Synimi:

zgjidhjen e problemeve eksperimentale që lidhen me përcaktimin e varësisë së shpejtësisë së një reaksioni kimik nga përqendrimi i reaktantëve, temperatura, prania e një katalizatori dhe llogaritja e kushteve të ekuilibrit kimik në sistemet me reaksione kimike të kthyeshme.

Çështje teorike

1. Shpejtësia e reaksioneve homo- dhe heterogjene.

2. Ligji i veprimit të masës për shpejtësinë në një sistem homogjen.

3. Konstante e normës. Kuptimi i tij fizik.

4. Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura. Rregulli i Van't Hoff.

5. Koncepti i katalizës.

6. Reaksionet kimike të kthyeshme dhe të pakthyeshme.

7. Ekuilibri kimik. Konstanta e ekuilibrit. Kuptimi i tij fizik.

8. Zhvendosja e ekuilibrit kimik. Parimi i Le Chatelier.

Kinetika kimike studion rrjedhën e proceseve kimike në kohë.

Shpejtësia e reaksionit kimik n –është sasia e substancës Dn që reagon ose formohet në një reaksion për njësinë e kohës Dt në një vëllim njësi të hapësirës së reaksionit n

Reaksioni homogjen - ndodh në të gjithë vëllimin, reaktantët dhe produktet e reaksionit janë në të njëjtën fazë.

Sasia e substancës për njësi vëllimi Dn/V – ky është përqendrimi molar i C.

Pastaj shpejtësia mesatare e reaksionit homogjen:

Njësia për matjen e shpejtësisë së një reaksioni homogjen është mol l -1 s -1.

Reagimi heterogjen - një reaksion ndodh në një kufi fazor, reaktantët dhe (ose) produktet e reagimit janë në faza të ndryshme.

Për një reaksion heterogjen, shpejtësia varet nga sipërfaqja e kontaktit të reagentëve - zona e ndërfaqes së fazës S.

Shpejtësia mesatare e reaksionit heterogjen

Njësia matëse për shpejtësinë e një reaksioni heterogjen është mol m -2 s -1.

Shpejtësia e reagimit të menjëhershëm– ndryshimi i përqendrimit në një moment të caktuar, d.m.th. në një periudhë të pafundme dt

Shpejtësia e një reaksioni kimik është gjithmonë pozitiv. Shenja plus "+" ose "-" tregon nëse ndryshimi në sasinë e substancës Δn është pozitiv ose negativ, domethënë, një substancë formohet ose konsumohet gjatë reagimit.

Shpejtësia e reaksionit varet nga natyra e reaktantëve, përqendrimi i tyre, temperatura dhe prania e një katalizatori.

Ligji i veprimit masiv: Shpejtësia e një reaksioni homogjen është në përpjesëtim me produktin e përqendrimeve molare të reaktantëve, marrë në fuqi të barabarta me koeficientët stoikiometrikë.

aA + bB → cC + dD v= k[A] a [B] in, ku k është konstanta e shpejtësisë.

Shpejtësia rritet në një masë më të madhe me rritjen e përqendrimit të substancës koeficienti stekiometrik i së cilës në ekuacionin e reaksionit është më i madh.

Shpejtësia e reaksionit rritet me rritjen e temperaturës, sepse shpejtësia e molekulave rritet dhe, për rrjedhojë, rritet numri i përplasjeve aktive që çojnë në ndërveprim. Varësia e shpejtësisë së reagimit nga temperatura shprehet me rregullin Van't Hoff: v 2 = v 1 ∙γ (t 2 - t 1)/10, ku

v 1 – shpejtësia e reagimit në temperaturën fillestare t 1 ;

v 2 - shpejtësia e reagimit në temperaturën t 2

γ – koeficienti i temperaturës, vlera e tij është 2 ÷ 4.

Shpejtësia e reagimit rritet me kataliza- aplikacion katalizator- një substancë që përshpejton një reaksion, por nuk ndërvepron. Katalizatori nuk e zhvendos ekuilibrin kimik, por çon në arritjen e tij më të shpejtë, duke përshpejtuar në mënyrë të barabartë reagimet përpara dhe të kundërta. Sasia e katalizatorit është shumë më e vogël se reagentët. Ka katalizë homogjene (substancat katalizatore janë në të njëjtën fazë) dhe heterogjene (në faza të ndryshme).

Reagimet e kthyeshme– reaksionet kimike që ndodhin njëkohësisht në drejtimet e përparme (®) dhe të kundërta ().

Ekuilibri kimik– gjendja e sistemit në të cilin shpejtësitë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta, përqendrimet e reagentëve dhe produkteve të reaksionit janë konstante.

Konstanta e ekuilibrit– është i barabartë me raportin e produktit të përqendrimeve ekuilibër të produkteve të reaksionit me produktin e përqendrimeve ekuilibër të reaktantëve ndaj fuqisë së koeficientëve stekiometrikë në ekuacion dhe tregon se sa herë shpejtësia e reaksionit të përparmë është më e madhe. sesa shpejtësia e reaksionit të kundërt.

aA + bB « сС + dD,

ose për gazrat , Ku R- presion i pjesshëm.

Konstanta e ekuilibrit varet nga temperatura, natyra e reaktantëve dhe nuk varet nga përqendrimi i tyre. Në K c >>1 reaksioni jep rendiment të lartë të produkteve të reaksionit, në K c<<1 выход продуктов мал, преобладают исходные реагенты.

Një ndryshim në të paktën një nga parametrat e sistemit çon në një çekuilibër, një ndryshim të përqendrimeve dhe vendosjen e një ekuilibri të ri me vlera të tjera ekuilibri, d.m.th. zhvendosja e ekuilibrit.

Rregulli i Le Chatelier: nëse një ndikim i jashtëm ushtrohet në një sistem që është në ekuilibër, atëherë ekuilibri i sistemit do të zhvendoset drejt reagimit që dobëson këtë ndikim.

Në eksperimentet 1 dhe 2 do të studiojmë varësinë e shpejtësisë së zbërthimit të tiosulfatit të natriumit të përqendrimeve të ndryshme dhe nga temperatura nën ndikimin e acidit H 2 SO 4 në fazën homogjene të reaksionit.

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

Kur Na 2 S 2 O 3 dhe H 2 SO 4 ndërveprojnë, formohet menjëherë acidi tiosulfurik H 2 S 2 O 3 i paqëndrueshëm, i cili në kohën e prodhimit zbërthehet spontanisht për të formuar dioksid squfuri SO 2 dhe squfur të lirë S.

Shpejtësia e të gjithë procesit përcaktohet nga shpejtësia e kësaj faze më të ngadaltë: H 2 S 2 O 3 → H 2 SO 3 + S

Squfuri që rezulton është pak i tretshëm në ujë, kështu që procesi mund të ndahet në dy faza:

homogjen - squfuri është në tretësirë, përqendrimi i squfurit është më i vogël se i ngopur dhe

heterogjen - precipiton squfuri, përqendrimi i ngopur është tejkaluar.

Në momentin që arrihet përqendrimi i ngopur i squfurit (pika kritike e përzierjes), në tretësirë ​​shfaqet opalescenca - një rritje e mprehtë e shpërndarjes së dritës (zgjidhja transparente fillon të bëhet e turbullt).

Shpejtësia e reaksionit homogjen v=C m /Δτ, ku

Δτ – koha e reagimit nga shtimi i 1 pikë H 2 SO 4 derisa të shfaqet opalescenca.

C m – përqendrimi molar i Na 2 S 2 O 3.

Në eksperimentin 3 do të studiojmë efektin e katalizatorit - sulfat bakri CuSO 4 - në shkallën e reduktimit të tiocianatit të hekurit (III) Fe(SCN) 3 në tiosulfat hekuri (II) Fe(SCN) 2 nën veprimin e tiosulfatit të natriumit Na 2 S. 2 O 3 .

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

Nga të gjitha substancat që marrin pjesë në këtë reaksion, ngjyroset vetëm Fe(SCN) 3. Në tretësirë ​​është me ngjyrë të kuqe gjaku. Zhdukja e ngjyrës së tretësirës tregon fundin e reaksionit.

Ne marrim tiocianat hekuri menjëherë para eksperimentit të reaksionit

Në eksperimentin 4 ne do të studiojmë zhvendosjen në ekuilibrin kimik me një ndryshim në përqendrim duke përdorur shembullin e një reaksioni të kthyeshëm:

FeCl 3 + 3KSCN → Fe(SCN) 3 + 3KCl

Një ndryshim në përqendrimin e hekurit (III) tiocianat Fe (SCN) 3, i cili ka një ngjyrë të kuqe, çon në një ndryshim në intensitetin e ngjyrës së masës së reaksionit dhe bën të mundur të gjykohet se në cilin drejtim po zhvendoset ekuilibri.

Detyrë praktike:

1. Shkruani një shprehje për shpejtësinë e reagimit për reaksionet:

2NO(g) + Cl 2 (g) → 2NOCl(g)

CaCO 3 (k) → CaO (k) + CO 2 (g)

2. Si do të ndryshojë shpejtësia e reaksionit 2NO(g) + O 2 (g) → 2NO 2 (g)?

nëse e zvogëlojmë vëllimin e enës së reaksionit me 5 herë?

3. Përcaktoni përqendrimet fillestare të klorit dhe hidrogjenit nëse ekuilibri në sistemin H 2 (g) + Cl 2 (g) → 2HCl (g) është vendosur në = 0,025 mol/l, = 0,09 mol/l.

Si ndikon rritja e presionit dhe e temperaturës në ekuilibrin e reaksioneve?

2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2H 2 O (g), Q>0

C(k) + CO 2 (g) → 2CO(g), Q<0

4. Si do të ndikojë ulja e temperaturës në gjendjen e ekuilibrit kimik në sistem (a nuk do të prishet; do të zhvendoset majtas apo djathtas)?: 2NO+O 2 →2NO 2, ∆H<0.

5. A do të zhvendoset ekuilibri me rritjen e presionit dhe në çfarë drejtimi (drejt reaksionit të drejtpërdrejtë ose të kundërt) në sistem: 4Fe(k)+3O 2 (g)→2Fe 2 O 3 (k).

Kinetika kimikeështë një degë e kimisë që studion shpejtësinë e reaksioneve kimike. Reaksionet kimike mund të ndodhin me shpejtësi të ndryshme (nga fraksione të vogla të sekondës deri në dekada dhe intervale më të gjata kohore). Kur shqyrtohet çështja e shkallës së reagimit, është e nevojshme të bëhet dallimi midis reaksioneve homogjene dhe heterogjene. Sistemet homogjene përbëhet nga një fazë (për shembull, çdo përzierje gazi), dhe heterogjene– nga disa faza (për shembull, uji me akull). Fazaështë një pjesë e sistemit të ndarë nga pjesët e tjera të tij nga një ndërfaqe, gjatë kalimit përmes të cilit ndodh një ndryshim i menjëhershëm i vetive.

Shpejtësia e reaksionit homogjenështë sasia e një lënde që reagon ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës në një njësi vëllimi të sistemit. Shpejtësia e reaksionit heterogjenështë sasia e një lënde që reagon ose formohet gjatë një reaksioni për njësi të kohës për njësi sipërfaqe të fazës (ose masë, vëllim të fazës së ngurtë, kur është e vështirë të përcaktohet madhësia e sipërfaqes së një të ngurtë):

v homog = ; v heterog = . ato. shpejtësia e reaksionit homogjen mund të përkufizohet si ndryshimi i përqendrimit të ndonjë prej substancave që reagojnë ose formohen gjatë reaksionit, që ndodh për njësi të kohës.

Shumica e reaksioneve kimike janë të kthyeshme, domethënë, ato mund të ndodhin në drejtimet e përparme dhe të kundërta. Le të shqyrtojmë një reagim të kthyeshëm:

Shkalla e reaksioneve të përparme dhe të kundërta lidhen me përqendrimet e reagentëve nga ekuacionet e mëposhtme:

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

Me kalimin e kohës, shkalla e reaksionit përpara do të ulet për shkak të konsumit të reagentëve A Dhe NË dhe një ulje të përqendrimit të tyre. Përkundrazi, shkalla e reaksionit të kundërt ndërsa produktet grumbullohen ME Dhe D do te rritet. Prandaj, pas një periudhe të caktuar kohore, ritmet e reaksioneve të përparme dhe të kundërta do të bëhen të barabarta me njëra-tjetrën. Do të krijohet një gjendje e sistemit në të cilën nuk do të ketë rrjedha të materies dhe energjisë, e quajtur ekuilibër kimik. Të gjitha proceset e kthyeshme nuk vazhdojnë plotësisht, por vetëm në një gjendje ekuilibri, në të cilën, nga gjendja v x.r. pr = v x.r. arr. vijon:

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

Ku K- konstante e ekuilibrit kimik, e cila varet nga temperatura dhe natyra e reagentëve, por nuk varet nga përqendrimi i këtyre të fundit. Kjo është një shprehje matematikore e ligjit të veprimit të masës, i cili lejon llogaritjen e përbërjes së një përzierje reaksioni ekuilibër.

Faktorët më të rëndësishëm që ndikojnë në shpejtësinë e reagimit janë:

1. Natyra e substancave reaguese;

2. Përqendrimet e substancave reaguese;

3. Faktori i temperaturës;

4. Disponueshmëria e katalizatorëve.

Në disa raste, shpejtësia e reaksioneve heterogjene varet edhe nga intensiteti i lëvizjes së lëngut ose gazit pranë sipërfaqes në të cilën ndodh reaksioni.

1) Ndikimi i përqendrimit të reaktantëve. Le të paraqesim ekuacionin e një reaksioni kimik në formë të përgjithshme: aA+bB+…=, pastaj v ch.r. =k[A] a [B] b është në thelb një shënim matematikor ligji i veprimit masiv, zbuluar eksperimentalisht nga K. Guldberg dhe P. Waage në 1864-1867. Sipas këtij ligji, në një temperaturë konstante v, ch.r. është proporcionale me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, dhe çdo përqendrim përfshihet në produkt në një shkallë të barabartë me koeficientin që shfaqet përpara formulës së një substance të caktuar në ekuacioni i reaksionit. Vlera e konstantës së shpejtësisë së reaksionit (k) varet nga natyra e reaktantëve, temperatura dhe prania e katalizatorëve, por nuk varet nga përqendrimi i substancave.

2) Varësia v x.r. mbi temperaturën dhe natyrën e substancave reaguese.Energjia e aktivizimit E a (në kJ/mol) është energjia e tepërt që duhet të kenë molekulat në mënyrë që përplasja e tyre të çojë në formimin e një substance të re. E dhe reagimet e ndryshme janë të ndryshme. Ky faktor ndikon në natyrën e substancave reaguese në v ch.r. . Nëse 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 kJ/mol (d.m.th. shumë domethënës), atëherë shpejtësia e një reagimi të tillë është e parëndësishme (për shembull, reagimi i sintezës së amoniakut N 2 + 3H 2 = 2NH 3 - shkalla e këtij reagimi në T të zakonshëm për shkak të vlerave të larta i E a është aq i vogël saqë mund të vërehet se rrjedhja është pothuajse e pamundur).

Në 1889, kimisti i famshëm suedez Arrhenius nxori nga të dhënat eksperimentale një ekuacion që lidh konstanten e shpejtësisë me temperaturën dhe energjinë e aktivizimit. Më vonë, ky ekuacion mori justifikimin teorik. Sipas Arrhenius, konstanta e shpejtësisë varet në mënyrë eksponenciale nga temperatura: k=k max ×exp(-E a /RT), ku R është konstanta universale e gazit e barabartë me 8,31 J/mol×K; k max është një faktor para-eksponencial që do të thotë vlerën maksimale të mundshme të konstantës së shpejtësisë në zero energji aktivizimi ose temperaturë pafundësisht të lartë, kur të gjitha përplasjet e molekulave reaktante bëhen aktive. Ekuacioni Arrhenius shpesh përdoret në formë logaritmike: lnk=lnk max -E a /RT.

Rritja e v h.r. me rritjen e temperaturës zakonisht karakterizohet koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit– një vlerë që tregon se sa herë rritet shpejtësia e reaksionit në shqyrtim kur temperatura e sistemit rritet me 10 gradë. Koeficienti i temperaturës (g) është i ndryshëm për reaksione të ndryshme. Në temperaturat e zakonshme, vlera e tij për shumicën e reaksioneve qëndron në intervalin nga 2 në 4 (d.m.th. g hr = 2-4 herë).

Katalizatorët janë substanca që nuk konsumohen në reaksion, por ndikojnë në shpejtësinë e tij. Dukuria e ndryshimit të shpejtësisë së reaksionit nën ndikimin e katalizatorëve quhet kataliza, dhe vetë këto reagime janë katalitik. Veprimi i katalizatorit është për shkak të zvogëlimit të kufirit të aktivizimit të ndërveprimit kimik, d.m.th. ulje e energjisë së aktivizimit. Nën ndikimin e katalizatorëve, reaksionet mund të përshpejtohen miliona ose më shumë herë. Për më tepër, disa reagime nuk ndodhin fare pa katalizatorë. Katalizatorët përdoren gjerësisht në industri.

Të dallojë homogjene Dhe kataliza heterogjene. Në kataliza homogjene katalizatori dhe reagentët formojnë një fazë (gaz ose tretësirë), dhe kur kataliza heterogjene– katalizatori është në sistem si një fazë e pavarur. Një shembull i katalizës homogjene është dekompozimi i peroksidit të hidrogjenit në ujë dhe oksigjen në prani të katalizatorëve Cr 2 O 7 2-, WO 4 2-, etj. Një shembull i katalizës heterogjene është oksidimi i dioksidit të squfurit në trioksid duke përdorur kontaktin Metoda për prodhimin e acidit sulfurik nga mbetjet e gazrave të prodhimit metalurgjik: SO 2 +0.5O 2 +H 2 O=(kt)=H 2 SO 4.

Kërkimi i faqes:

2KINETIKA KIMIKE DHE EKUILIBRI KIMIK

2.1 KINETIKA E REAKSIONEVE KIMIKE

Reaksionet kimike ndodhin me shpejtësi të ndryshme. Disa prej tyre përfundojnë plotësisht në fraksione të vogla të sekondës (shpërthim), të tjerët kryhen në minuta, orë, ditë dhe periudha të gjata kohore. Për më tepër, i njëjti reagim mund të vazhdojë shpejt në disa kushte (për shembull, në temperatura të ngritura), dhe ngadalë në të tjera (për shembull, pas ftohjes). Për më tepër, ndryshimi në shpejtësinë e të njëjtit reagim mund të jetë shumë i madh.

Kur shqyrtohet çështja e shkallës së reagimit, është e nevojshme të bëhet dallimi midis reaksioneve homogjene dhe heterogjene. I lidhur ngushtë me këto koncepte është koncepti i fazës.

Faza është një pjesë e një sistemi të ndarë nga pjesët e tjera të tij nga një ndërfaqe, gjatë kalimit përmes të cilit vetitë ndryshojnë befas.

Një reaksion homogjen ndodh në vëllimin e fazës [shembull - ndërveprimi i hidrogjenit dhe oksigjenit me formimin e avullit të ujit: H 2 (g) + O 2 (g) → H2O(g)], dhe nëse reaksioni është heterogjen, atëherë ai ndodh në ndërfaqen e fazës [për shembull, djegia e karbonit: C(s) + O2(g) → CO 2 (g)].

Shpejtësia e një reaksioni homogjen është sasia e substancës që reagon ose formohet gjatë reaksionit për njësi të kohës për njësi vëllimi të fazës:

Ku n- sasia e substancës, mol; V- vëllimi fazor, l;τ - koha; ME- përqendrimi, mol/l.

Shpejtësia e një reaksioni heterogjen është sasia e substancës që reagon ose formohet gjatë reagimit për njësi të kohës për njësi sipërfaqe të fazës:

Ku S- zona e ndërfaqes së fazës.

Faktorët më të rëndësishëm që ndikojnë në shpejtësinë e një reaksioni homogjen janë: natyra e reaktantëve, përqendrimet e tyre, temperatura dhe prania e katalizatorëve.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga përqendrimet e reaktantëve. Një reagim midis molekulave ndodh kur ato përplasen. Prandaj, shpejtësia e një reaksioni është proporcionale me numrin e përplasjeve që pësojnë molekulat e substancave reaguese. Sa më i lartë të jetë përqendrimi i secilës prej substancave fillestare, aq më i madh është numri i përplasjeve. Për shembull, shpejtësia e reagimit A + B→ Në proporcion me produktin e përqendrimeve A dhe B:

v = k · [A] · [B],

Ku k- koeficienti i proporcionalitetit, i quajtur konstante e shpejtësisë së reagimit. Vlera kuptimplote k e barabartë me shpejtësinë e reaksionit për rastin kur përqendrimet e reaktantëve janë 1 mol/l.

Ky raport shpreh ligji i veprimit masiv Ky ligj quhet edhe ligj ekzistuese wt. : Në temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është drejtpërdrejt proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve.

Shumë më rrallë, një reagim ndodh si rezultat i përplasjes së njëkohshme të tre grimcave reaguese. Për shembull, reagimi

2A+B → A 2 B

mund të vazhdojë përmes një përplasjeje të trefishtë:

A+ A + B→ A 2 B

Pastaj, në përputhje me ligjin e veprimit të masës, përqendrimi i secilës prej substancave reaguese përfshihet në shprehjen e shpejtësisë së reagimit në një shkallë të barabartë me koeficientin në ekuacionin e reaksionit:

v = k · [A] · [A] · [B] = k · [A] 2 [B]

Shuma e eksponentëve në ekuacionin e ligjit të veprimit të masës quhet rendi i reagimit. Për shembull, në rastin e fundit, reagimi është i rendit të tretë (i dyti - në lidhje me substancën A dhe i pari - në lidhje me substancën B.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura. Nëse përdorim rezultatet e numërimit të numrit të përplasjeve ndërmjet molekulave, numri i përplasjeve do të jetë aq i madh sa të gjitha reaksionet duhet të ndodhin menjëherë. Kjo kontradiktë mund të shpjegohet me faktin se vetëm molekulat me pak energji hyjnë në reaksion.

Energjia e tepërt që duhet të kenë molekulat në mënyrë që përplasja e tyre të çojë në formimin e një substance të re quhet energjia e aktivizimit (shih Figurën 2.1).

Figura 2.1 - Diagrami i energjisë për reaksionin e formimit të produktit AB nga substancat fillestare A dhe B. Nëse energjia e përplasjes së molekulave A dhe B është më e madhe ose e barabartë me energjitë e aktivizimit E a , atëherë barriera e energjisë kapërcehet dhe lëvizja ndodh përgjatë koordinatës së reagimit r nga materialet fillestare te produkti. Përndryshe, ndodh një përplasje elastike e molekulave A dhe B. Maja e barrierës energjetike i përgjigjet gjendjes së tranzicionit (kompleksi i aktivizuar), në të cilin formohet pjesërisht lidhja AB.

Me rritjen e temperaturës, numri i molekulave aktive rritet Temperatura është një masë e energjisë mesatare kinetike të molekulave, kështu që rritja e temperaturës çon në një rritje të shpejtësisë mesatare të lëvizjes së tyre.. Prandaj, shpejtësia e një reaksioni kimik duhet të rritet me rritjen e temperaturës. Rritja e shkallës së reagimit gjatë ngrohjes zakonisht karakterizohet si koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit (γ ) - një numër që tregon se sa herë rritet shpejtësia e një reaksioni të caktuar kur temperatura rritet me 10 gradë. Matematikisht, kjo varësi shprehet rregull van't Hoff :

,

Ku v 1 - shpejtësia në temperaturë t 1 ; v 2 - shpejtësia në temperaturë t 2. Për shumicën e reaksioneve koeficienti i temperaturësγ shtrihet në rangun nga 2 në 4.

Më rreptësisht, shprehet varësia e shpejtësisë së reagimit (ose më mirë, konstantja e shpejtësisë) nga temperatura Ekuacioni Arrhenius :

,

Ku A - paraeksponenciale një shumëzues që varet vetëm nga natyra e reaktantëve; E a - energjia e aktivizimit, e cila është lartësia e barrierës së energjisë që ndan materialet fillestare dhe produktet e reaksionit (shih Figurën 2.1); R R=8,3144 J/(mol. K). Në llogaritjet e përafërta, shpesh merret R = 8,31 J/(mol. K). - konstante universale e gazit; T T - temperatura absolute (në shkallën Kelvin). Ajo lidhet me temperaturën në Celsius nga ekuacioni
T = t o C + 273,15.
Në llogaritjet e përafërta, përdoret relacioni
T = t o C + 273. -

Kinetika kimike dhe ekuilibri

Qëllimi i punës: studimi i ndikimit të temperaturës në shpejtësinë e reaksionit, përqendrimi në zhvendosjen e ekuilibrit kimik.

Sfondi teorik:

Shpejtësia e reaksionit kimikështë sasia e një lënde që reagon ose formohet si rezultat i një reaksioni për njësi të kohës për njësi vëllimi (për reaksionet homogjene) ose për njësi sipërfaqe të ndërfaqes (për reaksionet heterogjene).

Nëse gjatë një periudhe kohore?f = f 2 f 1 përqendrimi i njërës prej substancave që marrin pjesë në reaksion zvogëlohet me?C = C2C1, atëherë shpejtësia mesatare e reaksionit kimik për periudhën e caktuar kohore është e barabartë me

Vlera V shpreh shpejtësinë e një procesi kimik për një periudhë të caktuar kohe. Prandaj, sa më e vogël?f, aq më afër shpejtësisë mesatare do të jetë ajo e vërtetë.

Shpejtësia e një reaksioni kimik varet nga faktorët e mëposhtëm:

1) natyra dhe përqendrimi i substancave reaguese;

2) temperatura e sistemit të reaksionit;

3) prania e një katalizatori;

4) presioni,

5) madhësia e ndërfaqes së fazës dhe shpejtësia e përzierjes së sistemit (për reaksione heterogjene);

6) lloji i tretësit.

Efekti i përqendrimeve të reagentit. Shpejtësia e një reaksioni është proporcionale me numrin e përplasjeve të molekulave të substancave që reagojnë. Numri i përplasjeve, nga ana tjetër, është më i madh, aq më i lartë është përqendrimi i secilës prej substancave fillestare.

Një formulim i përgjithshëm i efektit të përqendrimit në shpejtësinë e një reaksioni kimik jepet nga ligji i veprimit masiv(1867, Guldberg, Waage, Beketov).

Në një temperaturë konstante, shpejtësia e një reaksioni kimik është në proporcion me produktin e përqendrimeve të substancave reaguese, të marra në fuqinë e koeficientëve të tyre barazues (stoikiometrikë).

Për reaksionin aA + bB = cC V = K[A] a [B] b,

ku K është koeficienti i proporcionalitetit ose konstanta e shpejtësisë;

Nëse [A] = 1 mol/l, [B] = 1 mol/l, atëherë V = K, pra kuptimi fizik

konstantet e shpejtësisë K: konstanta e shpejtësisë është e barabartë me shpejtësinë e reaksionit në përqendrime të reaktantëve të barabartë me unitet.

Efekti i temperaturës në shpejtësinë e reaksionit. Me rritjen e temperaturës, frekuenca e përplasjeve të molekulave që reagojnë rritet, dhe për këtë arsye shpejtësia e reagimit rritet.

Efekti sasior i temperaturës në shpejtësinë e reaksioneve homogjene mund të shprehet me rregullin e Van't Hoff.

Në përputhje me rregullin e Van't Hoff, kur temperatura rritet (zvogëlohet) me 10 gradë, shpejtësia e një reaksioni kimik rritet (zvogëlohet) me 2-4 herë:

ku V (t 2 ) dhe V (t 1 ) - shpejtësia e reaksionit kimik në temperatura të përshtatshme; f(t 2 ) Dhe f(t 1 ) - kohëzgjatja e reaksionit kimik në temperatura të përshtatshme; G - Koeficienti i temperaturës Van't Hoff, i cili mund të marrë një vlerë numerike në intervalin 2-4.

Energjia e aktivizimit. Energjia e tepërt që duhet të kenë molekulat në mënyrë që përplasja e tyre të çojë në formimin e një substance të re quhet energjia e aktivizimit të një reaksioni të caktuar (shprehur në kJ/mol). Një nga metodat e aktivizimit është rritja e temperaturës: me rritjen e temperaturës, numri i grimcave aktive rritet shumë, për shkak të së cilës shpejtësia e reagimit rritet ndjeshëm.

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura shprehet me ekuacionin Arrhenius:

ku K është konstanta e shpejtësisë së reaksionit kimik; E a - energjia e aktivizimit;

R - konstante universale e gazit; A - konstante; exp është baza e logaritmeve natyrore.

Madhësia e energjisë së aktivizimit mund të përcaktohet nëse dy vlera të konstantës së shpejtësisë K 1 dhe K 2 njihen në temperaturat T 1 dhe T 2, përkatësisht, sipas formulës së mëposhtme:

Bilanci kimik.

Të gjitha reaksionet kimike mund të ndahen në dy grupe: të pakthyeshme dhe të kthyeshme. Reaksionet e pakthyeshme vazhdojnë deri në përfundim - derisa njëri prej reaktantëve të konsumohet plotësisht, d.m.th. rrjedhin vetëm në një drejtim. Reagimet e kthyeshme nuk përfundojnë. Në një reaksion të kthyeshëm, asnjë nga reaktantët nuk konsumohet plotësisht. Një reagim i kthyeshëm mund të ndodhë në të dy drejtimet përpara dhe të kundërta.

Ekuilibri kimik është një gjendje e një sistemi në të cilin shpejtësia e reaksioneve të përparme dhe të kundërta janë të barabarta.

Për një reagim të kthyeshëm

m A+ n B? fq C+ q D

konstanta e ekuilibrit kimik është

Në reaksionet kimike të kthyeshme, ekuilibri vendoset në momentin kur raporti i produktit të përqendrimeve të produkteve të ngritura në fuqi të barabarta me koeficientët stekiometrikë ndaj produktit të përqendrimeve të substancave fillestare, gjithashtu i ngritur në fuqitë përkatëse, është i barabartë me një konstante. vlera e quajtur konstante e ekuilibrit kimik.

Konstanta e ekuilibrit kimik varet nga natyra e reaktantëve dhe nga temperatura. Përqendrimet në të cilat vendoset ekuilibri quhen ekuilibër. Një ndryshim në kushtet e jashtme (përqendrimi, temperatura, presioni) shkakton një zhvendosje të ekuilibrit kimik në sistem dhe kalimin e tij në një gjendje të re ekuilibri.

Një kalim i tillë i një sistemi reaksioni nga një gjendje në tjetrën quhet zhvendosje (ose zhvendosje) e ekuilibrit kimik.

Drejtimi i zhvendosjes në ekuilibrin kimik përcaktohet nga parimi i Le Chatelier: Nëse ndonjë ndikim i jashtëm zbatohet në një sistem që është në një gjendje ekuilibri kimik (ndryshim i përqendrimit, temperaturës, presionit), atëherë në këtë sistem lindin procese spontane që tentojnë të dobësojnë efektin e prodhuar.

Një rritje në përqendrimin e njërit prej reagentëve fillestarë e zhvendos ekuilibrin në të djathtë (reaksioni i drejtpërdrejtë përmirësohet); Një rritje në përqendrimin e produkteve të reaksionit e zhvendos ekuilibrin në të majtë (reagimi i kundërt intensifikohet).

Nëse një reaksion vazhdon me një rritje të numrit të molekulave të gazit (d.m.th., në anën e djathtë të ekuacionit të reaksionit, numri i përgjithshëm i molekulave të gazit është më i madh se numri i molekulave të substancave të gazta në anën e majtë), atëherë një rritje në presion parandalon reaksionin, dhe ulja e presionit favorizon reaksionin.

Kur temperatura rritet, ekuilibri zhvendoset drejt reaksionit endotermik, dhe kur temperatura ulet, zhvendoset drejt reaksionit ekzotermik.

Katalizatori ndryshon shpejtësinë e reaksioneve të përparme dhe të kundërta me të njëjtin numër herë. Prandaj, katalizatori nuk shkakton një zhvendosje në ekuilibër, por vetëm shkurton ose rrit kohën e nevojshme për të arritur ekuilibrin.

Eksperimenti nr. 1 Varësia e shpejtësisë së një reaksioni homogjen nga përqendrimi i reagentëve fillestarë.

b Instrumente, pajisje: epruveta, kronometër, solucione të tiosulfatit të natriumit (III), dil. acid sulfurik (1M), ujë.

b Metodologjia: Kjo varësi mund të studiohet duke përdorur shembullin klasik të një reaksioni homogjen midis tiosulfatit të natriumit dhe acidit sulfurik, duke vazhduar sipas ekuacionit

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

Në fillim, squfuri formon një zgjidhje koloidale me ujin (turbullirë mezi të dukshme). Është e nevojshme të matni kohën nga momenti i kullimit derisa të shfaqet një turbullirë mezi e dukshme me një kronometër. Duke ditur kohën e reagimit (në sekonda), mund të përcaktoni shpejtësinë relative të reagimit, d.m.th. reciproke kohe:

kinetika homogjene kimike

Për eksperimentin, duhet të përgatisni tre provëza të thata, të pastra dhe t'i numëroni ato. Në të parën shtoni 4 pika tretësirë ​​tiosulfati natriumi dhe 8 pika ujë; në të dytën - 8 pika tiosulfat natriumi dhe 4 pika ujë; në të tretën - 12 pika tiosulfat natriumi. Shkundni epruvetat.

Nëse e caktojmë me kusht përqendrimin molar të tiosulfatit të natriumit në epruvetën 1 si "c", atëherë në epruvetën 2 do të ketë 2 s mol, në epruvetën 3 - 3 s mol.

Shtoni një pikë acid sulfurik në epruvetën 1 dhe në të njëjtën kohë ndizni kronometrin: tundni epruvetën, shikoni për shfaqjen e turbullirës në epruvetën, duke e mbajtur atë në nivelin e syve. Kur shfaqet turbullira më e vogël, ndaloni kronometrin, shënoni kohën e reagimit dhe shkruani në tabelë.

Kryeni eksperimente të ngjashme me epruvetën e dytë dhe të tretë. Futni të dhënat eksperimentale në ditarin e laboratorit në formën e një tabele.

b Përfundim: me rritjen e përqendrimit të tiosulfatit të natriumit, shpejtësia e këtij reaksioni rritet. Grafiku i varësisë është një vijë e drejtë që kalon nga origjina.

Eksperienca nr. 2. Studimi i varësisë së shpejtësisë së një reaksioni homogjen nga temperatura.

b Instrumentet dhe pajisjet: epruveta, kronometër, termometër, solucione të tiosulfatit të natriumit (III), acid sulfurik (1 M)

b Metodologjia:

Përgatitni tre provëza të pastra dhe të thata dhe numëroni ato. Shtoni 10 pika tretësirë ​​tiosulfati natriumi në secilën prej tyre. Vendoseni epruvetën nr.1 në një gotë me ujë në temperaturë ambienti dhe pas 1...2 minutash shënoni temperaturën. Pastaj shtoni një pikë acid sulfurik në epruvetën, ndizni njëkohësisht kronometrin dhe ndaloni kur shfaqet një turbullirë e dobët, mezi e dukshme. Regjistroni kohën në sekonda nga momenti kur acidi shtohet në provëz derisa të shfaqet turbullira. Regjistroni rezultatin në tabelë.

Më pas rrisni temperaturën e ujit në gotë saktësisht me 10 0 ose duke e ngrohur në një pjatë të nxehtë ose duke e përzier me ujë të nxehtë. Në këtë ujë vendoseni epruvetën nr.2, mbajeni për disa minuta dhe shtoni një pikë acid sulfurik, duke ndezur njëkohësisht kronometrin, tundni epruvetën me përmbajtjen e saj në një gotë me ujë derisa të shfaqet turbullira. Nëse shfaqet një re mezi e dukshme, fikni kronometrin dhe futni leximet e kronometrit në tabelë. Kryeni një eksperiment të ngjashëm me epruvetën e tretë. Fillimisht rrisni temperaturën në gotë me 10 0 të tjera, vendosni epruvetën nr. 3 në të, mbajeni për disa minuta dhe shtoni një pikë acid sulfurik, ndërkohë që ndizni kronometrin dhe tundni epruvetën.

Shprehni rezultatet e eksperimenteve në një grafik, duke paraqitur shpejtësinë në boshtin e ordinatave dhe temperaturën në boshtin e abshisës.

Përcaktoni koeficientin e temperaturës së reaksionit g

b Përfundim: gjatë eksperimentit është llogaritur koeficienti mesatar i temperaturës, i cili rezultoi i barabartë me 1.55. Idealisht është

2-4. Devijimi nga ideali mund të shpjegohet me gabimin në matjen e kohës së turbulltësisë së tretësirës. Grafiku i shpejtësisë së reaksionit kundrejt temperaturës ka formën e një dege parabole që nuk kalon në 0. Me rritjen e temperaturës, shpejtësia e reaksionit rritet.

Eksperimenti nr. 3 Ndikimi i përqendrimit të reaktantëve në ekuilibrin kimik.

b Instrumentet dhe pajisjet: epruveta, klorur kaliumi (kristal), tretësira të klorurit të hekurit (III), tiocianat kaliumi (i ngopur), ujë i distiluar, cilindër

b Metodologjia:

Një shembull klasik i një reaksioni të kthyeshëm është ndërveprimi midis klorurit të hekurit dhe tiocianatit të kaliumit:

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

E kuqe

Tiocianati i hekurit që rezulton ka një ngjyrë të kuqe, intensiteti i së cilës varet nga përqendrimi. Duke ndryshuar ngjyrën e tretësirës, ​​mund të gjykohet ndryshimi i ekuilibrit kimik në varësi të rritjes ose uljes së përmbajtjes së tiocianatit të hekurit në përzierjen e reaksionit. Krijo një ekuacion për konstantën e ekuilibrit të këtij procesi.

Hidhni 20 ml ujë të distiluar në një filxhan matës ose cilindër dhe shtoni një pikë tretësirë ​​të ngopur të klorurit të hekurit (III) dhe një pikë tretësirë ​​të ngopur të tiocianatit të kaliumit. . Hidheni tretësirën me ngjyrë që rezulton në mënyrë të barabartë në katër epruveta. Numëroni epruvetat.

Shtoni një pikë tretësirë ​​të ngopur të klorurit të hekurit (III) në epruvetën e parë dhe një pikë tretësirë ​​të ngopur të tiocianatit të kaliumit në epruvetën e dytë. Shtoni klorur kaliumi kristalor në epruvetën e tretë dhe tundet fuqishëm. Provëza e katërt është për krahasim.

Bazuar në parimin e Le Chatelier, shpjegoni se çfarë e shkakton ndryshimin e ngjyrës në çdo rast individual.

Shkruani rezultatet e eksperimentit në një tabelë në formë

Në rastin e parë dhe të dytë, kemi rritur përqendrimin e substancave fillestare, kështu që fitohet një ngjyrë më intensive. Për më tepër, në rastin e dytë ngjyra është më e errët, sepse përqendrimi i KSCN ndryshon me një shpejtësi kub. Në eksperimentin e tretë, ne rritëm përqendrimin e substancës përfundimtare, kështu që ngjyra e tretësirës u bë më e lehtë.

Përfundim: me një rritje të përqendrimit të substancave fillestare, ekuilibri zhvendoset drejt formimit të produkteve të reaksionit. Me rritjen e përqendrimit të produkteve, ekuilibri zhvendoset drejt formimit të substancave fillestare.

Përfundime të përgjithshme: gjatë eksperimenteve, ne përcaktuam në mënyrë eksperimentale varësinë e shpejtësisë së reagimit nga përqendrimi i substancave fillestare (sa më i lartë përqendrimi, aq më i lartë është shpejtësia e reagimit); varësia e shpejtësisë së reagimit nga temperatura (sa më e lartë të jetë temperatura, aq më e madhe është shpejtësia e reagimit); si ndikon përqendrimi i substancave që reagojnë në ekuilibrin kimik (me një rritje të përqendrimit të substancave fillestare, ekuilibri kimik zhvendoset drejt formimit të produkteve; me një rritje të përqendrimit të produkteve, ekuilibri kimik zhvendoset drejt formimit të substancave fillestare )

Kinetika kimike

Ekuilibri kimik

Kinetika kimike është një degë e kimisë që studion shpejtësinë e një reaksioni kimik dhe faktorët që ndikojnë në të.

Fizibiliteti themelor i procesit gjykohet nga vlera e ndryshimit në energjinë Gibbs të sistemit. Megjithatë, ai nuk thotë asgjë për mundësinë reale të një reagimi në kushte të caktuara, as nuk jep një ide për shpejtësinë dhe mekanizmin e procesit.

Studimi i shkallës së reaksionit bën të mundur sqarimin e mekanizmit të transformimeve komplekse kimike. Kjo krijon një perspektivë për kontrollin e procesit kimik dhe lejon modelimin matematikor të proceseve.

Reagimet mund të jenë:

1. homogjene– ndodhin në një mjedis (në fazën e gazit); kalojë në tërësi;

2. heterogjene– nuk ndodhin në të njëjtin mjedis (ndërmjet substancave në faza të ndryshme); kalojnë në ndërfaqe.

Nën shpejtësia e reaksionit kimik të kuptojë numrin e ngjarjeve elementare të reaksionit që ndodhin për njësi të kohës për njësi vëllimi (për reaksione homogjene) dhe për njësi sipërfaqeje (për reaksione heterogjene).

Meqenëse përqendrimi i reaktantëve ndryshon gjatë një reaksioni, shpejtësia zakonisht përcaktohet si ndryshim në përqendrimin e reaktantëve për njësi të kohës dhe shprehet në . Në këtë rast, nuk ka nevojë të monitorohen ndryshimet në përqendrimin e të gjitha substancave të përfshira në reaksion, pasi koeficienti stekiometrik në ekuacionin e reaksionit vendos marrëdhënien midis përqendrimeve, d.m.th. në shkalla e akumulimit të amoniakut është dyfishi i shkallës së konsumit të hidrogjenit.

... sepse nuk mund të jetë negativ, kështu që ata vendosin "-".

Shpejtësia në intervalin kohor – shpejtësi e vërtetë e menjëhershme– Derivati ​​i parë i përqendrimit në lidhje me kohën.

Shpejtësia e reaksioneve kimike varet :

1. nga natyra e substancave reaguese;

2. mbi përqendrimin e reagentëve;

3. nga katalizatori;

4. në temperaturë;

5. mbi shkallën e bluarjes së lëndës së ngurtë (reaksione heterogjene);

6. nga mjedisi (zgjidhje);

7. në formën e reaktorit (reaksionet zinxhir);

8. nga ndriçimi (reaksionet fotokimike).

Ligji bazë i kinetikës kimike është ligji i veprimit masiv: shpejtësia e një reaksioni kimik është proporcionale me produktin e përqendrimeve të reaktantëve në reaksion

ku është konstante shpejtësia e reaksionit kimik

Kuptimi fizik në.

Nëse reaksioni përfshin jo 2 grimca, por më shumë, atëherë: ~ në fuqi të barabarta me koeficientët stoikiometrikë, d.m.th.: , Ku

– tregues i renditjes së reaksionit në tërësi (reaksionet e rendit të parë, të dytë, të tretë...).

Numri i grimcave që marrin pjesë në këtë ngjarje reaksioni përcakton molekulariteti i reaksionit :

monomolekulare ()

bimolekulare ( )

Trimolekulare.

Nuk ka më shumë se 3, sepse... përplasja e më shumë se 3 grimcave në të njëjtën kohë nuk ka gjasa.

Kur një reagim ndodh në disa faza, atëherë reagimi i përgjithshëm = faza më e ngadaltë (faza kufizuese).

Varësia e shpejtësisë së reaksionit nga temperatura përcaktohet në mënyrë empirike rregulli i van't Hoff: me një rritje të temperaturës me , shpejtësia e një reaksioni kimik rritet 2–4 herë: .

ku është koeficienti i temperaturës së shpejtësisë së reaksionit kimik.

Jo çdo përplasje molekulash shoqërohet nga ndërveprimi i tyre. Shumica e molekulave kërcejnë si topa elastikë. Dhe vetëm ato aktive ndërveprojnë me njëri-tjetrin gjatë një përplasjeje. Molekulat aktive kanë njëfarë energjie të tepërt në krahasim me molekulat joaktive, kështu që në molekulat aktive lidhjet ndërmjet tyre dobësohen.

Energjia për të transferuar një molekulë në një gjendje aktive është energjia e aktivizimit. Sa më i vogël të jetë, sa më shumë grimca të reagojnë, aq më e madhe është shpejtësia e reaksionit kimik.

Vlera varet nga natyra e substancave që reagojnë. Është më pak se disociimi - lidhja më pak e fortë në reagentë.

Ndryshimi gjatë reagimit:

I lëshuar (ekzotermik)

Me rritjen e temperaturës, numri i molekulave aktive rritet dhe për këtë arsye rritet.

Konstanta e reaksionit kimik lidhet me

ku është faktori paraeksponencial (i lidhur me probabilitetin dhe numrin e përplasjeve).

Në varësi të natyrës së substancave reaguese dhe kushteve të ndërveprimit të tyre, atomet, molekulat, radikalet ose jonet mund të marrin pjesë në aktet elementare të reaksioneve.

Radikalet e lira janë jashtëzakonisht reaktive; ka shumë pak reagime radikale aktive ().

Formimi i radikaleve të lira mund të ndodhë gjatë dekompozimit të substancave në temperaturë, ndriçim, nën ndikimin e rrezatimit bërthamor, gjatë shkarkimit elektrik dhe ndikimeve të forta mekanike.

Shumë reagime ndodhin përmes mekanizmi zinxhir. E veçanta e reaksioneve zinxhir është se një akt primar i aktivizimit çon në transformimin e një numri të madh të molekulave të substancave fillestare.

Për shembull: .

Në temperatura të zakonshme dhe ndriçim difuz, reagimi vazhdon jashtëzakonisht ngadalë. Kur një përzierje e gazrave nxehet ose ekspozohet ndaj dritës së pasur me rreze UV ​​(drita e diellit direkte, drita nga zjarri), përzierja shpërthen.

Ky reagim vazhdon përmes proceseve të veçanta elementare. Para së gjithash, për shkak të thithjes së një sasie të energjisë nga rrezet UV (ose temperatura), molekula shpërndahet në radikale të lira - atome: , pastaj, pastaj etj.

Natyrisht, është e mundur që radikalet e lira të përplasen me njëri-tjetrin, gjë që çon në thyerjen e zinxhirit: .

Përveç temperaturës, drita ka një ndikim të rëndësishëm në reaktivitetin e substancave. Efekti i dritës (e dukshme, UV) në reaksione studiohet nga dega e kimisë - fotokimia.

Proceset fotokimike janë shumë të ndryshme. Gjatë veprimit fotokimik, molekulat e substancave reaguese, që thithin kuantet e dritës, ngacmohen, d.m.th. bëhen reaktive ose shpërbëhen në jone dhe radikale të lira. Fotografia bazohet në proceset fotokimike - efekti i dritës në materialet fotosensitive (fotosinteza).

Një nga metodat më të zakonshme të përshpejtimit të reaksioneve kimike në praktikën kimike është kataliza . Katalizatorët– substanca që ndryshojnë një reaksion kimik për shkak të pjesëmarrjes në ndërveprim të ndërmjetëm kimik me përbërësit e reaksionit, por që rivendosin përbërjen e tyre kimike pas çdo cikli të ndërveprimit të ndërmjetëm.

Rritja e reaksionit katalitik shoqërohet me më pak rrugë të reja reagimi. Sepse në shprehjen për është një eksponent negativ, atëherë edhe një rënie e vogël shkakton një rritje shumë të madhe të reaksionit kimik.

ekzistojnë 2 lloje katalizatorësh :

homokatalizues;

heterokatalizatorë.

Katalizatorë biologjikë - enzimat .

Frenuesit– substanca që ngadalësojnë reaksionet kimike.

Promovuesit– substanca që rrisin efektin e katalizatorëve.

Reagimet që vazhdojnë në vetëm një drejtim dhe shkojnë drejt përfundimit - të pakthyeshme(formimi i precipitatit, evolucioni i gazit). Janë të pakta.

Shumica e reagimeve - e kthyeshme : .

Sipas ligjit të veprimit masiv: – ekuilibri kimik .

Gjendja e një sistemi në të cilin quhet reagimi i kundërt = reagimi i kundërt ekuilibri kimik .

.

Me rritjen e temperaturës, : për një reaksion endotermik rritet, për një reaksion ekzotermik zvogëlohet dhe mbetet konstant.

Përcaktohet ndikimi i faktorëve të ndryshëm në pozicionin e ekuilibrit kimik Parimi i La Chatelier: nëse ushtrohet ndonjë ndikim në një sistem që është në ekuilibër, atëherë proceset në sistem që kërkojnë të zvogëlojnë këtë ndikim intensifikohen.