Хімічні реакції бувають оборотні та незворотні.
Необоротними реакціяминазивають такі реакції, які йдуть лише в одному (прямому →) напрямку:
тобто. якщо деяка реакція A + B = C + D необоротна, це означає, що зворотна реакція C + D = A + B не протікає.
Оборотні реакції – це такі реакції, які йдуть як у прямому, так і у зворотному напрямку (⇄):
тобто, наприклад, якщо якась реакція A + B = C + D оборотна, це означає, що одночасно протікає як реакція A + B → C + D (пряма), так і реакція С + D → A + B (зворотна ).
Власне, т.к. протікають як пряма, і зворотна реакції, реагентами (вихідними речовинами) у разі оборотних реакцій може бути названі як речовини лівої частини рівняння, і речовини правої частини рівняння. Те саме стосується і продуктів.
Для будь-якої оборотної реакції можлива ситуація, коли швидкість прямої та зворотної реакцій рівні. Такий стан називають станом рівноваги.
У стані рівноваги концентрації як усіх реагентів, і всіх продуктів незмінні. Концентрації продуктів та реагентів у стані рівноваги називають рівноважними концентраціями.
Зміщення хімічної рівноваги під впливом різних факторів
Внаслідок таких зовнішніх впливів на систему, як зміна температури, тиску або концентрації вихідних речовин або продуктів, рівновага системи може бути порушена. Однак після припинення цієї зовнішньої дії система через деякий час перейде в новий стан рівноваги. Такий перехід системи з одного рівноважного стану до іншого рівноважного стану називають зміщенням (зсувом) хімічної рівноваги .
Для того щоб вміти визначати, яким чином зсувається хімічна рівновага при тому чи іншому типі впливу, зручно користуватися принципом Ле Шательє:
Якщо систему в стані рівноваги надати якесь зовнішнє вплив, то напрям зміщення хімічного рівноваги збігатися з напрямом реакції, яка послаблює ефект від наданого впливу.
Вплив температури на стан рівноваги
При зміні температури рівновага будь-якої хімічної реакції зміщується. Це пов'язано з тим, що будь-яка реакція має тепловий ефект. При цьому теплові ефекти прямої та зворотної реакції завжди прямо протилежні. Тобто. якщо пряма реакція є екзотермічною і протікає з тепловим ефектом, що дорівнює +Q, то зворотна реакція завжди ендотермічна і має тепловий ефект, що дорівнює –Q.
Таким чином, відповідно до принципу Ле Шательє, якщо ми підвищимо температуру деякої системи, яка перебуває у стані рівноваги, то рівновага зміститься у бік тієї реакції, при перебігу якої температура знижується, тобто. у бік ендотермічної реакції. І аналогічно, у разі, якщо ми знизимо температуру системи в стані рівноваги, рівновага зміститься у бік тієї реакції, в результаті якої температура буде підвищуватися, тобто. у бік екзотермічної реакції.
Наприклад, розглянемо наступну оборотну реакцію та вкажемо, куди зміститься її рівновага при зниженні температури:
Як очевидно з рівняння вище, пряма реакція є екзотермічної, тобто. внаслідок її перебігу виділяється тепло. Отже, зворотна реакція буде ендотермічною, тобто протікає із поглинанням тепла. За умовою температуру знижують, отже, усунення рівноваги відбуватиметься праворуч, тобто. у бік прямої реакції.
Вплив концентрації на хімічну рівновагу
Підвищення концентрації реагентів відповідно до принципу Ле Шательє має призводити до зміщення рівноваги у бік реакції, у результаті якої реагенти витрачаються, тобто. у бік прямої реакції.
І навпаки, якщо концентрацію реагентів знижують, то рівновага зміщуватиметься убік тієї реакції, у результаті реагенти утворюються, тобто. бік зворотної реакції (←).
Аналогічним чином впливає зміна концентрації продуктів реакції. Якщо підвищити концентрацію продуктів, рівновага зміщуватиметься у бік тієї реакції, у яких продукти витрачаються, тобто. у бік зворотної реакції (←). Якщо ж концентрацію продуктів, навпаки, знизити, то рівновага зміститься у бік прямої реакції (→), щоб концентрація продуктів зросла.
Вплив тиску на хімічну рівновагу
На відміну від температури та концентрації, зміна тиску впливає на стан рівноваги не кожної реакції. Для того щоб зміна тиску призводила до зміщення хімічної рівноваги, суми коефіцієнтів перед газоподібними речовинами в лівій та правій частинах рівняння повинні бути різними.
Тобто. із двох реакцій:
Зміна тиску здатна вплинути на стан рівноваги тільки у разі другої реакції. Оскільки сума коефіцієнтів перед формулами газоподібних речовин у разі першого рівняння зліва та справа однакова (рівна 2), а у разі другого рівняння – різна (4 зліва та 2 справа).
Звідси, зокрема, випливає, що якщо серед реагентів і продуктів відсутні газоподібні речовини, то зміна тиску ніяк не вплине на поточний стан рівноваги. Наприклад, тиск ніяк не вплине на стан рівноваги реакції:
Якщо ж ліворуч і праворуч кількість газоподібних речовин різниться, то підвищення тиску буде призводити до зміщення рівноваги у бік тієї реакції, при протіканні якої обсяг газів зменшується, а зниження тиску – у бік тієї реакції, в результаті якої обсяг газів збільшується.
Вплив каталізатора на хімічну рівновагу
Оскільки каталізатор однаково прискорює як пряму, і зворотну реакції, його наявність чи відсутність ніяк не впливаєстан рівноваги.
Єдине, на що може вплинути каталізатор, — це швидкість переходу системи з нерівноважного стану в рівноважний.
Вплив всіх зазначених вище чинників на хімічну рівновагу зведено нижче таблицю-шпаргалку, яку спочатку можна підглядати і під час завдань на рівноваги . Однак користуватися на іспиті їй не буде можливості, тому після розбору кількох прикладів з її допомогою її слід вивчити і тренуватися вирішувати завдання на рівноваги, вже не підглядаючи в неї:
Позначення: T - Температура, p - Тиск, з – концентрація, – підвищення, ↓ – зниження
| T | Т - рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції |
| ↓Т - рівновага зміщується у бік екзотермічної реакції | |
| p | p — рівновага зміщується у бік реакції з меншою сумою коефіцієнтів перед газоподібними речовинами |
| ↓p — рівновага зміщується у бік реакції з більшою сумою коефіцієнтів перед газоподібними речовинами | |
| c | c (реагенту) – рівновага зміщується у бік прямої реакції (вправо) |
| ↓c (реагенту) – рівновага зміщується у бік зворотної реакції (ліворуч) | |
| c (продукту) – рівновага зміщується у бік зворотної реакції (ліворуч) | |
| ↓c (продукту) – рівновага зміщується у бік прямої реакції (вправо) | |
| На рівновагу не впливає! |
Стан хімічної рівноваги порушується при різних зовнішніх впливах на систему: нагріванні та охолодженні, зміні тиску, додаванні та видаленні окремих речовин або розчинника. Від цього порушується рівність швидкостей прямої та зворотної реакцій та відбувається деяке зрушення стану системи.
Зміщенням хімічної рівноваги називається процес, що виникає в рівноважній системі внаслідок зовнішнього впливу.
Зміщення рівноваги веде до встановлення в системі нового стану рівноваги, що характеризується концентраціями речовин, що змінилися.
Приклад 10.6. У якому напрямку зміститься рівновага реакції при додаванні кисню?
Рішення.При додаванні кисню збільшується його концентрація, отже, і швидкість у напрямі. Рівнавага зміститься праворуч. Цим підвищується частка перетворення S0 2 S0 3 .
Зміщення рівноваги за будь-яких впливів підпорядковується принципу Ле Шательє (1884).
Зовнішній вплив на систему, що перебуває у стані рівноваги, викликає процес, що веде до зменшення результату впливу.
При вирішенні конкретного питання про спрямування зміщення рівноваги слід ясно зрозуміти сутність виробленого впливу та його результат. Наприклад, зміна концентрації не можна розглядати як вплив на систему. У систему можна вносити чи видаляти речовини (его впливу), результатом чого буде зміна концентрацій. Застосування принципу Ле Шательє до практично важливу реакцію отримання аміаку показано в табл. 10.1. У перших двох колонках вказано вплив на систему та результат впливу. Стрілки Т та >1 означають збільшення та зменшення відповідної характеристики. У колонці «Відповідь системи» вказані зміни, протилежні до результату впливу. Ці зміни пов'язані з виникненням у системі прямої чи зворотної реакції. Деякі труднощі викликає з'ясування впливу тиску стан рівноваги. Тиск газової суміші, згідно з рівнянням газового стану, залежить від температури та об'єму при даній кількості речовини, але система як така, що має певний об'єм і температуру, може реагувати на зміну тиску лише зміною сумарної кількості речовини в результаті реакції. З принципу Ле Шательє випливає слідство: зі збільшенням тиску рівновага зміщується у бік зменшення суми стехіометричних коефіцієнтів при речовинах в газоподібному стані.
Таблиця 10.1
Застосування принципу Ле Шательє з прикладу реакції N2 + ЗН2 2NH3, АгН° =-92 кДж/моль
У оборотних гетерогенних реакціях усунення рівноваги пов'язане зі зміною концентрацій газоподібних та розчинених речовин. Зміна маси твердої речовини на положення рівноваги у системі не впливає.
Зміщення хімічної рівноваги широко використовують при проведенні реакцій у лабораторіях та у технологічних процесах. При цьому йдеться не про те, щоб досягти рівноваги, а йотом його зміщувати. Процес від початку планують гак, щоб рівновагу виявилося оптимальним з погляду економії найбільш цінних реагентів. Вартість виробництва зменшується у разі підвищення виходу продукту. Це залежить від умов температури та тиску. Приклад реакції отримання аміаку показаний принцип підходу до вибору умов процесу (знаки «+» і «-» символізують бажаний або небажаний характер впливу на кінцевий результат).
З наведених даних випливає, що при виробництві аміаку бажано використовувати високий тиск і вишукувати найактивніші каталізатори. Температура надає позитивний з погляду технології та економіки вплив на швидкість реакції та негативний на вихід аміаку. Тому потрібно вибирати оптимальну температуру, що забезпечує зрештою мінімальні витрати на виробництво продукту.
Хімічна рівновага властива оборотнимреакцій і не характерно для незворотниххімічні реакції.
Часто, при здійсненні хімічного процесу, вихідні речовини, що реагують, повністю переходять у продукти реакції. Наприклад:
Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
Неможливо отримати металеву мідь, проводячи реакцію у напрямі, т.к. дана реакція необоротна. У таких процесах реагенти повністю перетворюються на продукти, тобто. реакція протікає остаточно.
Але основна частина хімічних реакцій оборотна, тобто. ймовірно паралельне перебіг реакції у прямому та зворотному напрямках. Інакше кажучи, реагенти лише частково переходять у продукти і реакційна система складатиметься як з реагентів, так і продуктів. Система в даному випадку перебуває в стані хімічної рівноваги
При оборотних процесах спочатку пряма реакція має максимальну швидкість, яка поступово знижується, у зв'язку зі зменшенням кількості реагентів. Зворотна реакція, навпаки, має мінімальну швидкість, яка збільшується в міру накопичення продуктів. Зрештою, настає момент, коли швидкості обох реакцій стають рівними – система входить у стан рівноваги. При настанні стану рівноваги концентрації компонентів залишаються незмінними, але хімічна реакція при цьому не припиняється. Т.о. - Це динамічний (рухливий) стан. Для наочності наведемо наступний малюнок:
Припустимо, протікає якась оборотна хімічна реакція:
а А + b В = С + D D
тоді, виходячи із закону діючих мас, запишемо вирази прямийυ 1 і зворотнійυ 2 реакцій:
υ1 = k 1 · [A] a · [B] b
υ2 = k 2 · [C] c · [D] d
В стані хімічної рівноваги, Швидкості прямої і зворотної реакції рівні, тобто:
k 1 · [A] a · [B] b = k 2 · [C] c · [D] d
отримуємо
До= k 1 / k 2 = [C] c · [D] d · [A] a · [B] b
Де К =k 1 / k 2 – константа рівноваги.
Для будь-якого оборотного процесу, за заданих умов kє постійною величиною. Вона залежить від концентрацій речовин, т.к. при зміні кількості однієї речовини, кількості інших компонентів також змінюються.
При зміні умов протікання хімічного процесу можливе зміщення рівноваги.
Чинники, що впливають на зміщення рівноваги:
- зміна концентрацій реагентів або продуктів,
- зміна тиску,
- зміна температури,
- внесення каталізатора до реакційного середовища.
Принцип Ле-Шательє
Всі перераховані вище фактори впливають на зміщення хімічної рівноваги, яке підпорядковується принципом Ле-Шательє: якщо змінити одну з умов, за якої система перебуває в стані рівноваги – концентрацію, тиск чи температуру, то рівновага зміститься у напрямку тієї реакції, яка протидіє цій зміні.Тобто. рівновагу прагне зміщення у напрямі, що призводить до зменшення впливу впливу, що призвело до порушення стану рівноваги.
Отже, розглянемо окремо вплив кожного їх чинників стан рівноваги.
Вплив зміни концентрацій реагентів чи продуктів покажемо на прикладі процесу Габера:
N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)
Якщо рівноважну систему, що складається з N 2(г) , H 2(г) і NH 3(г) , додати, наприклад, азот, то рівновага повинна зміститися в напрямку, яке сприяло б зменшенню кількості водню у бік його вихідного значення, тобто. у напрямі утворення додаткової кількості аміаку (вправо). При цьому одночасно відбудеться зменшення кількості водню. При додаванні в систему водню також відбудеться зміщення рівноваги у бік утворення нової кількості аміаку (вправо). Тоді як внесення до рівноважної системи аміаку, згідно принципом Ле-Шательє , Викликає зміщення рівноваги в бік того процесу, який сприятливий для утворення вихідних речовин (ліворуч), тобто. концентрація аміаку повинна зменшитися за допомогою розкладання деякої кількості на азот і водень.
Зменшення концентрації одного з компонентів, змістить рівноважний стан системи у бік утворення цього компонента.
Вплив зміни тиску має сенс, якщо в досліджуваному процесі беруть участь газоподібні компоненти і при цьому зміна загальної кількості молекул. Якщо загальна кількість молекул у системі залишається постійним, то зміна тиску не впливаєна її рівновагу, наприклад:
I 2(г) + H 2(г) = 2HI(г)
Якщо повний тиск рівноважної системи збільшувати шляхом зменшення її обсягу, то рівновага зміститься у бік зменшення обсягу. Тобто. у бік зменшення числа газув системі. У реакції:
N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г)
з 4 молеул газу (1 N 2(г) та 3 H 2(г)) утворюється 2 молекули газу (2 NH 3(г)), тобто. тиск у системі зменшується. Внаслідок чого, зростання тиску сприятиме освіті додаткової кількості аміаку, тобто. рівновага зміститься у бік її освіти (вправо).
Якщо температура системи стала, то зміна повного тиску системи не призведе до зміни константи рівноваги До.
Зміна температури системи впливає як зміщення її рівноваги, а й у константу рівноваги До.Якщо рівноважній системі, при постійному тиску, повідомляти про додаткову теплоту, то рівновага зміститься у бік поглинання теплоти. Розглянемо:
N 2(г) + 3H 2(г) = 2NH 3(г) + 22 ккал
Отже, очевидно, пряма реакція протікає із теплоти, а зворотна – з поглинанням. При збільшенні температури, рівновага цієї реакції зміщується у бік реакції розкладання аміаку (ліворуч), т.к. вона є і послаблює зовнішній вплив - підвищення температури. Навпаки, охолодження призводить до усунення рівноваги у бік синтезу аміаку (вправо), т.к. реакція є екзотермічною та протидіє охолодженню.
Таким чином, зростання температури сприяє зміщенню хімічної рівновагиу бік ендотермічної реакції, а падіння температури – у напрямку екзотермічного процесу . Константи рівновагивсіх екзотермічних процесів при зростанні температури зменшуються, а ендотермічних – збільшуються.
Основна стаття: Принцип Ле Шательє - Брауна
Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску та концентрації. Вплив, який надають ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена в загальному вигляді в 1885 французьким ученим Ле-Шательє.
Чинники, що впливають на хімічну рівновагу:
1) температура
При збільшенні температури хімічна рівновага зміщується у бік ендотермічної (поглинання) реакції, а при зниженні у бік екзотермічної (виділення) реакції.
CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←
N 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →
2) тиск
При збільшенні тиску хімічна рівновага зміщується у бік меншого обсягу речовин, а при зниженні більшого об'єму. Цей принцип діє лише з гази, тобто. якщо реакції беруть участь тверді речовини, всі вони до уваги не беруться.
CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →
1моль=1моль+1моль
3) концентрація вихідних речовин та продуктів реакції
При збільшенні концентрації однієї з вихідних речовин хімічна рівновага зміщується у бік продуктів реакції, а при підвищенні концентрації продуктів реакції у бік вихідних речовин.
S 2 +2O 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←
Каталізатори не впливають на усунення хімічної рівноваги!
Основні кількісні характеристики хімічної рівноваги: константа хімічної рівноваги, ступінь перетворення, ступінь дисоціації, рівноважний вихід. Поясніть зміст цих величин з прикладу конкретних хімічних реакцій.
У хімічній термодинаміці закон діючих мас пов'язує між собою рівноважні активності вихідних речовин і продуктів реакції відповідно до співвідношення:
Активність речовин. Замість активності можуть бути використані концентрація (для реакції в ідеальному розчині), парціальні тиску (реакція в суміші ідеальних газів), фугітивність (реакція в суміші реальних газів);
Стехіометричний коефіцієнт (для вихідних речовин приймається негативним, для продуктів – позитивним);
Константа хімічної рівноваги. Індекс «a» тут означає використання величини активності у формулі.
Ефективність проведеної реакції зазвичай оцінюють, розраховуючи вихід продукту реакції (параграф 5.11). Разом з тим, оцінити ефективність реакції можна також, визначивши, яка частина найважливішої (зазвичай найдорожчої) речовини перетворилася на цільовий продукт реакції, наприклад, яка частина SO 2 перетворилася на SO 3 при виробництві сірчаної кислоти, тобто знайти ступінь перетвореннявихідної речовини.
Нехай коротка схема реакції, що протікає
Тоді ступінь перетворення речовини А на речовину В ( А) визначається наступним рівнянням
де nпрореаг (А) – кількість речовини реагенту А, що прореагував з утворенням продукту, а nвихідний (А) - вихідна кількість речовини реагенту А. 
Природно, що ступінь перетворення може бути виражена як через кількість речовини, а й через будь-які пропорційні йому величини: число молекул (формульних одиниць), масу, обсяг.
Якщо реагент А взятий у нестачі і втратами продукту можна знехтувати, то ступінь перетворення реагенту А зазвичай дорівнює виходу продукту
Виняток – реакції, у яких вихідна речовина свідомо витрачається утворення декількох продуктів. Так, наприклад, у реакції
Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O
хлор (реагент) однаково перетворюється на хлорид калію та гіпохлорит калію. У цій реакції навіть при 100% виході KClO ступінь перетворення в нього хлору дорівнює 50%.
Відома вам величина – ступінь протолізу (параграф 12.4) – окремий випадок ступеня перетворення:
У рамках ТЕД аналогічні величини називаються ступенем дисоціаціїкислоти або основи (позначаються також як ступінь протолізу). Ступінь дисоціації пов'язана з константою дисоціації відповідно до закону розведення Оствальда.
В рамках тієї ж теорії рівновага гідролізу характеризується ступенем гідролізу (h), при цьому використовуються наступні вирази, що пов'язують її з вихідною концентрацією речовини ( з) і константами дисоціації слабких кислот (K HA), що утворюються при гідролізі, і слабких основ ( K MOH):
Перше вираз справедливо для гідролізу солі слабкої кислоти, друге – солі слабкої основи, а третє – солі слабкої кислоти та слабкої основи. Всі ці вирази можна використовувати тільки для розбавлених розчинів за ступенем гідролізу не більше 0,05 (5%).
Зазвичай рівноважний вихід визначають за відомою константою рівноваги, з якою він пов'язаний у кожному конкретному випадку певним співвідношенням.
Вихід продукту можна змінити, змістивши рівновагу реакції у оборотних процесах, впливом таких чинників, як температура, тиск, концентрація.
Відповідно до принципу Ле Шательє рівноважний ступінь перетворення збільшується з підвищенням тиску в ході простих реакцій, а ін. у разі обсяг реакційної суміші не змінюється і вихід продукту не залежить від тиску.
Вплив температури на рівноважний вихід, як і на константу рівноваги, визначається знаком теплового ефекту реакції.
Для більш повної оцінки оборотних процесів використовують так званий вихід від теоретичного (вихід від рівноважного), рівний відношенню дійсно отриманого продукту до кількості, яка вийшла б у стані рівноваги.
ТЕРМІЧНА ДИСОЦІАЦІЯ хімічна
реакція оборотного розкладання речовини, що викликається підвищенням температури.
При Т. д. з однієї речовини утворюється кілька (2H2H + ОСаО + СО) або одне просте
Рівновага Т. д. встановлюється за діючими масами закону. Воно
може бути охарактеризовано або константою рівноваги, або ступенем дисоціації
(відношенням числа молекул, що розпалися, до загального числа молекул). У
більшості випадків Т. д. супроводжується поглинанням теплоти (прирощення
ентальпії
ДН>0); тому відповідно до Ле Шательє-Брауна принципом
нагрівання посилює її, ступінь зміщення Т. д. з температурою визначається
абсолютним значенням ДН. Тиск перешкоджає Т. д. тим сильніше, чим більшим
зміною (зростанням) числа молей (Ді) газоподібних речовин
ступінь дисоціації від тиску залежить. Якщо тверді речовини не
утворюють твердих розчинів і не знаходяться у високодисперсному стані,
то тиск Т. д. однозначно визначається темп-рою. Для Т.
д. твердих речовин (оксидів, кристалогідратів та ін.)
важливо знати
темп-ру, при якому тиск дисоціації стає рівним зовнішньому (зокрема,
атмосферного) тиску. Оскільки газ, що виділяється, може подолати
тиск навколишнього середовища, то після досягнення цієї температури процес розкладання
відразу посилюється.
Залежність ступеня дисоціації від температури: ступінь дисоціації зростає при підвищенні температури (підвищення температури призводить до збільшення кінетичної енергії розчинених частинок, що сприяє розпаду молекул на іони) 
Ступінь перетворення вихідних речовин та рівноважний вихід продукту. Способи їх розрахунку за заданої температури. Які дані потрібні для цього? Дайте схему розрахунку будь-якої з цих кількісних характеристик хімічної рівноваги на довільному прикладі.
Ступінь перетворення – кількість реагенту, що прореагував, віднесене до його вихідної кількості. Для найпростішої реакції , де концентрація на вході в реактор або на початку періодичного процесу, - концентрація на виході з реактора або поточний момент періодичного процесу. Для довільної реакції, наприклад, 
, відповідно до визначенням розрахункова формула така сама: . Якщо реакції кілька реагентів, то ступінь перетворення можна вважати по кожному з них, наприклад, для реакції 
Залежність ступеня перетворення від часу реакції визначається зміною концентрації реагенту від часу. У початковий момент часу, коли нічого не перетворилося, ступінь перетворення дорівнює нулю. Потім, у міру перетворення реагенту, ступінь перетворення зростає. Для незворотної реакції, коли ніщо не заважає реагенту витратитись повністю, її значення прагне (рис.1) до одиниці (100%). 
Рис.1 Чим більша швидкість витрачання реагенту, яка визначається значенням константи швидкості, тим швидше зростає ступінь перетворення, що представлено на малюнку. Якщо реакція оборотна , то при прагненні реакції до рівноваги ступінь перетворення прагне рівноважного значення, величина якого залежить від співвідношення констант швидкостей прямої та зворотної реакції (від константи рівноваги) (рис.2). 
Рис.2 Вихід цільового продукту Вихід продукту – кількість реально отриманого цільового продукту, віднесене до кількості цього продукту, яке вийшло б, якби весь реагент перейшов у цей продукт (до максимально можливої кількості продукту, що вийшов). Або (через реагент): кількість реагенту, який реально перейшов у цільовий продукт, віднесений до вихідної кількості реагенту. Для найпростішої реакції вихід , а маючи на увазі, що для цієї реакції , 
, тобто. для найпростішої реакції вихід та ступінь перетворення – це та сама величина. Якщо перетворення відбувається зі зміною кількості речовин, наприклад, то відповідно до визначення стехіометричний коефіцієнт повинен увійти в розрахунковий вираз. Відповідно до першим визначенням уявну кількість продукту, що вийшов із усієї вихідної кількості реагенту, буде для цієї реакції в два рази менше, ніж вихідна кількість реагенту, тобто. , та розрахункова формула . Відповідно до другим визначенням кількість реагенту, реально що у цільової продукт буде вдвічі більше, ніж утворилося цього товару, тобто. тоді розрахункова формула . Природно, що обидва вирази однакові. Для більш складної реакції розрахункові формули записуються так само відповідно до визначення, але в цьому випадку вихід вже не дорівнює ступеню перетворення. Наприклад, для реакції , 
. Якщо реакції кілька реагентів, вихід може бути розрахований по кожному з них, якщо до того ж кілька цільових продуктів, то вихід можна вважати на будь-який цільовий продукт за будь-яким реагентом. Як очевидно зі структури розрахункової формули (у знаменнику перебуває постійна величина), залежність виходу від часу реакції визначається залежністю від часу концентрації цільового продукту. Так, наприклад, для реакції 
ця залежність має вигляд як на рис.3. 
Рис.3
Ступінь перетворення як кількісна характеристика хімічної рівноваги. Як вплинуть підвищення загального тиску та температури на ступінь перетворення реагенту … у газофазній реакції: ( дано рівняння)? Наведіть обґрунтування відповіді та відповідні математичні вирази.
Стан, при якому швидкості прямої та зворотної реакцій рівні між собою, називається хімічною рівновагою. Рівняння оборотної реакції у загальному вигляді:
Швидкість прямої реакції v 1 =k 1 [A] m [B] n швидкість зворотної реакції v 2 =k 2 [С] p [D] q , де квадратних дужках – рівноважні концентрації. За визначенням, при хімічній рівновазі v 1 =v 2, звідки
До = k 1 /k 2 = [С] p [D] q / [A] m [B] n ,
де К з - Константа хімічної рівноваги, виражена через молярні концентрації. Наведене математичне вираз нерідко називають законом дії мас для оборотної хімічної реакції: ставлення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до добутку рівноважних концентрацій вихідних речовин.
Положення хімічної рівноваги залежить від наступних параметрів реакції: температури, тиску та концентрації. Вплив, який надають ці фактори на хімічну реакцію, підпорядковуються закономірності, яка була висловлена в загальному вигляді в 1884 французьким ученим Ле-Шательє. Сучасне формулювання принципу Ле-Шательє таке:
Якщо систему, що у стані рівноваги, надати зовнішнє вплив, то система перейде у інший стан те щоб зменшити ефект зовнішнього впливу.
Чинники, що впливають на хімічну рівновагу.
1. Вплив температури. У кожній оборотній реакції один із напрямків відповідає екзотермічному процесу, а інший - ендотермічному.
У разі підвищення температури хімічна рівновага зміщується у бік ендотермічної реакції, при зниженні температури - у бік екзотермічної реакції.
2. Вплив тиску.
У всіх реакціях за участю газоподібних речовин, що супроводжуються зміною обсягу за рахунок зміни кількості речовини при переході від вихідних речовин до продуктів, положення рівноваги впливає тиск в системі.
Вплив тиску положення рівноваги підпорядковується наступним правилам:
При підвищенні тиску рівновага зсувається у напрямку утворення речовин (початкових або продуктів) з меншим обсягом.
3. Вплив концентрації. Вплив концентрації на стан рівноваги підпорядковується наступним правилам:
У разі підвищення концентрації однієї з вихідних речовин рівновагу зрушується у бік освіти продуктів реакції;
у разі підвищення концентрації однієї з продуктів реакції рівновагу зрушується у бік освіти вихідних речовин.
Запитання для самоконтролю:
1. Що таке швидкість хімічної реакції та від яких факторів вона залежить? Від яких чинників залежить константа швидкості?
2. Скласти рівняння швидкості реакції утворення води з водню та кисню та показати, як змінити швидкість, якщо концентрацію водню збільшити втричі.
3. Як змінюється швидкість реакції з часом? Які реакції називаються оборотними? Чим характеризується стан хімічної рівноваги? Що називається константою рівноваги, від яких чинників залежить?
4. Якими зовнішніми впливами можна порушити хімічну рівновагу? У якому напрямі змішається рівновага за зміни температури? Тиск?
5. Яким чином можна змістити оборотну реакцію у певному напрямку та довести до кінця?
Лекція №12 (проблемна)
Розчини
Ціль:Дати якісні висновки про розчинність речовин та кількісну оцінку розчинності.
Ключові слова:Розчини – гомогенні та гетерогенні; істинні та колоїдні; розчинність речовин; концентрація розчинів; розчини неелектроїлів; закони Рауля та вант-Гоффа.
План.
1. Класифікація розчинів.
2. Концентрація розчинів.
3. Розчини неелектролітів. Закони Рауля.
Класифікація розчинів
Розчини – це гомогенні (однофазні) системи змінного складу, що складаються із двох або більше речовин (компонентів).
За характером агрегатного стану розчини можуть бути газоподібними, рідкими та твердими. Зазвичай компонент, який у цих умовах знаходиться в тому ж агрегатному стані, що і розчин, що утворюється, вважають розчинником, інші складові розчину - розчиненими речовинами. У разі однакового агрегатного стану компонентів розчинником вважають компонент, який переважає в розчині.
Залежно від розмірів частинок розчини поділяються на справжні та колоїдні. У справжніх розчинах (часто званих просто розчинами) розчинена речовина диспергована до атомного або молекулярного рівня, частинки розчиненої речовини не видно ні візуально, ні під мікроскопом, що вільно пересуваються в середовищі розчинника. Справжні розчини – термодинамічно стійкі системи, необмежено стабільні у часі.
Рушійними силами утворення розчинів є ентропійний та ентальпійний фактори. При розчиненні газів у рідині ентропія завжди зменшується ΔS< 0, а при растворении кристаллов возрастает (ΔS >0). Чим сильніша взаємодія розчиненої речовини та розчинника, тим більша роль ентальпійного фактора в утворенні розчинів. Знак зміни ентальпії розчинення визначається знаком суми всіх теплових ефектів процесів, що супроводжують розчинення, з яких основний внесок вносять руйнування кристалічних грат на вільні іони (ΔH > 0) і взаємодія іонів, що утворилися, з молекулами розчинника (сольтивація, ΔH< 0). При этом независимо от знака энтальпии при растворении (абсолютно нерастворимых веществ нет) всегда ΔG = ΔH – T·ΔS < 0, т. к. переход вещества в раствор сопровождается значительным возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочиванию. Для жидких растворов (расплавов) процесс растворения идет самопроизвольно (ΔG < 0) до установления динамического равновесия между раствором и твердой фазой.
Концентрація насиченого розчину визначається розчинністю речовини за даної температури. Розчини із меншою концентрацією називаються ненасиченими.
Розчинність для різних речовин коливається у значних межах і залежить від їхньої природи, взаємодії частинок розчиненої речовини між собою та з молекулами розчинника, а також від зовнішніх умов (тиску, температури тощо).
У хімічній практиці найбільш важливими є розчини, приготовані на основі рідкого розчинника. Саме рідкі суміші у хімії називають просто розчинами. Найбільш широко застосовуваним неорганічним розчинником є вода. Розчини коїться з іншими розчинниками називаються неводними.
Розчини мають надзвичайно велике практичне значення, в них протікають багато хімічних реакцій, у тому числі й лежать в основі обміну речовин у живих організмах.
Концентрація розчинів
Важливою характеристикою розчинів є їх концентрація, яка виражає відносну кількість компонентів у розчині. Розрізняють масові та об'ємні концентрації, розмірні та безрозмірні.
До безрозмірнимконцентраціям (часткам) відносяться такі концентрації:
Масова частка розчиненої речовини W(B) виражається у частках одиниці або у відсотках:
де m(B) та m(A) – маса розчиненої речовини B та маса розчинника A.
Об'ємна частка розчиненої речовини σ(B) виражається у частках одиниці або об'ємних відсотках:
де V i - Об'єм компонента розчину, V (B) - Об'єм розчиненої речовини B. Об'ємні відсотки називають градусами *) .
*) Іноді об'ємна концентрація виявляється у тисячних частках (проміле, ‰) або в мільйонних частках (млн –1), ppm.
Мольна частка розчиненої речовини χ(B) виражається співвідношенням
Сума мольних часток k компонентів розчину χ i дорівнює одиниці
До розмірнимконцентраціям відносяться такі концентрації:
Моляльність розчиненої речовини C m (B) визначається кількістю речовини n(B) 1 кг (1000 г) розчинника, розмірність моль/кг.
Молярна концентрація речовини B у розчині C(B) – вміст кількості розчиненої речовини B в одиниці об'єму розчину, моль/м 3 або частіше моль/літр:
де μ(B) – молярна маса B, V – об'єм розчину.
Молярна концентрація еквівалентів речовини B CЕ (B) (нормальність – застарілий) визначається числом еквівалентів розчиненої речовини в одиниці об'єму розчину, моль/літр:
де n Е (B) – кількість речовини еквівалентів, Е – молярна маса еквівалента.
Титр розчину речовини B( T B) визначається масою розчиненої речовини в г, що міститься в 1 мл розчину:
Г/мл або 
г/мл.
Масові концентрації (масова частка, процентна, моляльна) не залежить від температури; об'ємні концентрації відносяться до певної температури.
Усі речовини тією чи іншою мірою здатні розчинятися і характеризуються розчинністю. Деякі речовини необмежено розчиняються одна в одній (вода-ацетон, бензол-толуол, рідкі натрій-калій). Більшість сполук обмежено розчиняються (вода-бензол, вода-бутиловий спирт, вода-кухонна сіль), а багато малорозчинні або практично нерозчинні (вода-BaSO 4 , вода-бензин).
Розчинність речовини за цих умов називають його концентрацію в насиченому розчині. У такому розчині досягається рівновага між розчиняється речовиною і розчином. За відсутності рівноваги розчин залишається стабільним, якщо концентрація розчиненої речовини менша за його розчинність (ненасичений розчин), або нестабільним, якщо в розчині міститься речовини більше за його розчинність (пересичений розчин).