Ķīmiskā reakcija

Ķīmiskā reakcija ir ķīmisks process, kurā viena vai vairākas ķīmiskās vielas pārvēršas un veido jaunas vielas ar citām ķīmiskajām īpašībām. Reaģējot vielu molekulās vai kristālrežģos ķīmiskās saites irst, atomi pārgrupējas un tad izveidojas jaunas ķīmiskās saites. No izejvielām radušās jaunās vielas sauc par reakcijas produktiem. Norisot ķīmiskajām reakcijām, vai nu izdalās vai arī tiek patērēta enerģija. Atomi ķīmiskajās reakcijās nezūd un arī nerodas no jauna. Pie ķīmiskajām reakcijām nepieder fizikāli procesi, piemēram, vielas agregātstāvokļa maiņa (ledus izkūst), difūzija, tīru vielu sajaukšanās maisījumos, kā arī pie tām nepieder kodolreakcijas.

Lai aprakstītu ķīmiskās reakcijas, tiek izmantots reakcijas vienādojums, kurā izejvielas, produkti un dažreiz arī svarīgi starpprodukti ir attēloti grafiski un savienoti ar reakcijas bultiņu.

Ķīmiskās reakcijas ir neatņemama tehnoloģijas, kultūras un ikdienas dzīves sastāvdaļa. Tās noris, dedzinot kurināmo, kausējot dzelzi, ražojot stiklu un keramiku, brūvējot alu, ražojot vīnu un sieru, kā arī daudz kur citur.

Ķīmisko reakciju iedalījums

Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva

Pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva ķīmiskās reakcijas iedala:

savienošanās reakcijas — no divām vai vairākām vielām rodas viena jauna viela

A + B ⟶ C

, piemēram,

2 H_{2} + O_{2} ⟶ 2 H_{2} O

;

sadalīšanās reakcijas — no vienas vielas rodas divas vai vairākas vielas

A ⟶ B + C

, piemēram,

2 K C l O_{3} ⟶ 2 K C l + 3 O_{2}

;

apmaiņas reakcijas — norisinās starp divām vielām, kuras sastāv no joniem

A B + C D ⟶ A D + C B

, piemēram,

N a_{2} S O_{4} + B a C l_{2} ⟶ 2 N a C l + B a S O_{4}

;

aizvietošanas reakcijas — vienkāršas vielas aizvieto saliktā vielā esošus kāda elementa atomus

A B + C ⟶ A C + B

, piemēram,

2 K I + C l_{2} ⟶ 2 K C l + I_{2}

.

Klasifikācija pēc reakcijas siltumefekta

Pēc procesa siltumefekta, ķīmiskās reakcijas iedala:

eksotermiskas reakcijas: reakcijā izdalās enerģija (parasti tas ir siltums);
endotermiskas reakcijas: reakcijai ir nepieciešama enerģija.

Klasifikācija pēc atgriezeniskuma

Reakcijas klasificē arī atgriezeniskajās reakcijās, kur noteiktos apstākļos reakcijas var norisināties abos virzienos, un neatgriezeniskajās reakcijās, kur reakcija noris tikai vienā virzienā, līdz visa viela ir beigusi reaģēt.

Klasifikācija pēc pazīmes

Šajā klasifikācijā izdala oksidēšanās-reducēšanās reakcijas, kurās reakcijas laikā mainās ķīmisko elementu oksidēšanas pakāpe, bet pārējās reakcijas vienkārši tiek sauktas par citām reakcijām, dažreiz par ne oksidēšanās un reducēšanās reakcijām.

Klasifikācija pēc reaģējošo vielu sistēmas veida

Šajā klasifikācija izdala homogēnās reakcijas un heterogēnās reakcijas. Pirmajā gadījumā reakcija noris visā vielas tilpumā, savukārt heterogēnajās reakcijās ķīmiskā darbība norisinās tikai vielu saskares vietās.

Ķīmisko reakciju enerģētiskie procesi

Ieviešot termodinamikas jēdzienu "sistēma", ķīmiskā reakcija aprakstāma kā izejvielu sistēmas maiņa uz reakcijas produktu sistēmu. Ķīmiskajās reakcijās enerģijas izmaiņas parasti notiek siltuma (nevis darba) veidā, tāpēc ķīmisko reakciju enerģijas izmaiņas var saukt par ķīmisko reakciju siltumefektu $Q$ . Jebkuru sistēmu (gan izejvielu, gan produktu) raksturo termodinamiskie potenciāli, un ķīmisko reakciju (pāreju no vienas sistēmas citā) raksturo šo potenciālu izmaiņa.

Stehiometriskos vienādojumus, kuros ir uzrādīti reakciju siltumefekti (entalpijas izmaiņas) un visu vielu agregātstāvokļi, sauc par termoķīmiskajiem vienādojumiem.

Iekšējā enerģija

Sistēmas iekšējā enerģija $U$ ir visu sistēmā ietilpstošo vielu mikroobjektu (atomu, molekulu, jonu) kustības un mijiedarbības enerģiju summa. Sistēmas $U$ absolūto vērtību nevar noteikt, jo nav tādu procesu, kuros visa $U$ tiktu izdalīta vai uzņemta. Taču, ņemot vērā, ka ķīmiskās reakcijas izejvielas ir viena sistēma ar iekšējo enerģiju $U_{1}$ un šīs reakcijas produkti ir cita sistēma ar iekšēju enerģiju $U_{2}$ , ir iespējams aprēķināt iekšējās enerģijas izmaiņu $Δ U = U_{2} - U_{1}$ . Ja $Δ U > 0$ , tad reakcija ir endotermiska, tas ir, reakcijā siltums tiek patērēts un uzņemts no apkārtējās vides. Ja $Δ U < 0$ , tad reakcija ir eksotermiska, tas ir, reakcijā siltums izdalās apkārtējā vidē.

Entalpija

Izobāriskus (nemainīgs spiediens) procesus raksturo entalpija $H$ . Ķīmiskie procesi visbiežāk norisinās izobāros apstākļos ( $p = c o n s t$ ), piemēram, vaļējā kolbā vai mēģenē, kur var mainīties sistēmas tilpums ( $Δ V$ ). Entalpijas absolūto vērtību nevar noteikt, var noteikt tās izmaiņu reakcijas gaitā.

$H = U + p V$ un $Δ H = Δ U + p Δ V = Δ U + A$ , kur $p Δ V = A$ ir izplešanās darbs.

Ja $Δ H > 0$ , tad reakcija ir endotermiska. Ja $Δ H < 0$ , tad reakcija ir eksotermiska. Izobāriska procesa siltumefekts skaitliski ir vienāds ar entalpijas izmaiņu, bet abiem lielumiem ir pretējas zīmes: $Δ H = - Q$ .

$Δ H^{0}$ ir standartentalpijas, standartapstākļos (1 atm spiedienā, 25 °C temperatūrā) aprēķināta entalpija, apzīmējums.

$Δ H_{r}^{0}$ ir vielas rašanās standartenetalpija, kas ir entalpijas izmaiņa reakcijā, kurā no stabilām vienkāršām vielām rodas viens mols savienojuma. Stabilu vienkāršu vielu alotropisko modifikāciju $Δ H_{r}^{0} = 0$ , bet mazāk stabilu modifikāciju, piemēram, dimanta, $Δ H_{r}^{0} \neq 0$ .

Hesa likums noteic, ka ķīmiskās reakcijas entalpijas izmaiņa (siltumefekts) nav atkarīga no reakcijas ceļa, bet ir atkarīga no reaģējošo vielu stāvokļa reakcijas sākumā un beigās.

Reakcijas summāro standartentalpijas izmaiņu $Δ H_{r e a k c}^{0}$ var aprēķināt, no reakcijas produktu rašanās standartentalpiju summas $\sum n_{2} Δ H_{r . p r .}^{0}$ atņemot izejvielu rašanās standartentalpiju summu $\sum n_{1} Δ H_{r . i z e j v .}^{0}$ ( $n$ ir vielu daudzums).

Entropija

Entropija $S$ ir sistēmas nesakārtotības pakāpe. Vielu entropijas izmērīt nevar, tās tiek aprēķinātas. Tāpat kā pārējiem termodinamiskajiem potenciāliem $Δ S = S_{2} - S_{1}$ . Standartentropiju apzīmē ar $S^{0}$ .

$Δ S_{r e a k c}^{0} = \sum n_{2} S_{p r}^{0} - \sum n_{1} S_{i z e j v}^{0}$

Šī izteiksme ir līdzīga standartentalpijas izmaiņas vienādojumam, taču vielas $S^{0}$ nav saistīta ar šīs vielas rašanos no vienkāršām vielām.

Gibsa enerģija

Izobāri izotermiskajām reakcijām ( $p = c o n s t$ ; $T = c o n s t$ ) Gibsa enerģijas izmaiņa $Δ G = Δ H - T Δ S$ . Gibsa enerģijas absolūtā vērtība nav izmērāma.

Tiešā reakcija (no izejvielām veidojas produkti) var norisināties patvaļīgi, ja $Δ G < 0$ . Ja $Δ G > 0$ , patvaļīgi iespējama tikai pretreakcija (produkti reaģē savā starpā, atkal radīdami izejvielas). Ja $Δ G = 0$ , sistēma atrodas līdzsvara stāvoklī.

$Δ G^{0}$ ir Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

$Δ G_{r}^{0}$ ir vielu rašanās Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

$Δ G_{r e a k c}^{0} = \sum n_{2} Δ G_{r . p r .}^{0} - \sum n_{1} Δ G_{r . i z e j v .}^{0}$

Līdzsvara temperatūra

No Gibsa enerģijas izmaiņas izteiksmes iegūst līdzsvara jeb reakcijas sākuma temperatūras $T_{l i d z s v .}$ izeiksmi:

$T_{l i d z s v .} = \frac{Δ H_{r e a k c .}}{Δ S_{r e a k c .}}$ .

Temperatūrā, kas mazāka par $T_{l i d z s v .}$ , reakcija nenorisinās. Temperatūrā, kas lielāka par $T_{l i d z s v .}$ , reakcija norisinās. Temperatūrā, kas vienāda ar $T_{l i d z s v .}$ , pastāv līdzsvars — norisinās atgriezeniska reakcija, tas ir, no izejvielām rodas produkti, taču tādā pašā ātrumā no produktiem atkal rodas izejvielas. ^[1]

Dažu vielu termodinamiskās konstantes

^[2]
Viela	Agregātstāvoklis	$Δ H_{r}^{0}$ , kJ/mol	$S^{0}$ , J/mol·K	$Δ G_{r}^{0}$ , kJ/mol
Ag	kristālisks	0	42,55	0
Ag⁺	izšķīdināts	105,62	72,67	77,179
AgBr	kr.	-100,42	107,11	-97,02
AgCl	kr.	-126,78	96,23	-109,54
Ag₂O	kr.	-31,2	121,0	-11,3
Al	kr.	0	28,33	0
Al³⁺	izšķ.	-530,0	-301	-490,54
Al₂O₃	kr.	-1675,69	50,92	-1582,27
Al₂(SO₄)₃	kr.	-3441,80	239,20	-3100,87
Au	kr.	0	48	0
Au(OH)₃	kr.	-418,4	121	-289,95
Ba²⁺	izšķ.	-538,0	9,6	-561,11
BaCO₃	kr.	-1210,85	112,13	-1132,77
BaO	kr.	-553,54	70,29	-525,84
BaSO₄	kr.	-1458,88	132,21	-1345,43
Be²⁺	izšķ.	-404	-197	-381
BeO	kr.	-598	14,1	-582,0
BeCO₃	kr.	-982,0	67,29	-944,75
Br^-	izšķ.	-131,21	212,9	-107,10
C	kr. (dimants)	1,828	2,37	2,834
C	kr. (grafīts)	0	5,74	0
CH₄	gāzveida	-74,86	186,44	-50,85
C₂H₂	g.	226,8	200,8	209,2
C₂H₄	g.	52,3	219,5	68,16
C₂H₆	g.	-84,67	229,49	-32,93
C₃H₈	g.	-103,0	269,9	-23,49
C₆H₆	g.	82,9	269,2	129,75
C₆H₆	šķidrs	49,04	173,2	124,43
CH₃OH	g.	-201,2	239,7	-162,4
CH₃OH	šķ.	-239,6	126,8	-167,2
C₂H₅OH	šķ.	-277,4	169,7	-174,2
CH₃COO^-	izšķ.	-490	88	-369
CH₃COOH	šķ.	-487,0	158,82	-392,5
CH₃COOH	izšķ.	-495,0	291,6	-396,6
CO	g.	-110,53	197,55	-137,15
CO₂	g.	-393,51	213,66	-394,32
COCl₂	g.	-219,50	283,64	-205,31
CO₃^2-	izšķ.	-676,3	-54,9	-528,1
Ca²⁺	izšķ.	-542,96	-55,2	-553,0
Ca(AlO₂)₂	kr.	-2327,9	144,3	-2210,2
Ca(BO₂)₂	kr.	-2030,96	105,2	-1924,2
CaC₂	kr.	-59,9	69,96	-64,9
CaCO₃	kr.	-1206,83	91,71	-1128,35
Ca(NO₃)₂	kr.	-935,76	193,30	-743,44
CaO	kr.	-635,09	38,07	-603,46
Ca(OH)₂	kr.	-985,12	83,39	-897,52
CaS	kr.	-482	56	-477
CaSiO₃	kr.	-1636,0	81,98	-1550,8
Cd²⁺	izšķ.	-76	-71	-78
Cd(OH)₂	kr.	-563	88	-474
Cl^-	izšķ.	-167,2	56,6	-131,4
Cl₂	g.	0	222,9	0
Cr	kr.	0	23,64	0
Cr₂O₃	kr.	1141,3	81,2	-1059,7
Cu	kr.	0	33,2	0
Cu²⁺	izšķ.	66,0	-92,8	65,0
Cu(OH)₂	kr.	-444,6	84,0	-359,6
CuS	kr.	-53,14	66,53	-53,58
Fe	kr.	0	27,2	0
Fe²⁺	izšķ.	-87,2	-110,9	-78,96
Fe³⁺	izšķ.	-46,4	-309,2	-4,5
FeO	kr.	-264,85	60,75	-244,30
Fe₂O₃	kr.	-822,16	87,45	-740,34
Fe₃O₄	kr.	-1117,13	146,19	-1014,17
Fe(OH)₂	kr.	-562,1	88,0	-480,1
Fe(OH)₃	kr.	-827,2	105	-700,1
FeS	kr.	-100,42	60,29	-100,75
H⁺ (H₃O⁺)	izšķ.	0	0	0
H₂	g.	0	130,7	0
HBr	g.	-36,38	198,58	-53,43
HCl	g.	-92,31	186,79	-95,30
HCl	izšķ.	-166,9	56,5	-131,2
HCO₃^-	izšķ.	-691,1	95,0	-587,1
H₂CO₃	izšķ.	-699,5	187,4	-619,2
HNO₃	šķ.	-173,0	156,16	-79,90
H₂O	g.	-241,9	188,9	-228,8
H₂O	šķ.	-285,9	70,0	-237,4
H₂O	kr.	-291,85	44,1	-234
H₂O₂	izšķ.	-187,86	109,60	-120,52
HS^-	izšķ.	-18	63	12
H₂S	g.	-20,60	205,70	-33,5
H₂S	izšķ.	-39,7	108,8	-27,9
H₂SO₄	šķ.	-813,99	156,90	-690,14
H₂SO₄	izšķ.	-811,0	—	-714,1
H₃PO₄	izšķ.	-1288,3	-158,1	-1142,6
H₂PO₄^-	izšķ.	-1302,5	90,37	-1135,1
HPO₄^2-	izšķ.	-1298,7	-36,8	-1094,1
Hg	šķ.	0	75,9	0
Hg²⁺	izšķ.	174,0	-22,6	164,8
HgS	kr.	-59,0	105,4	-56,9
KCl	kr.	-436,65	82,55	-408,93
KClO₃	kr.	-391,2	142,97	-289,9
K₂O	kr.	-363,2	94,1	-323,1
KOH	kr.	-424,72	79,28	-379,22
K₂S	kr.	-428,4	111,3	-404,2
K₂SO₄	kr.	-1433,69	175,56	-1316,04
Mg	kr.	0	32,68	0
Mg²⁺	izšķ.	-467	-138	-455,1
MgO	kr.	-601,49	27,07	-569,27
Mg(OH)₂	kr.	-924,66	63,18	-833,75
Mn	kr.	0	32,01	0
Mn²⁺	izšķ.	-220	-67	-230
MnO₂	kr.	-521,44	53,14	-466,68
Mn(OH)₂	kr.	-702	82	-617
N₂	g.	0	191,50	0
NH₃	g.	-45,94	192,66	-16,48
NH₄⁺	izšķ.	-132,4	114,4	-79,5
NH₄Cl	kr.	-314,22	95,81	-203,22
NH₄NO₃	kr.	-365,43	151,04	-182,93
N₂O	g.	82,01	219,83	104,12
NO	g.	91,26	210,64	87,58
N₂O₃	g.	83,3	307,3	140,6
NO₂	g.	34,19	240,06	52,24
N₂O₄	g.	9,37	304,3	98,0
N₂O₄	šķ.	-19,05	209,3	98,0
NO₃^-	izšķ.	-207,5	147,3	-111,7
NaAlO₂	kr.	-1132,2	70,4	-1066,3
Na₂O	kr.	-417,98	75,06	-379,26
NaOH	kr.	-426,35	64,43	-380,29
Na₃PO₄	kr.	-1924,64	224,68	-1811,31
Na₂SiO₃	kr.	-1525,4	113,8	-1427,7
Ni²⁺	izšķ.	-54	-129	-45
O₂	g.	0	205,04	0
OH^-	izšķ.	-230,2	-10,8	-157,0
P₂O₅	kr.	-1507,2	140,3	-1371,7
PO₄^3-	izšķ.	-1284,1	-218	-1019,5
Pb	kr.	0	64,81	0
PbCl₂	kr.	-360,9	136,0	-315,6
PbO	kr.	-217,61	68,70	-188,20
PbO₂	kr.	-276,56	71,92	-217,55
PbSO₄	kr.	-912,0	148,7	-814,3
S	kr. (rombiska alotrofiskā modifikācija)	0	31,9	0
S^2-	izšķ.	33	-15	86
SO₂	g.	-296,90	248,07	-300,21
SO₃	g.	-395,85	256,69	-317,17
SO₄^2-	izšķ.	-909	18	-744
SiO₂	kr. (trigonāls)	-911,6	41,9	-857,2
Sn (baltā)	kr.	0	51,6	0
Sn²⁺	izšķ.	-10,5	-22,7	-27,2
SnO	kr.	-286,2	56	-258,1
SnO₂	kr.	-581,2	52,3	-520,2
Ti	kr.	0	31	0
TiO₂	kr.	-944,50	50,39	-889,2
Zn	kr.	0	41,63	0
Zn²⁺	izšķ.	-153,74	-110,67	-147,26
ZnO	kr.	-348,11	43,51	-318,10

Ķīmiskā kinētika

Ķīmisko reakciju ātrums

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir izejvielu koncentrācijas samazināšanās jeb produktu koncentrācijas palielināšanās laika vienībā.

$v_{v i d} = | \frac{Δ c}{Δ t} |$ , kur $v_{v i d}$ ir reakcijas vidējais ātrums, $Δ c$ ir izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņa, $Δ t$ ir laika intervāls.

$v = | \frac{d c}{d t} |$ , kur $v$ ir reakcijas patiesais ātrums, $d c$ ir koncentrācijas diferenciālis, $d t$ ir laika diferenciālis.

Darbīgo masu likums: ķīmisko reakciju ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu molāro koncentrāciju reizinājumam.

Homogēnas un heterogēnas sistēmas

Ķīmiskā kinētika pēta homogēnas sistēmas, kuras sastāv no vienas fāzes, un heterogēnas sistēmas, kuras sastāv no divām vai vairākām fāzēm. Parasti, ja netiek precizēts, kāda ir sistēma un tajā notiekošās reakcijas (homogēnas vai heterogēnas), pieņem, ka šī sistēma ir homogēna.

Vispārīgai reakcijai

$a A + b B ⟶ d D$

saskaņā ar darbīgo masu likumu ir šāds ātruma jeb kinētiskais vienādojums:

$v = k \cdot c_{A}^{n} \cdot c_{B}^{m}$ ,

kur $k$ ir reakcijas ātruma konstante, $c_{A}$ un $c_{B}$ ir vielu molārā koncentrācija. Kāpinātāji $m$ un $n$ dažos gadījumos ir attiecīgi vienādi ar $a$ un $b$ , tie tiek aprēķināti eksperimentāli. Summu $m + n$ sauc par reakcijas pakāpi (kārtu).

Heterogēnām reakcijām, kurās reaģē cietas (kristāliskas) vielas, ātruma vienādojumos cieto vielu koncentrācijas neraksta, ietverot tās ātruma konstantes vērtībā (cietas fāzes sastāvs procesa gaitā nemainās).

Aktivācijas enerģija

Aktivācijas enerģija ir enerģija, kas jāpievada izejvielu sistēmai, lai padarītu molekulas (atomus) reaģētspējīgas un lai notiktu reakcija; tā ir aktīvā kompleksa un izejvielu enerģijas krājuma starpība. Aktivācijas enerģija var tikt pievadīta siltuma veidā.

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras

Van't Hofa likums nosaka, ka reakcijas ātrums, temperatūrai palielinoties par 10 kelviniem, palielinās divas līdz četras reizes. Tā izteiksme:

$v_{T_{2}} = v_{T_{1}} \cdot γ^{\frac{T_{2} - T_{1}}{10}}$ ,

kur $v_{T_{1}}$ ir reakcijas ātrums pie temperatūras $T_{1}$ , $v_{T_{2}}$ ir reakcijas ātrums pie temperatūras $T_{2}$ , $γ$ ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients.

Arēniusa vienādojums:

$l n k = l n A - \frac{E_{A}}{R T}$ ,

kur $l n$ ir naturāllogaritms, $k$ ir reakcijas ātruma konstante, $A$ ir no temperatūras mazatkarīga konstante, $E_{A}$ ir aktivācijas enerģija, $R$ ir gāzu universālā konstante, $T$ ir absolūtā temperatūra.

Katalīze

Katalīze ir ķīmisko reakciju paātrināšanas metode, kurā izmanto katalizatorus. Katalizatori veido citādus aktīvos pārejas kompleksus, tādējādi samazinot aktivācijas enerģiju.

Inhibitori jeb negatīvie katalizatori ir vielas, kas samazina reakcijas ātrumu, taču to darbība nav pretēja katalizatoru darbībai. ^[1]

Ķīmiskais līdzsvars

Ķīmiskā līdzsvara konstante

Ķīmiskais līdzsvars var iestāties atgriezeniskās reakcijās noslēgtā tilpumā. No termodinamikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja ķīmiskās sistēmas Gibsa enerģija nemainās. No kinētikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja tiešās reakcijas ātrums ir vienāds ar pretreakcijas ātrumu. Reakcijas produktu līdzsvara koncentrāciju reizinājuma un izejvielu koncentrāciju reizinājuma attiecība ir pastāvīgs lielums, ko sauc par līdzsvara konstanti $k_{l i d z s v}$ .

Līdzsvara stāvoklī vispārīgai reakcijai

$a A + b B ⇆ d D + e E$

$k_{l i d z s v .} = \frac{[D]^{d} \cdot [E]^{e}}{[A]^{a} \cdot [B]^{b}}$ ,

kur ar vielu formulām kvadrātiekavās apzīmētas attiecīgo vielu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī.

Šīs konstantes skaitliskā vērtība ir atkarīga no temperatūras un nav atkarīga no vielu sākotnējās koncentrācijas vai katalizatora klātbūtnes. Ja līdzsvara konstante ir skaitliski liela ( $k_{l i d z s v} ≫ 1$ ), tad līdzsvaru sasniegušajā sistēmā ir lielāks reakcijas produktu daudzums, bet, ja $k_{l i d z s v} ≪ 1$ , tad sistēmā līdzsvara stāvoklī vairāk ir izejvielu.

$Δ G^{0} = - R \cdot T \cdot l n k_{l i d z s v}$

Le Šateljē princips

Mainot līdzsvara stāvoklī esošas sistēmas apstākļus (spiedienu, temperatūru) vai vielu koncentrāciju, iespējams panākt īslaicīgu tiešās vai pretreakcijas pārsvaru, to sauc par līdzsvara nobīdi. Pēc Le Šateljē principa, mainot kādu no līdzsvarā esošas sistēmas apstākļiem vai vielu koncentrāciju, līdzsvars pārvietojas tās reakcijas virzienā, kuras paātrināšanās samazina izdarīto izmaiņu.

Līdzsvara reakcijas koeficients

Līdzsvara reakcijas koeficienta $Q_{l i d z s v .}$ izteiksme ir līdzīga kā līdzsvara konstentei $k_{l i d z s v .}$ , tikai vielu koncentrāciju līdzsvara stāvoklī vietā tiek rakstītas momentānās vielu koncentrācijas. Ja $Q_{l i d z s v .} = k_{l i d z s v .}$ , sistēma ir sasniegusi līdzsvara stāvokli. Ja $Q_{l i d z s v .} < k_{l i d z s v .}$ , līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot tiešajai reakcijai. Ja $Q_{l i d z s v .} > k_{l i d z s v .}$ , līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot pretreakcijai.

Koncentrācijas un apstākļu ietekme uz līdzsvaru

Atbilstoši Le Šateljē principam, palielinot izejvielu vai samazinot produktu koncentrāciju, paātrinās tiešā reakcija. Palielinot produktu un samazinot izejvielu koncentrāciju, paātrinās pretreakcija.

Temperatūras paaugstināšana padara varbūtīgāku endotermisko procesu, bet pazemināšana — eksotermisko. Jo lielāks ir reakcijas siltumefekts, jo vairāk temperatūras izmaiņa ietekmē līdzsvaru.

Spiediens reāli iedarbojas tikai uz gāzveida vielām, spiediena izmaiņa ietekmē līdzsvara stāvokli tikai tad, ja process norisinās ar tilpuma izmaiņām. Spiediena paaugstināšana izraisa līdzsvara pārvietošanos tās reakcijas virzienā, kurā notiek gāzveida vielu daudzuma (sistēmas tilpuma) samazināšanās, bet spiediena pazemināšana — tās reakcijas virzienā, kurā gāzveida vielu daudzums palielinās. ^[1]

Vēsture

Ķīmiskās reakcijas jēdziens pastāv kopš 18. gadsimta. Tās izcelsme bija agrīnos eksperimentos, kuros ķīmiskās vielas klasificēja kā ķīmiskos elementus un to savienojumus, un teorijās, kas izskaidroja šos procesus. Ķīmiskās reakcijas jēdziena izstrādei bija nozīmīga loma definējot ķīmijas zinātni, kā tā ir zināma mūsdienās.

Atsauces

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 Veidne:Grāmatas atsauce
↑ Veidne:Grāmatas atsauce

Ārējās saites

Veidne:Sisterlinks-inline

Veidne:Autoritatīvā vadība

[:0-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 Veidne:Grāmatas atsauce

[2] Veidne:Grāmatas atsauce

[1]

[2]

Ķīmiskā reakcija

Satura rādītājs

Ķīmisko reakciju iedalījums

Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva

Klasifikācija pēc reakcijas siltumefekta

Klasifikācija pēc atgriezeniskuma

Klasifikācija pēc pazīmes

Klasifikācija pēc reaģējošo vielu sistēmas veida

Ķīmisko reakciju enerģētiskie procesi

Iekšējā enerģija

Entalpija

Entropija

Gibsa enerģija

Līdzsvara temperatūra

Dažu vielu termodinamiskās konstantes

Ķīmiskā kinētika

Ķīmisko reakciju ātrums

Homogēnas un heterogēnas sistēmas

Aktivācijas enerģija

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras

Katalīze

Ķīmiskais līdzsvars

Ķīmiskā līdzsvara konstante

Le Šateljē princips

Līdzsvara reakcijas koeficients

Koncentrācijas un apstākļu ietekme uz līdzsvaru

Vēsture

Atsauces

Ārējās saites

Navigācijas izvēlne

Ķīmiskā reakcija

Ķīmisko reakciju iedalījums

Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva

Klasifikācija pēc reakcijas siltumefekta

Klasifikācija pēc atgriezeniskuma

Klasifikācija pēc pazīmes

Klasifikācija pēc reaģējošo vielu sistēmas veida

Ķīmisko reakciju enerģētiskie procesi

Iekšējā enerģija

Entalpija

Entropija

Gibsa enerģija

Līdzsvara temperatūra

Dažu vielu termodinamiskās konstantes

Ķīmiskā kinētika

Ķīmisko reakciju ātrums

Homogēnas un heterogēnas sistēmas

Aktivācijas enerģija

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras

Katalīze

Ķīmiskais līdzsvars

Ķīmiskā līdzsvara konstante

Le Šateljē princips

Līdzsvara reakcijas koeficients

Koncentrācijas un apstākļu ietekme uz līdzsvaru

Vēsture

Atsauces

Ārējās saites

Navigācijas izvēlne

Meklēt