Ķīmiskā reakcija

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

${\displaystyle \mathrm {A+B\longrightarrow C} }$ , piemēram, ${\displaystyle \mathrm {2H_{2}+O_{2}\longrightarrow 2H_{2}O} }$ ;

• sadalīšanās reakcijas — no vienas vielas rodas divas vai vairākas vielas

${\displaystyle \mathrm {A\longrightarrow B+C} }$ , piemēram, ${\displaystyle \mathrm {2KClO_{3}\longrightarrow 2KCl+3O_{2}} }$ ;

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

${\displaystyle \mathrm {AB+CD\longrightarrow AD+CB} }$ , piemēram, ${\displaystyle \mathrm {Na_{2}SO_{4}+BaCl_{2}\longrightarrow 2NaCl+BaSO_{4}} }$ ;

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

${\displaystyle \mathrm {AB+C\longrightarrow AC+B} }$ , piemēram, ${\displaystyle \mathrm {2KI+Cl_{2}\longrightarrow 2KCl+I_{2}} }$ .

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.

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

Entalpija

Izobāriskus (nemainīgs spiediens) procesus raksturo entalpija ${\displaystyle H}$ . Ķīmiskie procesi visbiežāk norisinās izobāros apstākļos (${\displaystyle p=const}$ ), piemēram, vaļējā kolbā vai mēģenē, kur var mainīties sistēmas tilpums (${\displaystyle \Delta V}$ ). Entalpijas absolūto vērtību nevar noteikt, var noteikt tās izmaiņu reakcijas gaitā.

${\displaystyle H=U+pV}$ un ${\displaystyle \Delta H=\Delta U+p\Delta V=\Delta U+A}$ , kur ${\displaystyle p\Delta V=A}$ ir izplešanās darbs.

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

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

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

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 ${\displaystyle \Delta H_{reakc}^{0}}$ var aprēķināt, no reakcijas produktu rašanās standartentalpiju summas ${\displaystyle \sum n_{2}\Delta H_{r.pr.}^{0}}$ atņemot izejvielu rašanās standartentalpiju summu ${\displaystyle \sum n_{1}\Delta H_{r.izejv.}^{0}}$ (${\displaystyle n}$ ir vielu daudzums).

Entropija

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

${\displaystyle \Delta S_{reakc}^{0}=\sum n_{2}S_{pr}^{0}-\sum n_{1}S_{izejv}^{0}}$

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

Gibsa enerģija

Izobāri izotermiskajām reakcijām (${\displaystyle p=const}$ ; ${\displaystyle T=const}$ ) Gibsa enerģijas izmaiņa ${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\Delta S}$ . Gibsa enerģijas absolūtā vērtība nav izmērāma.

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

${\displaystyle \Delta G^{0}}$ ir Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

${\displaystyle \Delta G_{r}^{0}}$ ir vielu rašanās Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

${\displaystyle \Delta G_{reakc}^{0}=\sum n_{2}\Delta G_{r.pr.}^{0}-\sum n_{1}\Delta G_{r.izejv.}^{0}}$

Līdzsvara temperatūra

No Gibsa enerģijas izmaiņas izteiksmes iegūst līdzsvara jeb reakcijas sākuma temperatūras ${\displaystyle T_{lidzsv.}}$ izeiksmi:

${\displaystyle T_{lidzsv.}={\frac {\Delta H_{reakc.}}{\Delta S_{reakc.}}}}$ .

Temperatūrā, kas mazāka par ${\displaystyle T_{lidzsv.}}$ , reakcija nenorisinās. Temperatūrā, kas lielāka par ${\displaystyle T_{lidzsv.}}$ , reakcija norisinās. Temperatūrā, kas vienāda ar ${\displaystyle T_{lidzsv.}}$ , 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	${\displaystyle \Delta H_{r}^{0}}$ , kJ/mol	${\displaystyle S^{0}}$ , J/mol·K	${\displaystyle \Delta G_{r}^{0}}$ , 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
CO32-	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
HPO42-	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
PO43-	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
S2-	izšķ.	33	-15	86
SO2	g.	-296,90	248,07	-300,21
SO3	g.	-395,85	256,69	-317,17
SO42-	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

Ķīmisko reakciju ātrums

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

${\displaystyle v_{vid}=|{\frac {\Delta c}{\Delta t}}|}$ , kur ${\displaystyle v_{vid}}$ ir reakcijas vidējais ātrums, ${\displaystyle \Delta c}$ ir izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņa, ${\displaystyle \Delta t}$ ir laika intervāls.

${\displaystyle v=|{\frac {dc}{dt}}|}$ , kur ${\displaystyle v}$ ir reakcijas patiesais ātrums, ${\displaystyle dc}$ ir koncentrācijas diferenciālis, ${\displaystyle dt}$ 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

${\displaystyle aA+bB\longrightarrow dD}$

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

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

kur ${\displaystyle k}$ ir reakcijas ātruma konstante, ${\displaystyle c_{A}}$ un ${\displaystyle c_{B}}$ ir vielu molārā koncentrācija. Kāpinātāji ${\displaystyle m}$ un ${\displaystyle n}$ dažos gadījumos ir attiecīgi vienādi ar ${\displaystyle a}$ un ${\displaystyle b}$ , tie tiek aprēķināti eksperimentāli. Summu ${\displaystyle m+n}$ 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:

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

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

Arēniusa vienādojums:

${\displaystyle lnk=lnA-{\frac {E_{A}}{RT}}}$ ,

kur ${\displaystyle ln}$ ir naturāllogaritms, ${\displaystyle k}$ ir reakcijas ātruma konstante, ${\displaystyle A}$ ir no temperatūras mazatkarīga konstante, ${\displaystyle E_{A}}$ ir aktivācijas enerģija, ${\displaystyle R}$ ir gāzu universālā konstante, ${\displaystyle T}$ 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]

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 ${\displaystyle k_{lidzsv}}$ .

Līdzsvara stāvoklī vispārīgai reakcijai

${\displaystyle aA+bB\leftrightarrows dD+eE}$

${\displaystyle k_{lidzsv.}={\frac {[D]^{d}\cdot [E]^{e}}{[A]^{a}\cdot [B]^{b}}}}$ ,

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 (${\displaystyle k_{lidzsv}\gg 1}$ ), tad līdzsvaru sasniegušajā sistēmā ir lielāks reakcijas produktu daudzums, bet, ja ${\displaystyle k_{lidzsv}\ll 1}$ , tad sistēmā līdzsvara stāvoklī vairāk ir izejvielu.

${\displaystyle \Delta G^{0}=-R\cdot T\cdot lnk_{lidzsv}}$

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 ${\displaystyle Q_{lidzsv.}}$ izteiksme ir līdzīga kā līdzsvara konstentei ${\displaystyle k_{lidzsv.}}$ , tikai vielu koncentrāciju līdzsvara stāvoklī vietā tiek rakstītas momentānās vielu koncentrācijas. Ja ${\displaystyle Q_{lidzsv.}=k_{lidzsv.}}$ , sistēma ir sasniegusi līdzsvara stāvokli. Ja ${\displaystyle Q_{lidzsv.}<k_{lidzsv.}}$ , līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot tiešajai reakcijai. Ja ${\displaystyle Q_{lidzsv.}>k_{lidzsv.}}$ , 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]

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.

• Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Ķīmiskā reakcija.
• «Chemical reaction» (angļu). Encyclopedia Britannica.
• Karēms Džarāhs. «What triggers a chemical reaction? (Kas izraisa ķīmisko reakciju?)» (angļu). TED-Ed (youtube.com), 2015. gada 20. janvāris.
• «Реакции химические» (krievu). Большая российская энциклопедия. Arhivēts no oriģināla, laiks: 2019. gada 11. aprīlī. Skatīts: 2019. gada 24. oktobrī.