowaga każdej reakcji chemicznej. Wynika to z faktu, że każda reakcja ma efekt termiczny. W tym przypadku efekty cieplne reakcji w przód i w tył są zawsze wprost przeciwne. Tych. jeśli reakcja postępująca jest egzotermiczna i przebiega z efektem termicznym równym +Q, to reakcja odwrotna jest zawsze endotermiczna i ma efekt termiczny równy -Q.
Tak więc, zgodnie z zasadą Le Chateliera, jeśli podwyższymy temperaturę jakiegoś układu będącego w stanie równowagi, to równowaga przesunie się w kierunku reakcji, podczas której temperatura spada, tj. w kierunku reakcji endotermicznej. I podobnie, jeśli obniżymy temperaturę układu w stanie równowagi, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku czego temperatura wzrośnie, tj. w kierunku reakcji egzotermicznej.
Rozważmy na przykład następującą odwracalną reakcję i wskaż, gdzie jej równowaga będzie się przesuwać wraz ze spadkiem temperatury:
Jak widać z powyższego równania, reakcja naprzód jest egzotermiczna, tj. w wyniku jego przepływu uwalniane jest ciepło. Dlatego reakcja odwrotna będzie endotermiczna, to znaczy przebiega z absorpcją ciepła. W zależności od warunku temperatura jest obniżona, dlatego równowaga przesunie się w prawo, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji.
Wpływ stężenia na równowagę chemiczną
Wzrost stężenia odczynników zgodnie z zasadą Le Chateliera powinien prowadzić do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, w której odczynniki są zużywane, tj. w kierunku bezpośredniej reakcji.
I odwrotnie, jeśli stężenie reagentów zostanie obniżone, wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która skutkuje powstaniem reagentów, tj. strona reakcji odwrotnej (←).
W podobny sposób wpływa również zmiana stężenia produktów reakcji. Jeśli zwiększysz stężenie produktów, równowaga przesunie się w kierunku reakcji, w wyniku której produkty są zużywane, tj. w kierunku reakcji odwrotnej (←). Jeśli przeciwnie, koncentracja produktów zostanie obniżona, to równowaga przesunie się w kierunku reakcji bezpośredniej (→), aby stężenie produktów wzrosło.
Wpływ ciśnienia na równowagę chemiczną
W przeciwieństwie do temperatury i stężenia, zmiana ciśnienia nie wpływa na stan równowagi każdej reakcji. Aby zmiana ciśnienia doprowadziła do zmiany równowagi chemicznej, sumy współczynników przed substancjami gazowymi po lewej i prawej stronie równania muszą być różne.
Tych. z dwóch reakcji:
zmiana ciśnienia może wpłynąć na stan równowagi tylko w przypadku drugiej reakcji. Ponieważ suma współczynników przed wzorami substancji gazowych w przypadku pierwszego równania z lewej i prawej strony jest taka sama (równa 2), a w przypadku drugiego równania jest różna (4 na po lewej i 2 po prawej).
Z tego w szczególności wynika, że jeśli nie ma substancji gazowych zarówno wśród reagentów, jak i produktów, to zmiana ciśnienia nie wpłynie w żaden sposób na obecny stan równowagi. Na przykład ciśnienie nie wpłynie na stan równowagi reakcji:
Jeżeli ilość substancji gazowych jest różna po lewej i po prawej stronie, to wzrost ciśnienia doprowadzi do przesunięcia równowagi w kierunku reakcji, podczas której zmniejsza się objętość gazów, a ciśnienie w kierunku reakcja, w wyniku której wzrasta objętość gazów.
Wpływ katalizatora na równowagę chemiczną
Ponieważ katalizator w równym stopniu przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu, jego obecność lub brak nie ma wpływu do stanu równowagi.
Jedyne, na co może wpływać katalizator, to szybkość przejścia układu ze stanu nierównowagi do stanu równowagi.
Wpływ wszystkich powyższych czynników na równowagę chemiczną podsumowano poniżej w ściągawce, na którą na początku możesz zajrzeć podczas wykonywania zadań bilansowych. Nie będzie jednak w stanie wykorzystać go na egzaminie, dlatego po przeanalizowaniu kilku przykładów z jej pomocą powinna zostać nauczona i przeszkolona w rozwiązywaniu zadań dla równowagi, nie zaglądając do niej:
Oznaczenia: T - temperatura, p - nacisk, Z – koncentracja, – wzrost, ↓ – spadek
|
T |
T - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji endotermicznej |
| T - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji egzotermicznej | |
|
p |
p - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z mniejszą sumą współczynników przed substancjami gazowymi |
| p - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji z większą sumą współczynników przed substancjami gazowymi | |
|
c |
c (odczynnik) - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji bezpośredniej (w prawo) |
| c (odczynnik) - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji odwrotnej (w lewo) | |
| c (produkt) - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji odwrotnej (w lewo) | |
| c (produkt) - równowaga przesuwa się w kierunku reakcji bezpośredniej (w prawo) | |
| Nie wpływa na równowagę! |
Bardzo często reakcje chemiczne przebiegają w taki sposób, że podstawowe reagenty są całkowicie przekształcane w produkty reakcji. Na przykład, jeśli granulka cynku zostanie umieszczona w kwasie chlorowodorowym, to z pewną (wystarczającą) ilością kwasu reakcja będzie przebiegała do całkowitego rozpuszczenia cynku zgodnie z równaniem: 2HCL + ZN = ZnCl 2 + H 2 .
Jeżeli reakcja ta przebiega w odwrotnym kierunku, czyli przepuszczając wodór przez roztwór chlorku cynku, to metaliczny cynk nie powstaje – reakcja ta nie może przebiegać w przeciwnym kierunku, dlatego jest nieodwracalna.
Reakcja chemiczna, w wyniku której substancje pierwotne są prawie całkowicie przekształcane w produkty końcowe, nazywana jest nieodwracalną.
Z takimi reakcjami związane są zarówno reakcje heterogeniczne, jak i homogeniczne. Na przykład reakcje spalania prostych substancji - metanu CH4, dwusiarczku węgla CS2. Jak już wiemy, reakcje spalania są reakcjami egzotermicznymi. W większości przypadków reakcje egzotermiczne obejmują reakcje złożone, na przykład reakcję gaszenia wapna: CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2 + Q (uwalnia się ciepło).
Logiczne byłoby założenie, że reakcje odwrotne należą do reakcji endotermicznych, tj. reakcja rozkładu. Na przykład reakcja prażenia wapienia: CaCo 3 \u003d CaO + CO 2 - Q (ciepło jest pochłaniane).
Należy pamiętać, że liczba nieodwracalnych reakcji nie jest tak duża.
Reakcje jednorodne (pomiędzy roztworami substancji) są nieodwracalne, jeśli przebiegają z utworzeniem nierozpuszczalnego, gazowego produktu lub wody. Ta zasada nazywa się regułą Berthollet. Zróbmy eksperyment. Weź trzy probówki i wlej do nich 2 ml roztworu kwasu solnego. W pierwszym naczyniu dodaj 1 ml alkalicznego roztworu malinowego zabarwionego fenoloftaleiną, straci kolor w wyniku reakcji: HCl + NaOH = NaCl + H 2 O.
Dodaj 1 ml roztworu węglanu sodu do drugiej probówki - zobaczymy gwałtowną reakcję wrzenia, która jest spowodowana uwolnieniem dwutlenku węgla: Na 2 CO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O + CO 2.
Dodajmy do trzeciej probówki kilka kropel azotanu srebra i zobaczmy, jak utworzył się w niej białawy osad chlorku srebra: HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3.
Większość reakcji jest odwracalna. Nie ma wielu nieodwracalnych reakcji.
Reakcje chemiczne, które mogą zachodzić jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach - do przodu i do tyłu - nazywane są odwracalnymi.
Do probówki wlewamy 3 ml wody i dodajemy kilka kawałków lakmusa, a następnie zaczynamy przez nią przepuszczać za pomocą rurki wylotowej gazu dwutlenek węgla wydobywający się z innego naczynia, który powstaje na skutek oddziaływania marmuru i kwas solny. Po chwili zobaczymy, jak fioletowy lakmus zmienia kolor na czerwony, co wskazuje na obecność kwasu. Otrzymaliśmy kruchy kwas węglowy, który powstał przez wiązanie dwutlenku węgla i wody: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3.
Zostawmy to rozwiązanie w statywie. Po chwili zauważymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy. Kwas rozłożył się na swoje pierwotne składniki: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2.
Proces ten będzie znacznie szybszy, jeśli podgrzejemy roztwór kwasu węglowego. Stwierdziliśmy zatem, że reakcja otrzymywania kwasu węglowego może przebiegać zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu, co oznacza, że jest odwracalna. Na odwracalność reakcji wskazują dwie przeciwnie skierowane strzałki: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3.
Wśród reakcji odwracalnych leżących u podstaw wytwarzania ważnych produktów chemicznych jako przykład podajemy reakcję syntezy tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q.
strony, z pełnym lub częściowym skopiowaniem materiału, wymagany jest link do źródła.
>> Chemia: reakcje odwracalne i nieodwracalne
CO2 + H2O = H2CO3
Otrzymany roztwór kwasu pozostawić na statywie. Po chwili zobaczymy, że roztwór ponownie zmienił kolor na fioletowy, ponieważ kwas rozłożył się na swoje pierwotne substancje.
Proces ten można przeprowadzić znacznie szybciej, jeśli trzecią część stanowi roztwór kwasu węglowego. W konsekwencji reakcja otrzymywania kwasu węglowego przebiega zarówno w przód, jak iw przeciwnym kierunku, czyli jest odwracalna. Na odwracalność reakcji wskazują dwie przeciwnie skierowane strzałki:
Wśród reakcji odwracalnych leżących u podstaw otrzymywania najważniejszych produktów chemicznych wymieniamy jako przykład reakcję syntezy (składania) tlenku siarki (VI) z tlenku siarki (IV) i tlenu.
1. Reakcje odwracalne i nieodwracalne.
2. Reguła Bertholleta.
Zapisz równania reakcji spalania, które zostały wymienione w tekście paragrafu, ujawniając, że w wyniku tych reakcji powstają tlenki tych pierwiastków, z których zbudowane są substancje wyjściowe.
Opisz ostatnie trzy reakcje przeprowadzone na końcu akapitu, zgodnie z planem: a) rodzaj i ilość odczynników i produktów; b) stan skupienia; c) kierunek: d) obecność katalizatora; e) uwalnianie lub pochłanianie ciepła
Jaka nieścisłość występuje w równaniu reakcji prażenia wapienia zaproponowanym w tekście paragrafu?
Jak prawdziwe jest stwierdzenie, że reakcje związku będą z reguły reakcjami egzotermicznymi? Uzasadnij swój punkt widzenia faktami podanymi w tekście podręcznika.
Treść lekcji podsumowanie lekcji wsparcie ramka prezentacja lekcji metody akceleracyjne technologie interaktywne Ćwiczyć zadania i ćwiczenia samokontrola warsztaty, szkolenia, case'y, questy praca domowa pytania do dyskusji pytania retoryczne od studentów Ilustracje audio, wideoklipy i multimedia fotografie, obrazki grafika, tabele, schematy humor, anegdoty, żarty, komiksy przypowieści, powiedzenia, krzyżówki, cytaty Dodatki streszczenia artykuły chipy dla dociekliwych ściągawki podręczniki podstawowe i dodatkowe słowniczek pojęć inne Doskonalenie podręczników i lekcjipoprawianie błędów w podręczniku aktualizacja fragmentu w podręczniku elementów innowacji na lekcji zastępując przestarzałą wiedzę nową Tylko dla nauczycieli doskonałe lekcje plan kalendarzowy na rok zalecenia metodyczne programu dyskusji Zintegrowane lekcjeDEFINICJA
Reakcja chemiczna zwana transformacją substancji, w której następuje zmiana ich składu i (lub) struktury.
Reakcja jest możliwa przy korzystnym stosunku czynników energii i entropii. Jeśli te czynniki się równoważą, stan systemu się nie zmienia. W takich przypadkach mówi się, że układy są w równowadze.
Reakcje chemiczne przebiegające w jednym kierunku nazywane są nieodwracalnymi. Większość reakcji chemicznych jest odwracalna. Oznacza to, że w tych samych warunkach zachodzą zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu (zwłaszcza w przypadku układów zamkniętych).
Stan układu, w którym szybkość reakcji postępującej jest równa szybkości reakcji odwrotnej, nazywa się równowagą chemiczną. . W tym przypadku stężenia reagentów i produktów reakcji pozostają niezmienione (stężenia równowagowe).
Stała równowagi
Rozważ reakcję otrzymywania amoniaku:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Zapiszmy wyrażenia do obliczania szybkości reakcji bezpośredniej (1) i odwrotnej (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, więc możemy napisać:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Stosunek dwóch stałych jest stałą. Stała równowagi jest stosunkiem stałych szybkości reakcji do przodu i do tyłu.
K = 2 / 3
Ogólnie rzecz biorąc, stała równowagi wynosi:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Stała równowagi jest stosunkiem produktów stężeń produktów reakcji podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym do iloczynu stężeń substancji wyjściowych podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym.
Jeżeli K wyraża się w postaci stężeń równowagowych, to najczęściej oznacza się K s. Możliwe jest również obliczenie K dla gazów na podstawie ich ciśnień cząstkowych. W tym przypadku K oznaczamy Kp. Istnieje zależność między K s i K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
gdzie Δn jest zmianą liczby wszystkich moli gazów podczas przejścia od substratów do produktów, R jest uniwersalną stałą gazową.
K jest niezależne od stężenia, ciśnienia, objętości i obecności katalizatora oraz zależy od temperatury i charakteru reagentów. Jeśli K jest znacznie mniejsze niż 1, to w mieszaninie jest więcej substancji wyjściowych, a w przypadku znacznie więcej niż 1, w mieszaninie jest więcej produktów.
Równowaga heterogeniczna
Rozważ reakcję
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Wyrażenie na stałą równowagi nie obejmuje zatem stężeń składników fazy stałej, dlatego
Równowaga chemiczna zachodzi w obecności wszystkich składników układu, ale stała równowagi nie zależy od stężeń substancji w fazie stałej. Równowaga chemiczna jest procesem dynamicznym. K podaje informację o przebiegu reakcji, a ΔG – o jej kierunku. Są ze sobą powiązane:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Przesunięcie w równowadze chemicznej. Zasada Le Chateliera
Z punktu widzenia procesów technologicznych odwracalne reakcje chemiczne nie są korzystne, ponieważ konieczna jest wiedza o tym, jak zwiększyć wydajność produktu reakcji, tj. trzeba nauczyć się przesuwać równowagę chemiczną w kierunku produktów reakcji.
Rozważ reakcję, w której konieczne jest zwiększenie wydajności amoniaku:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g), ΔН< 0
Aby przesunąć równowagę w kierunku reakcji bezpośredniej lub odwrotnej, konieczne jest użycie Zasada Le Chateliera: jeśli na system w równowadze wpływa jakiś czynnik z zewnątrz (wzrost lub spadek temperatury, ciśnienia, objętości, stężenia substancji), to system przeciwdziała temu efektowi.
Na przykład, jeśli temperatura wzrośnie w układzie równowagi, to z 2 możliwych reakcji dojdzie do jednej, która będzie endotermiczna; jeśli zwiększysz ciśnienie, równowaga przesunie się w kierunku reakcji z dużą liczbą moli substancji; jeśli objętość w układzie zostanie zmniejszona, przesunięcie równowagi zostanie skierowane na wzrost ciśnienia; jeśli stężenie jednej z substancji wyjściowych zostanie zwiększone, to z 2 możliwych reakcji pójdzie jedna, która doprowadzi do zmniejszenia stężenia równowagowego produktu.
Tak więc, w odniesieniu do rozważanej reakcji, w celu zwiększenia wydajności amoniaku konieczne jest zwiększenie stężenia substancji wyjściowych; obniż temperaturę, ponieważ bezpośrednia reakcja jest egzotermiczna, zwiększ ciśnienie lub zmniejsz objętość.
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
Tematy kodyfikatora: reakcje odwracalne i nieodwracalne. bilans chemiczny. Przemieszczenie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników.
Zgodnie z możliwością reakcji odwrotnej reakcje chemiczne dzielą się na odwracalne i nieodwracalne.
Odwracalne reakcje chemiczne to reakcje, których produkty w określonych warunkach mogą ze sobą oddziaływać.
nieodwracalne reakcje Są to reakcje, których produkty w danych warunkach nie mogą ze sobą oddziaływać.
Więcej szczegółów na temat klasyfikacja reakcji chemicznych można przeczytać.
Prawdopodobieństwo interakcji produktu zależy od warunków procesu.
Więc jeśli system otwarty, tj. wymienia z otoczeniem zarówno materię, jak i energię, wtedy reakcje chemiczne, w których powstają np. gazy, będą nieodwracalne. Na przykład , podczas kalcynacji stałego wodorowęglanu sodu:
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
gazowy dwutlenek węgla zostanie uwolniony i ulotni się ze strefy reakcji. Dlatego taka reakcja będzie nieodwracalny pod tymi warunkami. Jeśli rozważymy zamknięty system , który Nie mogę wymiany materii z otoczeniem (np. zamknięte pudełko, w którym zachodzi reakcja), wówczas dwutlenek węgla nie będzie mógł uciec ze strefy reakcji, a będzie oddziaływał z wodą i węglanem sodu, wówczas reakcja będzie odwracalna pod wpływem te warunki:
2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O
Rozważać reakcje odwracalne. Niech reakcja odwracalna przebiega zgodnie ze schematem:
aA + bB = cC + dD
Szybkość reakcji bezpośredniej zgodnie z prawem działania mas określa wyrażenie: v 1 =k 1 ·C A a ·C B b , szybkość reakcji odwrotnej: v 2 =k 2 ·C C c ·C D d . Jeśli w początkowym momencie reakcji w układzie nie ma substancji C i D, wówczas cząstki A i B głównie zderzają się i oddziałują, i zachodzi głównie reakcja bezpośrednia. Stopniowo stężenie cząstek C i D również zacznie rosnąć, dlatego wzrośnie szybkość reakcji odwrotnej. W pewnym momencie szybkość reakcji do przodu staje się równa szybkości reakcji odwrotnej. Ten stan nazywa się równowaga chemiczna .
W ten sposób, równowaga chemiczna to stan systemu, w którym szybkości reakcji w przód i w tył są równe .
Dlatego szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe, szybkość tworzenia substancji jest równa szybkości ich zużycia, a prąd stężenia substancji nie zmieniają się . Takie stężenia nazywane są zrównoważony .
Zauważ, że w równowadze zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu oznacza to, że reagenty oddziałują ze sobą, ale produkty również oddziałują w tym samym tempie. Jednocześnie mogą wpływać czynniki zewnętrzne Zmiana równowaga chemiczna w jednym lub drugim kierunku. Dlatego równowaga chemiczna nazywana jest mobilną lub dynamiczną.
Badania w dziedzinie równowagi ruchomej rozpoczęły się w XIX wieku. W pismach Henri Le Chateliera położono podwaliny pod teorię, które później uogólnił naukowiec Karl Brown. Zasada równowagi ruchomej, czyli zasada Le Chatelier-Brown, głosi:
Jeżeli na system znajdujący się w stanie równowagi oddziałuje czynnik zewnętrzny, który zmienia którykolwiek z warunków równowagi, to procesy mające na celu kompensację wpływu zewnętrznego ulegają wzmocnieniu w systemie.
Innymi słowy: pod wpływem zewnętrznego wpływu na system równowaga przesunie się w taki sposób, aby skompensować ten wpływ zewnętrzny.
Ta zasada, która jest bardzo ważna, działa w przypadku wszelkich zjawisk równowagi (nie tylko reakcji chemicznych). Jednak teraz rozważymy to w odniesieniu do oddziaływań chemicznych. W przypadku reakcji chemicznych działanie zewnętrzne prowadzi do zmiany równowagowych stężeń substancji.
Trzy główne czynniki mogą wpływać na reakcje chemiczne w stanie równowagi: temperatura, ciśnienie i stężenia reagentów lub produktów.
1. Jak wiadomo, reakcjom chemicznym towarzyszy efekt termiczny. Jeśli reakcja bezpośrednia przebiega z uwolnieniem ciepła (egzotermiczna lub +Q), to reakcja odwrotna przebiega z pochłanianiem ciepła (endotermiczna lub -Q) i odwrotnie. Jeśli podbijesz temperatura w systemie równowaga przesunie się, aby skompensować ten wzrost. Logiczne jest, że w przypadku reakcji egzotermicznej nie można skompensować wzrostu temperatury. Zatem wraz ze wzrostem temperatury równowaga w układzie przesuwa się w kierunku absorpcji ciepła, tj. w kierunku reakcji endotermicznych (-Q); ze spadkiem temperatury - w kierunku reakcji egzotermicznej (+ Q).
2. W przypadku reakcji równowagowych, gdy co najmniej jedna z substancji znajduje się w fazie gazowej, na równowagę ma również istotny wpływ zmiana nacisk w systemie. Gdy ciśnienie wzrasta, układ chemiczny próbuje skompensować ten efekt i zwiększa szybkość reakcji, w której zmniejsza się ilość substancji gazowych. Gdy ciśnienie zostaje obniżone, system zwiększa szybkość reakcji, w której powstaje więcej cząsteczek substancji gazowych. Tak więc: wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w kierunku zmniejszenia liczby cząsteczek gazu, ze spadkiem ciśnienia - w kierunku wzrostu liczby cząsteczek gazu.
Notatka! Ciśnienie nie ma wpływu na systemy, w których liczba cząsteczek gazów i produktów reakcji jest taka sama! Również zmiana ciśnienia praktycznie nie wpływa na równowagę w roztworach, tj. w reakcjach, w których nie ma gazów.
3. Zmiana wpływa również na równowagę w układach chemicznych stężenie reagenty i produkty. Wraz ze wzrostem stężenia reagentów system próbuje je zużyć i zwiększa szybkość reakcji do przodu. Wraz ze spadkiem stężenia odczynników system próbuje je akumulować, a szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Wraz ze wzrostem stężenia produktów system również stara się je zużyć i zwiększa szybkość reakcji odwrotnej. Wraz ze spadkiem stężenia produktów układ chemiczny zwiększa szybkość ich powstawania, tj. szybkość reakcji do przodu.
Jeśli w systemie chemicznym szybkość reakcji do przodu wzrasta prawo , w kierunku tworzenia produktów oraz zużycie odczynnika . Jeśli szybkość reakcji odwrotnej wzrasta, mówimy, że równowaga się przesunęła w lewo , w kierunku konsumpcji żywności oraz zwiększenie stężenia odczynników .
Na przykład, w reakcji syntezy amoniaku:
N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3 + Q
wzrost ciśnienia prowadzi do wzrostu szybkości reakcji, w której powstaje mniejsza liczba cząsteczek gazu, tj. reakcja bezpośrednia (liczba cząsteczek gazu reagentowego wynosi 4, liczba cząsteczek gazu w produktach wynosi 2). Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w prawo, w kierunku produktów. Na wzrost temperatury równowaga się przesunie w kierunku reakcji endotermicznej, tj. w lewo, w kierunku odczynników. Wzrost stężenia azotu lub wodoru przesunie równowagę w kierunku ich zużycia, tj. w prawo, w kierunku produktów.
Katalizator nie wpływa na równowagę, ponieważ przyspiesza zarówno reakcje do przodu, jak i do tyłu.
