Вант-Гоффа принцип

Термодинамическое и химическое равновесие системы. Уравнение Гиббса. Закон действующих масс и константа химического равновесия. Уравнение Вант-Гоффа. Принцип Ле-Шателье [c.64]

Методы определения порядка реакции, которыми пользуются и в настоящее время, были разработаны Вант-Гоффом. Принцип этих методов следующий. [c.73]

Закон Вант-Гоффа. Принцип Ле Шателье [c.134]

Принцип излагаемого ниже вывода дан Вант-Гоффом (1886) и носит название метода ящика Вант-Гоффа. Изложим этот метод для частного случая реакции синтеза аммиака. [c.266]

Эго уравнение по форме совпадает с уравнением состояния идеального газа, что позволило голландскому фнзико-химику Вант-Гоффу (1887 г.), обратившему на это внимание, прийти к выводу, что осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало тот же объем, который занимает раствор (принцип Вант-Гоффа). [c.244]

Сложные реакции. Для определения порядка в данном случае используют метод Вант-Гоффа, называемый методом исключений или методом измерения начальных скоростей реакций. Принцип метода заключается в следующем. [c.160]

Таким образом, с точки зрения второго начала термодинамики и рост энтропии, и убыль свободной энергии представляют собой меру сродства химической реакции. Отсюда и вытекает принцип, установленный Вант-Гоффом, что за меру химического сродства следует принять величину свободной энергии, точнее говоря, разность свободных энергий системы до и после реакции, рассчитанную на определенную массу (грамм, моль) реагирующих веществ. При наступлении равновесия эта разность доходит до минимума, а именно, принимает значение, равное нулю в этот момент свободные энергии одинаковых масс веществ до и после реакции равны между собой. [c.165]

Уравнения (4.28) и (4.29) были выведены Я. Г. Вант-Гоф-фом. Они дают зависимость константы химического равновесия от температуры. Из уравнений Вант-Гоффа видно, что если ДЯр, г в данной реакции имеет отрицательное значение, то константа равновесия с ростом температуры уменьшается если АЯр, г>0, то константа равновесия растет с увеличением температуры. При АЯр. т=0 константа равновесия не зависит от температуры. Это же следует из принципа Ле-Шателье. [c.172]

Повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермических реакций. Чем больше АЯ, тем скорее растет константа равновесия с ростом температуры, а тем самым и выход продуктов реакции. Если же реакция сопровождается выделением теплоты, то действие нагревания будет отрицательным. Поэтому в соответствии с принципом подвижного равновесия Вант-Гоффа, являющимся частным случаем принципа смещения равновесия, низкие температуры благоприятствуют экзотермическим реакциям (в частности, различным синтезам), а высокие — эндотермическим [c.476]

Изложенное показывает, что явления ассоциации и диссоциации в принципе не нарушают законы Бант-Гоффа и Рауля. Указанные законы свою основную сущность (зависимость ряда свойств растворов от их частичной концентрации) сохраняют в равной степени для всех рассмотренных случаев. Более того, законы Вант-Гоффа и Рауля дают основу для количественных методов определения степеней ассоциации или диссоциации в растворах (об определении степени диссоциации — см. 2 следующей главы). [c.185]

В мае 1875 г. Я. Вант-Гофф издал повое, дополненное издание своей брошюры на французском языке Химия в пространстве . В том же году появилась его статья Изомерия и расположение атомов , в которой он особо подчеркивал, что повое учение устанавливает соответствие между относительным положением атомов в пространстве и числом изомеров. Определение такого положения при помоши изомерии есть независимый принцип ,— указывал Я. Вант-Гофф. На примере соединений алленового тина [c.219]

Равновесные химические процессы приобрели во второй половине XIX в. огромное значение для химии, во-первых, благодаря их общности, во-вторых, благодаря простоте применения к этим явлениям строгих принципов термодинамики. По словам Вант-Гоффа, химическое равновесие — это область, где данные физики, химии и математики могут дополнять друг друга, как нигде в другом месте Основные принципы учения о химическом равновесии были выдвинуты К. Бертолле. Он считал, что прямые реакции идут лишь до определенного предела, так как они тормозят обратные, равновесие химических сил зависит также от действия теплоты и от агрегатного состояния веществ, вступающих в реакцию и образующихся. Интерес к этой проблеме повышается с середины XI в. и с каждым годом возрастает. [c.322]

К 70-м годам XIX в. экспериментально и теоретически была подготовлена почва для создания и обоснования принципа подвижного равновесия. Заслуга в этом принадлежит В. Гиббсу, Я. Вант-Гоффу и А. Ле Шателье. Великая проблема химического равновесия привлекла мое внимание,—вспоминал Я. Вант-Гофф.—Равновесные химические процессы приобрели огромное значение для химии, во-первых, благодаря их общности, во-вторых, благодаря простоте применения к этим явлениям плодотворных и строгих принципов термодинамики. Тут, следовательно, является область, где данные физики, химии и математики могут дополнять друг друга, как нигде в другом месте . [c.333]

Я. Вант-Гофф установил принцип подвижного равновесия, который вытекал из изучения перемещения равновесия, происходящего с изменением температуры, и теплового эффекта. Этот принцип формулировался следующим образом Каждое равновесие между двумя различными состояниями вещества (системами) смещается при понижении температуры в сторону той из двух систем, при образовании которой выделяется теплота Он ясно представлял себе большое значение найденного им закона Эта формула, несмотря на краткость, излагает все, что нужно. Она прежде всего охватывает и химические, и физические равновесия указывает затем результаты как понижения, так и повышения температуры. Она выражает, наконец, что если нет системы, образующейся с выделением теплоты, то изменение температуры не сместит равновесия [c.334]

Наблюдайте уменьшение интенсивности бурой окраски в том колене, которое находится в холодной воде, и усиление в колене, находящемся в горячей воде. Выньте трубку из стаканов, и то колено, которое было в холодной, опустите в горячую воду, а колено из горячей воды — в холодную. Через 2—3 мин выньте трубку из стаканов и отметьте изменение окраски в каждом колене. В каком направлении происходит смещение равновесия оксидов азота при нагревании и охлаждении Объясните смещение равновесия на основании правила Вант-Гоффа и принципа Ле-Шателье. [c.49]

Это уравнение Вант-Гоффа. Оно показывает, что при положитель ных значениях ДЯ (эндотермическая реакция) —положительно и /С , увеличивается с повышением температуры. Если реакция экзотермическая, то значение ДЯ отрицательно и Кр уменьшается с повышением температуры Следовательно, в обоих случаях концентрации соединений при равновесии меняются, как это и следует из принципа Ле Шателье. [c.103]

Влияние изменения температуры на термодинамические равновесия в общем виде было впервые установлено А.Л.Потылицыным (1880 г.). Через несколько лет это влияние было выражено Вант-Гоффом (1883 г.) в количественной форме. Немного позже Ле-Ша-телье (1885 г.), а затем Браун (1886 г.) сформулировали общий принцип, отражающий влияние различных факторов на положение равновесия - принцип смещения равновесий, называемый иначе принципом Ле-Шателье — Брауна [7]. [c.14]

В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса (1873—1878) и Ле-П1ателье, который открыл (1885) общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа. Им же была разработана количественная теория разбавленных растворов (1886). [c.17]

В эту переломную эпоху перехода от фактов, ждущих своего объяснения, к теоретическим выводам в совершенно новой и мало понятной области химии—катализе—большие услуги оказала физическая химия, устанавливающая закономерности на основе каталитических реакций. В 1870 г. Л. Вильгельми открыл кинетический закон действия масс при каталитическом исследовании инверсии тростникового сахара под действием разбавленных кислот. Это позволило позднее в 1867 г. К. Гульдбергу и П. Вааге сформулировать общий закон действия масс в виде динамического равновесия. К этому времени относятся классические исследования Я. Вант-Гоффа по законам кинетики (принципы различия моно-, ди- и по-лимолекулярных реакций), работы М. Боденштейна по газовым реакциям и их кинетике и исследования В. Оствальда по катализу. [c.18]

Как уже говорилось, ферромагнетик при намагничивании изменяет свои линейные размеры и форму. Изменение формы каждого домена в по-ликристаллическом теле наталкивается на препятствия, которые возникают под влиянием соседних доменов, и возникают упругие напряжения. Энергия тела увеличивается на величину магнитоупругой энергии. Рассмотрим процесс намагничивания в условиях одновременного действия магнитного поля и внешних сил в пределах упругости. Железо, намагничиваясь в сравнительно слабых полях, несколько удлиняется, при этом поперечное сечение образца уменьшается. Отсюда на основе принципа Вант-Гоффа и Ле-Шателье о противодействии системы действующим на нее силам следует, что сжатие железного образца будет препятствовать его намагничиванию, а растяжение — способствовать [10, 84, 96]. Е и растяжении получим более высокую магнитную проницаемость ццо В/Н в начальной части кривой намагничивания, а коэрцитивная сила уменьшится. Для никелевого стержня получается обратная картина, так как при намагничивании его длина сокращается при некотором расширении поперечного сечения. [c.53]

Закон действия масс может быть выведен совершенно другим, однако тоже термодинамическим путем, а именно так называемым методом циклов. Метод циклов имеет преимущество наглядности. Однако им не всегда удобно пользоваться, так как в более сложных случаях трудно разбить процесс па простые и легко ко-личсстнеппо учитываемые частные процессы. Принцип излагаемого ниже нывода носит название метода ящика Вант-Гоффа. Изложим этот метод для частного случая реакции синтеза аммиака. [c.195]

Это обстоятельство не случайно. Оно является отражением общего принг ипаЛе/ ателбе при внешнем воздействии на систему в ней возникают изменения, направленные на компенсацию этого внешнего воздействия. Конечно, эта компенсация частичка, и принцип Ле Шателье имеет значение лишь как способ качественной оценки направления процесса. Нетрудно убедиться, что он применим и к другим воздействиям. Так, с помощью принципа Ле Шателье можно определить, как должна изменяться константа равновесия с температурой. Если реакция эндотермическая, то нагревание смеси должно благоприятствовать этой реакции, поскольку она будет забирать часть теплоты, введенной в систему. Отсюда следует, что константы равновесия эндотермических реакций должны расти с увеличением температуры. Этот же вывод следует иэ уравнения Вант-Гоффа. [c.225]

Кроме длины и энергии важными характеристиками химической связи являются насыщаемость и направленность. Однако эти свойства присущи лишь ковалентной связи. Ионная связь, природа которой обусловлена ненасыщенным и пространственно симметричным электростатическим полем центрального иона, ненасыщена и не имеет какого-либо определенного направления. Насыщаемость ковалентной связи выражается в ограничении числа валентных связей, которые может дать данный атом. Например, азот притягивает три атома водорода с образованием молекул ЫНз, молекул же МН4, ЫН5 и т. д. не существует. Согласно квантово-механическим соображениям в образовании связи могут участвовать только неспаренные электроны атома число их определяет валентность элемента. В простых случаях число неспаренных электронов в атоме находится с помощью принципа Паули и правила Гунда, в более сложных рассматривается возможность гибридизации волновых функций. Направленность связей объясняет стереохимию молекул, которая начала развиваться после того как Ле-Бель и Вант-Гофф (1874) выдвинули важнейший тезис о тетраэдрическом расположении валентностей углерода. [c.18]

Основопологающим в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической 15сакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагируюгцих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.102]

Перенеся принцип, развитый Вант-Гоффом для углеродного атома с двойной связью, также па двойную связь углерод — азот ( = С = К—) и азот — азот (—К = ), А. Вернер и А. Гапч наглядно и просто объяснили цис-гранс-язомерию оксимов, азосоединений, азоксисоединений. [c.235]

Я. Вант-Гофф на многих примерах показал, что принцип подвижного равновесия вполне оправдывается как для гетерогенных (физических и химических) равновесий, так и для равновесий в гомогенных системах. Этот закон являлся одним из краеугольных камней всего учепия о химическом равновесии. В том же 1884 г. этот принцип был обобщен А. Ле Шателье, распространившим его не только иа термические изменения, но и на всякие другие (давление, концентрация и т. д.). Он гласил Любая система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, будучи подвергнута влиянию внешнего воздействия, которое стремится изменить либо температуру, либо конденсированность (давление, концентрацию, число молекул в единице объема) всей системы или [c.334]

Полученное соотношение, называющееся изобарой Вант-Гоффа, показывает, что изменение константы равновесия с температурой определяется знаком и величиной теплового эффекта реакции АН°. Для экзотермических реакций ДЯ<0, следовательно, производная d 1п KpIdT отрицательна, соответственно величина Кр уменьшается с ростом температуры. В случае же эндотермических реакций (при ДЯ>0) Кр растет с увеличением температуры. При качественном рассмотрении равновесий часто пользуются принципом Ле-Шателье е с-ли на систему, находящуюся в состоянии [c.34]

Вант-Гофф (1898) вывел правило (принцип оптической аддитивности Вант-Гоффа), по которому молекулярное вращение соединения с несколькими асимметрическими центрами представляет собой алгебраическую сумму долей молекулярных вращений асимметрических центров, так называемых ротофоров. [c.551]

Основополагающий вклад в Т. х. внесен такж Г. И. Гессом (основной закон термохимии, 1840), Г. Гельмгольцем (применение второго начала термодинамики к хим. р-циям, 1882), Я. Вант-Гоффом (термодинамика хим. р-ций н растворов, 1883—90), А. Ле Шателье (принцип смещения равновесия, 1883—88), В. Нернстом (третье начало термодинамики, 1906), Г. Льюисом (метод термодинамич. активностей, 1907), И. Пригожиным (неравновесная термодинамика систем с хим. р-циями). [c.567]

ЛЕ ШАТЕЛЬЁ -БРАУНА ПРЙНЦИП, согласно совр. представлениям объединяет два не связанных друг с другом правила собственно принцип Ле Шателье (1884) и сокращенный принцип Ле Шателье - Брауна (1887). Оба правила представляют собой следствия общего принципа равновесия Гиббса (см. Термодинамическое равновесие). Принцип Ле Шателье гласит если система находится в состоянии равновесия, то при действии на нее сил, вызывающих нарушение равновесия, система переходит в такое состояние, в к-ром эффект внеш. воздействия ослабевает. Принцип Ле Шателье определяет смещение хим. и фазовых равновесий при изменении т-ры, давления, состава системы. Напр., повышение т-ры смещает равновесие эндотермич. р-ций в сторону образования конечных продуктов, экзотермич. р-ций-в сторону образования исходных в-в (принцип смещения подвижного равновесия Вант-Гоффа). Повышение давления смещает хим. равновесие в направлении процесса, при к-ром объем системы уменьшается. Введение в систему дополнит, кол-ва к.-л. реагента смещает равновесие в направлении того процесса, при к-ром концентрация этого в-ва убывает. [c.588]