Приклади:

а) H₂ + Cl₂=2HCl; V=K[H₂][Cl₂]

б) CuO + H₂=H₂O + Сu; V=K[H₂]

K-константа швидкості (коефіцієнт пропорційності) залежить від природи реагуючих речовини і температури і не залежить від їх концентрацій. Для загального випадку ЗДМ має такий вираз: аА + вВ = сС.

V=K· [A]^а ·[В]^b ; К-чисельно дорівнює швидкості реакції, якщо концентрації речовин або їх добуток дорівнюють одиниці.

Оборотні і необоротні хімічні реакції

Необоротні хімічні реакції – реакції, які йдуть до кінця (з утворенням осаду, слабкого електроліту чи газу); це реакції, які відбуваються тільки в одному напрямку і завершуються повним перетворенням вихідних речовин у продукти реакції: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Оборотні хімічні реакції – реакції, які одночасно відбуваються у прямому та зворотному напрямках: N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃.

Реакцію, що відбувається в напрямку зліва направо, називають прямою. Реакцію, що відбувається у протилежному напрямку, називають зворотною.

Хімічна рівновага

Якщо швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної, настає стан хімічної рівноваги.

Хімічна рівновага – такий стан системи реагуючих речовин, при яко­му швидкості прямої і зворотної реакцій дорів­нюють одна одній, а концентрації реагуючих ре­човин не змінюються.

aA + bB ↔ cC + dD

Vпр=K₁·[A]^a·[B]^b; Vзв.=К₂·[С]^с·[D]^d, якщо Vпр.=Vзв.

Кр=	К1	=	[С]^c·[D]^d
	К2		[A]^a·[B]^b

, де Кр – константа хімічної рівно­ваги.

При оборотних реакціях рівновага настає тоді, коли добуток концентрацій продуктів реакцій, поділений на добуток концентрацій ви­хідних речовин, дорівнює сталому числу (константі хімічної рівноваги) для даної реакції при певній сталій температурі. Якщо в системі, яка перебуває в стані динамічної рівноваги, змінити концентрацію будь-якого компоненту, то зміняться й концентрації всіх інших реагуючих речовин, але значення константи залишиться сталим.

Зміщення (зсув) динамічної рівноваги

На стан хімічної рівноваги впливають: температура, тиск, концентрації реагуючих речовин. Якщо при зміні умов концентрація кінцевих речовин збільшується, то говорять про зсув рівноваги в бік утворення продуктів реакції. Якщо ж збіль­шується концентрація вихідних речовин, то рівновага зміщується в бік їх утворення.

Принцип Ле-Шател’є

(1884)

Цей принцип (принцип рухомої рівноваги) визначає напрямок зміще­ння хімічної рівноваги при зміні концентрацій реагуючих речовин,температури, тиску (для газів).

Якщо змінити одну з умов, при якій система перебуває в стані рівноваги (порушити рівновагу), то в системі виник­нуть процеси, які приведуть до відновлення рівноваги.

Висновки із цього принципу:

• зворотну реакцію можна довести до кінця, якщо один із її продук­тів виводити із сфери реакції в процесі його утворення;

• щоб досягти при зворотній реакції найбільш можливого корис­ного перетворення однієї з узятих для реакції речовин, треба до­дати надлишок іншої речовини.

Рівновага в гетерогенних системах

Добуток розчинності важкорозчинних речовин

Багато хімічних та біохімічних реакцій відбуваються в гетерогенних системах. Прикладом гетерогенного процесу може бути утворення та розчинення осадів. Розглянемо гетерогенну рівновагу у розчинах важкорозчинної у воді солі BaSO₄. Між твердою фазою (осадом BaSO₄) і насиченим розчином цієї солі встановлюється рівновага, що підкоряється закону діючих мас.

Наприклад, у розчині солі барій сульфату BaSO₄ цю рівновагу можна записати так:

BaSO₄↔Ba²⁺ + SO₄^2-;

згідно з ЗДМ: Кд=[Ba²⁺]·[SO₄^2-];=ДР_BaSO4 – добуток розчинності, стала величина.

Добуток розчинності є сталою величиною для даного електроліту при певній температурі, і, використовуючи значення цієї величини в аналізі, можна змоделювати умови для утворення й розчинення осадів.

Добуток розчинності характеризує розчинність важкорозчинного електроліту при певній температурі.

Якщо: [Ba²⁺]·[SO₄^2-]=ДР _BaSO4 , то розчин є насиченим;

[Ba²⁺]·[SO₄^2-] менш ДР _BaSO4 , то розчин є ненасиченим;

[Ba²⁺]·[SO₄^2-] більш ДР _BaSO4 , то розчин є ненасиченим.

Умови утворення і розчинення осадів

Осад важкорозчинного електроліту утворюється тільки у тому випадку, якщо добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищує добуток розчинності цього електроліту при певній температурі.