Քիմիական հավասարակշռություն- համակարգի վիճակը, երբ ուղիղ և հակադարձ ռեակցիաներն ունեն նույն արագությունը.. ելակետային նյութերի նվազման գործընթացի ժամանակ ուղղակի քիմիական արագությունը. ռեակցիան նվազում է, իսկ հակադարձ ռեակցիայի արագությունը մեծանում է CHI-ի աճով: Ժամանակի ինչ-որ պահի, առաջ և հակադարձ քիմիայի արագությունը: ռեակցիաները հավասար են Համակարգի վիճակը չի փոխվում, քանի դեռ չեն գործել արտաքին գործոնները (P, T, c): Քանակականորեն հավասարակշռության վիճակը բնութագրվում է հավասարակշռության հաստատունով: Հավասարակշռության հաստատուն – հաստատուն , արտացոլում է շրջելի ռեակցիայի բաղադրիչների կոնցենտրացիաների հարաբերակցությունը քիմիական հավասարակշռության վիճակում: (կախված է միայն C-ից) Յուրաքանչյուրի համար մենք հակադարձում ենք քիմ. Հատուկ պայմաններում ռեակցիաները կարծես բնութագրում են այն սահմանը, որին հասնում է քիմիական նյութը: ռեակցիա. .K=.Եթե (կոնցենտրացիայի ref) - ոչ մի ռեակցիա, եթե հավասարակշռությունը շարժվում է դեպի աջ, չի ընթանում: Հավասարակշռության հաստատունը չի փոխում իր արժեքը ռեակտիվների կոնցենտրացիայի փոփոխության հետ: Փաստն այն է, որ կոնցենտրացիայի փոփոխությունը հանգեցնում է միայն քիմիական կազմի փոփոխության: հավասարակշռություն այս կամ այն ուղղությամբ: Այս դեպքում նույն հաստատունով հաստատվում է նոր հավասարակշռության վիճակ . Իրական հավասարակշռությունկարող է տեղափոխվել այս կամ այն կողմը ցանկացած գործոնների ազդեցությամբ: Բայց երբ այս գործոնները չեղարկվում են, համակարգը վերադառնում է իր սկզբնական վիճակին: Կեղծ- համակարգի վիճակը ժամանակի ընթացքում անփոփոխ է, բայց երբ արտաքին պայմանները փոխվում են, համակարգում անշրջելի գործընթաց է տեղի ունենում (մթության մեջ գոյություն ունի H 2 + Cl 2, երբ լուսավորված է, առաջանում է HCl: Երբ լուսավորությունը դադարում է, H 2 և Cl 2-ը չի վերադառնա): Այս գործոններից առնվազն մեկի փոփոխությունը հանգեցնում է հավասարակշռության փոփոխության: Տարբեր գործոնների ազդեցությունը քիմիական հավասարման վիճակի վրա որակապես նկարագրված է Le Chatelier-ի կողմից հավասարակշռության փոփոխման սկզբունքով (1884: Քիմիական հավասարակշռության վիճակում գտնվող համակարգի վրա ցանկացած արտաքին ազդեցության դեպքում դրանում տեղի են ունենում գործընթացներ, որոնք հանգեցնում են այս ազդեցության նվազմանը:
Հավասարակշռության հաստատուն
Հավասարակշռության հաստատունը ցույց է տալիսՔանի՞ անգամ է առաջ շարժման արագությունը մեծ կամ փոքր հակադարձ ռեակցիայի արագությունից:
Հավասարակշռության հաստատունՌեակցիայի արտադրանքների հավասարակշռության կոնցենտրացիաների արտադրյալի հարաբերակցությունն է՝ վերցված նրանց ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հզորությանը, սկզբնական նյութերի հավասարակշռության կոնցենտրացիաների արտադրյալին, վերցված նրանց ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հզորությանը։
Հավասարակշռության հաստատունի արժեքը կախված է ռեակտիվների բնույթից և ջերմաստիճանից և կախված չէ հավասարակշռության պահին կոնցենտրացիայից, քանի որ դրանց հարաբերակցությունը միշտ հաստատուն արժեք է, որը թվայինորեն հավասար է հավասարակշռության հաստատունին: Եթե լուծույթում գտնվող նյութերի միջև տեղի է ունենում միատարր ռեակցիա, ապա հավասարակշռության հաստատունը նշվում է K C, իսկ եթե գազերի միջև, ապա K R:
որտեղ Р С, Р D, Р А և Р В ռեակցիայի մասնակիցների հավասարակշռության ճնշումներն են։
Օգտագործելով Կլապեյրոն-Մենդելեև հավասարումը, հնարավոր է որոշել K P-ի և K C-ի միջև կապը.
Ձայնը տեղափոխենք աջ կողմ
p = RT, այսինքն p = CRT (6.9)
Յուրաքանչյուր ռեագենտի համար (6.9) հավասարումը փոխարինենք (6.7) և պարզեցնենք.
,
(6.10)
որտեղ Dn-ը գազային ռեակցիայի մասնակիցների մոլերի քանակի փոփոխությունն է
Dn = (c + դ) – (ա + գ) (6.11)
Հետևաբար,
K P = K C (RT) Dn (6.12)
(6.12) հավասարումից պարզ է դառնում, որ K P = K C, եթե ռեակցիայի գազային մասնակիցների մոլերի թիվը չի փոխվում (Dn = 0) կամ համակարգում գազեր չկան։
Հարկ է նշել, որ տարասեռ գործընթացի դեպքում համակարգում պինդ կամ հեղուկ փուլի կոնցենտրացիան հաշվի չի առնվում։
Օրինակ, հավասարակշռության հաստատունը 2A + 3B = C + 4D ձևի ռեակցիայի համար, պայմանով, որ բոլոր նյութերը գազեր են և ունեն իրենց ձևը.
իսկ եթե D-ն ամուր է, ապա
Հավասարակշռության հաստատունը մեծ տեսական և գործնական նշանակություն ունի։ Հավասարակշռության հաստատունի թվային արժեքը թույլ է տալիս դատել քիմիական ռեակցիայի գործնական հնարավորության և խորության մասին։
10 4, ապա ռեակցիան անշրջելի է
Հավասարակշռության տեղաշարժ. Le Chatelier-ի սկզբունքը.
Լե Շատելիեի սկզբունքը (1884). Եթե համակարգի վրա, որը գտնվում է կայուն քիմիական հավասարակշռության մեջ, դրսից ազդում է ջերմաստիճանի, ճնշման կամ կոնցենտրացիայի փոփոխության վրա, ապա քիմիական հավասարակշռությունը փոխվում է այն ուղղությամբ, որով էֆեկտի ազդեցությունը նվազում է:
Պետք է նշել, որ կատալիզատորը չի փոխում քիմիական հավասարակշռությունը, այլ միայն արագացնում է դրա սկիզբը:
Եկեք դիտարկենք յուրաքանչյուր գործոնի ազդեցությունը քիմիական հավասարակշռության փոփոխության վրա ընդհանուր ռեակցիայի համար.
aA + bB = cC + դ D±Q.
Համակենտրոնացման փոփոխությունների ազդեցությունը.Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն՝ հավասարակշռված քիմիական ռեակցիայի բաղադրիչներից մեկի կոնցենտրացիայի ավելացումը հանգեցնում է հավասարակշռության փոփոխության՝ դեպի այն ռեակցիայի ուժեղացումը, որում տեղի է ունենում այս բաղադրիչի քիմիական մշակումը։ Ընդհակառակը, բաղադրիչներից մեկի կոնցենտրացիայի նվազումը հանգեցնում է այս բաղադրիչի ձևավորման ուղղությամբ հավասարակշռության փոփոխության:
Այսպիսով, A կամ B նյութի կոնցենտրացիայի աճը փոխում է հավասարակշռությունը դեպի առաջ. C կամ D նյութի կոնցենտրացիայի աճը փոխում է հավասարակշռությունը հակառակ ուղղությամբ. A կամ B-ի կոնցենտրացիայի նվազումը փոխում է հավասարակշռությունը հակառակ ուղղությամբ. C կամ D նյութի կոնցենտրացիայի նվազումը փոխում է հավասարակշռությունը դեպի առաջ: (Սխեմատիկորեն կարող եք գրել՝ C A կամ C B ®; C C կամ C D ¬; ¯ C A կամ C B ¬; ¯ C C կամ C D ®):
Ջերմաստիճանի ազդեցությունը.Ընդհանուր կանոնը, որը որոշում է ջերմաստիճանի ազդեցությունը հավասարակշռության վրա, ունի հետևյալ ձևակերպումը. ջերմաստիճանի նվազումը նպաստում է հավասարակշռության փոփոխությանը դեպի էկզոտերմիկ ռեակցիա (+ Q):
Ռեակցիաները, որոնք տեղի են ունենում առանց ջերմային ազդեցության, չեն փոխում քիմիական հավասարակշռությունը, երբ ջերմաստիճանը փոխվում է: Ջերմաստիճանի բարձրացումն այս դեպքում միայն հանգեցնում է հավասարակշռության ավելի արագ հաստատմանը, որը հնարավոր կլիներ ձեռք բերել տվյալ համակարգում առանց ջեռուցման, բայց ավելի երկար ժամանակով:
Այսպիսով, էկզոտերմիկ ռեակցիայի (+ Q) ջերմաստիճանի բարձրացումը հանգեցնում է հավասարակշռության փոփոխության հակառակ ուղղությամբ, և, ընդհակառակը, էնդոթերմիկ ռեակցիայի դեպքում (- Q) ջերմաստիճանի բարձրացումը հանգեցնում է փոփոխության։ առաջ ուղղություն, իսկ ջերմաստիճանի նվազում հակառակ ուղղությամբ: (Սխեմատիկորեն կարող ենք գրել՝ +Q Т ¬; ¯Т ®; ժամը -Q Т ®; ¯Т ¬-ում):
Ճնշման ազդեցություն.Ինչպես ցույց է տալիս փորձը, ճնշումը նկատելի ազդեցություն ունի միայն այն հավասարակշռության ռեակցիաների տեղաշարժի վրա, որոնց մասնակցում են գազային նյութեր, և միևնույն ժամանակ, գազային ռեակցիայի մասնակիցների (Dn) մոլերի քանակի փոփոխությունը հավասար չէ զրոյի: Ճնշման մեծացման հետ հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ռեակցիա, որն ուղեկցվում է ավելի քիչ մոլեր գազային նյութերի ձևավորմամբ, իսկ ճնշման նվազմամբ՝ դեպի ավելի մեծ քանակությամբ գազային նյութերի մոլերի ձևավորում։
Այսպիսով, եթե Dn = 0, ապա ճնշումը չի ազդում քիմիական հավասարակշռության տեղաշարժի վրա. եթե Dn< 0, то увеличение давления смещает равновесие в прямом направлении, уменьшение давления в сторону обратной реакции; если Dn >0, այնուհետև ճնշման աճը փոխում է հավասարակշռությունը հակառակ ուղղությամբ, իսկ ճնշման նվազումը այն տեղափոխում է դեպի առաջ ռեակցիա: (Սխեմատիկորեն մենք կարող ենք գրել. Dn = 0-ում P-ն ազդեցություն չունի, Dn-ում<0 Р®, ¯Р¬; при Dn >0 Р¬, ¯Р ®). Լե Շատելիեի սկզբունքը կիրառելի է ինչպես միատարր, այնպես էլ տարասեռ համակարգերի համար և ապահովում է հավասարակշռության տեղաշարժի որակական բնութագիրը:
ՄԻՋՆԱԿԱՐԳ ԴՊՐՈՑԻ ՈՒՍՈՒՑԻՉՆԵՐԻ, ՄԱՆԿԱՎԱՐԺԱԿԱՆ ՀԱՄԱԼՍԱՐԱՆԻ 9-10 ԴԱՍԱՐԱՆԻ ԵՐԵԽԱՆԵՐԻ ՀԱՄԱՐ, ՈՎՔԵՐ ՈՐՈՇԵԼ ԵՆ ՆՎԻՐՎԵԼ ՔԻՄԻԱՅԻՆ ԵՎ ԲՆԱԳԻՏՈՒԹՅԱՆԸ.
ԴԱՍԱԳԻՐՔ · ԽՆԴԻՐ ԱՇԽԱՏՈՂ · ԼԱԲՈՐԱՏՈՐԱԿԱՆ ՊՐԱԿՏԻԿՈՒՄ · ԳԻՏԱԿԱՆ ՊԱՏՄՈՒԹՅՈՒՆՆԵՐ ԿԱՐԴԱԼՈՒ
§ 3.2. Հավասարակշռության հաստատուն
և իզոբար ռեակցիայի ներուժը
Հավասարակշռության հաստատունը հեշտությամբ կարելի է գտնել իզոբարային ներուժի արժեքից, որը հաշվարկվում է սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների ձևավորման և էնտրոպիայի էնթալպիայի վերաբերյալ աղյուսակային տվյալների հիման վրա:
Այս բանաձևը ձեզ անհրաժեշտ կլինի, երբ պետք է հաշվարկեք ուսումնասիրվող ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը:
Այս դասագրքում մենք փորձում ենք ոչ թե տալ պատրաստի բանաձևեր, այլ դրանք դուրս բերել մաթեմատիկական տրամաբանության ամենապարզ մեթոդներով, ուստի այս բանաձևի ածանցումը տրված է ստորև։ Այս նյութը կարդալուց հետո դուք կծանոթանաք հավանականությունների տեսության, ակտիվացման էնտրոպիայի և այլնի ամենապարզ հասկացություններին։
Միայն ակտիվացման էներգիան չէ, որ որոշում է քիմիական ռեակցիայի արագությունը։ Հսկայական դեր են խաղում արձագանքող մոլեկուլների չափն ու ձևը և դրանցում ռեակտիվ ատոմների կամ դրանց խմբերի գտնվելու վայրը։ Այս առումով, երբ երկու մասնիկներ բախվում են, կարևոր է նրանց հատուկ կողմնորոշումը, այսինքն՝ այն կենտրոնների շփումը, որոնք ռեակտիվ են:
Բախման ժամանակ փոխազդեցության համար անհրաժեշտ մոլեկուլային կողմնորոշման հավանականությունը նշենք W-ով.
W արժեքի բնական լոգարիթմը բազմապատկված գազի R հաստատունով կոչվում է ակտիվացման էնտրոպիա S a:
Այս արտահայտությունից հետևում է.
Որտեղից, ըստ լոգարիթմի սահմանման, մենք ստանում ենք անհրաժեշտ կողմնորոշման հավանականությունը.
Որքան մեծ է ռեակցիայի առաջացման համար անհրաժեշտ կողմնորոշման հավանականությունը, այնքան բարձր է դրա արագությունը և, համապատասխանաբար, արագության հաստատունը, որը կարելի է գրել.
Նախկինում մենք իմացանք, որ արագության հաստատունը կախված է ակտիվացման էներգիայից և ջերմաստիճանից.
Այսպիսով, արագության հաստատունը կախված է ակտիվացման էներգիայից, ջերմաստիճանից և ակտիվացման էնտրոպիայից.
Ներկայացնենք Z համաչափության գործակիցը և հավասար նշան դրենք.
Ստացված արտահայտությունը կոչվում է քիմիական կինետիկայի հիմնական հավասարումը.
Այս հավասարումը բացատրում է կատալիզի որոշ ասպեկտներ. կատալիզատորը նվազեցնում է ռեակցիայի ակտիվացման էներգիան և մեծացնում է ակտիվացման էնտրոպիան, այսինքն՝ մեծացնում է փոխազդեցության համար արձագանքող մասնիկների համապատասխան կողմնորոշման հավանականությունը։
Հետաքրքիր է նշել, որ ակտիվացման էնտրոպիան հաշվի է առնում ոչ միայն մասնիկների հատուկ կողմնորոշումը, այլև բախման պահին շփման տևողությունը։ Եթե մասնիկների միջև շփման տևողությունը շատ կարճ է, ապա դրանց էլեկտրոնային խտությունները ժամանակ չունեն վերաբաշխվելու՝ նոր քիմիական կապեր ձևավորելու համար, և մասնիկները, վանելով, շեղվում են տարբեր ուղղություններով։ Կատալիզատորը նաև զգալիորեն մեծացնում է արձագանքող մասնիկների շփման տևողությունը։
Կատալիզատորի գործողության մեկ այլ առանձնահատկություն. կատալիզատորը ավելորդ էներգիա է վերցնում նոր ձևավորված մասնիկից և այն չի քայքայվում սկզբնական մասնիկների մեջ իր բարձր էներգետիկ ակտիվության պատճառով:
Դուք գիտեք, որ հավասարակշռության հաստատունը առաջնային և հակադարձ ռեակցիաների արագության հաստատունների հարաբերակցությունն է.
Առաջադիմական և հակադարձ ռեակցիաների արագության հաստատունները փոխարինենք քիմիական կինետիկայի հիմնական հավասարման արտահայտություններով.
Երկու համաչափության գործակիցների հարաբերակցությունը Z pr / Z arr հաստատուն մեծություն է, որը մենք կավելացնենք հավասարակշռության հաստատունի արժեքին, ինչի պատճառով այն կմնա հաստատուն, ինչպես նախկինում:
Եթե հիշեք էքսպոնենցիալ ֆունկցիաներով աշխատելու կանոնները, ապա կհասկանաք բանաձևի փոխակերպումը.
Հեսսի օրենքի համաձայն՝ հակադարձ և առաջընթաց ռեակցիաների ակտիվացման էներգիաների տարբերությունը էթալպիայի փոփոխությունն է (համոզվեք, որ դա գծելով ջերմության արտազատման ժամանակ տեղի ունեցող ռեակցիայի էնթալպիական դիագրամը և չմոռանալով, որ այս դեպքը Դ Ն< 0 ):
Ճիշտ նույն տարբերությունը 
նշենք Դ Ս:
Բացատրեք, թե ինչու է փակագծերի դիմաց մինուս նշանը:
Մենք ստանում ենք հավասարումը.
Վերցնենք այս հավասարման երկու կողմերի լոգարիթմները.
Որտեղ ենք մենք ստանում.
Այս հավասարումը այնքան կարևոր է քիմիայի և այլ գիտությունների համար, որ արտասահմանյան քիմիայի շատ ուսանողներ կրում են վերնաշապիկներ՝ այս բանաձևով:
Եթե Դ Գարտահայտվում է J/mol-ով, այնուհետև բանաձևը ստանում է ձևը.
Այս բանաձևն ունի մեկ առանձնահատկություն. եթե հավասարակշռության հաստատունը որոշվում է գազային նյութերի ճնշումների միջոցով, ապա մթնոլորտում այդ նյութերի ճնշումները փոխարինվում են հավասարակշռության հաստատունի արտահայտությամբ (1 ատմ = 101325 Պա = 760 մմ Hg):
Այս բանաձևը թույլ է տալիս, հաշվի առնելով հայտնի արժեքը. Դ Գռեակցիա, հաշվարկել հավասարակշռության հաստատունը և այդպիսով պարզել հավասարակշռության համակարգի կազմը տվյալ ջերմաստիճանում: Բանաձևը ցույց է տալիս, որ որքան բարձր է հավասարակշռության հաստատունը և որքան շատ ռեակցիայի արտադրանքները (նյութերը ռեակցիայի հավասարման աջ կողմում) պարունակում են հավասարակշռության ռեակցիայի խառնուրդում, այնքան բացասական է ռեակցիայի իզոբարային ներուժի փոփոխությունը։ Եվ հակառակը, որքան ցածր է հավասարակշռության հաստատունի արժեքը և որքան քիչ ռեակցիայի արտադրանք և ավելի շատ ելանյութեր հավասարակշռության խառնուրդում, այնքան փոքր է բացասական արժեքը: Դ Գ.
Երբ հավասարակշռության հաստատունը 1-ից մեծ է, իսկ իզոբարային պոտենցիալը բացասական է, ընդունված է ասել, որ հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ռեակցիայի արտադրանքները կամ դեպի աջ: Երբ հավասարակշռության հաստատունը 1-ից փոքր է, իսկ իզոբարային պոտենցիալը դրական է, ընդունված է ասել, որ հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի սկզբնական նյութեր, կամ դեպի ձախ:
Երբ հավասարակշռության հաստատունը հավասար է 1-ի, իզոբարային պոտենցիալը հավասար է 0-ի: Համակարգի այս վիճակը համարվում է աջ կամ ձախ հավասարակշռության տեղաշարժի սահմանը: Երբ տվյալ ռեակցիայի համար իզոբարային պոտենցիալի փոփոխությունը բացասական է ( Դ Գ<0 ), ընդունված է ասել, որ ռեակցիան կարող է ընթանալ առաջի ուղղությամբ. Եթե D G>0, ասում են՝ արձագանքը չի վերանում։
Այսպիսով,
Դ Գ<0 - ռեակցիան կարող է տեղի ունենալ (թերմոդինամիկորեն հնարավոր է);
Դ Գ<0 , Դա K>1– հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ապրանքներ՝ դեպի աջ.
D G>0, Դա TO<1 – հավասարակշռությունը տեղափոխվում է դեպի ելակետային նյութեր՝ դեպի ձախ։
Եթե Ձեզ անհրաժեշտ է պարզել, թե արդյոք ձեզ հետաքրքրող ռեակցիան հնարավոր է (օրինակ՝ պարզելու համար, թե արդյոք հնարավոր է ցանկալի ներկի սինթեզը, արդյոք տվյալ հանքային բաղադրությունը կփակվի, մթնոլորտի թթվածնի ազդեցությունը գույնի վրա և այլն): ), բավական է հաշվարկել այս ռեակցիայի համար Դ Գ. Եթե իզոբարային պոտենցիալի փոփոխությունը բացասական է, ապա ռեակցիան հնարավոր է, և դուք կարող եք խառնել տարբեր ելանյութեր՝ ցանկալի արտադրանքը ստանալու համար։
Կարդացեք, թե ինչ պետք է անեք տարբեր ջերմաստիճաններում իզոբարային ներուժի և հավասարակշռության հաստատունի փոփոխությունը հաշվարկելու համար (հաշվարկի ալգորիթմ):
1. Հղման աղյուսակներից գրեք պարզ նյութերից առաջացման էթալպիաների արժեքները (298 Կ ջերմաստիճանի համար): D N առ.և էնտրոպիան Սքիմիական ռեակցիայի հավասարման մեջ գրված բոլոր նյութերը. Եթե D N առ.արտահայտվում են կՋ/մոլով, ապա դրանք պետք է վերածվեն Ջ/մոլի (ինչու՞)։
2. Ռեակցիայի էնթալպիական փոփոխությունը (298 Կ) հաշվարկեք որպես արտադրանքների առաջացման էնթալպիաների գումարի և ելակետային նյութերի առաջացման էթալպիաների գումարի տարբերություն՝ հիշելով ստոյխիոմետրիկ գործակիցները.
3. Հաշվե՛ք էնտրոպիայի փոփոխությունը ռեակցիայում (298 Կ) որպես արտադրանքների էնտրոպիաների գումարի և սկզբնական նյութերի էնտրոպիաների գումարի տարբերություն՝ հիշելով ստոյխիոմետրիկ գործակիցները.
4. Կազմե՛ք իզոբարային ներուժի փոփոխության կախվածության հավասարում ռեակցիայի, էնտրոպիայի և ջերմաստիճանի փոփոխություններից՝ նոր ստացված թվային արժեքները փոխարինելով ձեզ ծանոթ հավասարման մեջ։ D N r-tionԵվ Դ Ս թաղամասեր:
5. Հաշվե՛ք իզոբարային պոտենցիալի փոփոխությունը 298 Կ ստանդարտ ջերմաստիճանում.
6. Նշանով Դ Գ շրջաններ, 298 եզրակացություն արեք ստանդարտ ջերմաստիճանում ռեակցիայի առաջացման հնարավորության մասին. եթե նշանը «մինուս» է, ապա ռեակցիան թերմոդինամիկորեն հնարավոր է. եթե նշանը «գումարած» է, ապա ռեակցիան անհնար է:
7. Կատարեք մաթեմատիկական հաշվարկ Դ Գ շրջաններՁեզ հետաքրքրող T ջերմաստիճանում.
և եզրակացություն արեք, թե ինչպես է ջերմաստիճանի փոփոխությունն ազդում ռեակցիայի հնարավորության վրա։ Եթե պարզվի, որ այս ջերմաստիճանում իզոբարային պոտենցիալի փոփոխությունը համեմատվել է պակաս դրական կամ ավելի բացասական Դ Գ 298, ապա, հետևաբար, այս ջերմաստիճանում ռեակցիան ավելի հավանական է դառնում։
8. Հաշվի՛ր K հավասարակշռության հաստատունը քեզ հետաքրքրող T ջերմաստիճանում գիտած հավասարումից.
9. Եզրակացություն արա դեպի սկզբնական նյութեր հավասարակշռության տեղաշարժի մասին (Կ<1) или в сторону продуктов (К>1).
Եզրակացնել իզոբարային պոտենցիալի բացասական փոփոխությամբ ռեակցիայի հնարավորության մասին ( Դ Գ շրջաններ<0 ) միայն թերմոդինամիկական տվյալները հաճախ անբավարար են: Թերմոդինամիկորեն հնարավոր ռեակցիան կարող է լինել կինետիկորեն արգելակված և իրագործելի, երբ փոխվում են պայմանները (նյութերի կոնցենտրացիան, ճնշումը, ջերմաստիճանը), ռեակցիայի այլ ուղիների միջոցով կամ պատշաճ ընտրված կատալիզատորի առկայության դեպքում:
Դիտարկենք բյուրեղային երկաթի գազային ջրի (ջրային գոլորշու) ռեակցիայի օրինակը.
Ինչպես պարզել ռեակցիայի թերմոդինամիկական հնարավորության մասին:
Այս ռեակցիան հետաքրքիր է, քանի որ ցույց է տալիս մետաղական արտադրանքի փայլի նվազման և կոռոզիայից դրա ոչնչացման պատճառները։
Նախևառաջ մենք ընտրում ենք ռեակցիայի հավասարման ստոյխիոմետրիկ գործակիցները.
Եկեք գրենք թերմոդինամիկական տվյալները (ջերմաստիճանը 298 Կ) ռեակցիայի բոլոր մասնակիցների համար հղումային աղյուսակներից.
Հաշվարկենք էթալպիայի փոփոխությունը այս ռեակցիայում՝ հիշելով, որ պարզ նյութերի էնթալպիաները հավասար են զրոյի.
Եկեք արտահայտենք էթալպիայի փոփոխությունը J-ում.
Ռեակցիան ուղեկցվում է ջերմության արտազատմամբ՝ Q>0, Q=+50 300 Ջ/մոլ, և դա հնարավորություն է տալիս ենթադրել, որ այն տեղի է ունենում ինքնաբերաբար։ Այնուամենայնիվ, կարելի է վստահորեն ասել, որ ռեակցիան ինքնաբուխ է միայն իզոբարային ներուժի փոփոխության նշանով։
Հաշվարկենք էնտրոպիայի փոփոխությունն այս ռեակցիայում՝ չմոռանալով ստոյխիոմետրիկ գործակիցների մասին.
Համակարգի էնտրոպիան նվազում է ռեակցիայի արդյունքում, ուստի կարելի է նշել, որ համակարգում տեղի է ունենում կարգի աճ։
Հիմա եկեք ստեղծենք էնթալպիայի, էնտրոպիայի և ջերմաստիճանի փոփոխություններից իզոբարային ներուժի փոփոխությունների կախվածության հավասարումը.
Հաշվարկենք իզոբարային ներուժի փոփոխությունը ռեակցիայի մեջ 298 Կ ստանդարտ ջերմաստիճանում.
Իզոբարային ներուժի փոփոխության բարձր բացասական արժեքը ցույց է տալիս, որ սենյակային ջերմաստիճանում երկաթը կարող է օքսիդացվել թթվածնով: Եթե կարողանայիք ստանալ ամենալավ երկաթի փոշին, կտեսնեիք, թե ինչպես է երկաթը այրվում օդում: Ինչու՞ օդում չեն այրվում երկաթե արտադրանքները, արձանիկները, մեխերը և այլն: Հաշվարկների արդյունքները ցույց են տալիս, որ երկաթը օդում քայքայում է, այսինքն՝ այն քայքայվում է՝ վերածվելով երկաթի օքսիդների։
Այժմ տեսնենք, թե ինչպես է ջերմաստիճանի բարձրացումը ազդում այս ռեակցիայի հնարավորության վրա: Հաշվարկենք իզոբարային ներուժի փոփոխությունը 500 Կ ջերմաստիճանում.
Մենք ստացանք արդյունք, որը ցույց է տալիս, որ ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ռեակցիայի իզոբարային ներուժի փոփոխությունը դառնում է պակաս բացասական: Սա նշանակում է, որ ջերմաստիճանի բարձրացման հետ ռեակցիան դառնում է թերմոդինամիկորեն պակաս հավանական, այսինքն՝ ռեակցիայի հավասարակշռությունն ավելի ու ավելի է փոխվում դեպի սկզբնական նյութեր։
Հետաքրքիր է իմանալ, թե ինչ ջերմաստիճանի դեպքում հավասարակշռությունը հավասարապես փոխվում է ինչպես ռեակցիայի արտադրանքների, այնպես էլ սկզբնական նյութերի նկատմամբ: Սա տեղի է ունենում, երբ D G r-tion =0(հավասարակշռության հաստատունը 1 է):
Որտեղի՞ց ենք այն ստանում.
T=150300/168.2=894K, կամ 621°С.
Այս ջերմաստիճանում ռեակցիան հավասարապես հավանական է առաջանա և՛ առաջ, և՛ հակառակ ուղղությամբ: 621°C-ից բարձր ջերմաստիճանում սկսում է գերակշռել Fe 3 O 4-ի ջրածնի հետ կրճատման հակադարձ ռեակցիան։ Այս ռեակցիան մաքուր երկաթի ստացման եղանակներից մեկն է (մետալուրգիայում երկաթի օքսիդները ածխածնի հետ կրճատվում են)։
298 Կ ջերմաստիճանում:
Այսպիսով, երբ ջերմաստիճանը մեծանում է, հավասարակշռության հաստատունը նվազում է:
Երկաթի օքսիդը Fe 3 O 4 կոչվում է մագնետիտ (մագնիսական երկաթի հանքաքար): Այս երկաթի օքսիդը, ի տարբերություն FeO (wüstite) և Fe 2 O 3 (հեմատիտ) օքսիդների, ձգվում է մագնիսի միջոցով։ Լեգենդ կա, որ հին ժամանակներում Մագնուս անունով հովիվը գտել է շատ փոքրիկ երկարավուն խճաքար, որը դրել է ջրի երեսին՝ ամանի մեջ, իր ճարպային (ինչու՞ է դա կարևոր) ձեռքերով։ Խիճը չխեղդվեց և սկսեց լողալ ջրի վրա, և ինչպես էլ հովիվը պտտեց թասը, խճաքարը միշտ ցույց էր տալիս միայն մեկ ուղղությամբ։ Իբր այսպես է հորինվել կողմնացույցը, և հանքանյութն իր անունը ստացել է այս հովվի անունից։ Չնայած, թերևս, մագնետիտն անվանվել է Փոքր Ասիայի հնագույն քաղաքի՝ Մագնեզիայի պատվին: Մագնետիտը հիմնական հանքաքարն է, որից արդյունահանվում է երկաթ։
Երբեմն մագնիտիտի բանաձևը պատկերված է հետևյալ կերպ. FeO Fe 2 O 3, ինչը ենթադրում է, որ մագնիտիտը բաղկացած է երկու երկաթի օքսիդներից: Սա սխալ է. մագնիտիտը անհատական նյութ է:
Fe 2 O 3-ի մեկ այլ օքսիդ (հեմատիտ)՝ կարմիր երկաթի հանքաքար, այդպես է անվանվել իր կարմիր գույնի պատճառով (հունարենից թարգմանաբար՝ արյուն): Երկաթը ստացվում է հեմատիտից։
FeO օքսիդը գրեթե երբեք չի հանդիպում բնության մեջ և չունի արդյունաբերական նշանակություն։
Քիմիական հավասարակշռության հաստատուն
Բոլոր քիմիական ռեակցիաները կարելի է բաժանել 2 խմբի՝ անդառնալի ռեակցիաներ, այսինքն. շարունակվում են այնքան ժամանակ, մինչև փոխազդող նյութերից մեկն ամբողջությամբ սպառվի, և շրջելի ռեակցիաներ, որոնցում արձագանքող նյութերից ոչ մեկն ամբողջությամբ չի սպառվում: Դա պայմանավորված է նրանով, որ անդառնալի ռեակցիան տեղի է ունենում միայն մեկ ուղղությամբ: Հետադարձելի ռեակցիա կարող է առաջանալ ինչպես առաջ, այնպես էլ հակառակ ուղղությամբ: Օրինակ՝ ռեակցիա
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
շարունակվում է մինչև ծծմբաթթվի կամ ցինկի ամբողջական անհետացումը և չի հոսում հակառակ ուղղությամբ. մետաղական ցինկը և ծծմբաթթուն չեն կարող ստացվել՝ ջրածինը ցինկի սուլֆատի ջրային լուծույթի մեջ անցկացնելով: Հետեւաբար, այս ռեակցիան անշրջելի է:
Հետադարձելի ռեակցիայի դասական օրինակ է ամոնիակի սինթեզը ազոտից և ջրածնից՝ N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3:
Եթե բարձր ջերմաստիճանում խառնում եք 1 մոլ ազոտ և 3 մոլ ջրածին, ապա նույնիսկ բավականին երկար արձագանքման ժամանակից հետո ոչ միայն ռեակցիայի արտադրանքը (NH 3), այլև չհակազդող սկզբնական նյութերը (N 2 և H 2) ներկա կլինի ռեակտորում։ Եթե նույն պայմաններում ռեակտոր է ներմուծվում ոչ թե ազոտի և ջրածնի խառնուրդ, այլ մաքուր ամոնիակ, ապա որոշ ժամանակ անց պարզվում է, որ ամոնիակի մի մասը քայքայվել է ազոտի և ջրածնի, այսինքն. ռեակցիան ընթանում է հակառակ ուղղությամբ։
Քիմիական հավասարակշռության բնույթը հասկանալու համար անհրաժեշտ է դիտարկել առաջընթաց և հակադարձ ռեակցիաների արագությունը: Քիմիական ռեակցիայի արագությունը մեկնարկային նյութի կամ ռեակցիայի արտադրանքի կոնցենտրացիայի փոփոխությունն է միավոր ժամանակում: Քիմիական հավասարակշռության հարցերն ուսումնասիրելիս նյութերի կոնցենտրացիաները արտահայտվում են մոլ/լ-ով; այս կոնցենտրացիաները ցույց են տալիս, թե տվյալ ռեակտիվ նյութի քանի մոլ կա 1 լիտր տարայի մեջ: Օրինակ՝ «ամոնիակի կոնցենտրացիան 3 մոլ/լ» արտահայտությունը նշանակում է, որ տվյալ ծավալի յուրաքանչյուր լիտրը պարունակում է 3 մոլ ամոնիակ։
Քիմիական ռեակցիաները տեղի են ունենում մոլեկուլների միջև բախումների արդյունքում, հետևաբար, որքան շատ մոլեկուլներ կան միավորի ծավալում, այնքան ավելի հաճախ են տեղի ունենում դրանց միջև բախումներ, և այնքան մեծ է ռեակցիայի արագությունը: Այսպիսով, որքան մեծ է ռեակտիվների կոնցենտրացիան, այնքան մեծ է ռեակցիայի արագությունը:
համակարգում հավասարակշռություն չի նկատվում
Տեսանելի փոփոխություններ չկան։
Օրինակ, բոլոր նյութերի կոնցենտրացիաները կարող են անփոփոխ մնալ անորոշ երկար ժամանակ, եթե չկա արտաքին ազդեցություն համակարգի վրա: Քիմիական հավասարակշռության վիճակում գտնվող համակարգում կոնցենտրացիաների այս կայունությունը ամենևին չի նշանակում փոխազդեցության բացակայություն և բացատրվում է նրանով, որ առաջ և հակադարձ ռեակցիաներն ընթանում են նույն արագությամբ: Այս վիճակը կոչվում է նաև իրական քիմիական հավասարակշռություն: Այսպիսով, իրական քիմիական հավասարակշռությունը դինամիկ հավասարակշռություն է:
Կեղծ հավասարակշռությունը պետք է տարբերվի իրական հավասարակշռությունից: Համակարգի պարամետրերի (նյութերի կոնցենտրացիաներ, ճնշում, ջերմաստիճան) կայունությունը իրական քիմիական հավասարակշռության անհրաժեշտ, բայց անբավարար նշան է: Սա կարելի է ցույց տալ հետևյալ օրինակով. Ազոտի և ջրածնի փոխազդեցությունը ամոնիակի ձևավորման հետ, ինչպես նաև ամոնիակի տարրալուծումը տեղի է ունենում նկատելի արագությամբ բարձր ջերմաստիճաններում (մոտ 500 ° C): Եթե սենյակային ջերմաստիճանում խառնեք ջրածինը, ազոտը և ամոնիակը ցանկացած հարաբերակցությամբ, ապա ռեակցիան N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
չի արտահոսքի, և համակարգի բոլոր պարամետրերը կպահպանեն մշտական արժեքը: Այնուամենայնիվ, այս դեպքում հավասարակշռությունը կեղծ է, ճիշտ չէ, քանի որ դա դինամիկ չէ; Համակարգում քիմիական փոխազդեցություն չկա. և՛ առաջ, և՛ հակադարձ ռեակցիաների արագությունը զրոյական է:
Նյութի հետագա ներկայացման ժամանակ «քիմիական հավասարակշռություն» տերմինը կօգտագործվի իրական քիմիական հավասարակշռության հետ կապված:
Քիմիական հավասարակշռության վիճակում գտնվող համակարգի քանակական բնութագիրն է հավասարակշռության հաստատուն Կ .
Շրջելի ռեակցիայի ընդհանուր դեպքի համար a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...
Հավասարակշռության հաստատունն արտահայտվում է հետևյալ բանաձևով.
5.1 բանաձևում C(A), C(B), C(P) C(Q) ռեակցիային մասնակցող բոլոր նյութերի հավասարակշռության կոնցենտրացիաներն են (մոլ/լ), այսինքն. կոնցենտրացիաներ, որոնք հաստատվում են համակարգում քիմիական հավասարակշռության պահին. a, b, p, q – ստոյխիոմետրիկ գործակիցները ռեակցիայի հավասարման մեջ:
Ամոնիակի սինթեզի ռեակցիայի N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 հավասարակշռության հաստատունի արտահայտությունն ունի հետևյալ ձևը. (5.2)
Այսպիսով, քիմիական հավասարակշռության հաստատունի թվային արժեքը հավասար է ռեակցիայի արտադրանքի հավասարակշռության կոնցենտրացիաների արտադրանքի հարաբերակցությանը ելակետային նյութերի հավասարակշռության կոնցենտրացիաների արտադրանքին, և յուրաքանչյուր նյութի կոնցենտրացիան պետք է բարձրացվի հզորության: հավասար է ռեակցիայի հավասարման ստոյխիոմետրիկ գործակցին:
Կարևոր է դա հասկանալ հավասարակշռության հաստատունը արտահայտվում է հավասարակշռության կոնցենտրացիաներով, բայց կախված չէ դրանցից ; ընդհակառակը, ռեակցիային մասնակցող նյութերի հավասարակշռության կոնցենտրացիաների հարաբերակցությունը կլինի այնպիսին, որ համապատասխանի հավասարակշռության հաստատունին։ Հավասարակշռության հաստատունը կախված է ռեակտիվների բնույթից և ջերմաստիճանից և հաստատուն արժեք է (հաստատուն ջերմաստիճանում) .
Եթե K >> 1, ապա հավասարակշռության հաստատուն արտահայտության կոտորակի համարիչը մի քանի անգամ մեծ է հայտարարից, հետևաբար, հավասարակշռության պահին համակարգում գերակշռում են ռեակցիայի արտադրանքները, այսինքն. ռեակցիան հիմնականում ընթանում է դեպի առաջ:
Եթե Կ<< 1, то знаменатель во много раз превышает числитель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают исходные вещества, т.е. реакция лишь в незначительной степени протекает в прямом направлении.
Եթե K ≈ 1, ապա սկզբնական նյութերի և ռեակցիայի արտադրանքների հավասարակշռության կոնցենտրացիաները համադրելի են. ռեակցիան նկատելիորեն ընթանում է ինչպես առաջ, այնպես էլ հետադարձ ուղղությամբ:
Պետք է հիշել, որ հավասարակշռության հաստատունի արտահայտությունը ներառում է միայն այն նյութերի կոնցենտրացիաները, որոնք գտնվում են գազային փուլում կամ լուծարված վիճակում (եթե ռեակցիան տեղի է ունենում լուծույթում): Եթե ռեակցիայի մեջ ներգրավված է պինդ նյութ, ապա փոխազդեցությունը տեղի է ունենում դրա մակերեսի վրա, հետևաբար պինդ նյութի կոնցենտրացիան ենթադրվում է հաստատուն և չի գրվում հավասարակշռության հաստատունի արտահայտության մեջ։
CO 2 (գազ) + C (պինդ) ⇆ 2 CO (գազ)
CaCO 3 (պինդ) ⇆ CaO (պինդ) + CO 2 (գազ) K = C (CO 2)
Ca 3 (PO 4) 2 (պինդ) ⇆ 3Ca 2+ (լուծույթ) + 2PO 4 3– (լուծույթ) K = C 3 (Ca 2+) C 2 (PO 4 3–)
Վերադառնանք ամոնիակի արտադրության գործընթացին՝ արտահայտված հավասարմամբ.
N 2 (գ) + 3H 2 (գ) → 2NH 3 (գ)
Գտնվելով փակ ծավալում՝ ազոտն ու ջրածինը միանում են և ձևավորում ամոնիակ։ Որքա՞ն կտևի այս գործընթացը։ Տրամաբանական է ենթադրել, որ քանի դեռ ռեակտիվներից որևէ մեկը չի սպառվել։ Այնուամենայնիվ, իրական կյանքում դա ամբողջովին ճիշտ չէ: Փաստն այն է, որ ռեակցիան սկսվելուց որոշ ժամանակ անց ստացված ամոնիակը կսկսի քայքայվել ազոտի և ջրածնի, այսինքն՝ կսկսվի հակադարձ ռեակցիա.
2NH 3 (գ) → N 2 (գ) + 3H 2 (գ)
Փաստորեն, փակ ծավալում միանգամից երկու ռեակցիա է տեղի ունենալու՝ իրար ուղիղ հակառակ։ Այսպիսով, այս գործընթացը գրված է հետևյալ հավասարմամբ.
N 2 (գ) + 3H 2 (գ) ↔ 2NH 3 (գ)
Կրկնակի սլաքը ցույց է տալիս, որ ռեակցիան ընթանում է երկու ուղղությամբ: Ազոտի և ջրածնի միացման ռեակցիան կոչվում է ուղղակի ռեակցիա. Ամոնիակի քայքայման ռեակցիա - հակազդեցություն.
Գործընթացի հենց սկզբում ուղղակի ռեակցիայի արագությունը շատ բարձր է: Բայց ժամանակի ընթացքում ռեակտիվների կոնցենտրացիաները նվազում են, և ամոնիակի քանակը մեծանում է, արդյունքում առաջընթաց ռեակցիայի արագությունը նվազում է, իսկ հակառակ ռեակցիայի արագությունը մեծանում է: Գալիս է մի պահ, երբ համեմատվում են առաջ և հակադարձ ռեակցիաների արագությունները՝ տեղի է ունենում քիմիական հավասարակշռություն կամ դինամիկ հավասարակշռություն: Հավասարակշռության ժամանակ տեղի են ունենում և՛ առաջ, և՛ հակադարձ ռեակցիաներ, սակայն դրանց արագությունը նույնն է, ուստի փոփոխություններ չեն նկատվում:
Հավասարակշռության հաստատուն
Տարբեր ռեակցիաները տարբեր կերպ են ընթանում: Որոշ ռեակցիաներում բավականին մեծ թվով ռեակցիայի արտադրանք են ձևավորվում մինչև հավասարակշռություն առաջանալը. ուրիշների մեջ՝ շատ ավելի քիչ: Այսպիսով, մենք կարող ենք ասել, որ որոշակի հավասարումն ունի իր սեփական հավասարակշռության հաստատունը: Իմանալով ռեակցիայի հավասարակշռության հաստատունը՝ հնարավոր է որոշել ռեակտիվների և ռեակցիայի արտադրանքների հարաբերական քանակը, որոնցում տեղի է ունենում քիմիական հավասարակշռություն:
Թող որոշ ռեակցիա նկարագրվի հավասարմամբ՝ aA + bB = cC + dD
- a, b, c, d - ռեակցիայի հավասարման գործակիցները;
- A, B, C, D - նյութերի քիմիական բանաձևեր:
Հավասարակշռության հաստատուն.
[C] c [D] d K = ———————— [A] a [B] b
Քառակուսի փակագծերը ցույց են տալիս, որ բանաձևը ներառում է նյութերի մոլային կոնցենտրացիաներ:
Ի՞նչ է ասում հավասարակշռության հաստատունը:
Ամոնիակի սինթեզի համար սենյակային ջերմաստիճանում K = 3,5·10 8. Սա բավականին մեծ թիվ է, ինչը ցույց է տալիս, որ քիմիական հավասարակշռությունը տեղի կունենա, երբ ամոնիակի կոնցենտրացիան շատ ավելի մեծ է, քան մնացած սկզբնական նյութերը:
Ամոնիակի իրական արտադրության մեջ տեխնոլոգի խնդիրն է ստանալ հնարավորինս առավելագույն հավասարակշռության գործակիցը, այսինքն՝ այնպես, որ ուղղակի ռեակցիան ավարտվի: Ինչպե՞ս կարելի է դրան հասնել:
Լե Շատելիեի սկզբունքը
Լե Շատելիեի սկզբունքըկարդում է.
Ինչպե՞ս հասկանալ սա: Ամեն ինչ շատ պարզ է. Հավասարակշռությունը խախտելու երեք եղանակ կա.
- նյութի կոնցենտրացիայի փոփոխություն;
- ջերմաստիճանի փոփոխություն;
- փոխելով ճնշումը.
Երբ ամոնիակի սինթեզի ռեակցիան գտնվում է հավասարակշռության մեջ, այն կարելի է պատկերել հետևյալ կերպ (ռեակցիան էկզոթերմիկ է).
N 2 (գ) + 3H 2 (գ) → 2NH 3 (գ) + Ջերմ
Փոխելով համակենտրոնացումը
Եկեք հավելյալ ազոտ ներմուծենք հավասարակշռված համակարգ։ Սա կխախտի հավասարակշռությունը.
Առաջնային ռեակցիան կսկսի ավելի արագ ընթանալ, քանի որ ազոտի քանակությունը մեծացել է, և դրանից ավելի շատ է արձագանքում: Որոշ ժամանակ անց քիմիական հավասարակշռությունը կրկին տեղի կունենա, բայց ազոտի կոնցենտրացիան ավելի մեծ կլինի, քան ջրածնի կոնցենտրացիան.
Բայց համակարգը հնարավոր է «թեքել» դեպի ձախ այլ կերպ՝ «թեթևացնելով» աջ կողմը, օրինակ՝ համակարգից ամոնիակը ձևավորվելիս հեռացնելով։ Այսպիսով, ամոնիակի առաջացման անմիջական արձագանքը կրկին կգերակշռի։
Ջերմաստիճանի փոփոխություն
Մեր «կշեռքի» աջ կողմը կարելի է փոխել՝ փոխելով ջերմաստիճանը: Որպեսզի ձախ կողմը «գերազանցի», անհրաժեշտ է «թեթևացնել» աջ կողմը - նվազեցնել ջերմաստիճանը.
Ճնշումը փոխելը
Հնարավոր է խախտել հավասարակշռությունը համակարգում, օգտագործելով ճնշումը միայն գազերի հետ ռեակցիաներում: Ճնշումը բարձրացնելու երկու եղանակ կա.
- համակարգի ծավալի կրճատում;
- իներտ գազի ներմուծում.
Ճնշման մեծացման հետ մեկտեղ ավելանում է մոլեկուլային բախումների թիվը։ Միևնույն ժամանակ համակարգում մեծանում է գազերի կոնցենտրացիան և փոխվում են առաջ և հակադարձ ռեակցիաների արագությունները՝ խախտվում է հավասարակշռությունը։ Հավասարակշռությունը վերականգնելու համար համակարգը «փորձում է» նվազեցնել ճնշումը։
Ամոնիակի սինթեզի ընթացքում ազոտի և ջրածնի 4 մոլեկուլներից առաջանում է ամոնիակի երկու մոլեկուլ։ Արդյունքում նվազում է գազի մոլեկուլների քանակը՝ ճնշումը նվազում է։ Արդյունքում, ճնշումը մեծացնելուց հետո հավասարակշռության հասնելու համար առաջընթաց ռեակցիայի արագությունը մեծանում է:
Ամփոփել.Լե Շատելիեի սկզբունքի համաձայն, ամոնիակի արտադրությունը կարող է ավելացվել հետևյալով.
- ռեակտիվների կոնցենտրացիայի ավելացում;
- ռեակցիայի արտադրանքի կոնցենտրացիայի նվազեցում;
- ռեակցիայի ջերմաստիճանի իջեցում;
- բարձրացնել ճնշումը, որով տեղի է ունենում ռեակցիան.
