Која од наведените реакции ќе биде реверзибилна? Реверзибилни и неповратни хемиски реакции

Реверзибилни и неповратни хемиски реакции. Хемиска рамнотежа. Поместување на рамнотежата под влијание на различни фактори

Хемиска рамнотежа

Хемиските реакции што се одвиваат во една насока се нарекуваат неповратен.

Повеќето хемиски процеси се реверзибилна. Ова значи дека под исти услови се случуваат и напредни и обратни реакции (особено ако зборуваме за затворени системи).

На пример:

а) реакција

$CaCO_3(→)↖(t)CaO+CO_2$

во отворен систем е неповратен;

б) истата реакција

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

во затворен систем е реверзибилна.

Да ги разгледаме подетално процесите што се случуваат за време на реверзибилни реакции, на пример, за условна реакција:

Врз основа на законот за масовно дејство, стапката на директна реакција

$(υ)↖(→)=k_(1) C_(A)^(α) C_(B)^(β)$

Бидејќи концентрациите на супстанциите $A$ и $B$ се намалуваат со текот на времето, брзината на директната реакција исто така се намалува.

Појавата на производи од реакција значи можност за обратна реакција, а со текот на времето се зголемуваат концентрациите на супстанциите $C$ и $D$, што значи дека брзината на обратната реакција исто така се зголемува:

$(υ)↖(→)=k_(2) C_(C)^(γ) C_(D)^(δ)$

Порано или подоцна ќе се постигне состојба во која стапките на напредни и обратни реакции стануваат еднакви

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Состојбата на системот во која брзината на напредната реакција е еднаква на брзината на обратната реакција се нарекува хемиска рамнотежа.

Во овој случај, концентрациите на реактантите и реакционите производи остануваат непроменети. Тие се нарекуваат рамнотежни концентрации. На макро ниво, се чини дека севкупно ништо не се менува. Но, всушност, и напредните и обратните процеси продолжуваат да се случуваат, но со иста брзина. Затоа, таквата рамнотежа во системот се нарекува мобиленИ динамичен.

Константа на рамнотежа

Да ги означиме рамнотежните концентрации на супстанциите како $[A], [B], [C], [D]$.

Тогаш бидејќи $(υ)↖(→)=(υ)↖(←), k_(1)·[A]^(α)·[B]^(β)=k_(2)·[C]^ ( γ)·[D]^(δ)$, од каде

$([C]^(γ)·[D]^(δ))/([A]^(α)·[B]^(β))=(k_1)/(k_2)=K_(еднакво) $

каде што $γ, δ, α, β$ се експоненти еднакви на коефициентите во реверзибилната реакција; $K_(еднакво)$ е константа на хемиската рамнотежа.

Добиениот израз квантитативно ја опишува состојбата на рамнотежа и е математички израз на законот за масовно дејство за рамнотежни системи.

При константна температура, константата на рамнотежа е константна вредност за дадена реверзибилна реакција. Ја покажува врската помеѓу концентрациите на реакционите продукти (броител) и почетните супстанции (именителот), која е воспоставена при рамнотежа.

Константите на рамнотежата се пресметуваат од експериментални податоци, при што се одредуваат концентрациите на рамнотежа на почетните супстанции и производите на реакцијата на одредена температура.

Вредноста на константата на рамнотежа го карактеризира приносот на реакционите производи и комплетноста на нејзиниот напредок. Ако добиеме $K_(еднакво) >> 1$, тоа значи дека при рамнотежа $[C]^(γ)·[D]^(δ) >> [A]^(α)·[B]^( β )$, т.е. концентрациите на реакционите продукти преовладуваат над концентрациите на почетните супстанции, а приносот на реакционите производи е висок.

На $K_(еднакво)

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

константа на рамнотежа

$K_(еднакво)=(·)/(·)$

на $20°С$ вредноста е $0,28$ (т.е. помалку од $1$). Ова значи дека значителен дел од естерот не бил хидролизиран.

Во случај на хетерогени реакции, изразот на константата на рамнотежа ги вклучува концентрациите само на оние супстанции кои се во гасна или течна фаза. На пример, за реакцијата

Константата на рамнотежа се изразува на следниов начин:

$K_(еднакво)=(^2)/()$

Вредноста на константата на рамнотежа зависи од природата на реактантите и температурата.

Константата не зависи од присуството на катализатор, бидејќи ја менува енергијата на активирање и на напредните и на обратните реакции за иста количина. Катализаторот може само да го забрза почетокот на рамнотежата без да влијае на вредноста на константата на рамнотежата.

Поместување на рамнотежата под влијание на различни фактори

Состојбата на рамнотежа се одржува на неодредено време при постојани надворешни услови: температура, концентрација на почетни материи, притисок (ако во реакцијата учествуваат или се формираат гасови).

Со промена на овие услови, можно е системот да се префрли од една во друга рамнотежна состојба која ги исполнува новите услови. Оваа транзиција се нарекува поместувањеили промена на рамнотежата.

Ајде да разгледаме различни начини за промена на рамнотежата користејќи го примерот на реакцијата помеѓу азот и водород за да се формира амонијак:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_(еднакво)=(^2)/(·^3)$

Ефект на промена на концентрацијата на супстанциите

Кога во реакционата смеса се додаваат азот $N_2$ и водород $H_2$, концентрацијата на овие гасови се зголемува, што значи дека брзината на директната реакција се зголемува. Рамнотежата се поместува надесно, кон производот на реакцијата, т.е. кон амонијак $NH_3$.

Истиот заклучок може да се извлече со анализа на изразот за константата на рамнотежа. Како што се зголемува концентрацијата на азот и водород, именителот се зголемува, а бидејќи $K_(еднакво)$ е константна вредност, броителот мора да се зголемува. Така, количината на производот од реакцијата $NH_3$ во реакционата смеса ќе се зголеми.

Зголемувањето на концентрацијата на производот од реакцијата на амонијак $NH_3$ ќе доведе до поместување на рамнотежата налево, кон формирање на почетните супстанции. Овој заклучок може да се извлече врз основа на слично размислување.

Ефект на промена на притисокот

Промената на притисокот влијае само на оние системи каде што барем една од супстанциите е во гасовита состојба. Како што се зголемува притисокот, волуменот на гасовите се намалува, што значи дека нивната концентрација се зголемува.

Да претпоставиме дека притисокот во затворен систем е зголемен, на пример, $2 $ пати. Ова значи дека концентрациите на сите гасовити материи ($N_2, H_2, NH_3$) во реакцијата што ја разгледуваме ќе се зголемат за 2$ пати. Во овој случај, броителот во изразот за $K_(еднакво)$ ќе се зголеми за 4 пати, а именителот за $16 $ пати, т.е. рамнотежата ќе биде нарушена. За да се врати, треба да се зголеми концентрацијата на амонијак и да се намалат концентрациите на азот и водород. Балансот ќе се префрли надесно. Промената на притисокот практично нема никакво влијание врз волуменот на течности и цврсти материи, т.е. не ја менува нивната концентрација. Следствено, состојбата на хемиска рамнотежа на реакции кои не вклучуваат гасови не зависи од притисокот.

Ефект на промена на температурата

Како што се зголемува температурата, како што знаете, стапките на сите реакции (егзо- и ендотермични) се зголемуваат. Згора на тоа, зголемувањето на температурата има поголем ефект врз брзината на оние реакции кои имаат висока енергија на активирање и затоа се ендотермични.

Така, брзината на обратната реакција (ендотермична во нашиот пример) се зголемува повеќе од брзината на напредната реакција. Рамнотежата ќе се префрли кон процесот придружен со апсорпција на енергија.

Насоката на поместувањето на рамнотежата може да се предвиди користејќи го принципот на Ле Шателие (1884):

Ако се изврши надворешно влијание врз систем кој е во рамнотежа (концентрација, притисок, температурни промени), тогаш рамнотежата се поместува на страната што го ослабува ова влијание.

Ајде да извлечеме заклучоци:

со зголемување на концентрацијата на реактантите, хемиската рамнотежа на системот се префрла кон формирање на реакциони производи;
со зголемување на концентрацијата на реакционите производи, хемиската рамнотежа на системот се префрла кон формирање на почетните супстанции;
со зголемување на притисокот, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон реакцијата во која волуменот на формираните гасовити материи е помал;
со зголемување на температурата, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон ендотермичката реакција;
со намалување на температурата - кон егзотермичен процес.

Принципот на Ле Шателје е применлив не само за хемиски реакции, туку и за многу други процеси: испарување, кондензација, топење, кристализација итн. Во производството на најважните хемиски производи, принципот на Ле Шателје и пресметките кои произлегуваат од законот за масовно дејство овозможуваат да се најдат такви услови за спроведување на хемиски процеси кои обезбедуваат максимален принос на саканата супстанција.

Хемиските реакции што се одвиваат во една насока се нарекуваат неповратен.

Повеќето хемиски процеси се реверзибилна. Ова значи дека под исти услови се случуваат и напредни и обратни реакции (особено ако зборуваме за затворени системи).

На пример:

а) реакција

во отворен систем неповратен;

б) истата реакција

во затворен систем реверзибилна.

Хемиска рамнотежа

Врз основа на законот за масовно дејствување стапка на напредна реакција:

Бидејќи концентрациите на супстанциите А и Б се намалуваат со текот на времето, брзината на директната реакција исто така се намалува.

Појавата на реакциони продукти значи можност за обратна реакција, а со тек на време се зголемуваат концентрациите на супстанциите C и D, што значи дека брзина на обратна реакција.

Порано или подоцна ќе се постигне состојба во која стапките на напредни и обратни реакции стануваат еднакви = .

Се нарекува состојбата на системот во кој брзината на напредната реакција е еднаква на брзината на обратната реакција хемиска рамнотежа.

Во овој случај, концентрациите на реактантите и реакционите производи остануваат непроменети. Тие се нарекуваат рамнотежни концентрации. На макро ниво, се чини дека севкупно ништо не се менува. Но, всушност, и напредните и обратните процеси продолжуваат да се случуваат, но со иста брзина. Затоа, таквата рамнотежа во системот се нарекува мобилна и динамична.

Да ги означиме рамнотежните концентрации на супстанциите [A], [B], [C], [D]. Тогаш бидејќи = , k 1 [A] α [Б] β = k 2 [C] γ [D] δ , каде

каде α, β, γ, δ се експоненти, еднакви на коефициентите во реверзибилната реакција; К еднакво - константа на хемиска рамнотежа.

Добиениот израз квантитативно опишува состојба на рамнотежаи е математички израз на законот за масовно дејство за рамнотежни системи.

При константна температура, константата на рамнотежа е константна вредност за дадена реверзибилна реакција. Ја покажува врската помеѓу концентрациите на реакционите продукти (броител) и почетните супстанции (именителот), која е воспоставена при рамнотежа.

Константите на рамнотежата се пресметуваат од експериментални податоци, одредувајќи ги концентрациите на рамнотежа на почетните супстанции и производите на реакцијата на одредена температура.

Вредноста на константата на рамнотежа го карактеризира приносот на реакционите производи и комплетноста на нејзиниот напредок. Ако добиеме K » 1, тоа значи дека при рамнотежа [C] γ [D] δ „[А] α [Б] β , т.е., концентрациите на реакционите производи преовладуваат над концентрациите на почетните супстанции, а приносот на производите на реакцијата е висок.

При К еднаков на «1, приносот на реакционите производи е соодветно низок. На пример, за реакција на хидролиза на етил естер на оцетна киселина

константа на рамнотежа:

на 20 °C има вредност од 0,28 (т.е. помалку од 1).

Ова значи дека значителен дел од естерот не бил хидролизиран.

Константата на рамнотежа се изразува на следниов начин:

Вредноста на константата на рамнотежа зависи од природата на реактантите и температурата.

Константата не зависи од присуството на катализатор, бидејќи ја менува енергијата на активирање и на напред и на обратна реакција за иста количина. Катализаторот може само да го забрза почетокот на рамнотежата без да влијае на вредноста на константата на рамнотежата.

Со промена на овие услови, можно е системот да се префрли од една во друга рамнотежна состојба која ги исполнува новите услови. Оваа транзиција се нарекува поместувањеили промена на рамнотежата.

Ефект на промена на концентрацијата на супстанциите

Кога во реакционата смеса се додаваат азот N2 и водород H2, концентрацијата на овие гасови се зголемува, што значи се зголемува брзината на напредната реакција. Рамнотежата се поместува надесно, кон производот на реакцијата, односно кон амонијак NH 3.

N 2 +3H 2 → 2NH 3

Истиот заклучок може да се извлече со анализа на изразот за константата на рамнотежа. Како што се зголемува концентрацијата на азот и водород, именителот се зголемува, а бидејќи К е еднаков. - вредноста е константна, броителот мора да се зголеми. Така, количината на реакциониот производ NH 3 во реакционата смеса ќе се зголеми.

Зголемувањето на концентрацијата на производот од реакцијата на амонијак NH 3 ќе доведе до поместување на рамнотежата налево, кон формирање на почетните супстанции. Овој заклучок може да се извлече врз основа на слично размислување.

Ефект на промена на притисокот

Да претпоставиме дека притисокот во затворен систем е зголемен, на пример, за 2 пати. Тоа значи дека концентрациите на сите гасовити материи (N 2, H 2, NH 3) во реакцијата што се разгледува ќе се зголемат за 2 пати. Во овој случај, броителот во изразот за K еднакво ќе се зголеми за 4 пати, а именителот за 16 пати, т.е. рамнотежата ќе биде нарушена. За да се врати, треба да се зголеми концентрацијата на амонијак и да се намалат концентрациите на азот и водород. Балансот ќе се префрли надесно. Промената на притисокот практично нема ефект врз волуменот на течните и цврстите тела, односно не ја менува нивната концентрација. Оттука, состојбата на хемиска рамнотежа на реакции кои не вклучуваат гасови не зависи од притисокот.

Ефект на промена на температурата

Како што се зголемува температурата, стапките на сите реакции (егзо- и ендотермични) се зголемуваат. Згора на тоа, зголемувањето на температурата има поголем ефект врз брзината на оние реакции кои имаат поголема енергија на активирање, што значи ендотермичен.

Така, брзината на обратната реакција (ендотермична) се зголемува повеќе од брзината на напредната реакција. Рамнотежата ќе се префрли кон процесот придружен со апсорпција на енергија.

Насоката на поместувањето на рамнотежата може да се предвиди користејќи Принципот на Ле Шателје:

Така:

Како што се зголемува концентрацијата на реактантите, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон формирање на реакциони производи;

Како што се зголемува концентрацијата на реакционите производи, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон формирање на почетните супстанции;

Како што се зголемува притисокот, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон реакцијата во која волуменот на формираните гасовити материи е помал;

Како што се зголемува температурата, хемиската рамнотежа на системот се поместува кон ендотермичката реакција;

Како што температурата се намалува, таа се движи кон егзотермичен процес.

Принципот на Ле Шателје е применлив не само за хемиски реакции, туку и за многу други процеси: испарување, кондензација, топење, кристализација итн. Во производството на најважните хемиски производи, принципот на Ле Шателје и пресметките кои произлегуваат од законот за масовно дејство овозможуваат да се најдат такви услови за извршување на хемиски процеси кои обезбедуваат максимален принос на саканата супстанција.

Референтен материјал за полагање на тестот:

Табела на Менделеев

Табела за растворливост

Меѓу бројните класификации на видови реакции, на пример оние што се определуваат со термичкиот ефект (егзотермичен и ендотермичен), со промени во оксидационите состојби на супстанциите (редокс), со бројот на компоненти кои учествуваат во нив (распаѓање, соединенија) и така натаму, реакции кои се случуваат во две меѓусебни насоки, инаку наречени реверзибилна . Алтернатива на реверзибилните реакции се реакциите неповратни, при што се формира финалниот производ (талог, гасовита супстанција, вода). Меѓу овие реакции се следниве:

Реакции на размена помеѓу растворите на сол, при што се формира или нерастворлив талог - CaCO 3:

Ca(OH) 2 + K 2 CO 3 → CaCO 3↓ + 2KON (1)

или гасовита супстанција - CO 2:

3 K 2 CO 3 + 2H 3 RO 4 →2K 3 RO 4 + 3 CO 2+ 3H 2 O (2)

или се добива малку дисоцијабилна супстанција - H 2 O:

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

Ако земеме во предвид реверзибилна реакција, тогаш таа продолжува не само во насока напред (во реакциите 1,2,3 од лево кон десно), туку и во спротивна насока. Пример за таква реакција е синтезата на амонијак од гасовити материи - водород и азот:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 (4)

Така, хемиската реакција се нарекува реверзибилна ако се одвива не само во насока напред (→), туку и во обратна насока (←) и се означува со симболот (↔).

Главна карактеристика на овој тип на реакција е тоа што производите на реакцијата се формираат од почетните супстанции, но во исто време, почетните реагенси се формираат од истите производи. Ако ја земеме предвид реакцијата (4), тогаш во релативна единица време, истовремено со формирањето на два молови амонијак, нивното распаѓање ќе се случи со формирање на три молови водород и еден мол азот. Да ја означиме брзината на директна реакција (4) со симболот V 1, тогаш изразот за оваа брзина ќе има форма:

V 1 = kˑ [Н 2 ] 3 ˑ , (5)

каде што вредноста „k“ е дефинирана како константа на брзина на дадена реакција, вредностите [H 2 ] 3 и одговараат на концентрациите на почетните супстанции подигнати до моќи што одговараат на коефициентите во равенката на реакцијата. Во согласност со принципот на реверзибилност, брзината на обратна реакција ќе го земе изразот:

V 2 = kˑ 2 (6)

Во почетниот момент, брзината на напредната реакција добива најголема вредност. Но, постепено концентрациите на почетните реагенси се намалуваат и брзината на реакцијата се забавува. Во исто време, стапката на обратна реакција почнува да се зголемува. Кога стапките на напредните и обратните реакции стануваат исти (V 1 = V 2), состојба на рамнотежа , при што веќе нема промена во концентрациите и на почетните и на добиените реагенси.

Треба да се напомене дека некои неповратни реакции не треба да се сфаќаат буквално. Да дадеме пример за најчесто цитираната реакција на метал со киселина, особено цинк со хлороводородна киселина:

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

Всушност, цинкот, кога се раствора во киселина, формира сол: цинк хлорид и водороден гас, но по некое време брзината на директната реакција се забавува како што се зголемува концентрацијата на сол во растворот. Кога реакцијата практично ќе престане, одредена количина на хлороводородна киселина ќе биде присутна во растворот заедно со цинк хлорид, па реакцијата (7) треба да се даде во следнава форма:

2Zn + 2HCl = 2ZnНCl + H2 (8)

Или во случај на формирање на нерастворлив талог добиен со спојување на раствори на Na 2 SO 4 и BaCl 2:

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

таложената сол BaSO 4, иако во мала мера, ќе се дисоцира на јони:

BaSO 4 ↔ Ba 2+ + SO 4 2- (10)

Затоа, концептите на неповратни и неповратни реакции се релативни. Но, сепак, и во природата и во практичните активности на луѓето, овие реакции се од големо значење. На пример, процеси на согорување на јаглеводороди или посложени органски супстанции, како што е алкохолот:

CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O (11)

2C 2 H 5 OH + 5O 2 = 4CO 2 + 6H 2 O (12)

се целосно неповратни процеси. Би се сметало за среќен сон на човештвото доколку реакциите (11) и (12) се реверзибилни! Тогаш би било можно повторно да се синтетизираат гас и бензин и алкохол од CO 2 и H 2 O! Од друга страна, реверзибилни реакции како што се (4) или оксидација на сулфур диоксид:

SO 2 + O 2 ↔ SO 3 (13)

се основни во производството на соли на амониум, азотна киселина, сулфурна киселина и други неоргански и органски соединенија. Но, овие реакции се реверзибилни! А за да се добијат финалните производи: NH 3 или SO 3, потребно е да се користат такви технолошки методи како: промена на концентрациите на реагенсите, промена на притисокот, зголемување или намалување на температурата. Но, ова веќе ќе биде тема на следната тема: „Промена во хемиската рамнотежа“.

веб-страница, при копирање на материјал во целост или делумно, потребна е врска до изворот.

Сите хемиски реакции можат да се поделат во две групи: неповратни и реверзибилни реакции. Неповратните реакции продолжуваат до завршување - додека еден од реактантите целосно не се потроши. Реверзибилните реакции не завршуваат: во реверзибилна реакција, ниту еден од реактантите не се троши целосно. Оваа разлика се должи на фактот дека неповратната реакција може да продолжи само во една насока. Реверзибилна реакција може да се појави и во напред и во обратна насока.

Ајде да погледнеме два примери.

Пример 1. Интеракцијата помеѓу цинк и концентрирана азотна киселина се одвива според равенката:

Со доволна количина на азотна киселина, реакцијата ќе заврши само кога целиот цинк ќе се раствори. Дополнително, ако се обидете да ја извршите оваа реакција во спротивна насока - поминувајќи го азот диоксид низ раствор од цинк нитрат, тогаш металниот цинк и азотна киселина нема да работат - оваа реакција не може да продолжи во спротивна насока. Така, интеракцијата на цинкот со азотна киселина е неповратна реакција.

Пример 2. Синтезата на амонијак се одвива според равенката:

Ако помешате еден мол азот со три молови водород, создадете услови во системот кои се поволни за појава на реакцијата и по доволно време, анализирате ја смесата на гасови, резултатите од анализата ќе покажат дека не само реакцијата производ (амонијак) ќе биде присутен во системот, но и почетните супстанции (азот и водородот). Ако сега, под истите услови, не е смесата азот-водород, туку амонијак како почетна супстанција, тогаш ќе може да се открие дека дел од амонијакот ќе се распадне на азот и водород, а конечниот однос помеѓу количините од сите три супстанции ќе бидат исти како во тој случај, кога се тргнува од мешавина на азот и водород. Така, синтезата на амонијак е реверзибилна реакција.

Во равенките на реверзибилни реакции, наместо знакот за еднаквост може да се користат стрелки; тие ја симболизираат реакцијата што се случува и во напред и во обратна насока.

На сл. Слика 68 ја прикажува промената на стапките на напредни и обратни реакции со текот на времето. На почетокот, при мешање на почетните супстанции, брзината на напредната реакција е висока, а брзината на обратна реакција е нула Како што продолжува реакцијата, почетните супстанции се трошат и нивните концентрации паѓаат.

Ориз. 63. Промена на брзината на напредните и обратните реакции со текот на времето.

Како резултат на тоа, брзината на напредната реакција се намалува. Во исто време, се појавуваат производи за реакција и нивната концентрација се зголемува. Како резултат на тоа, почнува да се јавува обратна реакција, а нејзината брзина постепено се зголемува. Кога стапките на напредните и обратните реакции стануваат еднакви, настанува хемиска рамнотежа. Така, во последниот пример се воспоставува рамнотежа помеѓу азот, водород и амонијак.

Хемиската рамнотежа се нарекува динамичка рамнотежа. Ова нагласува дека при рамнотежа се случуваат и напредни и обратни реакции, но нивните стапки се исти, како резултат на што промените во системот не се забележливи.

Квантитативна карактеристика на хемиската рамнотежа е вредност наречена константа на хемиска рамнотежа. Ајде да го разгледаме користејќи го примерот на реакцијата на синтеза на јодид-водород:

Според законот за масовно дејство, стапките на напредни и обратни реакции се изразуваат со равенките:

При рамнотежа, стапките на напредните и обратните реакции се еднакви една со друга, оттука

Односот на константите на брзината на напредните и обратните реакции е исто така константа. Се нарекува константа на рамнотежа на оваа реакција (К):

Од тука конечно

На левата страна на оваа равенка се оние концентрации на супстанции кои содејствуваат кои се воспоставени при концентрации на рамнотежа - рамнотежа. Десната страна на равенката е константна (при константна температура) количина.

Може да се покаже дека во општиот случај на реверзибилна реакција

константата на рамнотежа ќе се изрази со равенката:

Овде, големите букви ги означуваат формулите на супстанциите, а малите букви ги означуваат коефициентите во равенката на реакцијата.

Така, при константна температура, константата на рамнотежа на реверзибилна реакција е константна вредност што го покажува односот помеѓу концентрациите на реакционите производи (броител) и почетните супстанции (именителот) што е воспоставен во рамнотежа.

Равенката на константата на рамнотежа покажува дека во услови на рамнотежа, концентрациите на сите супстанции кои учествуваат во реакцијата се поврзани една со друга. Промената на концентрацијата на која било од овие супстанции повлекува промени во концентрациите на сите други супстанции; како резултат на тоа, се воспоставуваат нови концентрации, но односот меѓу нив повторно одговара на константата на рамнотежата.

Нумеричката вредност на константата на рамнотежа, до прво приближување, го карактеризира приносот на дадена реакција. На пример, кога приносот на реакцијата е висок, бидејќи во овој случај

односно при рамнотежа, концентрациите на продуктите на реакцијата се многу поголеми од концентрациите на почетните материи, а тоа значи дека приносот на реакцијата е висок. Кога (од слична причина) приносот на реакцијата е низок.

Во случај на хетерогени реакции, изразот на константата на рамнотежа, како и изразот на законот за дејство на масата (види § 58), ги вклучува концентрациите само на оние супстанции кои се во гасна или течна фаза. На пример, за реакцијата

константата на рамнотежа има форма:

Вредноста на константата на рамнотежа зависи од природата на супстанците кои реагираат и од температурата. Не зависи од присуството на катализатори. Како што веќе споменавме, константата на рамнотежа е еднаква на односот на константите на брзината на напредните и обратните реакции. Бидејќи катализаторот ја менува енергијата на активирање и на напредните и на обратните реакции за иста количина (види § 60), тој не влијае на односот на нивните константи на брзина.

Затоа, катализаторот не влијае на вредноста на константата на рамнотежа и, според тоа, не може ниту да го зголеми ниту да го намали приносот на реакцијата. Може само да го забрза или забави почетокот на рамнотежата.