Čo je to nezvratná reakcia? Reverzibilné a nezvratné reakcie

Video tutoriál 2: Posun chemickej rovnováhy

Prednáška: Reverzibilné a nevratné chemické reakcie. Chemická bilancia. Posun v chemickej rovnováhe pod vplyvom rôznych faktorov

Z predchádzajúcej lekcie ste sa naučili, aká je rýchlosť chemickej reakcie a aké faktory ju ovplyvňujú. V tejto lekcii sa pozrieme na to, ako tieto reakcie prebiehajú. To závisí od správania východiskových látok zúčastňujúcich sa reakcie - činidiel. Ak sa úplne premenia na konečné látky - produkty, potom je reakcia nevratná. No čo ak finálne produkty transformovať späť na pôvodné látky, reakcia je vratná. Berúc do úvahy toto, formulujme definície:

Reverzibilná reakcia- ide o určitú reakciu, ktorá nastáva za rovnakých podmienok v smere dopredu aj dozadu.

Pamätajte, že na hodinách chémie vám to ukázali jasný príklad reverzibilná reakcia za vzniku kyseliny uhličitej:

C02 + H20<->H2CO3

Nevratná reakcia- ide o určitú chemickú reakciu, ktorá sa dokončí v jednom konkrétnom smere.

Príkladom je reakcia spaľovania fosforu: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5

Určitým dôkazom nezvratnosti reakcie je tvorba zrazeniny alebo uvoľnenie plynu.

Keď sú rýchlosti doprednej a spätnej reakcie rovnaké, dochádza k nej chemická rovnováha.

To znamená, že pri reverzibilných reakciách sa vytvárajú rovnovážne zmesi reaktantov a produktov. Ukážme si na príklade, ako vzniká chemická rovnováha. Zoberme si reakciu tvorby jodovodíka:

H2 (g) + I2 (g)<->2HI(g)

Môžeme zohrievať zmes plynného vodíka a jódu alebo hotový jód, výsledok bude v oboch prípadoch rovnaký: vznik rovnovážnej zmesi troch látok H 2, I 2, HI.

Na samom začiatku reakcie, pred tvorbou jodovodíka, prebieha priama reakcia rýchlosťou ( v atď ). Vyjadrime to kinetickou rovnicou v pr = k 1, kde k 1 je rýchlostná konštanta priamej reakcie. Postupne vzniká produkt HI, ktorý sa za rovnakých podmienok začne rozkladať na H 2 a I 2. Rovnica tento proces nasledovne: v arr = k 2 2, kde v rev – rýchlosť spätnej reakcie, k 2 – konštanta rýchlosti spätnej reakcie. V momente, keď HI stačí na vyrovnanie v pri v nastáva chemická rovnováha. Množstvo látok v rovnováhe, v našom prípade sú to H 2, I 2 a HI, sa nemení v čase, ale len vtedy, ak nepôsobia vonkajšie vplyvy. Z vyššie uvedeného vyplýva, že chemická rovnováha je dynamická. Pri našej reakcii sa buď tvorí alebo spotrebúva jodovodík.

Pamätajte, že zmena reakčných podmienok vám umožní posunúť rovnováhu v požadovanom smere. Ak zvýšime koncentráciu jódu alebo vodíka, zvýši sa v Dojde teda k posunu doprava, vznikne viac jodovodíka. Ak zvýšime koncentráciu jodovodíka, zvýši sa v arr a posun bude doľava. Môžeme získať viac/menej činidiel a produktov.

Chemická rovnováha má teda tendenciu odolávať vonkajším vplyvom. Prídavok H 2 alebo I 2 v konečnom dôsledku vedie k zvýšeniu ich spotreby a zvýšeniu HI. A naopak. Tento proces vo vede je tzv Le–Chatelierov princíp. Znie:

Ak je systém, ktorý je v stabilnej rovnováhe, ovplyvnený zvonku (zmenou teploty, tlaku alebo koncentrácie), dôjde k posunu v smere procesu, ktorý tento vplyv oslabí.

Pamätajte, že katalyzátor nemôže posunúť rovnováhu. Jeho nástup môže len urýchliť.

Zmena koncentrácie . Vyššie sme sa pozreli na to, ako tento faktor posúva rovnováhu buď vpred alebo v opačnom smere. Ak sa koncentrácia reaktantov zvýši, rovnováha sa posunie na stranu, kde sa táto látka spotrebováva. Ak znížite koncentráciu, posunie sa na stranu, kde sa táto látka tvorí. Pamätajte, že reakcia je reverzibilná a reaktanty môžu byť látky ako: pravá strana, a vľavo, v závislosti od toho, akú reakciu zvažujeme (priamu alebo spätnú).

Vplyvt . Jeho nárast vyvoláva posun v rovnováhe smerom k endotermickej reakcii (- Q) a pokles smerom k exotermickej reakcii (+ Q). Reakčné rovnice ukazujú tepelný účinok priamej reakcie. Tepelný efekt reverznej reakcie je opačný. Toto pravidlo je vhodné len pre reakcie s tepelným efektom. Ak tam nie je, potom t nie je schopné posunúť rovnováhu, ale jeho zvýšenie urýchli proces vzniku rovnováhy.

Účinok tlaku . Tento faktor možno použiť pri reakciách s plynnými látkami. Ak sú móly plynu nulové, nedôjde k žiadnym zmenám. So zvyšujúcim sa tlakom sa rovnováha posúva smerom k menším objemom. Keď tlak klesá, rovnováha sa posunie smerom k väčším objemom. Objemy – pozrite sa na koeficienty plynných látok v rovnici reakcie.

Všetky chemické reakcie sú rozdelené do dvoch typov: reverzibilné a nevratné.

Nezvratné sa nazývajú reakcie, ktoré prebiehajú len jedným smerom, t.j. produkty týchto reakcií navzájom neinteragujú za vzniku východiskových látok.

Ireverzibilná reakcia končí, keď je aspoň jedna z východiskových látok úplne spotrebovaná. Reakcie horenia sú nezvratné; mnohé reakcie tepelného rozkladu zložitých látok; väčšina reakcií, ktorých výsledkom je tvorba zrážok alebo uvoľňovanie plynných látok atď.

C2H5OH + 302 -> 2C02 + 3H20

2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2

BaCl2 + H2S04 = BaS04↓ + 2HCl

Reverzibilné Reakcie, ktoré sa vyskytujú súčasne v smere dopredu a dozadu, sa nazývajú:

V rovniciach vratných reakcií sa používa znak vratnosti.

Príkladom reverzibilnej reakcie je syntéza jodovodíka z a:

Po určitom čase po začiatku chemickej reakcie je možné v zmesi plynov detegovať nielen konečný produkt reakcie HI, ale aj východiskové látky -H2 a I2. Bez ohľadu na to, ako dlho reakcia trvá, reakčná zmes pri 350 °C bude vždy obsahovať približne 80 % HI, 10 % H2 a 10 % I2. Ak vezmeme HI ako východiskovú látku a zahrejeme ju na rovnakú teplotu, môžeme zistiť, že po určitom čase bude pomer medzi množstvami všetkých troch látok rovnaký. Pri tvorbe jodovodíka z vodíka a jódu teda súčasne prebiehajú priame a reverzné reakcie.

Ak vodík a jód v koncentráciách a sú brané ako východiskové látky, potom rýchlosť priamej reakcie v počiatočnom časovom okamihu bola rovná: v pr = k pr ∙ . Rýchlosť reverznej reakcie v arr = k arr 2 v počiatočnom časovom okamihu je nulová, pretože v reakčnej zmesi nie je žiadny jodovodík ( = 0). Postupne sa rýchlosť priamej reakcie znižuje, keď vodík a jód reagujú a ich koncentrácie sa znižujú. V tomto prípade sa rýchlosť reverznej reakcie zvyšuje, pretože koncentrácia vytvoreného jodovodíka sa postupne zvyšuje. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií vyrovná, nastane chemická rovnováha. V rovnovážnom stave sa počas určitého časového obdobia vytvorí rovnaký počet molekúl HI, ako sa rozpadnú na H 2 a I 2.

Stav reverzibilnej reakcie, v ktorom sa rýchlosť priamej reakcie rovná rýchlosti spätnej reakcie, sa nazýva chemická rovnováha.

Chemická rovnováha je dynamická rovnováha. V rovnovážnom stave naďalej prebiehajú priame aj spätné reakcie, ale keďže ich rýchlosti sú rovnaké, koncentrácie všetkých látok v reakčnom systéme sa nemenia. Tieto koncentrácie sa nazývajú rovnovážne koncentrácie.

Posun chemickej rovnováhy

Le Chatelierov princíp

Chemická rovnováha je pohyblivá. Keď sa zmenia vonkajšie podmienky, rýchlosť priamych a spätných reakcií sa môže stať nerovnomernými, čo spôsobí posun v rovnováhe.

Ak sa v dôsledku vonkajšieho vplyvu rýchlosť priamej reakcie stane väčšiu rýchlosť reverznej reakcie, vtedy hovoríme o posune rovnováhy správny(smerom k priamej reakcii). Ak je rýchlosť spätnej reakcie väčšia ako rýchlosť priamej reakcie, potom hovoríme o posune rovnováhy vľavo(smerom k opačnej reakcii). Výsledkom posunu rovnováhy je prechod sústavy do nového rovnovážneho stavu s iným pomerom koncentrácií reagujúcich látok.

Smer posunu rovnováhy určuje princíp, ktorý sformuloval francúzsky vedec Le Chatelier (1884):

Ak na rovnovážny systém pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posúva smerom k reakcii (priamej alebo reverznej), ktorá pôsobí proti tomuto vplyvu.

Najdôležitejšie vonkajšie faktory, ktoré môžu viesť k posunu chemickej rovnováhy, sú:

a) koncentrácie reagujúcich látok;

b) teplota;

c) tlak.

Vplyv koncentrácie reaktantov

Ak sa niektorá z látok zúčastňujúcich sa reakcie zavedie do rovnovážneho systému, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, počas ktorej sa táto látka spotrebuje. Ak sa z rovnovážneho systému odstráni akákoľvek látka, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, počas ktorej táto látka vzniká.

Zvážte napríklad, ktoré látky by sa mali zaviesť a ktoré látky by sa mali odstrániť z rovnovážneho systému, aby sa reakcia reverzibilnej syntézy posunula doprava:

Na posunutie rovnováhy doprava (smerom k priamej reakcii tvorby amoniaku) je potrebné zaviesť do rovnovážnej zmesi vodík (t.j. zvýšiť ich koncentrácie) a odstrániť z rovnovážnej zmesi amoniak (t.j. znížiť jeho koncentráciu).

Vplyv teploty

Dopredné a spätné reakcie majú opačné tepelné účinky: ak je dopredná reakcia exotermická, potom je spätná reakcia endotermická (a naopak). Keď sa systém zahreje (t.j. jeho teplota sa zvýši), rovnováha sa posunie smerom k endotermickej reakcii; po ochladení (nižšia teplota) sa rovnováha posunie smerom k exotermickej reakcii.

Napríklad reakcia syntézy amoniaku je exotermická: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) + 92 kJ a reakcia rozkladu amoniaku (reverzná reakcia) je endotermická: 2NH 3 (g) → N 2 (g) + 3H2 (g) - 92 kJ. Preto zvýšenie teploty posúva rovnováhu smerom k reverznej reakcii rozkladu amoniaku.

Účinok tlaku

Tlak ovplyvňuje rovnováhu reakcií, na ktorých sa zúčastňujú plynné látky. Ak sa vonkajší tlak zvýši, potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii, počas ktorej počet molekúl plynu klesá. Naopak, rovnováha sa pri znižovaní vonkajšieho tlaku posúva smerom k tvorbe ďalších plynných molekúl. Ak reakcia prebieha bez zmeny počtu molekúl plynných látok, potom tlak neovplyvňuje rovnováhu v tomto systéme.

Napríklad na zvýšenie výťažku amoniaku (posun doprava) je potrebné zvýšiť tlak v reverzibilnom reakčnom systéme, pretože pri priamej reakcii klesá počet molekúl plynu (zo štyroch molekúl dusíka a vodíka dve vznikajú molekuly plynného amoniaku).

Medzi početnými klasifikáciami typov reakcií, ako sú tie, ktoré sú definované tepelný efekt(exotermické a endotermické), podľa zmeny oxidačných stavov látok (redox), podľa počtu zložiek, ktoré sa na nich podieľajú (rozklad, zlúčeniny) a pod., reakcie prebiehajúce v dvoch vzájomných smeroch, inak tzv. reverzibilné . Alternatívou k reverzibilným reakciám sú reakcie nezvratný, pri ktorej vzniká konečný produkt (zrazenina, plynná látka, voda). Medzi týmito reakciami sú nasledujúce:

Výmenné reakcie medzi soľnými roztokmi, počas ktorých vzniká buď nerozpustná zrazenina - CaCO 3:

Ca(OH)2 + K2C03 -> CaCO3↓ + 2KON (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 mierne disociovateľná látka - H 2 O:

2NaOH + H2S04 -> Na2S04 + 2 H 2O(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 smerom dopredu (→), ale aj smerom dozadu (←) a je označené symbolom (↔).

Hlavná prednosť tohto typu Reakcie spočívajú v tom, že reakčné produkty sa tvoria z východiskových látok, ale súčasne sa z tých istých produktov naopak vytvárajú východiskové činidlá. Ak uvažujeme reakciu (4), tak za relatívnu jednotku času súčasne s tvorbou dvoch mólov amoniaku dôjde k ich rozkladu 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 naberá rýchlosť doprednej reakcie najväčšiu hodnotu. Postupne však klesajú koncentrácie východiskových činidiel a rýchlosť reakcie sa spomaľuje. Súčasne sa rýchlosť spätnej reakcie začína zvyšovať. Keď sa rýchlosť priamych a spätných reakcií zhoduje (V 1 = V 2), rovnovážny stav , pri ktorej už nedochádza k zmene koncentrácií počiatočných ani výsledných činidiel.

Treba poznamenať, že niektoré nezvratné reakcie netreba brať doslovne. Uveďme príklad najčastejšie uvádzanej reakcie kovu s kyselinou, najmä zinku s kyselinou chlorovodíkovou:

Zn + 2HCl = 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 spomalí, keď sa koncentrácia soli v roztoku zvýši. Keď sa reakcia prakticky zastaví, v roztoku bude prítomné určité množstvo chloridu zinočnatého. kyseliny chlorovodíkovej, preto by mala byť reakcia (7) uvedená v tejto forme:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Alebo v prípade tvorby nerozpustnej zrazeniny získanej zlúčením 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. Ale napriek tomu majú tieto reakcie v prírode aj v praktických činnostiach ľudí veľký význam. Napríklad procesy spaľovania uhľovodíkov alebo zložitejšie organickej hmoty napríklad alkohol:

CH4+02 = CO2 + H20 (11)

2C2H5OH + 502 = 4C02 + 6H20 (12)

sú absolútne 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 a pod., a to anorganických, resp. Organické zlúčeniny. 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: „Posun v chemickej rovnováhe“.

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.

DEFINÍCIA

Chemická reakcia sa nazývajú premeny látok, pri ktorých 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 systém je v rovnováhe.
Chemické reakcie prebiehajúce jedným smerom sa nazývajú ireverzibilné. Väčšina chemické reakcie sú reverzibilné. To znamená, že za rovnakých podmienok dochádza k dopredným aj spätným reakciám (najmä ak hovoríme o o uzavretých systémoch).

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 výrobu amoniaku:

N2(g) + 3H2(g) ↔2NH3(g)

Zapíšme si výrazy na výpočet rýchlosti doprednej (1) a spätnej (2) reakcie:

1 = k1 [H2] 3

2 = k 2 2

Rýchlosti priamych a spätných reakcií sú rovnaké, preto môžeme písať:

k 1 3 = k 2 2

k1/k2 = 2/3

Pomer dvoch konštantných veličín je konštantná veličina. Rovnovážna konštanta je pomer rýchlostných konštánt priamych a spätných reakcií.

K = 2/3

Ak je vyjadrený v všeobecný pohľad, potom 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 rovnajúce sa 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 ako Ks. Je tiež možné vypočítať K pre plyny prostredníctvom ich parciálnych tlakov. V tomto prípade sa K označuje ako K r. Medzi Kc a Kr existuje vzťah:

Kp = Ks × (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 materiálov a ak je K oveľa väčšie ako 1, v zmesi je viac produktov.

Heterogénna rovnováha

Zvážte reakciu

CaCO 3 (tv) ↔ CaO (tv) + CO 2 (g)

Výraz pre rovnovážnu konštantu teda nezahŕňa koncentrácie zložiek v tuhej fáze

Chemická rovnováha nastáva v prítomnosti všetkých zložiek systému, ale rovnovážna konštanta nezávisí od koncentrácií látok v tuhej fáze. Chemická rovnováha je dynamický proces. K dáva informáciu o priebehu reakcie a ΔG dáva informáciu o jej smere. Sú prepojené vzťahom:

AGo = -R x T x lnK

AGo = -2,303 x R x T x logK

Posun v chemickej rovnováhe. Le Chatelierov princíp

Z pohľadu technologických procesov reverzibilné chemické reakcie nie sú prospešné, keďže potrebujete vedieť, ako zvýšiť výťažok reakčného produktu, t.j. je potrebné naučiť sa posúvať chemickú rovnováhu smerom k reakčným produktom.

Uvažujme o reakcii, pri ktorej je potrebné zvýšiť výťažok amoniaku:

N2(g) + 3H2(g) ↔2NH3(g), ΔН< 0

Aby sa rovnováha posunula smerom k priamej alebo spätnej reakcii, je potrebné použiť Le Chatelierov princíp: ak je systém, ktorý je v rovnováhe, ovplyvnený akýmkoľvek vonkajším faktorom (zvýšenie alebo zníženie teploty, tlaku, objemu, koncentrácie látok), potom systém pôsobí proti tomuto vplyvu.

Napríklad, ak sa zvýši teplota v rovnovážnom systéme, potom z 2 možných reakcií prebehne tá, ktorá bude endotermická; ak zvýšite tlak, rovnováha sa posunie smerom k reakcii s väčším počtom mólov látok; ak sa objem v systéme zníži, potom bude rovnovážny posun smerovať k zvýšeniu tlaku; Ak zvýšite koncentráciu jednej z východiskových látok, potom z 2 možných reakcií prebehne tá, ktorá povedie k zníženiu rovnovážnej koncentrácie produktu.

Takže vo vzťahu k uvažovanej reakcii, aby sa zvýšil výťažok amoniaku, je potrebné zvýšiť koncentrácie východiskových látok; znížte teplotu, pretože priama reakcia je exotermická, zvýšte tlak alebo znížte objem.

Príklady riešenia problémov

PRÍKLAD 1

Čo je to reverzibilná reakcia? Ide o chemický proces, ktorý prebieha v dvoch vzájomne opačných smeroch. Uvažujme o hlavných charakteristikách takýchto transformácií, ako aj o ich charakteristických parametroch.

Čo je podstatou rovnováhy?

Reverzibilné chemické reakcie nevytvárajú špecifické produkty. Napríklad, keď sa oxid síry (4) oxiduje súčasne s výrobou oxidu síry (6), opäť sa vytvoria pôvodné zložky.

Nevratné procesy zahŕňajú úplná premena interagujúcich látok je podobná reakcia sprevádzaná tvorbou jedného alebo viacerých reakčných produktov.

Príkladmi ireverzibilných interakcií sú rozkladné reakcie. Napríklad pri zahrievaní manganistanu draselného vzniká manganistan kovu, oxid mangánu (4), a tiež sa uvoľňuje plynný kyslík.

Reverzibilná reakcia nezahŕňa tvorbu zrazenín alebo uvoľňovanie plynov. Presne v tom spočíva jeho hlavný rozdiel od nezvratnej interakcie.

Chemická rovnováha je stav interagujúceho systému, v ktorom je možný reverzibilný výskyt jednej alebo viacerých chemických reakcií za predpokladu, že rýchlosti procesov sú rovnaké.

Ak je systém v dynamickej rovnováhe, nedochádza k žiadnej zmene teploty, koncentrácie činidiel alebo iných parametrov v danom časovom období.

Podmienky pre posun rovnováhy

Rovnováhu reverzibilnej reakcie možno vysvetliť pomocou Le Chatelierovho pravidla. Jeho podstata spočíva v tom, že pri pôsobení vonkajšieho vplyvu na systém, ktorý je na začiatku v dynamickej rovnováhe, je pozorovaná zmena reakcie v smere opačnom ako vplyv. Akákoľvek vratná reakcia využívajúca tento princíp môže byť posunutá požadovaným smerom v prípade zmien teploty, tlaku a koncentrácie interagujúcich látok.

Le Chatelierov princíp „funguje“ len pre plynné činidlá, pevné a kvapalné látky sa neberú do úvahy. Medzi tlakom a objemom existuje reciprocita inverzný vzťah, definovaná Mendelejevovou-Clapeyronovou rovnicou. Ak je objem počiatočných plynných zložiek väčší ako reakčné produkty, potom na zmenu rovnováhy doprava je dôležité zvýšiť tlak zmesi.

Napríklad, keď sa oxid uhoľnatý (2) premení na oxid uhličitý, do reakcie vstúpia 2 móly oxidu uhoľnatého a 1 mól kyslíka. To produkuje 2 móly oxidu uhoľnatého (4).

Ak by sa podľa podmienok problému mala táto reverzibilná reakcia posunúť doprava, je potrebné zvýšiť tlak.

Podstatný vplyv na priebeh procesu má aj koncentrácia reagujúcich látok. Podľa Le Chatelierovho princípu, ak sa zvýši koncentrácia počiatočných zložiek, rovnováha procesu sa posunie smerom k produktu ich interakcie.

V tomto prípade redukcia (odstránenie z reakčnej zmesi) výsledného produktu podporuje vznik priameho procesu.

Okrem tlaku a koncentrácie majú významný vplyv na vznik reverznej alebo priamej reakcie aj teplotné zmeny. Keď sa počiatočná zmes zahrieva, pozoruje sa posun v rovnováhe smerom k endotermickému procesu.

Príklady reverzibilných reakcií

Uvažujme pomocou špecifického procesu spôsoby, ako posunúť rovnováhu smerom k tvorbe reakčných produktov.

2СО+О 2 -2СО 2

Táto reakcia je homogénny proces, pretože všetky látky sú v rovnakom (plynnom) stave.

Na ľavej strane rovnice sú 3 objemy komponentov, po interakcii sa tento ukazovateľ znížil, vytvoria sa 2 objemy. Aby došlo k priamemu procesu, je potrebné zvýšiť tlak reakčnej zmesi.

Vzhľadom na to, že reakcia je exotermická, získame oxid uhličitý teplota sa zníži.

Rovnováha procesu sa posunie smerom k tvorbe reakčného produktu so zvýšením koncentrácie jednej z východiskových látok: kyslíka resp. oxid uhoľnatý.

Záver

V živote človeka zohrávajú dôležitú úlohu reverzibilné a nezvratné reakcie. Metabolické procesy prebiehajúce v našom tele sú spojené so systematickým posunom chemickej rovnováhy. Pri chemickej výrobe sa využívajú optimálne podmienky na nasmerovanie reakcie správnym smerom.