Что такое обратимые и необратимые реакции. Что такое обратимая реакция. В чем суть равновесия

Все химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимы е реакции. Необратимые реакции протекают до конца (до полного расхода одного из реагентов), а в обратимых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью, потому что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Пример необратимой реакции:

Zn + 4HNO 3 → Zn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Пример обратимой реакции:

Вначале скорость прямой реакции v пр велика, а скорость обратной реакции v об равна нулю

Зависимость скоростей прямой и обратной реакций от времени τ. При равенстве этих скоростей наступает химическое равновесие.

По мере протекания реакции исходные вещества расходуются, и их концентрации падают. Одновременно появляются продукты реакции, их концентрации возрастают. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается. Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие. Оно является динамическим, т.к., хотя концентрации веществ в системе остаются постоянными, реакция продолжает протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

При равенстве v пр и v об можно приравнять их выражения согласно закону действия масс *. Например, для обратимого взаимодействия водорода с иодом:

k пр ··=k об · 2 или

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций (K ) называется константой равновесия. При постоянной температуре константа равновесия представляет собой постоянную величину, показывающую то соотношение между концентрациями продуктов и исходных веществ, которое устанавливается при равновесии. Величина K зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

Система находится в состоянии равновесия до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными. При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

На уроке будет рассмотрена тема «Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие», будут рассматриваться факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Вы познакомитесь с принципом Ле Шателье. Вводится понятие обратимых и необратимых реакций.

Тема: Классификация реакций, термохимия, скорость

Урок: Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и способы его смещения

Рассмотрим некоторую абстрактную реакцию, которую запишем в виде:

А+В→АВ, Прямая реакция. Но многие химические реакции могут идти в обратную сторону.

АВ А+В; Обратная реакция.

Для краткости такую реакцию записывают, используя две стрелки, одну - вперед, другую - назад.

А+В АВ

При повышении температуры скорость большинства химических реакций увеличивается. Но оказывается, что в случае некоторых реакций продукт реакции при температуре, когда она идет с хорошей скоростью, уже начинает разлагаться. В частности, такая ситуация реализуется при взаимодействии водорода с йодом при получении йодоводорода.

Н 2 + I 2 (1)

Скорость химической реакции увеличивается с увеличением концентрации исходных веществ и соответственно уменьшается с уменьшением концентрации исходных веществ. Получается, что, по мере прохождения реакций, скорость прямой реакции будет уменьшаться, т. к. исходные вещества будут расходоваться. А скорость обратной реакции будет возрастать, потому что концентрация вещества АВ исходного для обратной реакции будет постепенно увеличиваться. До каких пор скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной увеличиваться? Это будет до того момента, когда скорости прямой и обратной реакции станут равными. Наступит химическое равновесие. Рис. 1.

Рис. 1

Химическое равновесие - это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.

Равновесная концентрация веществ - это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.

Например, следующая запись обозначает, что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л.

Рис. 2

Химическое равновесие (Рис. 2) отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие - динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.

Константы скорости прямой и обратной реакции - это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов.

Если , то в системе больше исходных веществ. Если , то в системе больше продуктов реакции.

Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой.

Необратимыми называются химические реакции, которые происходят только в одном направлении до полного расходования одного из реагентов.

Например, это реакция:

4Р+5О 2 =2Р 2 О 5 (2)

Обратимыми называются химические реакции, которые осуществляются во взаимно противоположных направлениях при одних и тех же условиях.

Если изменить внешние условия, то состояние химического равновесия нарушится. Смещение равновесия в зависимости от изменения внешних условий в общем виде определяется

· Принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывают воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведённого воздействия.

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении.

Равновесие смещается вправо, если повысились равновесные концентрации продуктов прямой реакции. Если повышаются равновесные концентрации исходных веществ прямой реакции, то равновесие смещается влево. Какие факторы можно изменять, чтобы сместить равновесие? Это

· Температура

· Давление

· Концентрации веществ

· Добавление катализатора

· Изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций

Добавление катализатора и изменение площади реакционной поверхности гетерогенных реакций не оказывают влияние на смещение химического равновесия.

Остальные факторы рассматриваем более детально.

Температура

Реакция синтеза аммиака (Рис. 3)

относится к экзотермическим реакциям. При прохождении прямой реакции теплота выделяется, а при прохождении обратной - поглощается. Если увеличить температуру, то, согласно правилу Ле Шателье, равновесие сместится в таком направлении, чтобы уменьшить это воздействие. В данном случае влево, так как теплота поглощается. Реакция синтеза аммиака проводится при температуре около 500

Если реакция эндотермическая, то повышение температуры приведет к смещению равновесия вправо.

Изменение концентрации веществ

При увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесной реакции, равновесие реакции сместится в сторону его расходования, а соответственно, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ - в сторону реакции его образования. Например, при увеличении концентрации азота в реакции синтеза аммиака, равновесие сместится вправо, т. е. в сторону расходования азота. Если же в этой реакции удалять из реакционной смеси аммиак, то равновесие сместится в сторону его образования. Сделать это можно, например, при растворении аммиака в воде.

Изменение давления

Изменение давления может оказывать влияние только на реакции с участием газообразных веществ. Если в реакции синтеза аммиака увеличить давление, равновесие сместится в сторону уменьшения числа моль газа. Если слева число моль газа больше, чем справа, равновесие сместится в сторону образования аммиака.

Если число моль газа одинаково и слева и справа, например, в реакции получения оксида азота (II),

N 2 + O 2 (3)

то изменение давления не будет оказывать влияние на положение химического равновесия в таких реакциях. Изучение химического равновесия имеет большое значение, как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. Окончательный выбор условий требует учета влияния их и на скорость процесса.

Подведение итога урока

На уроке была изучена тема «Химическое равновесие», рассмотрены условия смещения равновесия в случае обратимых реакций.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. - К.: ИЦ «Академия», 2008. - 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень. 2-е изд., стер. - М.: Дрофа, 2007. - 220 с.

1. Электроотрицательность. Различие между полярной ковалентной и ионной связями ().

3. Электроотрицательность атомов по полингу ().

Домашнее задание

1. №№7-9 (с. 63) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - 14-е изд. - М.: Просвещение, 2012.

2. Какие факторы не влияют на смещение химического равновесия?

3. Назовите условия наступления химического равновесия.

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее, рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми . Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество, вода). Среди таких реакций можно указать следующие:

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО 3:

Са(ОН) 2 + К 2 СО 3 → СаСО 3 ↓ + 2КОН (1)

либо газообразное вещество – СО 2:

3 К 2 СО 3 + 2Н 3 РО 4 →2К 3 РО 4 + 3СО 2 + 3Н 2 О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н 2 О:

2NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2H 2 O (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ - водорода и азота:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←) и обозначается символом (↔).

Главной особенностью данного типа реакций является то, что из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V 1 тогда выражение этой скорости примет вид:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н 2 ] 3 и соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости, скорость обратной реакции примет выражение:

V 2 = kˑ 2 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми (V 1 = V 2) , наступает состояние равновесия , при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H 2 (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na 2 SO 4 и BaCl 2:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (9)

осажденная соль BaSO 4 пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

СН 4 + О 2 = СО 2 + Н 2 О (11)

2С 2 Н 5 ОН + 5О 2 = 4СО 2 + 6Н 2 О (12)

являются процессами абсолютно необратимыми. Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из СО 2 и Н 2 О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми! И чтобы получать конечные продукты: NH 3 или SO 3 необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Обратимые реакции - химические реакции, в данных условиях протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), исходные вещ-ва превращ в продукты не полностью. например: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3

Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ - участников реакции. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия , система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.

Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2

складывается из элементарных реакций

N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 и 2NO 2 ⇆ N 2 O 4

Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом А + В АВ.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. С точки зр. Термодинамики – исходные вещ-вы полностью превр в родукты. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании 2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O

2) образуется малодиссоциированное соединение, напри­мер вода: НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

Mg + 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – это со­сто­я­ние ре­ак­ци­он­ной си­сте­мы, в ко­то­ром ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции равны.

Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция ве­ществ – это кон­цен­тра­ции ве­ществ в ре­ак­ци­он­ной смеси, на­хо­дя­щих­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия. Рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция обо­зна­ча­ет­ся хи­ми­че­ской фор­му­лой ве­ще­ства, за­клю­чен­ной в квад­рат­ные скоб­ки.

На­при­мер, сле­ду­ю­щая за­пись обо­зна­ча­ет, что рав­но­вес­ная кон­цен­тра­ция во­до­ро­да в рав­но­вес­ной си­сте­ме со­став­ля­ет 1 моль/л.

Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие от­ли­ча­ет­ся от при­выч­но­го для нас по­ня­тия «рав­но­ве­сие». Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие – ди­на­ми­че­ское. В си­сте­ме, на­хо­дя­щей­ся в со­сто­я­нии хи­ми­че­ско­го рав­но­ве­сия, про­ис­хо­дят и пря­мая, и об­рат­ная ре­ак­ции, но их ско­ро­сти равны, и по­это­му кон­цен­тра­ции участ­ву­ю­щих ве­ществ не ме­ня­ют­ся. Хи­ми­че­ское рав­но­ве­сие ха­рак­те­ри­зу­ет­ся кон­стан­той рав­но­ве­сия, рав­ной от­но­ше­нию кон­стант ско­ро­стей пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ций.

Кон­стан­ты ско­ро­сти пря­мой и об­рат­ной ре­ак­ции – это ско­ро­сти дан­ной ре­ак­ции при кон­цен­тра­ци­ях ис­ход­ных для каж­дой из них ве­ществ в рав­ных еди­ни­цах. Также кон­стан­та рав­но­ве­сия равна от­но­ше­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций про­дук­тов пря­мой ре­ак­ции в сте­пе­нях сте­хио­мет­ри­че­ских ко­эф­фи­ци­ен­тов к про­из­ве­де­нию рав­но­вес­ных кон­цен­тра­ций ре­а­ген­тов.

Н2+I2 = 2НI

Если , то в си­сте­ме боль­ше ис­ход­ных ве­ществ. Если , то в си­сте­ме боль­ше про­дук­тов ре­ак­ции. Если кон­стан­та рав­но­ве­сия зна­чи­тель­но боль­ше 1, такую ре­ак­цию на­зы­ва­ют необ­ра­ти­мой.

Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации веществ. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884 г. французским физико-химиком Ле-Шателье, подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова: если система находится в со стоянии равновесия, то любое воздействие, которое выражается в изменении одного из факторов, определяющих равновесие, вызывает в ней изменение, стремящееся ослабить это воздействие.

В принципе Ле-Шателье речь идет о смещении состояния динамического химического равновесия, этот принцип называется также принципом подвижного равновесия, или принципом смещения равновесия.

Рассмотрим использование этого принципа для различных случаев:

Влияние температуры. При изменении темпер сдвиг хим-о равновесия определяется знаком теплового эффекта хим-й реакции. В случае эндотермич реакции, т. е. реакции, идущей с поглощением тепла, повышение температуры способствует ее протеканию, поскольку в ходе реакции температура понижается. В результате равновесие смещается вправо, концентрации продуктов увеличиваются, их выход растет. Если температура понижается, то наблюдается обратная картина: равновесие смещается влево (в сторону обратной реакции, протекающей с выделением тепла), концентрация и выход продуктов уменьшаются.

Для экзотермической реакции, наоборот, повышение температуры приводит к смещению равновесия влево, а понижение температуры - к смещению равновесия вправо.

Изменения концентр продуктов и реагентов связаны с тем, что при изменении темпер изменяется константа равновесия реакции. Увеличение константы равновес приводит к повыш выхода продуктов, уменьшение - к понижению.

Так, например, повышение температуры в случае эндотермического процесса разложения карбоната кальция CaCO 3 (т) Û CaO(т)+ CO 2 (г) − Q вызывает смещение равновесия вправо, а в случае экзотермической реакции распада монооксида азота на простые вещества
2NO Û N 2 + O 2 +Q повышение температуры смещает равновесие влево, т. е. способствует образованию NO.

Влияние давления. Давление оказывает заметное влияние на состояние химического равновесия только в тех случаях, когда хотя бы один из участников хим-й реакции - газ. Повыш давления в таких сис-х сопровождается уменьш объема и увелич концентрации всех газообразных участников реакции.

Если в ходе прямой реакции количество газообразных веществ увеличивается, то повышение давления приводит к смещению равновесия влево (количество газов уменьшается при обратной реакции). Если в ходе реакции количество газообразных веществ уменьшается, при повышении давления равновесие смещается вправо. Если количества газообразных реагентов и продуктов равны между собой, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.

Следует отметить, что изменение давления не оказывает влияния на константу равновесия.

Влияние концентрации. Согласно принципу Ле-Шателье, повышение концентрации одного из участников реакции должно привести к его расходованию. Таким образом, если в систему при V = const добавлять реагент, равновесие сместится вправо, а если продукт реакции - влево. Удаление того или иного вещества из системы (уменьшение его концентрации) дает обратный эффект.

Все сказанное выше относится и к жидким, и к газообразным растворам (смесям газов)

Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование слабого электролита.

Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (-).

С течением времени скорость любой реакции, измеряется по убывающим концентрациям исходных веществ, будет уменьшаться, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются (скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по мере увеличения концентрации продуктов ее скорость будет возрастать (скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, прекращается.

Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесия К, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией

В подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и обратной реакций не равны. Константа равновесия - постоянная при данной температуре величина и определяет соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для процесса

Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в момент равновесия, так называемая равновесная концентрация.

Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий: температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов). Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.

На смещение равновесия оказывает влияние:

• 1) изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс;
• 2) изменение давления (для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияние на химическое равновесие.
• 3) изменение концентрации: увеличение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его образования.