Что значит обратимая реакция

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Содержание:

В химии есть обратимые и необратимые химические реакции. Они протекают по разному принципу и имеют свои особенности. Равновесие в реакции способно смещаться под воздействием определенных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимые реакции – это процессы, которые протекают одинаково в обоих направлениях. Например:

Реакции протекают при одинаковых условиях, образуют продукты равных объемах.

Необратимые реакции характеризуются процессом, который протекает в одном направлении, практически до конца. В продуктах всегда образуется нерастворимое соединение или газ, либо слабый электролит. Например: С+О₂=СО₂. Поскольку углекислый газ является летучим веществом, то разложить его на кислород и углерод невозможно.

Важно! Горение и взрывы в химии являются необратимыми процессами.

Химическое равновесие

Химическое равновесие – это состояние химических веществ, при котором устанавливается одинаковая скорость протекания процессов прямой и обратной стороны. Смещать равновесие можно воздействием температуры, давления или увеличением концентрации одного из веществ.

Равновесными называются реакции, в которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. То есть, образование продуктов происходит со скоростью расходования реагентов. Состояние равновесия характерно для любой обратимой реакции.

Равновесные реакции имеют одинаковые концентрации веществ. Рассмотрим подробный пример:

А+В=С+D – обратимая реакция. При взаимодействии веществ правой стороны их концентрация снижается, что снижает и скорость. Соответственно концентрация веществ левой стороны увеличивается. Постепенно эти показатели выравниваются и становятся равновесными. Это и называется равновесием.

Константа равновесия

Исходя из равновесия химических реакций, находят, что концентрации действующих веществ и полученных веществ остаются равными. Это называется равновесными концентрациями.

Константа равновесия является химическим выражением, описывающим закон действующих масс для равновесных систем. Для каждого реагента и продукта реакции обозначают равновесную концентрацию: [A], [B], [C], [D]. Каждое значение возводят в степень равную коэффициенту, находящемуся перед веществом.

K _равн= [C] x ×[D] y /[A] a ×[B] b

От наличия в реакции катализатора значение остается неизменным. Он способен ускорить уравновешивание скорости и концентраций.

Катализатор – вещество, которое ускоряет ход как прямой, так и обратной реакции и на смещение химического равновесия влияния не оказывает.

Важно! Для каждого химического процесса константа равновесия является постоянным неизменным значением.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

О подвижности равновесия говорили ученые еще в XIX веке. В то же время активно проводились исследования, чтобы доказать свои предположения. Анри Ле-Шателье был первым, кто попытался рассказать об этом в своих трудах. Позже его исследования обобщил Карл Браун. Принцип Ле-Шателье говорит о:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказывается влияние, то равновесие смещается в ту сторону, которое ослабляет это влияние

Влияние температуры

В обратимых реакциях прямая и обратная сторона процесса противоположны по температуре друг другу. В зависимости от температурного коэффициента реакции подразделяются на экзотермические (температура в процессе реакции выделяется). При повышении температуры в такой системе равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции.

Эндотермические реакции (которые протекают при нагревании) наоборот, если нагревать такую реакцию, то будет протекать быстрее прямая реакция.

Это значит, если в прямой стороне наблюдается показатель +Q-экзотермический процесс, то в обратной будет –Q – эндотермический процесс. Если увеличить температуру исходных продуктов, то химическое равновесие сместиться в ту сторону, в которой наблюдается пониженная температура.

Влияние концентрации

По принципу Ле-Шателье, увеличение концентрации реагентов вызывает смещение равновесие в сторону, где они расходуются, в прямом процессе. А если концентрация веществ понижается, то химическое равновесие снижается в сторону обратных процессов.

Такой же принцип действует и на увеличение концентрации продуктов реакции. Химическое равновесие смещает в ту сторону, где происходит расход реагентов, значит в сторону обратной реакции. Если концентрацию продуктов понизить, то равновесие сместиться в сторону прямого процесса.

Влияние давления

Давление меняет равновесие не во всех процессах. Это происходит в реакциях с газообразными продуктами. Сумма коэффициентов прямой и обратной реакции должны быть неравными.

Важно! На состояние равновесия процессов с твердыми веществами давление не влияет.

При разной концентрации газообразных веществ слева и справа реакции, повышение давления приведет к смещению химического равновесия. Смещается в ту сторону, где количество газообразных веществ уменьшается, а показатели давления повышаются.

Влияние катализатора

Большинство химических реакций происходит под действием катализаторов. Это специальные добавки, в виде соединений и комплексов, которые ускоряют процесс образования продуктов. Их добавление никак не влияет на химическое равновесие. В некоторых процесс способствует быстрому уравновешиванию сторон.

Таблица химического равновесия

Источник

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

Источник

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Понятие о химическом равновесии — принцип Ле Шателье

Что такое обратимая реакция в химии

Химическая реакция представляет собой трансформацию одного или нескольких начальных веществ (реагентов) в другие вещества, что сопровождается перераспределением электронов между атомами, образованием новых химических веществ, сохранением состава атомных ядер.

В зависимости от вероятности протекания реакции в обратном направлении, химические реакции классифицируют на следующие типы:

Обратимые химические реакции — это реакции, продукты которых в заданных условиях способны вступать друг с другом во взаимодействие.

В качестве примера обратимой реакции можно привести синтез аммиака:

N 2 + 3 H 2 ↔ 2 N H 3

Данный процесс реализуем в условиях:

Все эти условия необходимы для того, чтобы реакция протекала преимущественно в прямом направлении с достаточной скоростью.

Необратимые реакции — это реакции, полученные в результате которых продукты при заданных условиях не взаимодействуют между собой.

Примерами необратимых реакций с характерными признаками (выделение газа, образование устойчивого твердого вещества, выделение большого количества тепла и света) являются реакции горения и процессы, которые сопровождаются взрывом. Например, горение углерода в кислороде или на воздухе протекает необратимо:

Общее понятие, принцип Ле Шателье

Обратимые реакции протекают одновременно в двух противоположных направлениях.

Направления обратимых химических реакций:

В качестве примеров обратимых реакций можно привести следующие процессы:

3 H 2 + N 2 ⇄ 2 N H 3

Вероятность взаимодействия продуктов определяется условиями реализации химического процесса. Например, можно рассмотреть случай, когда система открытая, то есть происходит обмен веществом и энергией с окружающей средой. В такой ситуации химические реакции, с помощью которых, к примеру, синтезируют газы, носят необратимый характер.

В процессе прокаливания твердого гидрокарбоната натрия образуется газообразное вещество в виде углекислого газа, которое улетучивается из области проведения реакции:

2 N a H C O 3 → N a 2 C O 3 + C O 2 ↑ + H 2 O

Рассмотренный пример демонстрирует процесс протекания необратимой реакции.

В том случае, когда система является замкнутой, то есть обмен веществом с окружающей средой не происходит, образованный в процессе химической реакции газ не покидает зону проведения реакции и взаимодействует с другими веществами.

Взаимодействие углекислого газа с водой и карбонатом натрия в закрытой системе является обратимой реакцией:

2 N a H C O 3 ⇔ N a 2 C O 3 + C O 2 + H 2 O

Предположим, что схема реализации обратимой химической реакции имеет следующий вид:

a A + b B ⇔ c C + d D

В таком случае скорость, с которой протекает прямая реакция, определяется формулой:

v 1 = k 1 · ( C A ) a · ( C B ) b

Скорость обратной реакции можно вычислить таким образом:

v 2 = k 2 · ( C C ) c · ( C D ) d

В записанных формулах:

В том случае, когда в начале процесса вещества C и D отсутствуют, происходит столкновение и взаимодействие в большей части частиц A и B. Таким образом, можно наблюдать преимущественно прямую реакцию. С течением времени концентрация частиц C и D также начнет повышаться, а исходных веществ А и В — уменьшаться. Следовательно, скорость прямой реакции будет уменьшаться, скорость обратной реакции — увеличиваться. В определенный момент скорость прямой реакции сравняется со скоростью обратной реакции. Данное состояние представляет собой химическое равновесие.

Химическое равновесие — это состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Исходя из равенства скоростей прямой и обратной реакции, скорость образования реагентов равна скорости их расходования. При этом текущие концентрации веществ остаются без изменений. Данные концентрации определяют, как равновесные.

В состоянии равновесия можно наблюдать и прямую, и обратную реакции, то есть реагенты вступают во взаимодействие друг с другом, и продукты взаимодействуют между собой с эквивалентной скоростью. В процессе допускается воздействие внешних факторов и смещение химического равновесия в какую-либо сторону. По этой причине химическое равновесие носит название подвижного.

Исследовательская работа в области подвижного равновесия началась в XIX веке. Труды Анри Ле-Шателье содержат основы теории, обобщенные в более позднее время ученым Карлом Брауном.

Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна: когда на равновесную систему воздействует внешний фактор, изменяющий какое-то из условий равновесия, в системе усиливаются процессы, которые направлены на компенсацию внешнего воздействия.

Принцип Ле-Шателье-Брауна можно сформулировать таким образом: если система подвержена внешнему воздействию, равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.

Данное правило справедливо для любых равновесных явлений, а не только в случае химических реакций. В химии внешнее воздействие сопровождается изменением равновесных концентраций веществ.

В каком направлении протекают

При записи обратимых реакций, которые протекают в прямом и обратном направлении, принято использовать знак обратимости « ⇄ » вместо знака «=».

Классические примеры обратимых реакций — синтез аммиака и реакция этерификации (реакция карбоновой кислоты и спирта из органической химии):

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3

C H 3 C O O H + C 2 H 5 O H ⇄ C H 3 C O O C 2 H 5 + H 2 O

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, пока полностью не израсходовано одно из начальных веществ. Главным отличием необратимых реакций от обратимых является отсутствие взаимодействия между образовавшимися продуктами реакции с образованием исходных веществ.

Факторы, оказывающие влияние на смещение равновесия

Когда химическая система находятся в состоянии равновесия, на положение равновесие могут воздействовать несколько основных факторов:

Если равновесные реакции протекают при наличии хотя бы одного из веществ в газовой фазе, на равновесие также оказывает значительное влияние изменение давления в системе. Когда давление повышается, химическая система старается компенсировать это воздействие. При этом увеличивается скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. Если давление понижается, система увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ. В результате, при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения количества молекул газообразных веществ.

На системы с одинаковым количеством молекул газов-реагентов и продуктов давление не влияет. Перепады давления почти не сказываются на равновесии в растворах, то есть на реакциях, в которых отсутствуют газообразные вещества.

Изменить равновесие в химических системах можно с помощью изменения концентрации реагирующих веществ и продуктов. Если концентрация реагентов увеличивается, система старается их израсходовать, ускоряя прямую реакцию. В том случае, когда понижается концентрация реагентов, система стремится к их накоплению путем увеличения скорости обратной реакции. В процессе повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, что можно наблюдать по ускорению обратной реакции. При понижении концентрации продуктов химическая система увеличивает скорость их образования, то есть скорость прямой реакции.

При увеличении скорости прямой реакции в химической системе можно наблюдать смещение равновесия вправо, то есть в сторону формирования продуктов и расходования реагентов. Если увеличивается скорость обратной реакции, говорят о смещении равновесия в левую сторону, то есть в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов.

В качестве примера смещения системы можно рассмотреть реакцию получения аммиака:

N 2 + 3 H 2 = 2 N H 3 + Q

В данном случае, если давление повышается, то увеличивается скорость реакции, в которой формируется меньшее количество молекул газов, то есть прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2). В процессе повышения давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов. Если температура повышается, можно наблюдать смещение равновесия в сторону эндотермической реакции, то есть влево, в сторону реагентов. При увеличении концентрации азота или водорода равновесие смещается в сторону их расходования, то есть вправо, в сторону продуктов.

Катализатор не оказывает влияния на равновесие химической системы. С помощью данного вещества в равной степени ускоряется и прямая, и обратная реакции.

Кинетическое уравнение, примеры решения задач

Обратимые реакции обладают особенностью, которая заключается в росте скорости обратной реакции в процессе накопления продуктов реакции. В том случае, когда скорости прямой и обратной реакции будут равны, система перейдет в равновесное состояние.

В данном случае Закон действующих масс для прямой реакции:

V п р = k п р [ A ] a [ B ] b

Закон действующих масс для обратной реакции:

V о б р = k о б р [ L ] l [ Q ] q

Запишем справедливое равенство:

Таким образом, уравнение для Закона действующих масс в случае обратимой реакции примет вид:

Если реакция одностадийная, справедливо выражение:

где k 1 — является константой скорости прямой реакции;

k – 1 — это константа скорости обратной реакции.

Когда система приходит в равновесие:

Допустим, что А может трансформироваться в B при переходе через промежуточную стадию образования C:

Данный циклический процесс не реализуем, исходя из принципа детального равновесия (микроскопической обратимости), согласно которому для равновесного химического процесса любая элементарная реакция должна протекать со скоростью, в точности равной скорости реакции. Таким образом, в обратимой элементарной реакции прямая и обратная реакции протекают через одно и то же переходное состояние. Справедлива схема:

Записанные шесть констант скорости не являются независимыми, так как:

Обратимая реакция первого порядка имеет вид:

Согласно уравнению константы равновесия, можно рассчитать константу обратной реакции:

Исходя из условий задачи, требуется вычислить время, за которое прореагирует ровно половина вещества A. Следует выполнить подстановку значения x ( t ) = a / 2 в решение кинетического уравнения для обратимых реакций:

Ответ: время составляет 0,30 с

Дана следующая равновесная система:

В процессе решения задачи требуется использовать принцип детального равновесия. Когда имеется сложная равновесная система, каждая элементарная стадия также характеризуется состоянием равновесия. Таким образом, во всех трех процессах: AB, BC и CA, скорости прямой и обратной реакций равны:

Ответ: Источник: www.chem.msu.su

Уравнение прямой реакции:

Необходимо определить изменение скорости данной реакции при увеличении давления в 3 раза.

Допустим, что в начальный момент до повышения давления реагирующие вещества характеризовались следующими концентрациями:

Скорость реакции, согласно Закону действия масс, до повышения давления составляла:

По уравнению Менделеева-Клапейрона:

При повышении давления в 3 раза увеличивается концентрация каждого компонента в 3 раза (концентрация c = n / V ).

После того, как давление повысилось, скорость реакции составила:

Скорость увеличиться таким образом:

Ответ: в процессе повышения давления в 3 раза скорость прямой реакции увеличивается в 27 раз.

Необходимо определить, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры с 50 °С до 90 °С? Температурный коэффициент реакции у равен 2,5.

По правилу Вант-Гоффа:

Ответ: скорость протекания реакции увеличится в 39,06 раз.

Дана система, которая находится в равновесии:

В равновесии участвуют вещества, концентрации которых при заданной температуре равны:

Необходимо определить константу равновесия рассматриваемой реакции.

В первую очередь нужно записать уравнение для константы равновесия:

Далее следует выполнить подстановку значения равновесных концентраций в записанное выражение:

Ответ: константа равновесия составит 0,427.

Источник