Μετατόπιση της ισορροπίας όταν θερμαίνεται. Μετατόπιση στη χημική ισορροπία. Η αρχή του Le Chatelier

Οι χημικές αντιδράσεις μπορεί να είναι αναστρέψιμες ή μη αναστρέψιμες.

εκείνοι. εάν κάποια αντίδραση A + B = C + D είναι μη αναστρέψιμη, αυτό σημαίνει ότι η αντίστροφη αντίδραση C + D = A + B δεν συμβαίνει.

δηλ., για παράδειγμα, εάν μια ορισμένη αντίδραση A + B = C + D είναι αναστρέψιμη, αυτό σημαίνει ότι τόσο η αντίδραση A + B → C + D (άμεση) όσο και η αντίδραση C + D → A + B (αντίστροφη) συμβαίνουν ταυτόχρονα. ).

Ουσιαστικά γιατί Τόσο οι άμεσες όσο και οι αντίστροφες αντιδράσεις συμβαίνουν στην περίπτωση αναστρέψιμων αντιδράσεων, τόσο οι ουσίες στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης όσο και οι ουσίες στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης μπορούν να ονομαστούν αντιδραστήρια (ουσίες έναρξης). Το ίδιο ισχύει και για τα προϊόντα.

Για οποιονδήποτε αναστρέψιμη αντίδρασημια κατάσταση είναι δυνατή όταν οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίσοι. Αυτή η κατάσταση ονομάζεται κατάσταση ισορροπίας.

Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις τόσο όλων των αντιδρώντων όσο και όλων των προϊόντων είναι σταθερές. Οι συγκεντρώσεις των προϊόντων και των αντιδρώντων σε ισορροπία ονομάζονται συγκεντρώσεις ισορροπίας.

Μετατόπιση της χημικής ισορροπίας υπό την επίδραση διαφόρων παραγόντων

Λόγω εξωτερικών επιδράσεων στο σύστημα, όπως αλλαγές στη θερμοκρασία, την πίεση ή τη συγκέντρωση πρώτες ύλεςή προϊόντων, η ισορροπία του συστήματος μπορεί να διαταραχθεί. Ωστόσο, μετά την παύση αυτής της εξωτερικής επιρροής, το σύστημα, μετά από κάποιο χρονικό διάστημα, θα περάσει σε μια νέα κατάσταση ισορροπίας. Μια τέτοια μετάβαση ενός συστήματος από μια κατάσταση ισορροπίας σε μια άλλη κατάσταση ισορροπίας ονομάζεται μετατόπιση (μετατόπιση) χημικής ισορροπίας .

Για να μπορέσουμε να προσδιορίσουμε πώς μεταβάλλεται η χημική ισορροπία υπό έναν συγκεκριμένο τύπο επιρροής, είναι βολικό να χρησιμοποιήσουμε την αρχή του Le Chatelier:

Εάν ασκηθεί οποιαδήποτε εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η κατεύθυνση της μετατόπισης στη χημική ισορροπία θα συμπίπτει με την κατεύθυνση της αντίδρασης που εξασθενεί την επίδραση της επιρροής.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στην κατάσταση ισορροπίας

Όταν η θερμοκρασία αλλάζει, η ισορροπία είναι οποιαδήποτε χημική αντίδρασηβάρδιες. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι οποιαδήποτε αντίδραση έχει θερμική επίδραση. Επιπλέον, οι θερμικές επιδράσεις της μπροστινής και της αντίστροφης αντίδρασης είναι πάντα ακριβώς αντίθετες. Εκείνοι. αν η μπροστινή αντίδραση είναι εξώθερμη και προχωρά με θερμική επίδραση ίση με +Q, τότε η αντίστροφη αντίδραση είναι πάντα ενδόθερμη και έχει θερμική επίδραση ίση με –Q.

Έτσι, σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, αν αυξήσουμε τη θερμοκρασία κάποιου συστήματος που βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση κατά την οποία η θερμοκρασία μειώνεται, δηλ. προς μια ενδόθερμη αντίδραση. Και ομοίως, αν χαμηλώσουμε τη θερμοκρασία του συστήματος σε κατάσταση ισορροπίας, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση, με αποτέλεσμα να αυξηθεί η θερμοκρασία, δηλ. προς μια εξώθερμη αντίδραση.

Για παράδειγμα, εξετάστε την ακόλουθη αναστρέψιμη αντίδραση και υποδείξτε πού θα μετατοπιστεί η ισορροπία της καθώς μειώνεται η θερμοκρασία:

Όπως φαίνεται από την παραπάνω εξίσωση, η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, δηλ. Ως αποτέλεσμα της εμφάνισής του, απελευθερώνεται θερμότητα. Κατά συνέπεια, η αντίστροφη αντίδραση θα είναι ενδόθερμη, δηλαδή συμβαίνει με την απορρόφηση θερμότητας. Σύμφωνα με τη συνθήκη, η θερμοκρασία μειώνεται, επομένως, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά, δηλ. προς την άμεση αντίδραση.

Επίδραση της συγκέντρωσης στη χημική ισορροπία

Η αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier θα πρέπει να οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίδραση ως αποτέλεσμα της οποίας καταναλώνονται τα αντιδραστήρια, δηλ. προς την άμεση αντίδραση.

Και αντίστροφα, αν μειωθεί η συγκέντρωση των αντιδρώντων, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση με αποτέλεσμα να σχηματιστούν τα αντιδρώντα, δηλ. πλευρά της αντίστροφης αντίδρασης (←).

Μια αλλαγή στη συγκέντρωση των προϊόντων αντίδρασης έχει επίσης παρόμοιο αποτέλεσμα. Εάν η συγκέντρωση των προϊόντων είναι αυξημένη, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση ως αποτέλεσμα της οποίας τα προϊόντα καταναλώνονται, δηλ. προς την αντίστροφη αντίδραση (←). Αν, αντίθετα, μειωθεί η συγκέντρωση των προϊόντων, τότε η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την άμεση αντίδραση (→), έτσι ώστε η συγκέντρωση των προϊόντων να αυξηθεί.

Επίδραση της πίεσης στη χημική ισορροπία

Σε αντίθεση με τη θερμοκρασία και τη συγκέντρωση, οι αλλαγές στην πίεση δεν επηρεάζουν την κατάσταση ισορροπίας κάθε αντίδρασης. Προκειμένου η αλλαγή της πίεσης να οδηγήσει σε μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, τα αθροίσματα των συντελεστών για τις αέριες ουσίες στην αριστερή και τη δεξιά πλευρά της εξίσωσης πρέπει να είναι διαφορετικά.

Εκείνοι. δύο αντιδράσεων:

μια αλλαγή στην πίεση μπορεί να επηρεάσει την κατάσταση ισορροπίας μόνο στην περίπτωση της δεύτερης αντίδρασης. Επειδή το άθροισμα των συντελεστών μπροστά από τους τύπους των αερίων ουσιών στην περίπτωση της πρώτης εξίσωσης αριστερά και δεξιά είναι το ίδιο (ίσο με 2), και στην περίπτωση της δεύτερης εξίσωσης είναι διαφορετικό (4 στο αριστερά και 2 στα δεξιά).

Από εδώ, συγκεκριμένα, προκύπτει ότι εάν δεν υπάρχουν αέριες ουσίες τόσο μεταξύ των αντιδρώντων όσο και των προϊόντων, τότε μια αλλαγή στην πίεση δεν θα επηρεάσει την τρέχουσα κατάσταση ισορροπίας με κανέναν τρόπο. Για παράδειγμα, η πίεση δεν θα επηρεάσει την κατάσταση ισορροπίας της αντίδρασης:

Εάν, αριστερά και δεξιά, η ποσότητα των αερίων ουσιών διαφέρει, τότε μια αύξηση της πίεσης θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας προς την αντίδραση κατά την οποία ο όγκος των αερίων μειώνεται και μια μείωση της πίεσης θα οδηγήσει σε μετατόπιση της ισορροπίας, με αποτέλεσμα να αυξάνεται ο όγκος των αερίων.

Επίδραση ενός καταλύτη στη χημική ισορροπία

Δεδομένου ότι ένας καταλύτης επιταχύνει εξίσου τις εμπρός και τις αντίστροφες αντιδράσεις, η παρουσία ή η απουσία του δεν έχει αποτέλεσμασε κατάσταση ισορροπίας.

Το μόνο πράγμα που μπορεί να επηρεάσει ένας καταλύτης είναι ο ρυθμός μετάβασης του συστήματος από μια κατάσταση μη ισορροπίας σε μια κατάσταση ισορροπίας.

Ο αντίκτυπος όλων των παραπάνω παραγόντων στη χημική ισορροπία συνοψίζεται παρακάτω σε ένα φύλλο εξαπάτησης, το οποίο μπορείτε αρχικά να εξετάσετε κατά την εκτέλεση εργασιών ισορροπίας. Ωστόσο, δεν θα είναι δυνατό να το χρησιμοποιήσετε στην εξέταση, επομένως αφού αναλύσετε πολλά παραδείγματα με τη βοήθειά του, θα πρέπει να το μάθετε και να εξασκηθείτε στην επίλυση προβλημάτων ισορροπίας χωρίς να το κοιτάξετε:

Ονομασίες: Τ - θερμοκρασία, σελ - πίεση, Με – συγκέντρωση, – αύξηση, ↓ – μείωση

1. Μεταξύ όλων των γνωστών αντιδράσεων, γίνεται διάκριση μεταξύ αναστρέψιμων και μη αναστρέψιμων αντιδράσεων. Κατά τη μελέτη των αντιδράσεων ανταλλαγής ιόντων, αναφέρθηκαν οι συνθήκες υπό τις οποίες προχωρούν στην ολοκλήρωσή τους. ().

Υπάρχουν επίσης γνωστές αντιδράσεις που, υπό δεδομένες συνθήκες, δεν προχωρούν στην ολοκλήρωση. Έτσι, για παράδειγμα, όταν το διοξείδιο του θείου διαλύεται στο νερό, συμβαίνει η αντίδραση: SO 2 + H 2 O→ H2SO3. Αλλά αποδεικνύεται ότι μόνο μια ορισμένη ποσότητα θειικού οξέος μπορεί να σχηματιστεί σε ένα υδατικό διάλυμα. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι θειώδες οξύεύθραυστο, και εμφανίζεται μια αντίστροφη αντίδραση, δηλ. αποσύνθεση σε οξείδιο του θείου και νερό. Κατά συνέπεια, αυτή η αντίδραση δεν ολοκληρώνεται επειδή δύο αντιδράσεις συμβαίνουν ταυτόχρονα - ευθεία(μεταξύ οξειδίου του θείου και νερού) και αντίστροφο(αποσύνθεση θειικού οξέος). SO 2 + H 2 O↔ H 2 SO 3 .

Οι χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν υπό δεδομένες συνθήκες σε αμοιβαία αντίθετες κατευθύνσεις ονομάζονται αναστρέψιμες.

2. Επειδή ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων, τότε αρχικά ο ρυθμός της άμεσης αντίδρασης υ pr) πρέπει να είναι μέγιστη και ταχύτητααντίστροφη αντίδραση ( υ arr.) ισούται με μηδέν. Η συγκέντρωση των αντιδρώντων μειώνεται με την πάροδο του χρόνου και η συγκέντρωση των προϊόντων της αντίδρασης αυξάνεται. Επομένως, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται. Σε μια συγκεκριμένη χρονική στιγμή, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων γίνονται ίσοι:

Σε όλες τις αναστρέψιμες αντιδράσεις, ο ρυθμός της προς τα εμπρός αντίδρασης μειώνεται, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται έως ότου και οι δύο ρυθμοί γίνουν ίσοι και δημιουργηθεί μια κατάσταση ισορροπίας:

υ pr =υ αρ.

Η κατάσταση του συστήματος στο οποίο ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης ονομάζεται χημική ισορροπία.

Σε κατάσταση χημικής ισορροπίας, η ποσοτική αναλογία μεταξύ των αντιδρώντων και των προϊόντων αντίδρασης παραμένει σταθερή: πόσα μόρια του προϊόντος της αντίδρασης σχηματίζονται ανά μονάδα χρόνου, τόσα πολλά από αυτά αποσυντίθενται. Ωστόσο, η κατάσταση της χημικής ισορροπίας διατηρείται όσο οι συνθήκες αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες: συγκέντρωση, θερμοκρασία και πίεση.

Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας περιγράφεται ποσοτικά νόμος της μαζικής δράσης.

Σε κατάσταση ισορροπίας, η αναλογία του γινομένου των συγκεντρώσεων των προϊόντων αντίδρασης (σε ισχύ των συντελεστών τους) προς το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων (επίσης στις δυνάμεις των συντελεστών τους) είναι μια σταθερή τιμή, ανεξάρτητη από τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών στην αντίδραση μίγμα.

Αυτή η σταθερά ονομάζεται σταθερά ισορροπίας - κ

Άρα για την αντίδραση: N 2 (G) + 3 H 2 (G) ↔ 2 NH 3 (G) + 92,4 kJ η σταθερά ισορροπίας εκφράζεται ως εξής:

υ 1 =υ 2

v 1 (άμεση αντίδραση) = κ 1 [ Ν 2 ][ H 2 ] 3 , όπου– μοριακές συγκεντρώσεις ισορροπίας, = mol/l

υ 2 (αντιδράσεις) = κ 2 [ N.H. 3 ] 2

κ 1 [ Ν 2 ][ H 2 ] 3 = κ 2 [ N.H. 3 ] 2

Kp = κ 1 / κ 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3 – σταθερά ισορροπίας.

Η χημική ισορροπία εξαρτάται από τη συγκέντρωση, την πίεση, τη θερμοκρασία.

Αρχήκαθορίζει την κατεύθυνση της ανάμιξης ισορροπίας:

Εάν ασκηθεί εξωτερική επιρροή σε ένα σύστημα που βρίσκεται σε ισορροπία, τότε η ισορροπία στο σύστημα θα μετατοπιστεί προς την αντίθετη κατεύθυνση από αυτήν την επιρροή.

1) Επίδραση συγκέντρωσης – εάν αυξηθεί η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό προϊόντων αντίδρασης.

Για παράδειγμα,Kp = κ 1 / κ 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3

Όταν προστίθεται στο μίγμα της αντίδρασης, για παράδειγμα άζωτο, δηλ. η συγκέντρωση του αντιδραστηρίου αυξάνεται, ο παρονομαστής στην έκφραση για το Κ αυξάνεται, αλλά επειδή το K είναι σταθερά, τότε για να εκπληρωθεί αυτή η συνθήκη πρέπει να αυξηθεί και ο αριθμητής. Έτσι, η ποσότητα του προϊόντος αντίδρασης στο μίγμα της αντίδρασης αυξάνεται. Σε αυτή την περίπτωση, μιλούν για μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα δεξιά, προς το προϊόν.

Έτσι, μια αύξηση στη συγκέντρωση των αντιδρώντων (υγρού ή αερίου) μετατοπίζεται προς τα προϊόντα, δηλ. προς την άμεση αντίδραση. Η αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων (υγρού ή αερίου) μετατοπίζει την ισορροπία προς τα αντιδρώντα, δηλ. προς την αντίθετη αντίδραση.

Η αλλαγή της μάζας ενός στερεού δεν αλλάζει τη θέση ισορροπίας.

2) Επίδραση θερμοκρασίας – η αύξηση της θερμοκρασίας μετατοπίζει την ισορροπία προς μια ενδόθερμη αντίδραση.

ΕΝΑ)Ν 2 (Ζ) + 3H 2 (Δ) ↔ 2N.H. 3 (G) + 92,4 kJ (εξώθερμη - απελευθέρωση θερμότητας)

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση αποσύνθεσης αμμωνίας (←)

σι)Ν 2 (Ζ) +Ο 2 (Δ) ↔ 2ΟΧΙ(G) – 180,8 kJ (ενδόθερμη - απορρόφηση θερμότητας)

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς την αντίδραση σχηματισμού ΟΧΙ (→)

3) Επίδραση της πίεσης (μόνο για αέριες ουσίες) – με την αύξηση της πίεσης, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμόI ουσίες που καταλαμβάνουν λιγότερο οτρώω.

Ν 2 (Ζ) + 3H 2 (Δ) ↔ 2N.H. 3 (ΣΟΛ)

1 V - Ν 2

3 V - H 2

2 V – N.H. 3

Με αυξανόμενη πίεση ( Π): πριν την αντίδραση4 V αέριες ουσίες → μετά την αντίδραση2 Vαέριες ουσίες, επομένως, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά ( → )

Όταν η πίεση αυξάνεται, για παράδειγμα, κατά 2 φορές, ο όγκος των αερίων μειώνεται κατά το ίδιο ποσό, και επομένως, οι συγκεντρώσεις όλων των αερίων ουσιών θα αυξηθούν κατά 2 φορές. Kp = κ 1 / κ 2 = [ N.H. 3 ] 2 / [ Ν 2 ][ H 2 ] 3

Σε αυτήν την περίπτωση, ο αριθμητής της παράστασης για το K θα αυξηθεί κατά 4 φορές και ο παρονομαστής είναι 16 φορές, δηλ. θα παραβιαστεί η ισότητα. Για να αποκατασταθεί, πρέπει να αυξηθεί η συγκέντρωση αμμωνίακαι οι συγκεντρώσεις μειώνονται άζωτοΚαινερόείδος. Η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς τα δεξιά.

Έτσι, όταν η πίεση αυξάνεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς τη μείωση του όγκου και όταν η πίεση μειώνεται, προς την αύξηση του όγκου.

Μια αλλαγή στην πίεση δεν έχει ουσιαστικά καμία επίδραση στον όγκο των στερεών και υγρών ουσιών, δηλ. δεν αλλάζει τη συγκέντρωσή τους. Κατά συνέπεια, η ισορροπία των αντιδράσεων στις οποίες δεν συμμετέχουν αέρια είναι πρακτικά ανεξάρτητη από την πίεση.

! Η πορεία μιας χημικής αντίδρασης επηρεάζεται από ουσίες - καταλύτες.Αλλά όταν χρησιμοποιείται ένας καταλύτης, η ενέργεια ενεργοποίησης τόσο της μπροστινής όσο και της αντίστροφης αντίδρασης μειώνεται κατά το ίδιο ποσό και επομένως η ισορροπία δεν αλλάζει.

Επίλυση προβλημάτων:

Νο 1. Αρχικές συγκεντρώσεις CO και O 2 στην αναστρέψιμη αντίδραση

2CO (g) + O 2 (g)↔ 2 CO 2 (g)

Ίσο με 6 και 4 mol/l, αντίστοιχα. Να υπολογίσετε τη σταθερά ισορροπίας αν η συγκέντρωση του CO 2 τη στιγμή της ισορροπίας είναι 2 mol/l.

Νο 2. Η αντίδραση προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση

2SO 2 (g) + O 2 (g) = 2SO 3 (g) + Q

Υποδείξτε πού θα μετατοπιστεί η ισορροπία αν

α) αυξήστε την πίεση

β) αύξηση της θερμοκρασίας

γ) αύξηση της συγκέντρωσης οξυγόνου

δ) εισαγωγή καταλύτη;

Η κατάσταση ισορροπίας για μια αναστρέψιμη αντίδραση μπορεί να διαρκέσει επ 'αόριστον (χωρίς εξωτερική παρέμβαση). Αν όμως ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα τέτοιο σύστημα (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης ή συγκέντρωσης τελικών ή αρχικών ουσιών), τότε η κατάσταση ισορροπίας θα διαταραχθεί. Η ταχύτητα μιας από τις αντιδράσεις θα γίνει μεγαλύτερη από την ταχύτητα της άλλης. Με την πάροδο του χρόνου, το σύστημα θα καταλαμβάνει και πάλι μια κατάσταση ισορροπίας, αλλά οι νέες συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών και τελικών ουσιών θα διαφέρουν από τις αρχικές. Σε αυτή την περίπτωση, μιλούν για μια μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τη μία ή την άλλη κατεύθυνση.

Εάν, ως αποτέλεσμα μιας εξωτερικής επιρροής, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης γίνει μεγαλύτερος από τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα δεξιά. Αν, αντίθετα, γίνει μεγαλύτερη ταχύτητααντίστροφη αντίδραση, αυτό σημαίνει ότι η χημική ισορροπία έχει μετατοπιστεί προς τα αριστερά.

Όταν η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά, οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των αρχικών ουσιών μειώνονται και οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των τελικών ουσιών αυξάνονται σε σύγκριση με τις αρχικές συγκεντρώσεις ισορροπίας. Αντίστοιχα, η απόδοση των προϊόντων αντίδρασης επίσης αυξάνεται.

Η μετατόπιση της χημικής ισορροπίας προς τα αριστερά προκαλεί αύξηση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των αρχικών ουσιών και μείωση των συγκεντρώσεων ισορροπίας των τελικών προϊόντων, η απόδοση των οποίων θα μειωθεί.

Η κατεύθυνση της μετατόπισης της χημικής ισορροπίας καθορίζεται χρησιμοποιώντας την αρχή του Le Chatelier: «Αν ασκηθεί εξωτερική επίδραση σε ένα σύστημα σε κατάσταση χημικής ισορροπίας (αλλαγή θερμοκρασίας, πίεσης, συγκέντρωσης μιας ή περισσότερων ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση), αυτό θα οδηγήσει σε αύξηση του ρυθμού αυτής της αντίδρασης, η εμφάνιση της οποίας θα αντισταθμίσει (μειώσει) τον αντίκτυπο».

Για παράδειγμα, καθώς αυξάνεται η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών, ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης αυξάνεται και η ισορροπία μετατοπίζεται προς τα δεξιά. Όταν η συγκέντρωση των αρχικών ουσιών μειώνεται, αντίθετα, ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης αυξάνεται και η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα αριστερά.

Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται (δηλαδή όταν το σύστημα θερμαίνεται), η ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση και όταν μειώνεται (δηλαδή όταν το σύστημα ψύχεται) - προς την εξώθερμη αντίδραση. (Εάν η προς τα εμπρός αντίδραση είναι εξώθερμη, τότε η αντίστροφη αντίδραση θα είναι αναγκαστικά ενδόθερμη και το αντίστροφο).

Πρέπει να τονιστεί ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας, κατά κανόνα, αυξάνει τον ρυθμό τόσο των μπροστινών όσο και των αντίστροφων αντιδράσεων, αλλά ο ρυθμός μιας ενδόθερμης αντίδρασης αυξάνεται σε μεγαλύτερο βαθμό από τον ρυθμό μιας εξώθερμης αντίδρασης. Αντίστοιχα, όταν το σύστημα ψύχεται, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων μειώνονται, αλλά και όχι στον ίδιο βαθμό: για μια εξώθερμη αντίδραση είναι σημαντικά μικρότερος από ό,τι για μια ενδόθερμη.

Μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας μόνο εάν πληρούνται δύο προϋποθέσεις:

είναι απαραίτητο τουλάχιστον μία από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση να είναι σε αέρια κατάσταση, για παράδειγμα:

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - μια αλλαγή στην πίεση επηρεάζει τη μετατόπιση της ισορροπίας.

CH 3 COOH (υγρό) + C 2 H 5 OH (υγρό) CH 3 COOC 2 H 5 (υγρό) + H 2 O (υγρό) – μια αλλαγή στην πίεση δεν επηρεάζει τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας, επειδή καμία από τις αρχικές ή τελικές ουσίες δεν είναι σε αέρια κατάσταση.

εάν πολλές ουσίες βρίσκονται σε αέρια κατάσταση, είναι απαραίτητο ο αριθμός των μορίων αερίου στην αριστερή πλευρά της εξίσωσης για μια τέτοια αντίδραση να μην είναι ίσος με τον αριθμό των μορίων αερίου στη δεξιά πλευρά της εξίσωσης, για παράδειγμα:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – οι αλλαγές πίεσης επηρεάζουν τη μετατόπιση ισορροπίας

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – η αλλαγή πίεσης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας

Όταν πληρούνται αυτές οι δύο προϋποθέσεις, μια αύξηση της πίεσης οδηγεί σε μετατόπιση της ισορροπίας προς μια αντίδραση, η εμφάνιση της οποίας μειώνει τον αριθμό των μορίων αερίου στο σύστημα. Στο παράδειγμά μας (καταλυτική καύση SO 2) αυτή θα είναι μια άμεση αντίδραση.

Μια μείωση της πίεσης, αντίθετα, μετατοπίζει την ισορροπία προς την αντίδραση που συμβαίνει με το σχηματισμό περισσότερομόρια αερίου. Στο παράδειγμά μας, αυτή θα είναι η αντίθετη αντίδραση.

Η αύξηση της πίεσης προκαλεί μείωση του όγκου του συστήματος, άρα και αύξηση των μοριακών συγκεντρώσεων των αερίων ουσιών. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων αυξάνεται, αλλά όχι στον ίδιο βαθμό. Μια μείωση της πίεσης σύμφωνα με ένα παρόμοιο σχήμα οδηγεί σε μείωση των ρυθμών των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων. Αλλά ταυτόχρονα, ο ρυθμός αντίδρασης, προς τον οποίο μετατοπίζεται η ισορροπία, μειώνεται σε μικρότερο βαθμό.

Ο καταλύτης δεν επηρεάζει τη μετατόπιση ισορροπίας, γιατί επιταχύνει (ή επιβραδύνει) τόσο τις μπροστινές όσο και τις αντίστροφες αντιδράσεις στον ίδιο βαθμό. Παρουσία του, η χημική ισορροπία επιτυγχάνεται μόνο πιο γρήγορα (ή πιο αργά).

Εάν ένα σύστημα επηρεάζεται από πολλούς παράγοντες ταυτόχρονα, τότε ο καθένας από αυτούς δρα ανεξάρτητα από τους άλλους. Για παράδειγμα, στη σύνθεση αμμωνίας

N 2 (αέριο) + 3H 2 (αέριο) 2NH 3 (αέριο)

Η αντίδραση πραγματοποιείται με θέρμανση και παρουσία καταλύτη για να αυξηθεί η ταχύτητά της, αλλά η επίδραση της θερμοκρασίας οδηγεί στο γεγονός ότι η ισορροπία της αντίδρασης μετατοπίζεται προς τα αριστερά, προς την αντίστροφη ενδόθερμη αντίδραση. Αυτό προκαλεί μείωση της παραγωγής NH 3. Για να αντισταθμιστεί αυτή η ανεπιθύμητη επίδραση της θερμοκρασίας και να αυξηθεί η απόδοση της αμμωνίας, η πίεση στο σύστημα αυξάνεται ταυτόχρονα, γεγονός που μετατοπίζει την ισορροπία της αντίδρασης προς τα δεξιά, δηλ. προς το σχηματισμό λιγότερων μορίων αερίου.

Σε αυτή την περίπτωση, επιλέγονται πειραματικά οι βέλτιστες συνθήκες για την αντίδραση (θερμοκρασία, πίεση), στις οποίες θα προχωρούσε με αρκετά υψηλή ταχύτητα και θα έδινε μια οικονομικά βιώσιμη απόδοση του τελικού προϊόντος.

Η αρχή του Le Chatelier χρησιμοποιείται ομοίως στη χημική βιομηχανία για την παραγωγή μεγάλο αριθμόδιάφορες ουσίες μεγάλης σημασίας για την εθνική οικονομία.

Η αρχή του Le Chatelier είναι εφαρμόσιμη όχι μόνο σε αναστρέψιμες χημικές αντιδράσεις, αλλά και σε διάφορες άλλες διεργασίες ισορροπίας: φυσική, φυσικοχημική, βιολογική.

Το ενήλικο ανθρώπινο σώμα χαρακτηρίζεται από τη σχετική σταθερότητα πολλών παραμέτρων, συμπεριλαμβανομένων διαφόρων βιοχημικών δεικτών, συμπεριλαμβανομένων των συγκεντρώσεων βιολογικά δραστικών ουσιών. Ωστόσο, μια τέτοια κατάσταση δεν μπορεί να ονομαστεί ισορροπία, γιατί δεν ισχύει για ανοιχτά συστήματα.

Το ανθρώπινο σώμα, όπως κάθε ζωντανό σύστημα, ανταλλάσσει συνεχώς διάφορες ουσίες με το περιβάλλον: καταναλώνει τροφή και απελευθερώνει προϊόντα της οξείδωσης και της αποσύνθεσής τους. Επομένως, είναι τυπικό για έναν οργανισμό σταθερή κατάσταση, ορίζεται ως η σταθερότητα των παραμέτρων του σε σταθερό ρυθμό ανταλλαγής ύλης και ενέργειας με το περιβάλλον. Σε μια πρώτη προσέγγιση, μια στατική κατάσταση μπορεί να θεωρηθεί ως μια σειρά καταστάσεων ισορροπίας που συνδέονται μεταξύ τους με διαδικασίες χαλάρωσης. Σε κατάσταση ισορροπίας, οι συγκεντρώσεις των ουσιών που συμμετέχουν στην αντίδραση διατηρούνται λόγω της αναπλήρωσης των αρχικών προϊόντων από το εξωτερικό και της απομάκρυνσης των τελικών προϊόντων προς τα έξω. Μια αλλαγή στην περιεκτικότητά τους στο σώμα δεν οδηγεί, σε αντίθεση με τα κλειστά συστήματα, σε μια νέα θερμοδυναμική ισορροπία. Το σύστημα επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση. Έτσι, διατηρείται η σχετική δυναμική σταθερότητα της σύνθεσης και των ιδιοτήτων του εσωτερικού περιβάλλοντος του σώματος, η οποία καθορίζει τη σταθερότητα των φυσιολογικών λειτουργιών του. Αυτή η ιδιότητα ενός ζωντανού συστήματος ονομάζεται διαφορετικά ομοιόσταση.

Κατά τη διάρκεια της ζωής ενός οργανισμού σε ακίνητη κατάσταση, σε αντίθεση με ένα κλειστό σύστημα ισορροπίας, εμφανίζεται αύξηση της εντροπίας. Ωστόσο, μαζί με αυτό, συμβαίνει ταυτόχρονα και η αντίστροφη διαδικασία - μείωση της εντροπίας λόγω κατανάλωσης από το περιβάλλον θρεπτικά συστατικάμε χαμηλή τιμή εντροπίας (για παράδειγμα, υψηλομοριακές ενώσεις - πρωτεΐνες, πολυσακχαρίτες, υδατάνθρακες κ.λπ.) και απελευθέρωση προϊόντων αποσύνθεσης στο περιβάλλον. Σύμφωνα με τη θέση του I.R Prigogine, η συνολική παραγωγή εντροπίας για έναν οργανισμό σε ακίνητη κατάσταση τείνει στο ελάχιστο.

Μια σημαντική συνεισφορά στην ανάπτυξη της θερμοδυναμικής μη ισορροπίας έγινε από τον I. R. Prigozhy, βραβευμένος βραβείο Νόμπελ 1977, ο οποίος υποστήριξε ότι «σε κάθε σύστημα μη ισορροπίας υπάρχουν τοπικές περιοχές που βρίσκονται σε κατάσταση ισορροπίας. Στην κλασική θερμοδυναμική, η ισορροπία αναφέρεται σε ολόκληρο το σύστημα, αλλά σε μη ισορροπία, μόνο στα επιμέρους μέρη του».

Έχει διαπιστωθεί ότι η εντροπία σε τέτοια συστήματα αυξάνεται κατά την εμβρυογένεση, κατά τις διαδικασίες αναγέννησης και την ανάπτυξη κακοήθων νεοπλασμάτων.

Κύριο άρθρο: Αρχή Le Chatelier-Brown

Η θέση της χημικής ισορροπίας εξαρτάται από τις ακόλουθες παραμέτρους αντίδρασης: θερμοκρασία, πίεση και συγκέντρωση. Η επίδραση που έχουν αυτοί οι παράγοντες σε μια χημική αντίδραση εξαρτάται από το πρότυπο που εκφράστηκε γενική άποψητο 1885 από τον Γάλλο επιστήμονα Le Chatelier.

Παράγοντες που επηρεάζουν τη χημική ισορροπία:

1) θερμοκρασία

Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς την ενδόθερμη αντίδραση (απορρόφησης) και όταν μειώνεται, προς την εξώθερμη (απελευθέρωση) αντίδραση.

CaCO 3 =CaO+CO 2 -Q t →, t↓ ←

Ν 2 +3H 2 ↔2NH 3 +Q t ←, t↓ →

2) πίεση

Καθώς η πίεση αυξάνεται, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς μικρότερο όγκο ουσιών και καθώς η πίεση μειώνεται προς μεγαλύτερο όγκο. Αυτή η αρχή ισχύει μόνο για αέρια, δηλ. Εάν εμπλέκονται στερεά στην αντίδραση, δεν λαμβάνονται υπόψη.

CaCO 3 =CaO+CO 2 P ←, P↓ →

1mol=1mol+1mol

3) συγκέντρωση αρχικών ουσιών και προϊόντων αντίδρασης

Με την αύξηση της συγκέντρωσης μιας από τις πρώτες ουσίες, η χημική ισορροπία μετατοπίζεται προς τα προϊόντα της αντίδρασης και με την αύξηση της συγκέντρωσης των προϊόντων της αντίδρασης, προς τις πρώτες ουσίες.

μικρό 2 +2Ο 2 =2SO 2 [S],[O] →, ←

Οι καταλύτες δεν επηρεάζουν τη μετατόπιση της χημικής ισορροπίας!

Βασικά ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας: σταθερά χημικής ισορροπίας, βαθμός μετατροπής, βαθμός διάστασης, απόδοση ισορροπίας. Εξηγήστε τη σημασία αυτών των ποσοτήτων χρησιμοποιώντας το παράδειγμα συγκεκριμένων χημικών αντιδράσεων.

Στη χημική θερμοδυναμική, ο νόμος της δράσης μάζας συσχετίζει τις δραστηριότητες ισορροπίας των αρχικών ουσιών και των προϊόντων αντίδρασης, σύμφωνα με τη σχέση:

Δραστηριότητα ουσιών. Αντί για δραστηριότητα, μπορεί να χρησιμοποιηθεί συγκέντρωση (για αντίδραση σε ιδανικό διάλυμα), μερικές πιέσεις (αντίδραση σε μείγμα ιδανικών αερίων), φυγοκέντρηση (αντίδραση σε μείγμα πραγματικών αερίων).

Στοιχειομετρικός συντελεστής (αρνητικός για αρχικές ουσίες, θετικός για προϊόντα).

Σταθερά χημικής ισορροπίας. Ο δείκτης "a" εδώ σημαίνει τη χρήση της τιμής δραστηριότητας στον τύπο.

Η αποτελεσματικότητα μιας αντίδρασης συνήθως αξιολογείται με τον υπολογισμό της απόδοσης του προϊόντος της αντίδρασης (ενότητα 5.11). Ταυτόχρονα, η αποτελεσματικότητα της αντίδρασης μπορεί επίσης να εκτιμηθεί προσδιορίζοντας ποιο μέρος της πιο σημαντικής (συνήθως της πιο ακριβής) ουσίας μετατράπηκε στο προϊόν-στόχο της αντίδρασης, για παράδειγμα, ποιο μέρος του SO 2 μετατράπηκε σε SO 3 κατά την παραγωγή θειικού οξέος, δηλαδή βρε βαθμό μετατροπήςαρχική ουσία.

Ας ένα σύντομο διάγραμμα της συνεχιζόμενης αντίδρασης

Τότε ο βαθμός μετατροπής της ουσίας Α σε ουσία Β (Α) προσδιορίζεται από την ακόλουθη εξίσωση

Οπου n proreact (A) – η ποσότητα της ουσίας του αντιδραστηρίου Α που αντέδρασε για να σχηματίσει το προϊόν Β, και nαρχικό (Α) – αρχική ποσότητα αντιδραστηρίου Α.

Φυσικά, ο βαθμός μετασχηματισμού μπορεί να εκφραστεί όχι μόνο ως προς την ποσότητα μιας ουσίας, αλλά και ως προς τυχόν ποσότητες ανάλογες με αυτήν: τον αριθμό των μορίων (μονάδες τύπου), τη μάζα, τον όγκο.

Εάν το αντιδραστήριο Α λαμβάνεται σε έλλειψη και η απώλεια του προϊόντος Β μπορεί να παραμεληθεί, τότε ο βαθμός μετατροπής του αντιδραστηρίου Α είναι συνήθως ίσος με την απόδοση του προϊόντος Β

Εξαίρεση αποτελούν οι αντιδράσεις κατά τις οποίες η αρχική ουσία καταναλώνεται προφανώς για να σχηματιστούν πολλά προϊόντα. Έτσι, για παράδειγμα, στην αντίδραση

Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O

το χλώριο (αντιδραστήριο) μετατρέπεται εξίσου σε χλωριούχο κάλιο και σε υποχλωριώδες κάλιο. Σε αυτή την αντίδραση, ακόμη και με 100% απόδοση KClO, ο βαθμός μετατροπής του χλωρίου σε αυτό είναι 50%.

Η ποσότητα που γνωρίζετε - ο βαθμός πρωτόλυσης (ενότητα 12.4) - είναι μια ειδική περίπτωση του βαθμού μετατροπής:

Στο πλαίσιο του TED καλούνται παρόμοιες ποσότητες βαθμός διάστασηςοξέα ή βάσεις (ονομάζονται επίσης ως βαθμός πρωτολύσεως). Ο βαθμός διάστασης σχετίζεται με τη σταθερά διάστασης σύμφωνα με τον νόμο αραίωσης του Ostwald.

Στο πλαίσιο της ίδιας θεωρίας, η ισορροπία υδρόλυσης χαρακτηρίζεται από βαθμό υδρόλυσης (η), και χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες εκφράσεις που το συσχετίζουν με την αρχική συγκέντρωση της ουσίας ( Με) και σταθερές διάστασης ασθενών οξέων (K HA) και ασθενών βάσεων που σχηματίζονται κατά την υδρόλυση ( Κ MOH):

Η πρώτη έκφραση ισχύει για την υδρόλυση ενός άλατος ενός ασθενούς οξέος, η δεύτερη - άλατα μιας ασθενούς βάσης και η τρίτη - άλατα ενός ασθενούς οξέος και μιας ασθενούς βάσης. Όλες αυτές οι εκφράσεις μπορούν να χρησιμοποιηθούν μόνο για αραιά διαλύματα με βαθμό υδρόλυσης όχι μεγαλύτερο από 0,05 (5%).

Τυπικά, η απόδοση ισορροπίας προσδιορίζεται από μια γνωστή σταθερά ισορροπίας, με την οποία σχετίζεται σε κάθε συγκεκριμένη περίπτωση με μια ορισμένη αναλογία.

Η απόδοση του προϊόντος μπορεί να αλλάξει μετατοπίζοντας την ισορροπία της αντίδρασης σε αναστρέψιμες διαδικασίες, υπό την επίδραση παραγόντων όπως η θερμοκρασία, η πίεση, η συγκέντρωση.

Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, ο βαθμός ισορροπίας της μετατροπής αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης κατά τη διάρκεια απλών αντιδράσεων, και σε άλλες περιπτώσεις ο όγκος του μείγματος αντίδρασης δεν αλλάζει και η απόδοση του προϊόντος δεν εξαρτάται από την πίεση.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στην απόδοση ισορροπίας, καθώς και στη σταθερά ισορροπίας, προσδιορίζεται από το πρόσημο της θερμικής επίδρασης της αντίδρασης.

Για μια πληρέστερη αξιολόγηση των αναστρέψιμων διεργασιών, χρησιμοποιείται η λεγόμενη απόδοση από τη θεωρητική (απόδοση από την ισορροπία), ίση με την αναλογία του πραγματικά ληφθέντος προϊόντος προς την ποσότητα που θα λαμβανόταν σε κατάσταση ισορροπίας.

ΘΕΡΜΙΚΗ ΔΙΑΚΟΠΗ χημικό

μια αντίδραση αναστρέψιμης αποσύνθεσης μιας ουσίας που προκαλείται από αύξηση της θερμοκρασίας.

Με κ.λπ., από μία ουσία σχηματίζονται πολλές (2H2H+ OCaO + CO) ή μία απλούστερη ουσία

Η ισορροπία κ.λπ. καθιερώνεται σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης. Το

μπορεί να χαρακτηριστεί είτε από σταθερά ισορροπίας είτε από το βαθμό διάστασης

(ο λόγος του αριθμού των διασπασμένων μορίων προς τον συνολικό αριθμό των μορίων). ΣΕ

Στις περισσότερες περιπτώσεις, κλπ. συνοδεύεται από την απορρόφηση θερμότητας (αύξηση

ενθαλπία

DN>0); επομένως, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier-Brown

η θέρμανση το ενισχύει, προσδιορίζεται ο βαθμός μετατόπισης κ.λπ. με τη θερμοκρασία

απόλυτη τιμή του DN. Η πίεση παρεμβαίνει κ.λπ., όσο πιο έντονα, τόσο μεγαλύτερη

αλλαγή (αύξηση) του αριθμού των mol (Di) των αερίων ουσιών

ο βαθμός διάστασης δεν εξαρτάται από την πίεση. Αν τα στερεά δεν είναι

σχηματίζουν στερεά διαλύματα και δεν βρίσκονται σε κατάσταση υψηλής διασποράς,

τότε η πίεση κ.λπ. καθορίζεται μοναδικά από τη θερμοκρασία. Για την υλοποίηση του Τ.

δ. στερεά (οξείδια, κρυσταλλικά ένυδρα κ.λπ.)

σημαντικό να γνωρίζετε

θερμοκρασία στην οποία η πίεση διάστασης γίνεται ίση με την εξωτερική (ιδίως,

ατμοσφαιρική) πίεση. Δεδομένου ότι το αέριο που απελευθερώνεται μπορεί να υπερνικήσει

πίεση περιβάλλοντος, στη συνέχεια, όταν επιτευχθεί αυτή η θερμοκρασία, η διαδικασία αποσύνθεσης

αμέσως εντείνεται.

Εξάρτηση του βαθμού διάστασης από τη θερμοκρασία: ο βαθμός διάστασης αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας (η αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε αύξηση της κινητικής ενέργειας των διαλυμένων σωματιδίων, η οποία προάγει τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα)

Ο βαθμός μετατροπής των αρχικών ουσιών και η απόδοση ισορροπίας του προϊόντος. Μέθοδοι υπολογισμού τους σε δεδομένη θερμοκρασία.

Τι δεδομένα χρειάζονται για αυτό; Δώστε ένα σχήμα για τον υπολογισμό οποιουδήποτε από αυτά τα ποσοτικά χαρακτηριστικά της χημικής ισορροπίας χρησιμοποιώντας ένα αυθαίρετο παράδειγμα. Ο βαθμός μετατροπής είναι η ποσότητα του αντιδραστηρίου που αντέδρασε διαιρεμένη με την αρχική του ποσότητα. Για την απλούστερη αντίδραση, όπου είναι η συγκέντρωση στην είσοδο του αντιδραστήρα ή στην αρχή της περιοδικής διαδικασίας, είναι η συγκέντρωση στην έξοδο από τον αντιδραστήρα ή η τρέχουσα στιγμή της περιοδικής διαδικασίας. Για μια εθελοντική απάντηση, για παράδειγμα, Εικ. 1 Όσο μεγαλύτερος είναι ο ρυθμός κατανάλωσης αντιδραστηρίου, που προσδιορίζεται από την τιμή της σταθεράς ρυθμού, τόσο πιο γρήγορα αυξάνεται ο βαθμός μετατροπής, όπως φαίνεται στο σχήμα. Εάν η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, τότε καθώς η αντίδραση τείνει προς την ισορροπία, ο βαθμός μετατροπής τείνει στην τιμή ισορροπίας, η τιμή της οποίας εξαρτάται από την αναλογία των σταθερών ρυθμού των μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων (στη σταθερά ισορροπίας) (Εικ. 2). Εικ. 2 Απόδοση του προϊόντος-στόχου Η απόδοση του προϊόντος είναι η ποσότητα του προϊόντος στόχου που λαμβάνεται στην πραγματικότητα, διαιρούμενη με την ποσότητα αυτού του προϊόντος που θα είχε ληφθεί εάν όλο το αντιδραστήριο είχε περάσει σε αυτό το προϊόν (στη μέγιστη δυνατή ποσότητα το προϊόν που προκύπτει). Ή (μέσω του αντιδραστηρίου): η ποσότητα του αντιδραστηρίου που πράγματι μετατράπηκε στο προϊόν στόχο, διαιρούμενη με την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου. Για την απλούστερη αντίδραση, η απόδοση είναι , και λαμβάνοντας υπόψη ότι για αυτήν την αντίδραση, , δηλ. Για την απλούστερη αντίδραση, η απόδοση και ο βαθμός μετατροπής είναι η ίδια τιμή. Εάν ο μετασχηματισμός λαμβάνει χώρα με μια αλλαγή στην ποσότητα των ουσιών, για παράδειγμα, τότε, σύμφωνα με τον ορισμό, ο στοιχειομετρικός συντελεστής πρέπει να συμπεριληφθεί στην υπολογιζόμενη έκφραση. Σύμφωνα με τον πρώτο ορισμό, η φανταστική ποσότητα προϊόντος που λαμβάνεται από ολόκληρη την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου θα είναι για αυτήν την αντίδραση δύο φορές μικρότερη από την αρχική ποσότητα του αντιδραστηρίου, δηλ. και τον τύπο υπολογισμού. Σύμφωνα με τον δεύτερο ορισμό, η ποσότητα του αντιδραστηρίου που πραγματικά μετατρέπεται στο προϊόν στόχο θα είναι διπλάσια από αυτή που σχηματίστηκε αυτό το προϊόν, δηλ. , τότε ο τύπος υπολογισμού είναι . Φυσικά και οι δύο εκφράσεις είναι ίδιες. Για μια πιο σύνθετη αντίδραση, οι τύποι υπολογισμού γράφονται με τον ίδιο ακριβώς τρόπο σύμφωνα με τον ορισμό, αλλά στην περίπτωση αυτή η απόδοση δεν είναι πλέον ίση με το βαθμό μετατροπής. Για παράδειγμα, για την αντίδραση, . Εάν υπάρχουν πολλά αντιδραστήρια σε μια αντίδραση, η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για καθένα από αυτά, εάν υπάρχουν επίσης πολλά προϊόντα στόχου, τότε η απόδοση μπορεί να υπολογιστεί για οποιοδήποτε προϊόν στόχο για οποιοδήποτε αντιδραστήριο. Όπως φαίνεται από τη δομή του τύπου υπολογισμού (ο παρονομαστής περιέχει μια σταθερή τιμή), η εξάρτηση της απόδοσης από τον χρόνο αντίδρασης προσδιορίζεται από τη χρονική εξάρτηση της συγκέντρωσης του προϊόντος στόχου. Έτσι, για παράδειγμα, για την αντίδραση αυτή η εξάρτηση φαίνεται όπως στο Σχ. 3. Εικ.3

Ο βαθμός μετατροπής ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της χημικής ισορροπίας. Πώς θα επηρεάσει μια αύξηση στη συνολική πίεση και θερμοκρασία τον βαθμό μετατροπής του αντιδραστηρίου ... σε μια αντίδραση αέριας φάσης: ()?