هدف:

حل مسائل تجربی مربوط به تعیین وابستگی سرعت یک واکنش شیمیایی به غلظت واکنش دهنده ها، دما، وجود کاتالیزور و محاسبه شرایط تعادل شیمیایی در سیستم هایی با واکنش های شیمیایی برگشت پذیر.

مسائل نظری

1. سرعت واکنش های همگن و ناهمگن.

2. قانون عمل جرم برای سرعت در یک سیستم همگن.

3. نرخ ثابت. معنای فیزیکی آن.

4. وابستگی سرعت واکنش به دما. قانون وانت هاف

5. مفهوم کاتالیزور.

6. واکنش های شیمیایی برگشت پذیر و غیر قابل برگشت.

7. تعادل شیمیایی. ثابت تعادل معنای فیزیکی آن.

8. تغییر در تعادل شیمیایی. اصل لو شاتلیه

سینتیک شیمیاییسیر فرآیندهای شیمیایی را در طول زمان مطالعه می کند.

سرعت واکنش شیمیایی n –مقدار ماده Dn است که در یک واکنش در واحد زمان Dt در واحد حجم فضای واکنش واکنش می دهد یا تشکیل می شود. n

واکنش همگن - در کل حجم رخ می دهد، واکنش دهنده ها و محصولات واکنش در یک فاز هستند.

مقدار ماده در واحد حجم Dn/V – این غلظت مولی C است.

سپس سرعت متوسط ​​واکنش همگن:

واحد اندازه گیری سرعت یک واکنش همگن mol l -1 s -1 است.

واکنش ناهمگن - یک واکنش در یک مرز فاز رخ می دهد، واکنش دهنده ها و (یا) محصولات واکنش در فازهای مختلف هستند.

برای یک واکنش ناهمگن، سرعت به سطح تماس معرفها بستگی دارد - منطقه رابط فاز S.

میانگین سرعت واکنش ناهمگن

واحد اندازه گیری سرعت یک واکنش ناهمگن مول m -2 s -1 است.

سرعت واکنش فوری- تغییر در تمرکز در یک لحظه خاص، به عنوان مثال. در یک بازه زمانی بینهایت کوچک dt

سرعت یک واکنش شیمیایی همیشه مثبت است. علامت مثبت "+" یا "-" نشان می دهد که آیا تغییر در مقدار ماده Δn مثبت است یا منفی، یعنی یک ماده در طول واکنش تشکیل یا مصرف می شود.

سرعت واکنش به ماهیت واکنش دهنده ها، غلظت، دما و وجود کاتالیزور بستگی دارد.

قانون عمل توده ای: سرعت یک واکنش همگن با حاصلضرب غلظت مولی واکنش دهنده ها متناسب است که در توان های برابر با ضرایب استوکیومتری گرفته می شود.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in، که k ثابت سرعت است.

سرعت با افزایش غلظت ماده ای که ضریب استوکیومتری آن در معادله واکنش بیشتر است، به میزان بیشتری افزایش می یابد.

سرعت واکنش با افزایش دما افزایش می‌یابد، زیرا سرعت مولکول‌ها افزایش می‌یابد و بنابراین، تعداد برخوردهای فعال منجر به برهمکنش افزایش می‌یابد. وابستگی سرعت واکنش به دما با قانون Van't Hoff بیان می شود: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10، که در آن

v 1 – سرعت واکنش در دمای اولیه t 1 ;

v 2 - سرعت واکنش در دمای t 2

γ – ضریب دما، مقدار آن 2 ÷ 4 است.

سرعت واکنش با افزایش می یابد کاتالیزور- کاربرد کاتالیزور- ماده ای که واکنش را تسریع می کند اما برهم کنش ندارد. کاتالیزور تعادل شیمیایی را تغییر نمی‌دهد، اما منجر به دستیابی سریع‌تر آن می‌شود و به همان اندازه واکنش‌های رو به جلو و معکوس را تسریع می‌کند. مقدار کاتالیزور بسیار کمتر از معرف ها است. کاتالیز همگن (مواد کاتالیزور در یک فاز هستند) و ناهمگن (در فازهای مختلف) وجود دارد.

واکنش های برگشت پذیر- واکنش های شیمیایی که به طور همزمان در جهت های رو به جلو (®) و معکوس () رخ می دهند.

تعادل شیمیایی- حالت سیستمی که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است، غلظت معرف ها و محصولات واکنش ثابت است.

ثابت تعادل– برابر است با نسبت حاصلضرب غلظت های تعادلی محصولات واکنش به حاصلضرب غلظت های تعادلی واکنش دهنده ها به توان ضرایب استوکیومتری در معادله و نشان می دهد که چند برابر سرعت واکنش رو به جلو بیشتر است. نسبت به سرعت واکنش معکوس

aA + bB « сС + dD،

یا برای گازها ، جایی که آر- فشار جزئی.

ثابت تعادل به دما، ماهیت واکنش دهنده ها بستگی دارد و به غلظت آنها بستگی ندارد. در Kc >>1 واکنش بازده بالایی از محصولات واکنش را در Kc می دهد<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

تغییر در حداقل یکی از پارامترهای سیستم منجر به عدم تعادل، تغییر در غلظت ها و ایجاد تعادل جدید با سایر مقادیر تعادلی می شود. تغییر تعادل.

قانون لو شاتلیه: اگر تأثیر خارجی بر سیستمی که در حالت تعادل است اعمال شود، تعادل سیستم به سمت واکنشی تغییر می کند که این تأثیر را ضعیف می کند.

در آزمایش 1 و 2ما وابستگی سرعت تجزیه تیوسولفات سدیم با غلظت‌های مختلف و دما را تحت تأثیر اسید H 2 SO 4 در مرحله همگن واکنش مطالعه خواهیم کرد.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + S + H 2 O + SO 2 .

وقتی Na 2 S 2 O 3 و H 2 SO 4 برهم کنش می کنند، اسید تیوسولفوریک ناپایدار H 2 S 2 O 3 فوراً تشکیل می شود که در زمان تولید به طور خود به خود تجزیه می شود و دی اکسید گوگرد SO 2 و گوگرد آزاد S را تشکیل می دهد.

سرعت کل فرآیند با سرعت این کندترین مرحله تعیین می شود: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

گوگرد به دست آمده در آب کم محلول است، بنابراین فرآیند را می توان به دو مرحله تقسیم کرد:

همگن - گوگرد در محلول است، غلظت گوگرد کمتر از اشباع است و

ناهمگن - گوگرد رسوب می کند، غلظت اشباع بیش از حد است.

در لحظه ای که به غلظت اشباع گوگرد می رسد (نقطه اختلاط بحرانی)، مادی در محلول ظاهر می شود - افزایش شدید پراکندگی نور (محلول شفاف شروع به کدر شدن می کند).

سرعت واکنش همگن v=C m /Δτ، که در آن

Δτ - زمان واکنش از افزودن 1 قطره H 2 SO 4 تا زمانی که مادی ظاهر شود.

Cm - غلظت مولی Na 2 S 2 O 3.

در آزمایش 3ما تأثیر کاتالیزور - سولفات مس CuSO 4 - را بر میزان کاهش آهن (III) تیوسیانات Fe (SCN) 3 به تیوسولفات آهن (II) Fe (SCN) 2 تحت تأثیر تیوسولفات سدیم Na2S مطالعه خواهیم کرد. 2 O 3 .

2Fe(SCN) 3 + 2Na 2 S 2 O 3 → Na 2 S 4 O 6 + 2Fe (SCN) 2 + 2NaSCN

از بین تمام موادی که در این واکنش شرکت می کنند، فقط Fe(SCN) 3 رنگ می شود و در محلول به رنگ قرمز خونی است. ناپدید شدن رنگ محلول نشان دهنده پایان واکنش است.

ما تیوسیانات آهن را بلافاصله قبل از آزمایش واکنش بدست می آوریم

در آزمایش 4ما تغییر در تعادل شیمیایی را با تغییر غلظت با استفاده از مثال یک واکنش برگشت پذیر مطالعه خواهیم کرد:

FeCl 3 + 3KSCN → Fe(SCN) 3 + 3KCl

تغییر در غلظت آهن (III) تیوسیانات Fe (SCN) 3، که رنگ قرمز دارد، منجر به تغییر در شدت رنگ توده واکنش می شود و قضاوت در مورد اینکه تعادل در کدام جهت تغییر می کند، ممکن می شود.

کار عملی:

1. یک عبارت برای سرعت واکنش برای واکنش ها بنویسید:

2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)

2. سرعت واکنش 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g) چگونه تغییر خواهد کرد؟

اگر حجم ظرف واکنش را 5 برابر کاهش دهیم؟

3. تعیین غلظت اولیه کلر و هیدروژن اگر تعادل در سیستم H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) در = 0.025 mol/l، = 0.09 mol/l برقرار شد.

چگونه افزایش فشار و دما بر تعادل واکنش ها تأثیر می گذارد؟

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g)، Q> 0

C(k) + CO 2 (g) → 2CO(g)، Q<0

4. کاهش دما چگونه بر وضعیت تعادل شیمیایی در سیستم تأثیر می گذارد (آیا مختل نمی شود؛ به چپ یا راست تغییر می کند)؟: 2NO+O 2 →2NO 2، ∆H<0.

5. آیا تعادل با افزایش فشار و در چه جهتی (به سمت واکنش مستقیم یا معکوس) در سیستم تغییر می کند: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).

سینتیک شیمیاییشاخه ای از شیمی است که سرعت واکنش های شیمیایی را مطالعه می کند. واکنش‌های شیمیایی می‌توانند با سرعت‌های مختلف (از کسری کوچک از ثانیه تا چند دهه و فواصل زمانی طولانی‌تر) رخ دهند. هنگام بررسی موضوع سرعت واکنش، باید بین واکنش های همگن و ناهمگن تمایز قائل شد. سیستم های همگنشامل یک فاز (مثلاً هر مخلوط گازی) و ناهمگون- از چند فاز (به عنوان مثال، آب با یخ). فازبخشی از سیستم است که توسط یک رابط از سایر بخش های آن جدا شده است، در طول انتقال که از طریق آن تغییر ناگهانی در ویژگی ها رخ می دهد.

سرعت واکنش همگنمقدار ماده ای است که در طول یک واکنش در واحد زمان در واحد حجم سیستم واکنش می دهد یا تشکیل می شود. سرعت واکنش ناهمگنمقدار ماده ای است که در طول یک واکنش واکنش می دهد یا تشکیل می شود در واحد زمان در واحد سطح فاز (یا جرم، حجم فاز جامد، زمانی که تعیین اندازه سطح یک جامد دشوار است):

v هموگ = ; v هتروگ = . آن ها سرعت واکنش همگنرا می توان به عنوان تعریف کرد تغییر در غلظت هر یک از موادی که در طی واکنش واکنش می دهند یا تشکیل می شوند، که در واحد زمان رخ می دهد.

بیشتر واکنش های شیمیایی برگشت پذیر هستند، یعنی می توانند در هر دو جهت رو به جلو و معکوس رخ دهند. بیایید یک واکنش برگشت پذیر را در نظر بگیریم:

نرخ واکنش های رو به جلو و معکوسبا معادلات زیر به غلظت معرف ها مربوط می شود:

v x.r.، pr =k pr [A] a ×[B] b و v x.r. arr =k arr [C] c ×[D] d

با گذشت زمان، سرعت واکنش رو به جلو به دلیل مصرف معرف کاهش می یابد آو که درو کاهش غلظت آنها. در مقابل، سرعت واکنش معکوس با تجمع محصولات باو Dافزایش خواهد یافت. بنابراین، پس از مدت زمان معینی، سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس با یکدیگر برابر می شود. حالتی از سیستم ایجاد می شود که در آن جریان ماده و انرژی وجود نداشته باشد که به آن تعادل شیمیایی می گویند. همه فرآیندهای برگشت پذیر به طور کامل پیش نمی روند، بلکه فقط به یک حالت تعادل، که در آن، از شرایط v x.r. pr = v x.r. arrبه شرح زیر است:

k pr /k arr =[C] c ×[D] d / [A] a ×[B] b =K

جایی که ک- ثابت تعادل شیمیایی، که به دما و ماهیت معرف ها بستگی دارد، اما به غلظت دومی بستگی ندارد. این یک بیان ریاضی از قانون عمل جرم است که به فرد امکان می دهد ترکیب یک مخلوط واکنش تعادلی را محاسبه کند.

مهمترین عوامل موثر بر سرعت واکنش عبارتند از:

1. ماهیت مواد واکنش دهنده.

2. غلظت مواد واکنش دهنده.

3. فاکتور دما;

4. در دسترس بودن کاتالیزورها.

در برخی موارد، سرعت واکنش های ناهمگن به شدت حرکت مایع یا گاز در نزدیکی سطحی که واکنش روی آن روی می دهد نیز بستگی دارد.

1) تأثیر غلظت واکنش دهنده ها.اجازه دهید معادله یک واکنش شیمیایی را به شکل کلی ارائه کنیم: aA+bB+…=، سپس v ch.r. =k[A] a [B] b اساساً یک نماد ریاضی است قانون عمل توده ای، به طور تجربی توسط K. Guldberg و P. Waage در 1864-1867 کشف شد. طبق این قانون، در دمای ثابت v، ch.r متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده است و هر غلظت به درجه ای برابر با ضریب ظاهر شده در مقابل فرمول یک ماده معین در محصول وارد می شود. معادله واکنشمقدار ثابت سرعت واکنش (k) به ماهیت واکنش دهنده ها، دما و حضور کاتالیزورها بستگی دارد، اما به غلظت مواد بستگی ندارد.

2) وابستگی v x.r. بر دما و ماهیت مواد واکنش دهندهانرژی فعال سازی Ea (بر حسب kJ/mol) انرژی اضافی است که مولکولها باید داشته باشند تا برخورد آنها منجر به تشکیل ماده جدیدی شود. E و واکنش های مختلف متفاوت است. این عامل بر ماهیت مواد واکنش دهنده در v ch.r تأثیر می گذارد. . اگر E a<40 кДж/моль (т.е. мала), то скорость такой реакции велика (например, ионные реакции в растворах, протекающие практически мгновенно). Если Е а >120 کیلوژول بر مول (یعنی بسیار قابل توجه است)، سپس سرعت چنین واکنشی ناچیز است (به عنوان مثال، واکنش سنتز آمونیاک N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - سرعت این واکنش در T معمولی به دلیل مقادیر بالا . E a آنقدر کوچک است که می توان متوجه نشت آن تقریباً غیرممکن شد).

در سال 1889، آرنیوس شیمیدان معروف سوئدی از داده های تجربی معادله ای را استخراج کرد که ثابت سرعت را به دما و انرژی فعال سازی مرتبط می کند. بعداً این معادله توجیه نظری پیدا کرد. طبق آرنیوس، ثابت سرعت به طور نمایی به دما وابسته است: k=k حداکثر ×exp(-E a /RT)، جایی که R ثابت گاز جهانی برابر با 8.31 J/mol×K است. k max یک عامل پیش نمایی است به معنای حداکثر مقدار ممکن ثابت سرعت در انرژی فعال سازی صفر یا دمای بی نهایت بالا، زمانی که تمام برخوردهای مولکول های واکنش دهنده فعال می شوند. معادله آرنیوس اغلب به شکل لگاریتمی استفاده می شود: lnk=lnk max -E a /RT.

افزایش v h.r. با افزایش دما معمولا مشخص می شود ضریب دمایی سرعت واکنش- مقداری که نشان می دهد با افزایش دمای سیستم به میزان 10 درجه چند برابر سرعت واکنش مورد نظر افزایش می یابد. ضریب دما (g) برای واکنش های مختلف متفاوت است. در دماهای معمولی، مقدار آن برای اکثر واکنش ها در محدوده 2 تا 4 قرار دارد (یعنی g hr = 2-4 بار).

کاتالیزورهاموادی هستند که در واکنش مصرف نمی شوند، اما بر سرعت آن تأثیر می گذارند. پدیده تغییر سرعت واکنش تحت تأثیر کاتالیزورها نامیده می شود کاتالیزور، و خود این واکنش ها هستند کاتالیزوری. عمل کاتالیزور به دلیل کاهش حد فعال سازی برهمکنش شیمیایی است، یعنی. کاهش انرژی فعال سازی تحت تأثیر کاتالیزورها، واکنش ها را می توان میلیون ها بار یا بیشتر تسریع کرد. علاوه بر این، برخی از واکنش ها به هیچ وجه بدون کاتالیزور رخ نمی دهد. کاتالیزورها به طور گسترده در صنعت استفاده می شوند.

تمیز دادن همگنو کاتالیز ناهمگن. در کاتالیز همگنکاتالیزور و معرف ها یک فاز (گاز یا محلول) را تشکیل می دهند و چه زمانی کاتالیز ناهمگن- کاتالیزور به عنوان یک فاز مستقل در سیستم است. نمونه ای از کاتالیز همگن، تجزیه پراکسید هیدروژن به آب و اکسیژن در حضور کاتالیزورهای Cr 2 O 7 2-، WO 4 2- و غیره است. نمونه ای از کاتالیز ناهمگن، اکسیداسیون دی اکسید گوگرد به تری اکسید با استفاده از تماس است. روش تولید اسید سولفوریک از گازهای زائد تولید متالورژی: SO 2 + 0.5O 2 + H 2 O = (kt) = H 2 SO 4.

جستجوی سایت:

2 سینتیک شیمیایی و تعادل شیمیایی

2.1 سینتیک واکنش های شیمیایی

واکنش های شیمیایی با سرعت های مختلف رخ می دهد. برخی از آنها به طور کامل در کسری از ثانیه کامل می شوند (انفجار)، برخی دیگر در دقیقه، ساعت، روز و دوره های زمانی طولانی انجام می شوند. علاوه بر این، واکنش مشابه می تواند در برخی شرایط به سرعت انجام شود (مثلاً در دماهای بالا)، و به آرامی در شرایط دیگر (مثلاً هنگام خنک شدن). علاوه بر این، تفاوت در سرعت همان واکنش می تواند بسیار زیاد باشد.

هنگام بررسی موضوع سرعت واکنش، باید بین واکنش های همگن و ناهمگن تمایز قائل شد. مفهوم فاز ارتباط نزدیکی با این مفاهیم دارد.

فاز بخشی از یک سیستم است که توسط یک رابط از سایر بخش های آن جدا شده است، در طول انتقال که از طریق آن ویژگی ها به طور ناگهانی تغییر می کنند.

یک واکنش همگن در حجم فاز رخ می دهد [به عنوان مثال - برهمکنش هیدروژن و اکسیژن با تشکیل بخار آب: H 2 (g) + O 2 (g) → H2O(g)]، و اگر واکنش ناهمگن باشد، در فصل مشترک فاز رخ می دهد [به عنوان مثال، احتراق کربن: C(s) + O2(g) → CO 2 (گرم)].

سرعت یک واکنش همگن مقدار ماده ای است که در طول واکنش در واحد زمان در واحد حجم فاز واکنش می دهد یا تشکیل می شود:

جایی که n- مقدار ماده، مول؛ V- حجم فاز، L؛τ - زمان؛ با- غلظت، mol/l.

سرعت یک واکنش ناهمگن مقدار ماده ای است که در طول واکنش در واحد زمان در واحد سطح فاز واکنش می دهد یا تشکیل می شود:

جایی که اس- منطقه رابط فاز.

مهمترین عوامل موثر بر سرعت یک واکنش همگن عبارتند از: ماهیت واکنش دهنده ها، غلظت آنها، دما و وجود کاتالیزورها.

وابستگی سرعت واکنش به غلظت واکنش دهنده ها. یک واکنش بین مولکول ها هنگام برخورد آنها رخ می دهد. بنابراین، سرعت یک واکنش متناسب با تعداد برخوردهایی است که مولکول های مواد واکنش دهنده متحمل می شوند. هر چه غلظت هر یک از مواد اولیه بیشتر باشد، تعداد برخوردها بیشتر می شود. به عنوان مثال، سرعت واکنش A + B→ متناسب با حاصلضرب غلظت های A و B:

v = ک · [آ] · [B]،

جایی که ک- ضریب تناسب که ثابت سرعت واکنش نامیده می شود. ارزش معنادار کبرابر سرعت واکنش برای حالتی که غلظت واکنش دهنده ها 1 mol/l باشد.

این نسبت بیان می کند قانون عمل توده ای به این قانون قانون نیز می گویند موجود wt. : در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی با محصول غلظت واکنش دهنده ها نسبت مستقیم دارد.

خیلی کمتر، یک واکنش در نتیجه برخورد همزمان سه ذره در حال واکنش رخ می دهد. مثلا واکنش

2A+B → A 2 B

می تواند از طریق یک برخورد سه گانه ادامه دهد:

A+ A + B→ A 2 B

سپس مطابق قانون عمل جرم، غلظت هر یک از مواد واکنش دهنده به درجه ای برابر با ضریب در معادله واکنش در بیان سرعت واکنش لحاظ می شود:

v = ک · [آ] · [آ] · [B] = ک · [A] 2 [B]

مجموع توان در معادله قانون عمل جرم نامیده می شود ترتیب واکنش. به عنوان مثال، در مورد دوم، واکنش مرتبه سوم است (دوم - نسبت به ماده A و اول - نسبت به ماده B.

وابستگی سرعت واکنش به دما اگر از نتایج شمارش تعداد برخوردهای بین مولکول ها استفاده کنیم، تعداد برخوردها به قدری زیاد خواهد بود که همه واکنش ها باید فورا رخ دهند. این تناقض را می توان با این واقعیت توضیح داد که فقط مولکول هایی با مقداری انرژی وارد واکنش می شوند.

انرژی مازادی که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها منجر به تشکیل یک ماده جدید شود، نامیده می شود. انرژی فعال سازی (شکل 2.1 را ببینید).

شکل 2.1 - نمودار انرژی برای واکنش تشکیل محصول AB از مواد اولیه A و B. اگر انرژی برخورد مولکول های A و B بزرگتر یا مساوی باشد. انرژی های فعال سازی E a ، سپس مانع انرژی غلبه می شود و حرکت در امتداد مختصات واکنش رخ می دهد rاز مواد اولیه تا محصول در غیر این صورت، برخورد الاستیک مولکول های A و B صورت می گیرد. بالای سد انرژی مربوط به حالت گذار (کمپلکس فعال شده) است که در آن پیوند AB تا حدی تشکیل می شود.

با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال افزایش می یابد دما معیاری برای میانگین انرژی جنبشی مولکول ها است، بنابراین افزایش دما منجر به افزایش میانگین سرعت حرکت آنها می شود.. بنابراین، سرعت یک واکنش شیمیایی باید با افزایش دما افزایش یابد. افزایش سرعت واکنش پس از گرم شدن معمولاً به صورت مشخص می شود ضریب دمایی سرعت واکنش (γ ) - عددی که نشان می دهد با افزایش 10 درجه دما، سرعت یک واکنش معین چند برابر افزایش می یابد.از نظر ریاضی، این وابستگی بیان می شود قانون وانت هاف :

,

جایی که v 1 - سرعت در دما تی 1 ; v 2- سرعت در دما تی 2. برای اکثر واکنش ها ضریب دماγ در محدوده 2 تا 4 قرار دارد.

به طور دقیق تر، وابستگی سرعت واکنش (یا بهتر است بگوییم، ثابت سرعت) به دما بیان می شود معادله آرنیوس :

,

جایی که آ - پیش نمایییک ضریب که فقط به ماهیت واکنش دهنده ها بستگی دارد. E a - انرژی فعال سازی، که ارتفاع سد انرژی است که مواد اولیه و محصولات واکنش را از هم جدا می کند (شکل 2.1 را ببینید). آر R=8.3144 J/(mol. K). در محاسبات تقریبی، R = 8.31 J/(mol. K) اغلب گرفته می شود. - ثابت گاز جهانی؛ تی T - دمای مطلق (در مقیاس کلوین). این معادله با درجه حرارت بر حسب سانتیگراد مرتبط است
T = t o C + 273.15.
در محاسبات تقریبی از رابطه استفاده می شود
T = t o C + 273. -

سینتیک شیمیایی و تعادل

هدف کار: مطالعه تأثیر دما بر سرعت واکنش، غلظت بر تغییر در تعادل شیمیایی.

پیش زمینه نظری:

سرعت واکنش شیمیاییمقدار ماده ای است که در واحد زمان در واحد حجم (برای واکنش های همگن) یا در واحد سطح واسط (برای واکنش های ناهمگن) واکنش می دهد یا در نتیجه یک واکنش تشکیل می شود.

اگر در یک بازه زمانی?f = f 2 f 1 غلظت یکی از مواد شرکت کننده در واکنش کاهش یابد؟

مقدار V سرعت یک فرآیند شیمیایی را در یک دوره زمانی معین بیان می کند. بنابراین، هرچه؟f کوچکتر باشد، میانگین سرعت به سرعت واقعی نزدیکتر خواهد بود.

سرعت یک واکنش شیمیایی به عوامل زیر بستگی دارد:

1) ماهیت و غلظت مواد واکنش دهنده؛

2) دمای سیستم واکنش؛

3) وجود کاتالیزور؛

4) فشار

5) اندازه رابط فاز و سرعت اختلاط سیستم (برای واکنش های ناهمگن)؛

6) نوع حلال

اثر غلظت معرف. سرعت یک واکنش متناسب با تعداد برخورد مولکول های مواد واکنش دهنده است. تعداد برخوردها به نوبه خود بیشتر است، هر چه غلظت هر یک از مواد اولیه بیشتر باشد.

یک فرمول کلی از اثر غلظت بر سرعت یک واکنش شیمیایی توسط قانون عمل توده ای(1867، گولدبرگ، واج، بکتوف).

در دمای ثابت، سرعت یک واکنش شیمیایی متناسب با حاصلضرب غلظت مواد واکنش دهنده است که بر حسب توان ضرایب برابری (استوکیومتری) آنها گرفته می شود.

برای واکنش aA + bB = cC V = K[A] a [B] b،

که در آن K ضریب تناسب یا ثابت سرعت است.

اگر [A] = 1 mol/l، [B] = 1 mol/l، پس V = K، از این رو معنای فیزیکی

ثابت سرعت K: ثابت سرعت برابر است با سرعت واکنش در غلظت‌های واکنش‌دهنده برابر واحد.

تاثیر دما بر سرعت واکنش با افزایش دما، دفعات برخورد مولکول های واکنش دهنده افزایش می یابد و در نتیجه سرعت واکنش افزایش می یابد.

اثر کمی دما بر سرعت واکنش های همگن را می توان با قانون وانت هاف بیان کرد.

مطابق با قانون وانت هاف، هنگامی که دما 10 درجه افزایش می یابد (کاهش می یابد)، سرعت یک واکنش شیمیایی 2-4 برابر افزایش می یابد (کاهش می یابد):

جایی که V (ت 2 ) و V (ت 1 ) - سرعت واکنش شیمیایی در دماهای مناسب؛ f(t 2 ) و f(t 1 ) - مدت زمان واکنش شیمیایی در دماهای مناسب؛ جی - ضریب دمایی Van't Hoff که می تواند یک مقدار عددی در محدوده 2-4 داشته باشد.

انرژی فعال سازی. انرژی اضافی که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها منجر به تشکیل یک ماده جدید شود، انرژی فعال سازی یک واکنش معین (که بر حسب kJ/mol بیان می شود) نامیده می شود. یکی از روش‌های فعال‌سازی افزایش دما است: با افزایش دما، تعداد ذرات فعال به شدت افزایش می‌یابد که به همین دلیل سرعت واکنش به شدت افزایش می‌یابد.

وابستگی سرعت واکنش به دما با معادله آرنیوس بیان می شود:

که در آن K ثابت سرعت واکنش شیمیایی است. E a - انرژی فعال سازی؛

R - ثابت گاز جهانی؛ ثابت؛ exp پایه لگاریتم های طبیعی است.

مقدار انرژی فعال سازی را می توان در صورتی تعیین کرد که دو مقدار ثابت سرعت K 1 و K 2 به ترتیب در دماهای T 1 و T 2 با توجه به فرمول زیر شناخته شوند:

تعادل شیمیایی

تمام واکنش های شیمیایی را می توان به دو گروه غیر قابل برگشت و برگشت پذیر تقسیم کرد. واکنش های برگشت ناپذیر به پایان می رسد - تا زمانی که یکی از واکنش دهنده ها به طور کامل مصرف شود، یعنی. فقط در یک جهت جریان دارد. واکنش های برگشت پذیر به پایان نمی رسد. در یک واکنش برگشت پذیر، هیچ یک از واکنش دهنده ها به طور کامل مصرف نمی شوند. یک واکنش برگشت پذیر می تواند در هر دو جهت رو به جلو و معکوس رخ دهد.

تعادل شیمیایی حالتی از یک سیستم است که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است.

برای یک واکنش برگشت پذیر

متر A+ nب پ C+ q D

ثابت تعادل شیمیایی است

در واکنش‌های شیمیایی برگشت‌پذیر، تعادل در لحظه‌ای برقرار می‌شود که نسبت حاصلضرب غلظت فرآورده‌های افزایش‌یافته به توان‌هایی برابر با ضرایب استوکیومتری به حاصلضرب غلظت مواد اولیه، که به توان‌های مربوطه نیز افزایش می‌یابد، برابر با مقداری ثابت است. مقداری که ثابت تعادل شیمیایی نامیده می شود.

ثابت تعادل شیمیایی به ماهیت واکنش دهنده ها و دما بستگی دارد. غلظت هایی که در آن تعادل برقرار می شود، تعادل نامیده می شود. تغییر در شرایط خارجی (غلظت، دما، فشار) باعث تغییر در تعادل شیمیایی در سیستم و انتقال آن به یک حالت تعادل جدید می شود.

چنین انتقالی از یک سیستم واکنش از یک حالت به حالت دیگر، جابجایی (یا تغییر) تعادل شیمیایی نامیده می شود.

جهت تغییر در تعادل شیمیایی توسط اصل لو شاتلیه تعیین می شود: اگر هر گونه تأثیر خارجی بر سیستمی اعمال شود که در حالت تعادل شیمیایی است (تغییر غلظت، دما، فشار)، آنگاه فرآیندهایی به طور خود به خود در این سیستم به وجود می آیند که تمایل به تضعیف اثر تولید شده دارند.

افزایش غلظت یکی از معرف های شروع کننده، تعادل را به سمت راست تغییر می دهد (واکنش مستقیم افزایش می یابد). افزایش غلظت محصولات واکنش، تعادل را به سمت چپ تغییر می دهد (واکنش معکوس تشدید می شود).

اگر واکنشی با افزایش تعداد مولکول‌های گاز ادامه یابد (یعنی در سمت راست معادله واکنش، تعداد کل مولکول‌های گاز بیشتر از تعداد مولکول‌های مواد گازی در سمت چپ باشد)، افزایش می‌یابد. در فشار از واکنش جلوگیری می کند و کاهش فشار به نفع واکنش است.

با افزایش دما، تعادل به سمت واکنش گرماگیر و با کاهش دما به سمت واکنش گرمازا تغییر می کند.

کاتالیزور سرعت هر دو واکنش رو به جلو و معکوس را به تعداد یکسان تغییر می دهد. بنابراین، کاتالیزور باعث تغییر در تعادل نمی شود، بلکه تنها زمان لازم برای رسیدن به تعادل را کوتاه یا افزایش می دهد.

آزمایش شماره 1 وابستگی سرعت یک واکنش همگن به غلظت معرف های اولیه.

b ابزار، تجهیزات: لوله های آزمایش، کرونومتر، محلول های تیوسولفات سدیم (III)، دیل. اسید سولفوریک (1M)، آب.

b روش شناسی: این وابستگی را می توان با استفاده از مثال کلاسیک واکنش همگن بین تیوسولفات سدیم و اسید سولفوریک، مطابق با معادله مطالعه کرد.

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Sv + SO 2 ^ + H 2 O.

در ابتدا، گوگرد با آب یک محلول کلوئیدی تشکیل می دهد (کدورت به سختی قابل درک). لازم است زمان از لحظه تخلیه تا زمانی که کدورت به سختی قابل توجهی با کرونومتر ظاهر شود اندازه گیری شود. با دانستن زمان واکنش (بر حسب ثانیه)، می توانید سرعت نسبی واکنش را تعیین کنید. زمان متقابل:

سینتیک همگن شیمیایی

برای آزمایش باید سه لوله آزمایش خشک و تمیز تهیه کنید و آنها را شماره گذاری کنید. 4 قطره محلول تیوسولفات سدیم و 8 قطره آب را به اولین قطره اضافه کنید. در مرحله دوم - 8 قطره تیوسولفات سدیم و 4 قطره آب؛ در سوم - 12 قطره تیوسولفات سدیم. لوله های آزمایش را تکان دهید.

اگر به طور مشروط غلظت مولی تیوسولفات سدیم را در لوله آزمایش 1 به عنوان "c" تعیین کنیم، بر این اساس در لوله آزمایش 2 2 ثانیه مول، در لوله آزمایش 3 - 3 ثانیه مول وجود خواهد داشت.

یک قطره اسید سولفوریک را به لوله آزمایش 1 اضافه کنید و همزمان کرونومتر را روشن کنید: لوله آزمایش را تکان دهید، مراقب ظاهر کدورت در لوله آزمایش باشید، آن را در سطح چشم نگه دارید. هنگامی که کوچکترین ابری ظاهر شد، کرونومتر را متوقف کنید، زمان واکنش را یادداشت کرده و آن را در جدول یادداشت کنید.

آزمایش های مشابه را با لوله آزمایش دوم و سوم انجام دهید. داده های آزمایشی را در مجله آزمایشگاهی به صورت جدول وارد کنید.

نتیجه گیری: با افزایش غلظت تیوسولفات سدیم، سرعت این واکنش افزایش می یابد. نمودار وابستگی یک خط مستقیم است که از مبدا می گذرد.

تجربه شماره 2 مطالعه وابستگی سرعت یک واکنش همگن به دما.

b ابزار و تجهیزات: لوله های آزمایش، کرونومتر، دماسنج، محلول های تیوسولفات سدیم (III)، اسید سولفوریک (1M)

ب روش شناسی:

سه لوله آزمایش تمیز و خشک آماده کرده و آنها را شماره گذاری کنید. به هر یک از آنها 10 قطره محلول تیوسولفات سدیم اضافه کنید. لوله آزمایش شماره 1 را در یک لیوان آب با دمای اتاق قرار دهید و بعد از 1...2 دقیقه دما را یادداشت کنید. سپس یک قطره اسید سولفوریک را به لوله آزمایش اضافه کنید، همزمان کرونومتر را روشن کنید و هنگامی که کدورت ضعیف و به سختی قابل توجهی ظاهر شد، آن را متوقف کنید. از لحظه اضافه شدن اسید به لوله آزمایش تا زمانی که کدورت ظاهر شود، زمان را بر حسب ثانیه ثبت کنید. نتیجه را در جدول ثبت کنید.

سپس دمای آب درون لیوان را با حرارت دادن روی یک صفحه داغ یا با مخلوط کردن آن با آب داغ دقیقاً 10 0 افزایش دهید. لوله آزمایش شماره 2 را در این آب قرار دهید، چند دقیقه نگه دارید و یک قطره اسید سولفوریک اضافه کنید، همزمان کرونومتر را روشن کنید، لوله آزمایش را با محتویات آن در یک لیوان آب تکان دهید تا کدورت ظاهر شود. اگر ابری به سختی محسوس ظاهر شد، کرونومتر را خاموش کنید و خوانش های کرونومتر را در جدول وارد کنید. آزمایش مشابهی را با سومین لوله آزمایش انجام دهید. ابتدا دمای ظرف را 10 0 دیگر افزایش دهید، لوله آزمایش شماره 3 را در آن قرار دهید، چند دقیقه نگه دارید و یک قطره اسید سولفوریک اضافه کنید، در حالی که کرونومتر را روشن کرده و لوله آزمایش را تکان دهید.

نتایج آزمایش ها را در نمودار بیان کنید و سرعت را روی محور ارتین و دما را روی محور آبسیسا ترسیم کنید.

ضریب دمایی واکنش g را تعیین کنید

b نتیجه گیری: در طول آزمایش میانگین ضریب دمایی محاسبه شد که برابر با 1.55 بود. ایده آل است

2-4. انحراف از ایده آل را می توان با خطا در اندازه گیری زمان کدورت محلول توضیح داد. نمودار سرعت واکنش در برابر دما به شکل یک شاخه سهمی است که از 0 عبور نمی کند. با افزایش دما، سرعت واکنش افزایش می یابد.

آزمایش شماره 3 تأثیر غلظت واکنش دهنده ها بر تعادل شیمیایی.

b ابزار و تجهیزات: لوله های آزمایش، کلرید پتاسیم (کریستال)، محلول های کلرید آهن (III)، تیوسیانات پتاسیم (اشباع)، آب مقطر، سیلندر

ب روش شناسی:

یک مثال کلاسیک از یک واکنش برگشت پذیر، برهمکنش بین کلرید آهن و تیوسیانات پتاسیم است:

FeCl3+ 3 KCNS D Fe(CNS) 3 + 3 KCl.

قرمز

تیوسیانات آهن به دست آمده دارای رنگ قرمز است که شدت آن به غلظت بستگی دارد. با تغییر رنگ محلول، می توان تغییر در تعادل شیمیایی را بسته به افزایش یا کاهش محتوای تیوسیانات آهن در مخلوط واکنش قضاوت کرد. یک معادله برای ثابت تعادل این فرآیند ایجاد کنید.

20 میلی لیتر آب مقطر را در یک فنجان یا استوانه بریزید و یک قطره محلول اشباع کلرید آهن (III) و یک قطره محلول اشباع تیوسیانات پتاسیم را به آن اضافه کنید. . محلول رنگی حاصل را به طور مساوی در چهار لوله آزمایش بریزید. لوله های آزمایش را شماره گذاری کنید.

یک قطره از محلول اشباع کلرید آهن (III) را به اولین لوله آزمایش اضافه کنید و یک قطره از محلول اشباع تیوسیانات پتاسیم را به لوله آزمایش دوم اضافه کنید. کلرید پتاسیم کریستالی را به سومین لوله آزمایش اضافه کنید و به شدت تکان دهید. لوله آزمایش چهارم برای مقایسه است.

بر اساس اصل Le Chatelier، توضیح دهید که چه چیزی باعث تغییر رنگ در هر مورد می شود.

نتایج آزمایش را در جدولی به شکل بنویسید

در حالت اول و دوم، غلظت مواد اولیه را افزایش دادیم، بنابراین رنگ شدیدتری به دست می آید. علاوه بر این، در مورد دوم رنگ تیره تر است، زیرا غلظت KSCN با سرعت مکعب تغییر می کند. در آزمایش سوم غلظت ماده نهایی را افزایش دادیم بنابراین رنگ محلول روشن تر شد.

نتیجه گیری: با افزایش غلظت مواد اولیه، تعادل به سمت تشکیل محصولات واکنش تغییر می کند. با افزایش غلظت محصولات، تعادل به سمت تشکیل مواد اولیه تغییر می کند.

نتیجه گیری کلی: در طول آزمایشات، ما به طور تجربی وابستگی سرعت واکنش را به غلظت مواد اولیه تعیین کردیم (هر چه غلظت بالاتر باشد، سرعت واکنش بالاتر است). وابستگی سرعت واکنش به دما (هرچه دما بالاتر باشد سرعت واکنش بیشتر است). چگونه غلظت مواد واکنش دهنده بر تعادل شیمیایی تأثیر می گذارد (با افزایش غلظت مواد اولیه، تعادل شیمیایی به سمت تشکیل محصولات تغییر می کند؛ با افزایش غلظت محصولات، تعادل شیمیایی به سمت تشکیل مواد اولیه تغییر می کند. )

سینتیک شیمیایی

تعادل شیمیایی

سینتیک شیمیایی شاخه ای از شیمی است که سرعت یک واکنش شیمیایی و عوامل موثر بر آن را مطالعه می کند.

امکان سنجی اساسی فرآیند با ارزش تغییر در انرژی گیبس سیستم قضاوت می شود. با این حال، در مورد امکان واقعی یک واکنش در شرایط معین چیزی نمی گوید، و همچنین ایده ای در مورد سرعت و مکانیسم فرآیند ارائه نمی دهد.

مطالعه سرعت واکنش، توضیح مکانیسم تحولات شیمیایی پیچیده را ممکن می سازد. این یک چشم انداز برای کنترل فرآیند شیمیایی ایجاد می کند و امکان مدل سازی ریاضی فرآیندها را فراهم می کند.

واکنش ها ممکن است:

1. همگن- در یک محیط (در فاز گاز) رخ می دهد. به طور کامل عبور کند؛

2. ناهمگون- در یک محیط (بین مواد در مراحل مختلف) رخ نمی دهد. عبور در رابط.

زیر سرعت واکنش شیمیاییتعداد رویدادهای واکنش ابتدایی را که در واحد زمان در واحد حجم (برای واکنش‌های همگن) و در واحد سطح (برای واکنش‌های ناهمگن) رخ می‌دهند، درک کنید.

از آنجایی که غلظت واکنش دهنده ها در طول یک واکنش تغییر می کند، سرعت معمولاً به عنوان تغییر غلظت واکنش دهنده ها در واحد زمان تعریف می شود و بر حسب . در این مورد، نیازی به نظارت بر تغییرات در غلظت تمام مواد موجود در واکنش نیست، زیرا ضریب استوکیومتری در معادله واکنش رابطه بین غلظت ها را برقرار می کند، به عنوان مثال. در میزان تجمع آمونیاک دو برابر میزان مصرف هیدروژن است.

. . زیرا نمی تواند منفی باشد، بنابراین آنها "-" را قرار می دهند.

سرعت در بازه زمانی – سرعت لحظه ای واقعی- اولین مشتق غلظت با توجه به زمان.

سرعت واکنش های شیمیایی بستگی دارد :

1. از ماهیت مواد واکنش دهنده.

2. در غلظت معرف.

3. از کاتالیزور;

4. در درجه حرارت;

5. در مورد درجه آسیاب جامد (واکنش های ناهمگن).

6. از محیط زیست (راه حل).

7. در مورد شکل راکتور (واکنش های زنجیره ای).

8. از روشنایی (واکنش های فتوشیمیایی).

قانون اساسی سینتیک شیمیایی است قانون عمل توده ای: سرعت یک واکنش شیمیایی با حاصلضرب غلظت واکنش دهنده ها در واکنش متناسب است

سرعت واکنش شیمیایی در کجا ثابت است

معنی فیزیکی در .

اگر واکنش شامل نه 2 ذره، بلکه بیشتر باشد، آنگاه: ~ در توان برابر با ضرایب استوکیومتری، یعنی: ، جایی که

– نشانگر ترتیب واکنش در کل (واکنش های مرتبه اول، دوم، سوم...).

تعداد ذرات شرکت کننده در این رویداد واکنش تعیین می کند مولکولی بودن واکنش :

تک مولکولی ()

دو مولکولی ( )

سه مولکولی.

3 تا بیشتر نیست چون... برخورد بیش از 3 ذره در آن واحد بعید است.

هنگامی که یک واکنش در چند مرحله رخ می دهد، واکنش کلی = کندترین مرحله (مرحله محدود).

وابستگی سرعت واکنش به دما به صورت تجربی تعیین می شود قانون وانت هاف: با افزایش دما به میزان 2-4 برابر سرعت یک واکنش شیمیایی افزایش می یابد: .

ضریب دمایی سرعت واکنش شیمیایی کجاست.

هر برخورد مولکول ها با برهمکنش آنها همراه نیست. بیشتر مولکول‌ها مانند توپ‌های الاستیک پرش می‌کنند. و فقط افراد فعال در هنگام برخورد با یکدیگر تعامل دارند. مولکول‌های فعال مقداری انرژی اضافی نسبت به مولکول‌های غیرفعال دارند، بنابراین در مولکول‌های فعال پیوندهای بین آنها ضعیف می‌شود.

انرژی برای انتقال یک مولکول به حالت فعال انرژی فعال سازی است. هرچه کوچکتر باشد، ذرات بیشتر واکنش نشان می دهند، سرعت واکنش شیمیایی بیشتر می شود.

مقدار به ماهیت مواد واکنش دهنده بستگی دارد. این کمتر از تفکیک است - کمترین پیوند قوی در معرف ها.

تغییر در حین واکنش:

منتشر شده (گرماداز)

با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال افزایش می یابد و در نتیجه افزایش می یابد.

ثابت واکنش شیمیایی مربوط به

ضریب پیش نمایی (مربوط به احتمال و تعداد برخورد) کجاست.

بسته به ماهیت مواد واکنش دهنده و شرایط برهمکنش آنها، اتم ها، مولکول ها، رادیکال ها یا یون ها می توانند در اعمال اولیه واکنش ها شرکت کنند.

رادیکال های آزاد بسیار واکنش پذیر هستند؛ واکنش های رادیکال فعال بسیار کمی وجود دارد ().

تشکیل رادیکال های آزاد می تواند در هنگام تجزیه مواد در دما، روشنایی، تحت تأثیر تشعشعات هسته ای، در هنگام تخلیه الکتریکی و تأثیرات مکانیکی قوی رخ دهد.

بسیاری از واکنش ها از طریق رخ می دهد مکانیزم زنجیره ای. ویژگی واکنش های زنجیره ای این است که یک عمل اولیه فعال سازی منجر به تبدیل تعداد زیادی از مولکول های مواد اولیه می شود.

مثلا: .

در دماهای معمولی و نور پراکنده، واکنش بسیار کند پیش می رود. هنگامی که مخلوطی از گازها گرم می شود یا در معرض نور غنی از اشعه ماوراء بنفش (نور مستقیم خورشید، نور ناشی از آتش) قرار می گیرد، مخلوط منفجر می شود.

این واکنش از طریق فرآیندهای ابتدایی جداگانه انجام می شود. اول از همه، به دلیل جذب کوانتومی انرژی از اشعه UV (یا دما)، مولکول به رادیکال های آزاد - اتم ها تجزیه می شود: ، سپس، سپس و غیره

به طور طبیعی، ممکن است رادیکال های آزاد با یکدیگر برخورد کنند که منجر به شکستن زنجیره می شود: .

علاوه بر دما، نور تأثیر قابل توجهی بر واکنش پذیری مواد دارد. اثر نور (مرئی، UV) بر واکنش ها توسط شاخه شیمی - فتوشیمی بررسی می شود.

فرآیندهای فتوشیمیایی بسیار متنوع هستند. در طول عمل فتوشیمیایی، مولکول های مواد واکنش دهنده، که کوانتوم های نور را جذب می کنند، برانگیخته می شوند، یعنی. واکنش پذیر می شوند یا به یون ها و رادیکال های آزاد تجزیه می شوند. عکاسی مبتنی بر فرآیندهای فتوشیمیایی است - تأثیر نور بر مواد حساس به نور (فتوسنتز).

یکی از رایج ترین روش های تسریع واکنش های شیمیایی در عمل شیمیایی می باشد کاتالیزور . کاتالیزورها- موادی که به دلیل مشارکت در برهمکنش شیمیایی میانی با اجزای واکنش، یک واکنش شیمیایی را تغییر می دهند، اما پس از هر چرخه برهمکنش میانی، ترکیب شیمیایی خود را بازیابی می کنند.

افزایش واکنش کاتالیزوری با مسیرهای واکنش جدید کمتری همراه است. زیرا در عبارت for یک توان منفی است، پس حتی یک کاهش کوچک باعث افزایش بسیار زیادی در واکنش شیمیایی می شود.

وجود داشته باشد 2 نوع کاتالیزور :

هوموکاتالیست ها؛

هتروکاتالیست ها

کاتالیزورهای بیولوژیکی - آنزیم ها .

بازدارنده ها- موادی که واکنش های شیمیایی را کند می کنند.

مروجین- موادی که اثر کاتالیزورها را افزایش می دهند.

واکنش هایی که فقط در یک جهت پیش می روند و تا تکمیل پیش می روند - غیر قابل برگشت(تشکیل رسوب، تکامل گاز). آنها کم هستند.

بیشترین واکنش ها - برگشت پذیر : .

طبق قانون عمل جمعی: – تعادل شیمیایی .

حالت یک سیستم که در آن واکنش رو به جلو = واکنش معکوس نامیده می شود تعادل شیمیایی .

.

با افزایش دما، : برای یک واکنش گرماگیر افزایش می یابد، برای یک واکنش گرمازا کاهش می یابد و ثابت می ماند.

تأثیر عوامل مختلف بر موقعیت تعادل شیمیایی تعیین می شود اصل لاشاتلیه: اگر هر گونه تأثیری بر سیستمی که در حالت تعادل است وارد شود، فرآیندهایی در سیستم که به دنبال کاهش این تأثیر هستند تشدید می شوند.