Chemické reakcie často prebiehajú až do konca, t.j. prvotné produkty sa pri chemickej reakcii úplne spotrebúvajú a vznikajú nové látky - reakčné produkty. Takéto reakcie idú iba jedným smerom - v smere priamej reakcie.
nezvratné reakcie- reakcie, pri ktorých sa východiskové látky úplne premieňajú na konečné produkty reakcie.
Ireverzibilné reakcie sa vyskytujú v troch prípadoch, ak:
1) vzniká nerozpustná látka, t.j. zrazenina .
Napríklad:
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 + 2HCl - toto je molekulová rovnica
Teraz napíšme každú molekulu na ióny, okrem látky, ktorá sa vyzrážala (náboje iónov pozri v tabuľke „Rozpustnosť hydroxidov a solí“ na poslednom letáku učebnice).
Zrušíme rovnaké ióny na pravej a ľavej strane rovnice a vypíšeme tie ióny, ktoré zostanú:
| Ba | 2+ | + | SO | 2− | → | BaSO4 ↓ | je krátka iónová rovnica |
| 4 |
Podľa skrátenej iónovej rovnice je teda vidieť, že zrazenina vzniká z iónov bária (Ba 2+) a síranových iónov (SO 4 2 –).
2) vzniká plynná látka, t.j. uvoľňuje sa plyn:
Napríklad:
Na2S + 2HCl → 2NaCl + H2S - molekulová rovnica
2Na + + S 2- + 2H + + 2Cl - → 2 Na + + 2 Cl - + H2S - úplná iónová rovnica
S2− + 2H + → H2S - krátka iónová rovnica
3) tvorené voda:
napríklad:
KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O - molekulová rovnica
K + + OH - + H + + N03 - → K + + N03 - + H20 - úplná iónová rovnica
OH - + H + -> H20 - krátka iónová rovnica
Nie je však toľko nezvratných reakcií; väčšina reakcií prebieha v dvoch smeroch (v smere vzniku nových látok a naopak v smere rozkladu nových látok na počiatočné reakčné produkty), t.j. sú reverzibilné.
Reverzibilné reakcie- chemické reakcie, ktoré prebiehajú v dvoch opačných smeroch - vpred a vzad.
Napríklad: reakcia tvorby amoniaku z vodíka(H 2 ) a dusík(N 2) nasleduje reakcia:
3H2 + N2 -> 2NH3
a výsledné molekuly amoniaku sa rozložia na H 2 a N 2 (t. j. pre východiskové materiály):
2NH3 -> 3H2 + N2, takže súčet týchto dvoch reakcií je: 3H2 + N2↔2NH3 (šípka ↔ ukazuje reakciu prebiehajúcu v dvoch smeroch).
Pri reverzibilných reakciách nastáva moment, keď sa rýchlosť priamej reakcie (rýchlosť tvorby nových látok) rovná rýchlosti spätnej reakcie (rýchlosť tvorby počiatočných reakčných produktov z nových látok) - nastáva rovnováha .
Chemická rovnováha- stav chemicky vratného procesu, pri ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie.
Chemická rovnováha je dynamická (t.j. pohyblivá), pretože keď nastane, reakcia sa nezastaví, ale nemenia sa iba koncentrácie látok. To znamená, že množstvo vytvorených nových látok sa rovná množstvu pôvodných látok. Pri konštantnej teplote a tlaku môže byť rovnováha v reverzibilnej reakcii udržiavaná donekonečna.
V praxi (v laboratóriu, vo výrobe) sa najčastejšie zaujímajú o tok priamych reakcií.
Rovnováhu reverzibilného systému je možné posunúť zmenou jednej z podmienok rovnováhy (koncentrácia, teplota alebo tlak).
Zákon posunu chemickej rovnováhy (Le Chatelierov princíp): ak na systém v rovnováhe pôsobí zmena jednej z podmienok rovnováhy, potom sa stav chemickej rovnováhy posunie v smere znižovania tohto efektu.
1) Kedy zvýšenie koncentrácie reaktantov, rovnováha sa posúva vždy doprava - v smere priamej reakcie (teda v smere tvorby nových látok).
2) Kedy zvýšenie tlaku Stláčaním systému, a teda zvyšovaním koncentrácie reagujúcich látok (len pri látkach v plynnom skupenstve), sa rovnováha systému posúva smerom k menšiemu počtu molekúl plynu.
3) Kedy zvýšenie teploty posuny rovnováhy:
a) s endotermickou reakciou (reakcia, ktorá prebieha absorpciou tepla) - vpravo (v smere priamej reakcie);
b) pri exotermickej reakcii (reakcia prebiehajúca s uvoľňovaním tepla) - vľavo (v smere reverznej reakcie).
4) Kedy zníženie teploty posuny rovnováhy:
a) s endotermickou reakciou (reakcia prebiehajúca s absorpciou tepla) - vľavo (v smere reverznej reakcie);
b) pri exotermickej reakcii (reakcia, ktorá prebieha s uvoľňovaním tepla) - doprava (v smere priamej reakcie).
Endotermické reakcie v písomnej forme sú označené znamienkom na konci reakcie "+ Q" resp
"∆H > 0", exotermický - znak na konci reakcie "− Q" alebo "∆H"< 0».
Napríklad: analyzujme, kam sa posunie rovnováha v systéme:
2N02 (g) ↔ 2NO (g) + O2 (g) + Q
a) zvýšenie koncentrácie reaktantov
b) pokles teploty
c) zvýšenie teploty
d) zvýšenie tlaku
rozhodnutie:
a) zvýšenie koncentrácie reagujúcich látok - rovnováha sa posunie doprava (pretože podľa zákona o pôsobení hmoty platí, že čím väčšia je koncentrácia látok, tým vyššia je rýchlosť reakcie);
b) pokles teploty (pretože reakcia je endotermická) - posun doľava;
c) zvýšenie teploty - posun doprava;
Medzi početné klasifikácie typov reakcií patria napríklad tie, ktoré sú určené tepelným účinkom (exotermické a endotermické), zmenami oxidačných stavov látok (redox), počtom zložiek, ktoré sa na nich podieľajú (rozklad, zlúčeniny ), a tak ďalej, reakcie prebiehajúce v dvoch vzájomných smeroch, inak nazývaných reverzibilné . Alternatívou k reverzibilným reakciám sú reakcie nezvratný, pri ktorej vzniká konečný produkt (zrazenina, plynná látka, voda). Tieto reakcie zahŕňajú nasledujúce:
Výmenné reakcie medzi soľnými roztokmi, počas ktorých vzniká buď nerozpustná zrazenina - CaCO 3:
Ca (OH)2 + K2C03 -> CaCO 3↓ + 2 KOH (1)
alebo plynná látka - CO 2:
3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 → 2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H20 (2)
alebo sa získa slabo disociovaná látka - H 2 O:
2NaOH + H2S04 -> Na2S04 + 2 H2O(3)
Ak uvažujeme o reverzibilnej reakcii, tak tá prebieha nielen v smere dopredu (v reakciách 1,2,3 zľava doprava), ale aj v opačnom smere. Príkladom takejto reakcie je syntéza amoniaku z plynných látok - vodíka a dusíka:
3H2 + N2 ↔ 2NH3 (4)
teda Chemická reakcia sa nazýva reverzibilná, ak prebieha nielen v smere dopredu (→), ale aj v opačnom smere (←). a je označené symbolom (↔).
Hlavným znakom tohto typu reakcie je, že reakčné produkty sa tvoria z východiskových materiálov, ale súčasne sa z rovnakých produktov tvoria východiskové činidlá. Ak zoberieme do úvahy reakciu (4), tak za relatívnu jednotku času sa súčasne s tvorbou dvoch mólov amoniaku rozložia za vzniku troch mólov vodíka a jedného mólu dusíka. Označme rýchlosť priamej reakcie (4) symbolom V 1, potom výraz pre túto rýchlosť bude mať tvar:
V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)
kde hodnota "k" je definovaná ako rýchlostná konštanta danej reakcie, hodnoty [H 2 ] 3 a zodpovedajú koncentráciám východiskových látok zvýšeným na mocniny zodpovedajúce koeficientom v reakčnej rovnici. V súlade s princípom reverzibility bude mať rýchlosť reverznej reakcie výraz:
V 2 = kˑ 2 (6)
V počiatočnom okamihu rýchlosť priamej reakcie nadobudne maximálnu hodnotu. Postupne však klesajú koncentrácie počiatočných činidiel a rýchlosť reakcie sa spomaľuje. Súčasne sa rýchlosť spätnej reakcie začína zvyšovať. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje (V 1 \u003d V 2), príde rovnovážny stav , pri ktorej nedochádza k žiadnej zmene koncentrácií východiskových ani vytvorených činidiel.
Treba si uvedomiť, že niektoré nezvratné reakcie netreba brať doslovne. Uveďme príklad najčastejšie uvádzanej reakcie interakcie kovu s kyselinou, najmä zinku s kyselinou chlorovodíkovou:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (7)
V skutočnosti zinok, keď sa rozpustí v kyseline, tvorí soľ: chlorid zinočnatý a plynný vodík, ale po určitom čase sa rýchlosť priamej reakcie spomaľuje, pretože sa zvyšuje koncentrácia soli v roztoku. Keď sa reakcia prakticky zastaví, určité množstvo kyseliny chlorovodíkovej bude prítomné v roztoku spolu s chloridom zinočnatým, takže reakcia (7) by mala byť uvedená v nasledujúcej forme:
2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)
Alebo v prípade tvorby nerozpustnej zrazeniny získanej naliatím roztokov Na2S04 a BaCl2:
Na2S04 + BaCl2 = BaS04 ↓ + 2NaCl (9)
vyzrážaná soľ BaSO 4, aj keď v malom rozsahu, bude disociovať na ióny:
BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)
Preto sú pojmy nezvratných a nezvratných reakcií relatívne. Napriek tomu ako v prírode, tak aj v praktickej činnosti ľudí majú tieto reakcie veľký význam. Napríklad procesy spaľovania uhľovodíkov alebo zložitejších organických látok, ako je alkohol:
CH 4 + O 2 \u003d CO 2 + H20 (11)
2C2H5OH + 5O2 \u003d 4CO2 + 6H20 (12)
sú úplne nezvratné procesy. Ak by reakcie (11) a (12) boli reverzibilné, považovalo by sa to za šťastný sen ľudstva! Potom by bolo možné opäť syntetizovať plyn a benzín a alkohol z CO 2 a H 2 O! Na druhej strane reverzibilné reakcie, ako je (4) alebo oxidácia oxidu siričitého:
SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)
sú hlavné pri výrobe amónnych solí, kyseliny dusičnej, sírovej atď., a to anorganických aj organických zlúčenín. Ale tieto reakcie sú reverzibilné! A na získanie konečných produktov: NH 3 alebo SO 3 je potrebné použiť také technologické metódy ako: zmena koncentrácií činidiel, zmena tlaku, zvýšenie alebo zníženie teploty. Ale to už bude predmetom ďalšej témy: "Vytesnenie chemickej rovnováhy."
blog.site, pri úplnom alebo čiastočnom skopírovaní materiálu je potrebný odkaz na zdroj.
DEFINÍCIA
Chemická reakcia nazývaná premena látok, pri ktorej dochádza k zmene ich zloženia a (alebo) štruktúry.
Reakcia je možná pri priaznivom pomere faktorov energie a entropie. Ak sa tieto faktory navzájom vyvažujú, stav systému sa nemení. V takýchto prípadoch sa hovorí, že systémy sú v rovnováhe.
Chemické reakcie, ktoré prebiehajú jedným smerom, sa nazývajú ireverzibilné. Väčšina chemických reakcií je reverzibilná. To znamená, že za rovnakých podmienok dochádza k reakciám vpred aj vzad (najmä ak ide o uzavreté systémy).
Stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha. . V tomto prípade zostávajú koncentrácie reaktantov a reakčných produktov nezmenené (rovnovážne koncentrácie).
Rovnovážna konštanta
Zvážte reakciu na získanie amoniaku:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔2 NH3 (g)
Zapíšme si výrazy na výpočet rýchlostí priamych (1) a reverzných (2) reakcií:
1 = k1 [H2] 3
2 = k 2 2
Rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, takže môžeme písať:
k 1 3 = k 2 2
k1/k2 = 2/3
Pomer dvoch konštánt je konštanta. Rovnovážna konštanta je pomer rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií.
K = 2/3
Vo všeobecnosti je rovnovážna konštanta:
mA + nB ↔ pC + qD
K = [C] p [D] q / [A] m [B] n
Rovnovážna konštanta je pomer súčinov koncentrácií reakčných produktov zvýšených na mocniny rovné ich stechiometrickým koeficientom k súčinu koncentrácií východiskových látok zvýšených na mocniny rovné ich stechiometrickým koeficientom.
Ak je K vyjadrené v podmienkach rovnovážnych koncentrácií, potom sa najčastejšie označuje K s. Je tiež možné vypočítať K pre plyny z hľadiska ich parciálnych tlakov. V tomto prípade sa K označuje ako K p. Medzi Ks a Kp existuje vzťah:
Kp \u003d Kc × (RT) Δn,
kde Δn je zmena počtu všetkých mólov plynov pri prechode z reaktantov na produkty, R je univerzálna plynová konštanta.
K nezávisí od koncentrácie, tlaku, objemu a prítomnosti katalyzátora a závisí od teploty a povahy reaktantov. Ak je K oveľa menšie ako 1, potom je v zmesi viac východiskových látok a v prípade oveľa viac ako 1 je v zmesi viac produktov.
Heterogénna rovnováha
Zvážte reakciu
CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)
Výraz pre rovnovážnu konštantu teda nezahŕňa koncentrácie zložiek tuhej fázy
Chemická rovnováha nastáva v prítomnosti všetkých zložiek systému, ale rovnovážna konštanta nezávisí od koncentrácií látok v tuhej fáze. Chemická rovnováha je dynamický proces. K poskytuje informácie o priebehu reakcie a ΔG - o jej smere. Navzájom súvisia:
AGo = -R x T x lnK
AGo = -2,303 x R x T x lgK
Posun v chemickej rovnováhe. Le Chatelierov princíp
Z hľadiska technologických procesov nie sú výhodné reverzibilné chemické reakcie, keďže je potrebné mať znalosti ako zvýšiť výťažok reakčného produktu, t.j. je potrebné naučiť sa posúvať chemickú rovnováhu smerom k produktom reakcie.
Zvážte reakciu, pri ktorej je potrebné zvýšiť výťažok amoniaku:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g), ΔН< 0
Aby sa rovnováha posunula v smere priamej alebo spätnej reakcie, je potrebné použiť Le Chatelierov princíp: ak je rovnovážny systém ovplyvnený nejakým vonkajším faktorom (zvýšenie alebo zníženie teploty, tlaku, objemu, koncentrácie látok), potom systém pôsobí proti tomuto efektu.
Napríklad, ak sa teplota zvýši v rovnovážnom systéme, potom z 2 možných reakcií bude jedna, ktorá bude endotermická; ak zvýšite tlak, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii s veľkým počtom mólov látok; ak sa objem v systéme zníži, potom bude rovnovážny posun smerovaný k zvýšeniu tlaku; ak sa zvýši koncentrácia jednej z východiskových látok, potom z 2 možných reakcií dôjde k jednej, ktorá povedie k zníženiu rovnovážnej koncentrácie produktu.
Takže vo vzťahu k uvažovanej reakcii, aby sa zvýšil výťažok amoniaku, je potrebné zvýšiť koncentráciu východiskových látok; znížte teplotu, pretože priama reakcia je exotermická, zvýšte tlak alebo znížte objem.
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
Všetky chemické reakcie možno rozdeliť do dvoch skupín: nezvratné a reverzibilné e reakcie. nezvratné reakcie prietoku až do konca (až do úplného spotrebovania jedného z činidiel), a v reverzibilnéžiadna z reaktantov nie je úplne spotrebovaná, pretože reverzibilná reakcia môže prebiehať v priamom aj v opačnom smere.
Príklad nezvratnej reakcie:
Zn + 4HN03 → Zn(N03)2 + 2N02 + 2H20
Príklad reverzibilnej reakcie:
Spočiatku rýchlosť doprednej reakcie v pr je veľké a rýchlosť reverznej reakcie v objem sa rovná nule
 | Závislosť rýchlostí priamych a spätných reakcií od času τ. Keď sú tieto rýchlosti rovnaké, nastáva chemická rovnováha. |
Ako reakcia pokračuje, východiskové látky sa spotrebúvajú a ich koncentrácie klesajú. Súčasne sa objavujú reakčné produkty, ich koncentrácie sa zvyšujú. V dôsledku toho začne prebiehať reverzná reakcia a jej rýchlosť sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií vyrovná, nastane chemická rovnováha. Je dynamická, pretože hoci koncentrácie látok v systéme zostávajú konštantné, reakcia pokračuje v smere dopredu aj dozadu.
Ak je rovnaký v pri v o je možné ich vyjadrenia zrovnoprávniť podľa zákona o pôsobení más *. Napríklad pre reverzibilnú interakciu vodíka s jódom:
k pr ··= k zväzok 2 alebo
Postoj rýchlostné konštanty priamych a spätných reakcií (K) sa nazýva rovnovážna konštanta. Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta konštantná hodnota znázorňujúca pomer medzi koncentráciami produktov a východiskových látok, ktorý je stanovený v rovnováhe. Hodnota K závisí od povahy reaktantov a od teploty.
Systém je v rovnovážnom stave, pokiaľ vonkajšie podmienky zostávajú konštantné. So zvýšením koncentrácie ktorejkoľvek z látok zúčastňujúcich sa reakcie sa rovnováha posúva smerom k spotrebe tejto látky; pri znižovaní koncentrácie niektorej z látok sa rovnováha posúva smerom k tvorbe tejto látky.
Chemické reakcie, ktoré prebiehajú rovnakým smerom, sa nazývajú nezvratné.
Väčšina chemických procesov je reverzibilné. To znamená, že za rovnakých podmienok dochádza k reakciám vpred aj vzad (najmä ak ide o uzavreté systémy). 
Napríklad:
a) reakcia
v otvorenom systéme nezvratné;
b) rovnaká reakcia
v uzavretom systéme reverzibilné.
Chemická rovnováha
Pozrime sa podrobnejšie na procesy, ktoré sa vyskytujú počas reverzibilných reakcií, napríklad pre podmienenú reakciu:
Na základe zákona masovej akcie rýchlosť doprednej reakcie:
Keďže koncentrácie látok A a B s časom klesajú, znižuje sa aj rýchlosť priamej reakcie.
Výskyt reakčných produktov znamená možnosť reverznej reakcie a časom sa koncentrácie látok C a D zvyšujú, čo znamená, že rýchlosť spätnej reakcie.
Skôr či neskôr sa dosiahne stav, v ktorom sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie vyrovná = .
Nazýva sa stav systému, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie chemická rovnováha.
V tomto prípade zostávajú koncentrácie reaktantov a reakčných produktov nezmenené. Nazývajú sa rovnovážne koncentrácie. Na makroúrovni sa zdá, že vo všeobecnosti sa nič nemení. Ale v skutočnosti priame aj spätné procesy pokračujú, ale rovnakou rýchlosťou. Preto sa takáto rovnováha v systéme nazýva mobilná a dynamická.
Označme rovnovážne koncentrácie látok [A], [B], [C], [D]. Potom keďže = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , kde
kde α, β, γ, δ sú exponenty, rovné koeficientom pri reverzibilnej reakcii; K sa rovná - chemická rovnovážna konštanta.
Výsledný výraz kvantitatívne opisuje rovnovážny stav a je matematickým vyjadrením zákona hromadného pôsobenia pre rovnovážne systémy.
Pri konštantnej teplote je rovnovážna konštanta hodnota je pre danú reverzibilnú reakciu konštantná. Ukazuje pomer medzi koncentráciami reakčných produktov (čitateľ) a východiskových látok (menovateľ), ktorý je stanovený v rovnováhe.
Rovnovážne konštanty sa vypočítajú z experimentálnych údajov stanovením rovnovážnych koncentrácií východiskových látok a reakčných produktov pri určitej teplote.
Hodnota rovnovážnej konštanty charakterizuje výťažok produktov reakcie, úplnosť jej priebehu. Ak dostanete K » 1, znamená to, že v rovnováhe [C] γ [D] δ » [A] α [B] β koncentrácie reakčných produktov prevažujú nad koncentráciami východiskových látok a výťažok reakčných produktov je vysoký.
Keď sa K rovná ≈ 1, výťažok reakčných produktov je zodpovedajúcim spôsobom malý. Napríklad na hydrolytickú reakciu etylesteru kyseliny octovej
rovnovážna konštanta:
pri 20 °C má hodnotu 0,28 (t.j. menej ako 1).
To znamená, že významná časť esteru nebola hydrolyzovaná.
V prípade heterogénnych reakcií vyjadrenie rovnovážnej konštanty zahŕňa koncentrácie len tých látok, ktoré sú v plynnej alebo kvapalnej fáze. Napríklad na reakciu
Rovnovážne konštanty sú vyjadrené takto:
Hodnota rovnovážnej konštanty závisí od charakteru reaktantov a teploty.
Konštanta nezávisí od prítomnosti katalyzátora, pretože mení aktivačnú energiu priamych aj spätných reakcií o rovnakú hodnotu. Katalyzátor môže len urýchliť nástup rovnováhy bez ovplyvnenia hodnoty rovnovážnej konštanty.
Rovnovážny stav sa udržuje ľubovoľne dlho za konštantných vonkajších podmienok: teplota, koncentrácia východiskových látok, tlak (ak sa do reakcie zúčastňujú alebo tvoria plyny).
Zmenou týchto podmienok je možné preniesť systém z jedného rovnovážneho stavu do druhého, zodpovedajúceho novým podmienkam. Takýto prechod je tzv posunutie alebo posun rovnováhy.
Zvážte rôzne spôsoby posunutia rovnováhy pomocou príkladu reakcie interakcie dusíka a vodíka s tvorbou amoniaku:
Vplyv zmeny koncentrácie látok
Keď sa k reakčnej zmesi pridá dusík N2 a vodík H2, koncentrácia týchto plynov sa zvýši, čo znamená, že rýchlosť doprednej reakcie sa zvyšuje. Rovnováha sa posúva doprava, smerom k reakčnému produktu, to znamená k amoniaku NH3.
N2 + 3H2 -> 2NH3
Rovnaký záver možno vyvodiť analýzou výrazu pre rovnovážnu konštantu. So zvyšujúcou sa koncentráciou dusíka a vodíka sa menovateľ zvyšuje, a keďže K sa rovná. - hodnota je konštantná, čitateľ sa musí zvýšiť. Množstvo reakčného produktu NH3 sa teda v reakčnej zmesi zvýši.
Zvýšenie koncentrácie reakčného produktu amoniaku NH3 posunie rovnováhu doľava smerom k tvorbe východiskových látok. Tento záver možno vyvodiť na základe podobných úvah.
Vplyv zmeny tlaku
Zmena tlaku ovplyvňuje iba tie systémy, kde je aspoň jedna z látok v plynnom stave. So zvyšovaním tlaku sa objem plynov zmenšuje, čo znamená, že sa zvyšuje ich koncentrácia.
Predpokladajme, že tlak v uzavretom systéme sa zvýši napríklad dvakrát. To znamená, že koncentrácie všetkých plynných látok (N 2, H 2, NH 3) v uvažovanej reakcii sa zvýšia 2-krát. V tomto prípade sa čitateľ vo výraze pre K rovná sa zvýši 4-krát a menovateľ - 16-krát, t.j. rovnováha bude narušená. Na jej obnovenie sa musí zvýšiť koncentrácia amoniaku a znížiť koncentrácie dusíka a vodíka. Rovnováha sa posunie doprava. Zmena tlaku nemá prakticky žiadny vplyv na objem kvapalných a pevných telies, to znamená, že nemení ich koncentráciu. teda stav chemickej rovnováhy reakcií, na ktorých sa nezúčastňujú plyny, nezávisí od tlaku.
Vplyv zmeny teploty
So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rýchlosť všetkých reakcií (exo- a endotermických). Navyše zvýšenie teploty má väčší vplyv na rýchlosť tých reakcií, ktoré majú vyššiu aktivačnú energiu, čo znamená, že endotermický.
Rýchlosť spätnej reakcie (endotermickej) sa teda zvyšuje viac ako rýchlosť priamej reakcie. Rovnováha sa posunie smerom k procesu, sprevádzaný absorpciou energie.
Smer posunu rovnováhy možno predpovedať pomocou Le Chatelierov princíp:
Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv (koncentrácia, tlak, zmeny teploty), potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý tento vplyv oslabí.
takto:
So zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe reakčných produktov;
So zvyšujúcou sa koncentráciou reakčných produktov sa chemická rovnováha systému posúva smerom k tvorbe východiskových látok;
So zvyšujúcim sa tlakom sa chemická rovnováha systému posúva smerom k reakcii, pri ktorej je objem vytvorených plynných látok menší;
Ako teplota stúpa, chemická rovnováha systému sa posúva smerom k endotermickej reakcii;
S poklesom teploty - v smere exotermického procesu.
Le Chatelierov princíp je aplikovateľný nielen na chemické reakcie, ale aj na mnohé iné procesy: vyparovanie, kondenzácia, topenie, kryštalizácia atď.. Pri výrobe najdôležitejších chemických produktov sa uplatňuje Le Chatelierov princíp a výpočty vyplývajúce zo zákona č. hromadné pôsobenie umožňujú nájsť také podmienky na uskutočňovanie chemických procesov, ktoré poskytujú maximálny výťažok požadovanej látky.
Referenčný materiál na úspešné absolvovanie testu:
periodická tabuľka
Tabuľka rozpustnosti
