Reacțiile chimice se desfășoară adesea până la sfârșit, adică. produsele inițiale sunt consumate complet în cursul unei reacții chimice și se formează substanțe noi - produse de reacție. Astfel de reacții merg doar într-o singură direcție - în direcția unei reacții directe.
reacții ireversibile- reacții în care substanțele inițiale sunt complet transformate în produșii finali ai reacției.
Reacțiile ireversibile apar în trei cazuri dacă:
1) se formează o substanță insolubilă, adică precipitat .
De exemplu:
BaCl2 + H2SO4 → BaS04 + 2HCl - aceasta este ecuația moleculară
Acum, să scriem fiecare moleculă în ioni, cu excepția substanței care a precipitat (pentru încărcăturile ionilor, vezi tabelul „Solubilitatea hidroxizilor și a sărurilor” de pe ultima pagină a manualului).
Anulăm aceiași ioni din partea dreaptă și stângă a ecuației și scriem acei ioni care rămân:
| Ba | 2+ | + | ASA DE | 2− | → | BaSO4 ↓ | este ecuația ionică scurtă |
| 4 |
Astfel, conform ecuației ionice prescurtate, se poate observa că precipitatul este format din ioni de bariu (Ba 2+) și ioni de sulfat (SO 4 2 ). –).
2) se formează o substanță gazoasă, adică. se eliberează gaz:
De exemplu:
Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S - ecuație moleculară
2Na + + S 2− + 2H + + 2Cl − → 2 Na + + 2 Cl − + H 2 S - ecuație ionică completă
S 2− + 2H + → H 2 S - ecuație ionică scurtă
3) format apă:
de exemplu:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - ecuație moleculară
K + + OH - + H + + NO 3 - → K + + NO 3 - + H 2 O - ecuația ionică completă
OH- + H + → H2O - scurtă ecuație ionică
Cu toate acestea, nu există atât de multe reacții ireversibile; majoritatea reacțiilor se desfășoară în două direcții (în direcția formării de noi substanțe și invers, în direcția de descompunere a noilor substanțe în produșii de reacție inițiali), adică. sunt reversibile.
Reacții reversibile- reactii chimice care au loc in doua directii opuse - inainte si invers.
De exemplu: reacția de formare a amoniacului din hidrogen(H 2 ) și azot(N 2) urmează reacția:
3H2 + N2 → 2NH3
iar moleculele de amoniac rezultate se descompun în H 2 și N 2 (adică pentru materiile prime):
2NH3 → 3H2 + N2, deci suma acestor două reacții este: 3H2 + N2↔ 2NH3 (săgeata ↔ arată reacția care se desfășoară în două direcții).
În reacțiile reversibile, vine un moment în care viteza reacției directe (rata de formare a noilor substanțe) devine egală cu viteza reacției inverse (rata de formare a produselor de reacție inițiale din substanțe noi) - apare echilibrul .
Echilibru chimic- starea unui proces reversibil chimic în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse.
Echilibrul chimic este dinamic (adică mobil), deoarece atunci când are loc, reacția nu se oprește, ci doar concentrațiile de substanțe nu se modifică. Aceasta înseamnă că cantitatea de substanțe noi formate este egală cu cantitatea de substanțe originale. La temperatură și presiune constante, echilibrul într-o reacție reversibilă poate fi menținut la nesfârșit.
În practică (în laborator, în producție) cel mai adesea interesat de fluxul de reacții directe.
Este posibil să se schimbe echilibrul unui sistem reversibil prin modificarea uneia dintre condițiile de echilibru (concentrație, temperatură sau presiune).
Legea de schimbare a echilibrului chimic (principiul Le Chatelier): dacă se acționează asupra unui sistem aflat în echilibru prin modificarea uneia dintre condițiile de echilibru, atunci starea de echilibru chimic se va deplasa în direcția scăderii acestui efect.
1) Când creşterea concentraţiei reactanţilor, echilibrul se deplasează întotdeauna spre dreapta - în direcția unei reacții directe (adică în direcția formării de noi substanțe).
2) Când cresterea presiunii Prin comprimarea sistemului, și prin urmare prin creșterea concentrației substanțelor care reacţionează (numai pentru substanțele în stare gazoasă), echilibrul sistemului este deplasat către un număr mai mic de molecule de gaz.
3) Când cresterea temperaturii schimbari de echilibru:
a) cu o reacție endotermă (o reacție care are loc cu absorbția de căldură) - la dreapta (în direcția unei reacții directe);
b) în timpul unei reacții exoterme (o reacție care procedează cu degajare de căldură) - spre stânga (în direcția reacției inverse).
4) Când scăderea temperaturii schimbari de echilibru:
a) cu o reacție endotermă (o reacție care procedează cu absorbția de căldură) - spre stânga (în direcția reacției inverse);
b) într-o reacție exotermă (o reacție care are loc cu degajarea de căldură) - spre dreapta (în direcția unei reacții directe).
Reacțiile endoterme în scris sunt indicate prin semnul de la sfârșitul reacției „+ Q” sau
„∆H > 0”, exotermic - semn la sfârșitul reacției „− Q” sau „∆H< 0».
De exemplu: să analizăm unde se schimbă echilibrul din sistem:
2NO 2 (g) ↔ 2NO (g) + O 2 (g) + Q
a) o creștere a concentrației de reactanți
b) scăderea temperaturii
c) creşterea temperaturii
d) creşterea presiunii
Decizie:
a) o creștere a concentrației de substanțe care reacţionează - echilibrul se deplasează spre dreapta (întrucât, conform legii acțiunii masei, cu cât concentrația de substanțe este mai mare, cu atât viteza de reacție este mai mare);
b) scăderea temperaturii (deoarece reacția este endotermă) - deplasare la stânga;
c) creșterea temperaturii - deplasare la dreapta;
Dintre numeroasele clasificări ale tipurilor de reacții, de exemplu, cele care sunt determinate de efectul termic (exotermic și endotermic), de modificările stărilor de oxidare ale substanțelor (redox), de numărul de componente implicate în acestea (descompuneri, compuși). ), și așa mai departe, reacții care au loc în două direcții reciproce, denumite altfel reversibil . O alternativă la reacțiile reversibile sunt reacțiile ireversibil, în timpul căreia se formează produsul final (precipitat, substanță gazoasă, apă). Aceste reacții includ următoarele:
Reacții de schimb între soluțiile de sare, în timpul cărora fie se formează un precipitat insolubil - CaCO 3:
Ca (OH)2 + K2CO3 → CaCO 3↓ + 2KOH (1)
sau o substanță gazoasă - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO2+ 3H2O (2)
sau se obține o substanță slab disociată - H 2 O:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O(3)
Dacă luăm în considerare o reacție reversibilă, atunci se desfășoară nu numai în direcția înainte (în reacțiile 1,2,3 de la stânga la dreapta), ci și în direcția opusă. Un exemplu de astfel de reacție este sinteza amoniacului din substanțe gazoase - hidrogen și azot:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)
Prin urmare, O reacție chimică se numește reversibilă dacă se desfășoară nu numai în sens direct (→) ci și în sens invers (←) și este indicată prin simbolul (↔).
Caracteristica principală a acestui tip de reacție este că din materialele inițiale se formează produse de reacție, dar, în același timp, din aceleași produse se formează reactivii de pornire. Dacă luăm în considerare reacția (4), atunci într-o unitate relativă de timp, concomitent cu formarea a doi moli de amoniac, se vor descompune cu formarea a trei moli de hidrogen și un mol de azot. Să notăm viteza reacției directe (4) cu simbolul V 1, atunci expresia acestei viteze va lua forma:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
unde valoarea lui "k" este definită ca constanta de viteză a unei reacții date, valorile lui [H 2 ] 3 și corespund concentrațiilor substanțelor inițiale ridicate la puterile corespunzătoare coeficienților din ecuația de reacție. În conformitate cu principiul reversibilității, viteza reacției inverse va lua expresia:
V 2 = kˑ 2 (6)
În momentul inițial de timp, viteza reacției directe capătă valoarea maximă. Dar treptat concentrațiile reactivilor inițiali scad și viteza de reacție încetinește. În același timp, viteza reacției inverse începe să crească. Când ratele reacțiilor directe și inverse devin aceleași (V 1 \u003d V 2), apare stare de echilibru , la care nu există nicio modificare a concentrațiilor atât a reactivilor inițiali, cât și a celor formați.
Trebuie remarcat faptul că unele reacții ireversibile nu trebuie luate la propriu. Să dăm un exemplu de reacție cel mai frecvent citată a interacțiunii unui metal cu un acid, în special zincul cu acid clorhidric:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 (7)
De fapt, zincul, atunci când este dizolvat în acid, formează o sare: clorură de zinc și hidrogen gazos, dar după un timp viteza reacției directe încetinește, pe măsură ce concentrația de sare din soluție crește. Când reacția practic se oprește, o anumită cantitate de acid clorhidric va fi prezentă în soluție împreună cu clorură de zinc, așa că reacția (7) ar trebui să fie dată în următoarea formă:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Sau în cazul formării unui precipitat insolubil obţinut prin turnarea soluţiilor de Na2SO4 şi BaCl2:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)
sarea BaS04 precipitată, deși într-o mică măsură, se va disocia în ioni:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Prin urmare, conceptele de reacții ireversibile și ireversibile sunt relative. Cu toate acestea, atât în natură, cât și în activitățile practice ale oamenilor, aceste reacții sunt de mare importanță. De exemplu, procesele de ardere a hidrocarburilor sau a substanțelor organice mai complexe, cum ar fi alcoolul:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H 2 O (11)
2C 2 H 5 OH + 5O 2 \u003d 4CO 2 + 6H 2 O (12)
sunt procese complet ireversibile. Ar fi considerat un vis fericit al omenirii dacă reacțiile (11) și (12) ar fi reversibile! Atunci ar fi posibil să se sintetizeze din nou gaz și benzină și alcool din CO 2 și H 2 O! Pe de altă parte, reacții reversibile precum (4) sau oxidarea dioxidului de sulf:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
sunt principalele în producerea sărurilor de amoniu, acid azotic, acid sulfuric etc., atât compuși anorganici cât și organici. Dar aceste reacții sunt reversibile! Iar pentru a obţine produse finite: NH 3 sau SO 3 este necesar să se utilizeze metode tehnologice precum: modificarea concentraţiilor de reactivi, modificarea presiunii, creşterea sau scăderea temperaturii. Dar acesta va fi deja subiectul următorului subiect: „Deplasarea echilibrului chimic”.
blog.site, cu copierea integrală sau parțială a materialului, este necesar un link către sursă.
DEFINIȚIE
Reactie chimica numită transformarea substanţelor în care are loc o modificare a compoziţiei şi (sau) structurii lor.
Reacția este posibilă cu un raport favorabil de energie și factori de entropie. Dacă acești factori se echilibrează între ei, starea sistemului nu se schimbă. În astfel de cazuri, se spune că sistemele sunt în echilibru.
Reacțiile chimice care au loc într-o singură direcție se numesc ireversibile. Majoritatea reacțiilor chimice sunt reversibile. Aceasta înseamnă că, în aceleași condiții, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse (mai ales când vine vorba de sisteme închise).
Starea unui sistem în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic. . În acest caz, concentrațiile de reactanți și produși de reacție rămân neschimbate (concentrații de echilibru).
Constanta de echilibru
Luați în considerare reacția pentru obținerea amoniacului:
N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2 NH 3 (g)
Să notăm expresiile pentru calcularea vitezei reacțiilor directe (1) și inverse (2):
1 = k 1 [ H 2 ] 3
2 = k 2 2
Ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale, așa că putem scrie:
k 1 3 = k 2 2
k 1 / k 2 = 2 / 3
Raportul a două constante este o constantă. Constanta de echilibru este raportul dintre constantele vitezei reacțiilor directe și inverse.
K = 2 / 3
În termeni generali, constanta de echilibru este:
mA + nB ↔ pC +qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Constanta de echilibru este raportul dintre produsele concentrațiilor produselor de reacție crescute la puterile egale cu coeficienții lor stoichiometrici și produsul concentrațiilor substanțelor inițiale ridicate la puterile egale cu coeficienții lor stoichiometrici.
Dacă K este exprimat în termeni de concentrații de echilibru, atunci K s este cel mai adesea notat. De asemenea, este posibil să se calculeze K pentru gaze în funcție de presiunile lor parțiale. În acest caz, K este notat cu K p. Există o relație între K s și K p:
K p \u003d K c × (RT) Δn,
unde Δn este modificarea numărului tuturor molilor de gaze în timpul tranziției de la reactanți la produse, R este constanta universală a gazului.
K este independent de concentrație, presiune, volum și prezența unui catalizator și depinde de temperatură și de natura reactanților. Dacă K este mult mai mic decât 1, atunci există mai multe substanțe inițiale în amestec, iar în cazul cu mult mai mult de 1, există mai mulți produse în amestec.
Echilibru eterogen
Luați în considerare reacția
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Prin urmare, expresia constantei de echilibru nu include concentrațiile componentelor fazei solide
Echilibrul chimic are loc în prezența tuturor componentelor sistemului, dar constanta de echilibru nu depinde de concentrațiile substanțelor din faza solidă. Echilibrul chimic este un proces dinamic. K oferă informații despre cursul reacției, iar ΔG - despre direcția acesteia. Sunt înrudite între ele:
ΔG 0 = -R × T × lnK
ΔG 0 = -2,303 × R × T × lgK
Schimbarea echilibrului chimic. Principiul lui Le Chatelier
Din punct de vedere al proceselor tehnologice, reacțiile chimice reversibile nu sunt benefice, deoarece este necesar să se cunoască modul de creștere a randamentului produsului de reacție, adică. este necesar să învățăm cum să deplasăm echilibrul chimic către produșii reacției.
Luați în considerare o reacție în care este necesar să creșteți randamentul de amoniac:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g), ΔН< 0
Pentru a deplasa echilibrul în direcția unei reacții directe sau inverse, este necesar să se utilizeze Principiul lui Le Chatelier: daca un sistem aflat in echilibru este afectat de un factor din exterior (cresterea sau scaderea temperaturii, presiunii, volumului, concentratiei substantelor), atunci sistemul contracareaza acest efect.
De exemplu, dacă temperatura este crescută într-un sistem de echilibru, atunci din 2 reacții posibile, va merge una care va fi endotermă; dacă creșteți presiunea, atunci echilibrul se va deplasa către reacția cu un număr mare de moli de substanțe; dacă volumul din sistem este redus, atunci deplasarea echilibrului va fi direcționată către o creștere a presiunii; dacă se mărește concentrația uneia dintre substanțele inițiale, atunci din 2 reacții posibile va merge una care va duce la scăderea concentrației de echilibru a produsului.
Deci, în raport cu reacția avută în vedere, pentru a crește randamentul de amoniac, este necesară creșterea concentrației substanțelor inițiale; scădeți temperatura, deoarece reacția directă este exotermă, creșteți presiunea sau micșorați volumul.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în două grupe: ireversibile și reversibile e reacții. reacții ireversibile curge până la capăt (până la consumarea completă a unuia dintre reactivi), iar în reversibil niciunul dintre reactanți nu este consumat complet, deoarece o reacție reversibilă poate avea loc atât în direcția înainte, cât și în sens invers.
Un exemplu de reacție ireversibilă:
Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Un exemplu de reacție reversibilă:
Inițial, rata reacției înainte v pr este mare, iar viteza reacției inverse v vol este egal cu zero
 | Dependența ratelor reacțiilor directe și inverse de timpul τ. Când aceste viteze sunt egale, apare echilibrul chimic. |
Pe măsură ce reacția continuă, materiile prime sunt consumate și concentrațiile lor scad. În același timp, apar produse de reacție, concentrațiile acestora cresc. Ca urmare, începe să aibă loc o reacție inversă, iar viteza acesteia crește treptat. Când vitezele reacțiilor directe și inverse devin egale, apare echilibrul chimic. Este dinamică, deoarece, deși concentrațiile de substanțe din sistem rămân constante, reacția continuă să se desfășoare atât în direcția înainte, cât și în sens invers.
Dacă egal v la v despre este posibil să se echivaleze expresiile lor după legea de acţiune a maselor *. De exemplu, pentru interacțiunea reversibilă a hidrogenului cu iodul:
k pr ··= k vol. 2 sau
Atitudine constantele de viteză ale reacțiilor directe și inverse (K) se numește constantă de echilibru. La o temperatură constantă, constanta de echilibru este o valoare constantă care arată raportul dintre concentrațiile produselor și substanțelor inițiale, care se stabilește la echilibru. Valoare K depinde de natura reactanților și de temperatură.
Sistemul este într-o stare de echilibru atâta timp cât condițiile externe rămân constante. Odată cu creșterea concentrației oricăreia dintre substanțele care participă la reacție, echilibrul se deplasează spre consumul acestei substanțe; când concentrația oricăreia dintre substanțe scade, echilibrul se deplasează spre formarea acestei substanțe.
Reacțiile chimice care au loc în aceeași direcție se numesc ireversibil.
Majoritatea proceselor chimice sunt reversibil. Aceasta înseamnă că, în aceleași condiții, apar atât reacții directe, cât și reacții inverse (mai ales când vine vorba de sisteme închise). 
De exemplu:
a) reacție
într-un sistem deschis ireversibil;
b) aceeași reacție
într-un sistem închis reversibil.
Echilibru chimic
Să luăm în considerare mai detaliat procesele care au loc în timpul reacțiilor reversibile, de exemplu, pentru o reacție condiționată:
Pe baza legii acțiunii în masă viteza de reacție înainte:
Deoarece concentrațiile substanțelor A și B scad în timp, scade și viteza reacției directe.
Apariția produselor de reacție înseamnă posibilitatea unei reacții inverse, iar în timp, concentrațiile de substanțe C și D cresc, ceea ce înseamnă că rata de reacție înapoi.
Mai devreme sau mai târziu, se va ajunge la o stare în care ratele reacțiilor directe și inverse vor deveni egale = .
Starea unui sistem în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse se numește echilibru chimic.
În acest caz, concentrațiile reactanților și produșilor de reacție rămân neschimbate. Ele se numesc concentrații de echilibru. La nivel macro, se pare că în general nu se schimbă nimic. Dar, de fapt, atât procesele directe, cât și cele inverse continuă să continue, dar cu aceeași viteză. Prin urmare, un astfel de echilibru în sistem se numește mobil și dinamic.
Să notăm concentrațiile de echilibru ale substanțelor ca [A], [B], [C], [D]. Atunci, deoarece = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , Unde
unde α, β, γ, δ sunt exponenți, egal cu coeficienții din reacția reversibilă; K egal - constanta de echilibru chimic.
Expresia rezultată descrie cantitativ stare de echilibruși este o expresie matematică a legii acțiunii maselor pentru sistemele de echilibru.
La o temperatură constantă, constanta de echilibru este valoarea este constantă pentru o reacție reversibilă dată. Acesta arată raportul dintre concentrațiile produselor de reacție (numărător) și materiile prime (numitor), care se stabilește la echilibru.
Constantele de echilibru sunt calculate din datele experimentale prin determinarea concentrațiilor de echilibru ale materiilor prime și ale produselor de reacție la o anumită temperatură.
Valoarea constantei de echilibru caracterizează randamentul produselor de reacție, caracterul complet al cursului său. Dacă obțineți K » 1, aceasta înseamnă că la echilibru [C] γ [D] δ " [A] α [B] β , adică concentrațiile produselor de reacție prevalează asupra concentrațiilor substanțelor inițiale, iar randamentul produselor de reacție este mare.
Când K este egal cu ≈ 1, randamentul produselor de reacție este în mod corespunzător mic. De exemplu, pentru reacția de hidroliză a esterului etilic al acidului acetic
constanta de echilibru:
la 20 °C are o valoare de 0,28 (adică mai puțin de 1).
Aceasta înseamnă că o parte semnificativă a esterului nu a fost hidrolizată.
În cazul reacțiilor eterogene, expresia constantei de echilibru include concentrațiile numai acelor substanțe care se află în fază gazoasă sau lichidă. De exemplu, pentru reacție
Constantele de echilibru sunt exprimate astfel:
Valoarea constantei de echilibru depinde de natura reactanților și de temperatură.
Constanta nu depinde de prezența unui catalizator, deoarece modifică energia de activare atât a reacțiilor directe, cât și a reacțiilor inverse cu aceeași cantitate. Catalizatorul poate accelera doar declanșarea echilibrului fără a afecta valoarea constantei de echilibru.
Starea de echilibru se menține un timp arbitrar îndelungat în condiții externe constante: temperatură, concentrație de substanțe inițiale, presiune (dacă sunt implicate sau se formează gaze în reacție).
Prin modificarea acestor condiții este posibilă transferarea sistemului dintr-o stare de echilibru în alta, corespunzătoare noilor condiții. O astfel de tranziție se numește deplasare sau schimbarea echilibrului.
Luați în considerare diferite moduri de a schimba echilibrul folosind exemplul reacției interacțiunii azotului și hidrogenului cu formarea amoniacului:
Efectul modificării concentrației de substanțe
Când la amestecul de reacție se adaugă azot N2 și hidrogen H2, concentrația acestor gaze crește, ceea ce înseamnă că viteza reacției înainte crește. Echilibrul se deplasează spre dreapta, spre produsul de reacție, adică spre amoniac NH3.
N2 + 3H2 → 2NH3
Aceeași concluzie poate fi trasă analizând expresia constantei de echilibru. Odată cu creșterea concentrației de azot și hidrogen, numitorul crește și, deoarece K este egal. - valoarea este constantă, numărătorul trebuie să crească. Astfel, cantitatea de produs de reacţie NH3 va creşte în amestecul de reacţie.
O creștere a concentrației produsului de reacție al amoniacului NH 3 va duce la o deplasare a echilibrului spre stânga, spre formarea materiilor prime. Această concluzie poate fi trasă pe baza unui raționament similar.
Efectul schimbării presiunii
O modificare a presiunii afectează numai acele sisteme în care cel puțin una dintre substanțe este în stare gazoasă. Pe măsură ce presiunea crește, volumul gazelor scade, ceea ce înseamnă că concentrația lor crește.
Să presupunem că presiunea într-un sistem închis este crescută, de exemplu, de 2 ori. Aceasta înseamnă că concentrațiile tuturor substanțelor gazoase (N 2, H 2, NH 3) în reacția luată în considerare vor crește de 2 ori. În acest caz, numărătorul din expresia pentru K egal va crește de 4 ori, iar numitorul - de 16 ori, adică echilibrul va fi perturbat. Pentru a-l reface, concentrația de amoniac trebuie să crească, iar concentrațiile de azot și hidrogen trebuie să scadă. Echilibrul se va deplasa spre dreapta. O modificare a presiunii nu are practic niciun efect asupra volumului corpurilor lichide și solide, adică nu modifică concentrația acestora. Prin urmare, starea de echilibru chimic al reacțiilor la care gazele nu participă nu depinde de presiune.
Efectul schimbării temperaturii
Odată cu creșterea temperaturii, vitezele tuturor reacțiilor (exo- și endoterme) cresc. Mai mult, o creștere a temperaturii are un efect mai mare asupra vitezei acelor reacții care au o energie de activare mai mare, ceea ce înseamnă că endotermic.
Astfel, viteza reacției inverse (endotermă) crește mai mult decât viteza celei directe. Echilibrul se va deplasa spre proces, însoțit de absorbția de energie.
Direcția deplasării echilibrului poate fi prezisă folosind Principiul lui Le Chatelier:
Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o influență externă (modificări de concentrație, presiune, temperatură), atunci echilibrul se deplasează în direcția care slăbește această influență.
Prin urmare:
Odată cu creșterea concentrației de reactanți, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea produșilor de reacție;
Odată cu creșterea concentrației produșilor de reacție, echilibrul chimic al sistemului se deplasează spre formarea substanțelor inițiale;
Odată cu creșterea presiunii, echilibrul chimic al sistemului se deplasează în direcția reacției în care volumul substanțelor gazoase formate este mai mic;
Pe măsură ce temperatura crește, echilibrul chimic al sistemului se deplasează către o reacție endotermă;
Cu scăderea temperaturii - în direcția procesului exotermic.
Principiul Le Chatelier este aplicabil nu numai reacțiilor chimice, ci și multor alte procese: evaporare, condensare, topire, cristalizare etc. În producerea celor mai importante produse chimice, principiul Le Chatelier și calculele care decurg din legea acțiunea în masă face posibilă găsirea unor astfel de condiții pentru efectuarea proceselor chimice care asigură randamentul maxim al substanței dorite.
Material de referință pentru promovarea testului:
tabelul periodic
Tabelul de solubilitate
