با افزایش دما برای هر 10 درجه. قانون وانت هاف ضریب دمایی سرعت واکنش. نرخ واکنش های ناهمگن

که در آن g ضریب دمایی است که مقادیر را از 2 تا 4 می گیرد.

توضیحی برای وابستگی سرعت واکنش به دما توسط S. Arrhenius ارائه شد. هر برخورد مولکول های واکنش دهنده منجر به واکنش نمی شود، بلکه تنها شدیدترین برخوردها منجر به واکنش می شود. فقط مولکول هایی با انرژی جنبشی اضافی قادر به انجام واکنش های شیمیایی هستند.

S. Arrhenius کسری از برخوردهای فعال (یعنی منجر به واکنش) ذرات واکنش دهنده a را بسته به دما محاسبه کرد: - a = exp(-E/RT). و بیرون آورد معادله آرنیوس برای ثابت سرعت واکنش:

k = koe-E/RT

که در آن ko و E d به ماهیت معرفها بستگی دارد. E انرژی است که باید به مولکول ها داده شود تا بتوانند برهمکنش کنند، نامیده می شود انرژی فعال سازی.

قانون وانت هاف- یک قانون تجربی که به عنوان اولین تقریب اجازه می دهد تا تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی را در محدوده دمایی کوچک (معمولاً از 0 درجه سانتیگراد تا 100 درجه سانتیگراد) تخمین بزند. J. H. Van't Hoff، بر اساس آزمایشات بسیاری، قانون زیر را تدوین کرد:

انرژی فعال سازیدر شیمی و زیست شناسی - حداقل مقدارانرژی ای که باید به سیستم (در شیمی که بر حسب ژول بر مول بیان می شود) برای انجام واکنش به سیستم عرضه شود. این اصطلاح توسط Svante August Arrhenius در سال معرفی شد. نماد معمولی برای انرژی واکنش ایا.

آنتروپی فعال سازی به عنوان تفاوت بین آنتروپی حالت گذار و حالت پایه واکنش دهنده ها در نظر گرفته می شود. عمدتاً با از دست دادن درجات آزادی انتقالی و چرخشی ذرات در طول تشکیل یک مجتمع فعال تعیین می شود. تغییرات قابل توجهی (درجات آزادی ارتعاش) نیز می تواند رخ دهد اگر کمپلکس فعال شده تا حدودی محکم تر از واکنش دهنده ها بسته بندی شود.

آنتروپی فعال سازی چنین انتقالی مثبت است.

آنتروپی فعال سازی به عوامل زیادی بستگی دارد. هنگامی که در یک واکنش دو مولکولی دو ذره اولیه به هم می پیوندند و تشکیل می شوند وضعیت گذارآنتروپی انتقالی و چرخشی دو ذره به مقادیر مربوط به یک ذره کاهش می یابد. افزایش جزئی در آنتروپی ارتعاشی برای جبران این اثر کافی نیست.

آنتروپی های فعال سازی اساساً بسته به ساختار بیشتر از آنتالپی ها متفاوت است. آنتروپی‌های فعال‌سازی در بیشتر موارد با قانون قیمت و همت موافق هستند. این سری همچنین دارای اهمیت ویژه ای است که افزایش آنتروپی سیلاپ را احتمالاً می توان با دقت از آنتروپی های مطلق شناخته شده هیدروکربن های مربوطه محاسبه کرد.

وابستگی سرعت واکنش به دما تقریباً توسط قانون تجربی Van't Hoff تعیین می شود: با هر 10 درجه تغییر دما، سرعت اکثر واکنش ها 2 تا 4 برابر تغییر می کند.

از نظر ریاضی، قانون وانت هاف به صورت زیر بیان می شود:

که در آن v(T2) و v(T1) به ترتیب سرعت واکنش در دماهای T2 و T1 هستند (T2> T1).

ضریب درجه حرارت γ سرعت واکنش.

مقدار γ برای یک واکنش گرماگیر بیشتر از واکنش گرمازا است. برای بسیاری از واکنش ها، γ در محدوده 2-4 قرار دارد.

معنای فیزیکی مقدار γ این است که نشان می دهد با تغییر دما برای هر 10 درجه چند بار سرعت واکنش تغییر می کند.

از آنجایی که سرعت واکنش و ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی نسبت مستقیم دارند، عبارت (3.6) اغلب به شکل زیر نوشته می شود:

(3.7)

که در آن k(T2)، k(T1) به ترتیب ثابت های سرعت واکنش هستند

در دماهای T2 و T1؛

γ ضریب دمایی سرعت واکنش است.

مثال 8.چند درجه باید دما را افزایش داد تا سرعت واکنش 27 برابر افزایش یابد؟ ضریب دمایواکنش 3 است.

راه حل. ما از عبارت (3.6) استفاده می کنیم:

ما دریافت می کنیم: 27 = , = 3، DT = 30.

جواب: 30 درجه.

سرعت واکنش و زمانی که در طی آن رخ می دهد با هم نسبت معکوس دارند: هر چه v بزرگتر باشد، بیشتر است

کمتر از t. از نظر ریاضی این با رابطه بیان می شود

مثال 9.در دمای 293 کلوین، واکنش در 2 دقیقه ادامه می یابد. چقدر طول می کشد تا این واکنش در دمای 273 کلوین رخ دهد اگر γ = 2 باشد.

راه حل. از رابطه (3.8) چنین می شود:

.

از معادله (3.6) استفاده می کنیم ما گرفتیم:

دقیقه

پاسخ: 8 دقیقه

قانون Van't Hoff برای تعداد محدودی اعمال می شود واکنش های شیمیایی. تأثیر دما بر سرعت فرآیندها اغلب با استفاده از معادله آرنیوس تعیین می شود.

معادله آرنیوس . در سال 1889، دانشمند سوئدی S. Arre-1ius، بر اساس آزمایشات، معادله ای را استخراج کرد که به نام او نامگذاری شده است.

که در آن k ثابت سرعت واکنش است.

k0 - عامل پیش نمایی؛

e پایه لگاریتم طبیعی است.

Ea یک ثابت به نام انرژی فعال سازی است که توسط ماهیت معرف ها تعیین می شود:

R ثابت گاز جهانی برابر با 8.314 J/mol×K است.

مقادیر Ea برای واکنش های شیمیایی از 4 تا 400 کیلوژول بر مول متغیر است.

بسیاری از واکنش ها با یک مانع انرژی مشخص مشخص می شوند. برای غلبه بر آن، انرژی فعال سازی لازم است - مقداری انرژی اضافی (در مقایسه با انرژی مضر مولکول ها در دمای معین)، که مولکول ها باید داشته باشند تا برخورد آنها موثر باشد، یعنی منجر به تشکیل یک جدید شود. ماده با افزایش دما، تعداد مولکول های فعال به سرعت افزایش می یابد که منجر به افزایش شدید سرعت واکنش می شود.

به طور کلی، اگر دمای واکنش از T1 به T2 تغییر کند، رابطه (3.9) بعد از لگاریتم به شکل زیر است:

. (3.10)

این معادله به شما امکان می دهد انرژی فعال سازی یک واکنش را با تغییر دما از T1 به T2 محاسبه کنید.

سرعت واکنش های شیمیایی در حضور یک کاتالیزور افزایش می یابد. اثر یک کاتالیزور این است که ترکیبات میانی ناپایدار (کمپلکس های فعال شده) را با معرف ها تشکیل می دهد که تجزیه آنها منجر به تشکیل محصولات واکنش می شود. در این حالت، انرژی فعال سازی کاهش می یابد و مولکول هایی که انرژی آنها برای انجام واکنش در غیاب کاتالیزور کافی نبود، فعال می شوند. در نتیجه تعداد کل مولکول های فعال افزایش می یابد و سرعت واکنش افزایش می یابد.

تغییر سرعت واکنش در حضور کاتالیزور با رابطه زیر بیان می شود:

, (3.11)

که در آن vcat و Ea(cat) سرعت و انرژی فعال‌سازی یک واکنش شیمیایی در حضور یک کاتالیزور هستند.

v و Ea سرعت و انرژی فعال شدن یک واکنش شیمیایی بدون کاتالیزور هستند.

مثال 10. انرژی فعال سازی یک واکنش خاص در غیاب کاتالیزور 75.24 کیلوژول در مول است، با یک کاتالیزور - 50.14 کیلوژول در مول. اگر واکنش در دمای 298 کلوین انجام شود، سرعت واکنش در حضور کاتالیزور چند برابر افزایش می یابد؟ راه حل. از معادله (3.11) استفاده می کنیم. جایگزینی داده ها در معادله

قانون عمل جرم رابطه بین جرم مواد واکنش دهنده را در واکنش های شیمیایی در حالت تعادل برقرار می کند. قانون عمل توده ای در سال های 1864-1867 تدوین شد. K. Guldberg و P. Waage. بر اساس این قانون، سرعت واکنش مواد با یکدیگر به غلظت آنها بستگی دارد. قانون عمل جرم در محاسبات مختلف فرآیندهای شیمیایی استفاده می شود. این امکان حل این سوال را فراهم می کند که در کدام جهت سیر خود به خود واکنش مورد بررسی در یک نسبت معین از غلظت مواد واکنش دهنده امکان پذیر است، چه بازدهی از محصول مورد نظر را می توان به دست آورد.

سوال 18. قانون وانت هاف.

قانون وانت هاف یک قاعده تجربی است که به عنوان اولین تقریب اجازه می دهد تا تأثیر دما بر سرعت یک واکنش شیمیایی را در یک محدوده دمایی کوچک (معمولاً از 0 درجه سانتیگراد تا 100 درجه سانتیگراد) تخمین بزند. وانت هاف، بر اساس آزمایش های فراوان، قانون زیر را فرموله کرد: با هر 10 درجه افزایش دما، ثابت سرعت یک واکنش ابتدایی همگن دو تا چهار برابر افزایش می یابد. معادله ای که این قانون را توصیف می کند:

V = V0 * Y(T2 - T1) / 10

که در آن V سرعت واکنش در دمای معین (T2)، V0 سرعت واکنش در دمای T1، Y ضریب دمایی واکنش است (مثلاً اگر برابر با 2 باشد، سرعت واکنش 2 برابر افزایش می یابد. هنگامی که دما 10 درجه افزایش می یابد).

لازم به یادآوری است که قانون وانت هاف دامنه کاربرد محدودی دارد. بسیاری از واکنش ها از آن تبعیت نمی کنند، به عنوان مثال، واکنش هایی که در دمای بالا رخ می دهند، واکنش های بسیار سریع و بسیار آهسته. قانون Van't Hoff همچنین در مورد واکنش‌هایی که شامل مولکول‌های حجیم، مانند پروتئین‌ها در سیستم‌های بیولوژیکی هستند، صدق نمی‌کند. وابستگی دمایی سرعت واکنش با معادله آرنیوس به درستی توصیف شده است.

V = V0 * Y(T2 - T1) / 10

سوال 19. انرژی فعال سازی.

انرژی فعال سازیدر شیمی و زیست شناسی، حداقل مقدار انرژی که باید به سیستم داده شود (در شیمی بر حسب ژول بر مول) برای وقوع یک واکنش. این اصطلاح توسط Svante August Arrhenius در سال 1889 معرفی شد. یک نام معمولی برای انرژی واکنش Ea است.

انرژی فعال سازی در فیزیک حداقل مقدار انرژی است که الکترون های ناخالصی دهنده باید دریافت کنند تا وارد نوار رسانایی شوند.

که در مدل شیمیاییکه به تئوری برخوردهای فعال (TAC) معروف است، سه شرط لازم برای وقوع یک واکنش وجود دارد:

مولکول ها باید با هم برخورد کنند. این یک شرط مهم است، اما کافی نیست، زیرا یک برخورد لزوما باعث واکنش نمی شود.

مولکول ها باید انرژی لازم (انرژی فعال سازی) را داشته باشند. در طول یک واکنش شیمیایی، مولکول های برهم کنش باید از یک حالت میانی عبور کنند که ممکن است انرژی بالاتری داشته باشد. یعنی مولکول ها باید بر یک سد انرژی غلبه کنند. اگر این اتفاق نیفتد، واکنش آغاز نخواهد شد.

مولکول ها باید به درستی نسبت به یکدیگر جهت گیری کنند.

در دمای پایین (برای یک واکنش معین)، بیشتر مولکول‌ها انرژی کمتری نسبت به انرژی فعال دارند و قادر به غلبه بر سد انرژی نیستند. با این حال، در یک ماده همیشه مولکول های منفرد وجود دارد که انرژی آنها به طور قابل توجهی بالاتر از میانگین است. حتی در دماهای پایین، بیشتر واکنش ها ادامه می یابد. افزایش دما به شما امکان می دهد نسبت مولکول ها را با انرژی کافی برای غلبه بر سد انرژی افزایش دهید. این باعث افزایش سرعت واکنش می شود.

توضیحات ریاضی

معادله آرنیوس رابطه بین انرژی فعال سازی و سرعت واکنش را ایجاد می کند:

k ثابت سرعت واکنش، A ضریب فرکانس واکنش، R ثابت گاز جهانی، T دما بر حسب کلوین است.

با افزایش دما، احتمال غلبه بر سد انرژی افزایش می یابد. قانون کلی: افزایش 10K در دما سرعت واکنش را دو برابر می کند

وضعیت گذار

رابطه بین انرژی فعال سازی (Ea) و آنتالپی (آنتروپی) واکنش (ΔH) در حضور و عدم حضور کاتالیزور. بالاترین نقطه انرژی نشان دهنده یک مانع انرژی است. در حضور یک کاتالیزور، انرژی کمتری برای شروع یک واکنش مورد نیاز است.

حالت گذار حالتی از یک سیستم است که در آن تخریب و ایجاد یک ارتباط متعادل است. سیستم برای مدت کوتاهی (10-15 ثانیه) در حالت گذار است. انرژی ای که باید صرف شود تا سیستم به حالت گذار برسد، انرژی فعال سازی نامیده می شود. در واکنش های چند مرحله ای که شامل چندین حالت گذار است، انرژی فعال سازی با بالاترین مقدار انرژی مطابقت دارد. پس از غلبه بر حالت گذار، مولکول ها دوباره با از بین رفتن پیوندهای قدیمی و تشکیل پیوندهای جدید یا با تبدیل پیوندهای اولیه پراکنده می شوند. هر دو گزینه ممکن است، زیرا با آزاد شدن انرژی رخ می دهند (این به وضوح در شکل قابل مشاهده است، زیرا هر دو موقعیت از نظر انرژی کمتر از انرژی فعال سازی هستند). موادی وجود دارند که می توانند انرژی فعال سازی را برای یک واکنش معین کاهش دهند. به چنین موادی کاتالیزور می گویند. زیست شناسان چنین موادی را آنزیم می نامند. جالب اینجاست که کاتالیزورها در نتیجه واکنش را بدون شرکت در آن سرعت می بخشند.

در با افزایش دما، سرعت اکثر واکنش های شیمیایی به طور قابل توجهی افزایش می یابد و برای واکنش های همگنهنگامی که برای هر ده درجه گرم می شود، سرعت واکنش 2-4 برابر افزایش می یابد.

تعداد کلذرات در سیستم (N) برابر با مساحت زیر منحنی است. تعداد کل ذرات با انرژی بیشتر از Ea برابر با ناحیه سایه‌دار است.

از شکل 2 می توان دریافت که با افزایش دما، توزیع انرژی ذرات تغییر می کند به طوری که نسبت ذرات با انرژی بالاتر افزایش می یابد. بدین ترتیب مفهوم مهمزیرا یک واکنش شیمیایی انرژی فعال سازی است.

انرژی فعال سازی انرژی است که ذرات باید داشته باشند تا برهمکنش آنها منجر به واکنش شیمیایی شود. انرژی فعال سازی بر حسب kJ/mol بیان می شود. برای واکنش هایی که با سرعت قابل توجهی رخ می دهند، انرژی فعال سازی از 50 کیلوژول بر مول تجاوز نمی کند (برای واکنش های تبادل یونی Ea » 0). اگر Ea > 100 کیلوژول بر مول باشد، آنگاه سرعت واکنش به طور غیرقابل اندازه گیری کم است.

در سال 1889، S. Arrhenius معادله ای برای وابستگی ثابت سرعت یک واکنش شیمیایی به دما ارائه کرد:

k = Ae - Ea/RT

کجا، A - عامل پیش‌توان، بسته به ماهیت مواد واکنش‌دهنده؛

R- ثابت گاز = 8.314 J/(mol? K);

Ea- انرژی فعال سازی.

از معادله آرنیوس چنین برمی‌آید که هر چه انرژی فعال‌سازی بیشتر باشد، افزایش دما برای حفظ سرعت واکنش مورد نیاز بیشتر است.

شکل 3 وابستگی تغییر انرژی پتانسیل سیستم واکنش دهنده را به مسیر واکنش نشان می دهد. از شکل بالا می توان دریافت که برای یک واکنش گرمازا (که با آزاد شدن گرما رخ می دهد)، از دست دادن مولکول های فعال با انرژی آزاد شده در طول واکنش دوباره پر می شود. در مورد یک واکنش گرماگیر، گرما برای حفظ سرعت واکنش مورد نیاز است.

شکل 10.3 نمودار انرژی یک واکنش شیمیایی

A - واکنش دهنده ها، C - محصولات.

2.4 نفوذ مواد خارجی

مواد خارجی بسته به تاثیری که می‌گذارند، می‌توانند واکنش‌ها - کاتالیزورها یا کاهش سرعت آنها - بازدارنده‌ها را تسریع کنند.

کاتالیزورها- اینها موادی هستند که واکنش های شیمیایی را تسریع می کنند، اما پس از واکنش بدون تغییر باقی می مانند.

بازدارنده ها - اینها موادی هستند که واکنش ها را کند می کنند، در عمل گاهی اوقات لازم است که واکنش ها (خوردگی فلزات و ...) کاهش یابد که این امر با وارد کردن بازدارنده ها به سیستم واکنش حاصل می شود. به عنوان مثال نیتریت سدیم، کرومات پتاسیم و دی کرومات سرعت خوردگی فلزات را کاهش می دهند.

مروجین- موادی که فعالیت کاتالیزور را افزایش می دهند. در این حالت ممکن است خود پروموترها خاصیت کاتالیزوری نداشته باشند.

سموم کاتالیزوری- ناخالصی های خارجی در مخلوط واکنش که منجر به از دست دادن جزئی یا کامل فعالیت کاتالیزور می شود. بنابراین، آثار آرسنیک و فسفر باعث از دست دادن سریع فعالیت توسط کاتالیزور V 2 O 5 در طول روش تماس برای تولید H 2 SO 4 می شود.

3. تعادل شیمیایی

در واکنش های شیمیایی، مواد اولیه همیشه به طور کامل به محصولات واکنش تبدیل نمی شوند. این به این دلیل رخ می دهد که با تجمع محصولات واکنش، ممکن است شرایطی برای وقوع واکنش معکوس ایجاد شود. اکثر واکنش های شیمیایی برگشت پذیر هستند.

به عنوان مثال، اجازه دهید واکنش برگشت پذیر سنتز آمونیاک از نیتروژن و هیدروژن را که برای صنعت بسیار مهم است، تجزیه و تحلیل کنیم:

واکنش مستقیم -2N 2 + 3H 2 →2NH 3 ,

واکنش معکوس - 2NH 3 →ن 2 + 3 ساعت 2,

واکنش برگشت پذیر - 2N 2 + 3H 2« 2NH 3.

واکنش‌های رو به جلو و معکوس واکنش‌های جداگانه‌ای با معادلات جنبشی متناظر، عوامل پیش از نوردهی، انرژی‌های فعال‌سازی و غیره هستند.

یک مشخصه کمی مهم واکنش های برگشت پذیر ثابت تعادل است که زمانی تعیین می شود که سیستم به آن برسد. تعادل شیمیایی- حالتی که در آن سرعت واکنش های رو به جلو و معکوس برابر است. نمونه هایی از کاربرد قانون عمل جرم (LMA).

اجازه دهید ثابت تعادل را با استفاده از مثال واکنش سنتز آمونیاک بدست آوریم.

معادله جنبشی واکنش رو به جلو

N 2 +3H 2 →2NH 3

به شکل Vpr = Kpr 3 است.

معادله جنبشی واکنش معکوس

2NH 3 →ن 2 + 3 ساعت 2

شکل Vobr = Cobr 2 دارد.

در حالت تعادل شیمیایی، Vpr = Vbr.

با جایگزینی عبارات برای سرعت واکنش های مستقیم و معکوس در شرایط تعادل شیمیایی، برابری زیر Kpr 3 = Cobr 2 را به دست می آوریم.

پس از تحول می گیریم

.

4. اصل لو شاتلیه

اگر سیستمی که در حالت تعادل شیمیایی قرار دارد، تحت تأثیر خارجی قرار گیرد، آنگاه تعادل در نتیجه فرآیندهای رخ داده در سیستم به گونه‌ای تغییر می‌کند که اثر کاهش می‌یابد.

4.1 اثر تغییر غلظت بر تعادل

هنگامی که غلظت هر یک از مواد شرکت کننده در واکنش افزایش می یابد، تعادل به سمت مصرف این ماده و زمانی که کاهش می یابد به سمت تشکیل این ماده تغییر می کند.

مثال 1. اگر در یک سیستم تعادلی

2N 2 + 3H 2« 2NH 3

N 2 یا H 2 را اضافه کنید، سپس مطابق با اصل Le Chatelier، برای کاهش غلظت این مواد، تعادل باید به سمت راست تغییر کند، بازده NH 3 افزایش می یابد. با افزایش غلظت NH 3، تعادل به ترتیب به سمت چپ تغییر می کند.

4.2 اثر تغییرات فشار بر تعادل

فشار در یک سیستم واکنش بسته با وجود مواد گازی در آن تعیین می شود: هر چه تعداد آنها بیشتر باشد، فشار بیشتر است. بنابراین، تغییر در فشار خارجی تنها در مواردی که مواد گازی درگیر هستند، تعادل را تحت تأثیر قرار می دهد و مقدار آنها در واکنش های رو به جلو و معکوس متفاوت است.

اگر فشار در سیستمی که در حالت تعادل شیمیایی است افزایش یابد، واکنش غالباً رخ می دهد که در نتیجه مقدار مواد گازی کاهش می یابد. هنگامی که فشار کاهش می یابد، ترجیحاً واکنشی رخ می دهد که در نتیجه مقدار محصولات گازی افزایش می یابد.

مثال 1. آیا می توان با تغییر فشار بازده محصولات را در یک واکنش افزایش داد؟ CO 2 (گرم) + H 2 (گرم)« CO(g) + H 2 O (g).

راه حل: مخلوط واکنش شامل معرف های گازی است، اما مقدار آنها در واکنش تغییر نمی کند: از یک مول CO 2 (g) و یک مول H2 (g)، یک مول CO (g) و H 2 O (g) هستند. به دست آمده. به همین دلیل، تغییرات فشار بر حالت تعادل تأثیر نمی گذارد.

مثال 2. غلظت تعادلی واکنش دهنده ها با افزایش فشار در سیستم چگونه تغییر می کند؟ N 2 + 3H 2 « 2NH 3 ?

از معادله واکنش مشخص می شود که از 4 مول گاز محصولات اولیه، 2 مول گاز محصولات واکنش تشکیل می شود. بنابراین، با افزایش فشار، تعادل از واکنش رو به جلو تغییر می کند، زیرا منجر به کاهش فشار می شود.

4.3 تأثیر تغییرات دما بر تعادل شیمیایی

بیشتر واکنش های شیمیایی با آزاد شدن یا جذب گرما رخ می دهد. در حالت اول، دمای مخلوط افزایش می یابد، در حالت دوم کاهش می یابد.

اگر یک مخلوط واکنش در حالت تعادل شیمیایی گرم شود، طبق اصل لو شاتلیه، واکنش غالب باید رخ دهد که در نتیجه گرما جذب می شود، یعنی. واکنش گرماگیر؛ هنگامی که مخلوط سرد می شود، یک واکنش غالباً باید رخ دهد که در نتیجه گرما آزاد می شود، یعنی. واکنش گرماگیر

اگر دما در سیستمی در حالت تعادل شیمیایی افزایش یابد، آنگاه تعادل به سمت واکنش گرماگیر و هنگامی که دما کاهش می‌یابد به سمت واکنش گرمازا تغییر می‌کند.

مثال: 2N 2 + 3H 2« 2NH3،H0 = - 92 کیلوژول

واکنش گرمازا است، بنابراین با افزایش دما، تعادل به سمت چپ و با کاهش دما به سمت راست تغییر می کند.

از این نتیجه می شود که برای افزایش بازده آمونیاک باید دما را کاهش داد. در عمل، آنها دمای 500 درجه سانتیگراد را حفظ می کنند، زیرا در دمای پایین تر سرعت واکنش مستقیم به شدت کاهش می یابد.

تعادل شیمیایی در طبیعت پویا است: واکنش های رو به جلو و معکوس در تعادل متوقف نمی شوند.

ثابت تعادل به دما و ماهیت واکنش دهنده ها بستگی دارد. هرچه ثابت تعادل بیشتر باشد، تعادل بیشتر به سمت تشکیل محصولات واکنش مستقیم تغییر می کند.

اصل Le Chatelier جهانی است، زیرا نه تنها برای فرآیندهای صرفاً شیمیایی، بلکه برای پدیده‌های فیزیکوشیمیایی مانند تبلور، انحلال، جوشش و تبدیل فاز در جامدات نیز قابل استفاده است.

تأثیر دما بر تعداد برخوردهای مولکولی را می توان با استفاده از یک مدل نشان داد. برای اولین تقریب، تأثیر دما بر سرعت واکنش‌ها توسط قانون Van't Hoff (که توسط J. H. Van't Hoff بر اساس یک مطالعه تجربی بسیاری از واکنش‌ها فرموله شده است) تعیین می‌شود:

که در آن g ضریب دمایی است که مقادیر را از 2 تا 4 می گیرد.

توضیحی برای وابستگی سرعت واکنش به دما توسط S. Arrhenius ارائه شد. هر برخورد مولکول های واکنش دهنده منجر به واکنش نمی شود، بلکه تنها شدیدترین برخوردها منجر به واکنش می شود. فقط مولکول هایی با انرژی جنبشی اضافی قادر به انجام واکنش های شیمیایی هستند.

S. Arrhenius کسری از برخوردهای فعال (یعنی منجر به واکنش) ذرات واکنش دهنده a را بسته به دما محاسبه کرد: - a = exp(-E/RT). و بیرون آورد معادله آرنیوسبرای ثابت سرعت واکنش:

k = k o e -E/RT

که در آن k o و E d به ماهیت معرف ها بستگی دارد. E انرژی است که باید به مولکول ها داده شود تا بتوانند برهمکنش کنند، نامیده می شود انرژی فعال سازی.