Реакция принцип смещения

В исследовании термодинамики химических превращений в конце XIX в. большую роль сыграли работы голландского физикохимика Я. X. Вант-Гоффа. Мысленно проведя газовую реакцию в равновесных условиях, т. е. сжимая и расширяя газы с совершением максимальной работы в так называемом ящике Вант-Гоффа , он вывел знаменитое уравнение изотермы химической реакции, которым связал максимальную работу, т. е. изменение энергии Гиббса в реакции, с известной из закона действия масс константой химической реакции. Так закон действия масс получил свое термодинамическое обоснование. Вант-Гофф вывел также зависимость константы реакции от температуры, получившую название уравнения изобары химической реакции. Он показал, что знак и крутизна этой зависимости определяются знаком теплового эффекта реакции, чем термодинамически обосновал принцип смещения равновесия Ле-Шателье-Брауна (1884). [c.317]

Гидролиз солей, в результате которого образуются малорастворимые или газообразные продукты, удаляющиеся из сферы реакции (принцип смещения равновесия), необратим. Например, гидролиз РЬ( 504)2 протекает полностью вследствие образования осадка РЬОг [c.125]

Принцип смещения равновесий распространяется и на другие факторы. Если равновесие в процессе зависит от внещних электрических, магнитных полей или поля тяготения, то при изменении их усиливается то из направлений процесса, которое уменьшает влияние произведенного воздействия. Точно так же влияет и введение дополнительных количеств одного из компонентов реакции, в чем можно убедиться из рассмотрения константы равновесия. [c.239]

Эти же выводы получаются из принципа смещения равновесия Ле-Шателье — Брауна если к равновесной системе подводится теплота, то в системе произойдут такие изменения, чтобы ослабить это воздействие, т. е. произойдут процессы с поглощением теплоты. Например, для экзотермической реакции синтеза аммиака [c.142]

Поскольку реакции между ионами в растворе представляют собой пример химического равновесия, к ним применим принцип смещения равновесия Ле Шателье. В соответствии с этим принципом равновесие может сместиться, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания. Удаление вещества может быть осуществлено в трех случаях 1) образование малорастворимого осадка 2) выделение газообразного вещества 3) образование малодиссоциированного соединения. [c.153]

Отсюда вытекает формулировка принципа смещения равновесий применительно к влиянию давления на равновесие обратимых газовых реакций при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул, при уменьшении — в сторону большего. Если общее число молекул в левой и правой частях уравнения реакции одинаково, изменение давления не влияет на положение химического равновесия. [c.126]

Для качественного определения направления сдвига равновесия в химической реакции пользуются правилом если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывают внешнее воздействие, то в системе происходит такое смещение равновесия, которое ослабляет это воздействие. Этот принцип называется принципом Ле-Шателье — Брауна, или принципом смещения. [c.139]

В соответствии с общим принципом смещения равновесия при увеличении температуры равновесие сместится в сторону эндотермической реакции, т. е. в сторону увеличения концентрации СО. [c.124]

В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором его концентрация уменьшается. Поэтому избыток исходного вешества (исходных веществ) вызывает смещение равновесия вправо, увеличивая степень превращения других реагентов добавление продукта (продуктов) реакции вызывает смещение равновесия влево, т. е. уменьшение степени полноты ее протекания. Так, избыток кислорода увеличивает степень превращения SO2 в SO3 при контактном получении триоксида серы — возрастание концентрации молекул веществ ускоряет ту реакцию, которая их расходует, причем константа равновесия не изменится, так как она зависит для данной реакции только от температуры. Если направление смещения равновесия в процессе определяется тем, какой из реагентов взят в избытке, то степень смещения равновесия при данном количестве реагента определится величиной стехио-метрических коэффициентов. [c.87]

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]

Из этого правила не следует делать такого вывода, что при высоких температурах идут только эндотермические реакции, а прн низких — только экзотермические и при высокой и при низкой температуре могут протекать оба тина реакций. Принцип Ле Шателье говорит лишь о направлении смещения всех. этих равновесных процессов при изменении температуры. [c.153]

До сих пор рассматривались ионные реакции, протекающие при эквивалентных количествах реагирующих веществ. Увеличение концентрации одного из них будет изменять положение равновесия в системе. Это обстоятельство очень важно практически, так как выход получаемого продукта часто может быть значительно повыщен путем увеличения концентрации одного из исходных веществ. Вообще в технике по возможности избегают обратимости процессов и всегда стараются сместить равновесие в более выгодную сторону. Как уже отмечалось ранее (IV 2), указания по этому вопросу дают закон действия масс и принцип смещения равновесий. [c.192]

Поскольку эта реакция экзотермическая, то понижение температуры будет смещать равновесие в сторону образования аммиака. Но при этом сильно уменьшается скорость реакции. Поэтому синтез аммиака приходится вести при 500—550°С и в присутствии катализатора. А так как катализатор ускоряет и прямую и обратную реакцию одинаково, а повышение температуры смещает равновесие в сторону исходных веществ, то эти условия невыгодны для промышленного производства. Следовательно, в соответствии с принципом смещения равновесия для противодействия влиянию повышенной температуры необходимо использовать давление. Для синтеза аммиака применяют давления от 15 до ]00 Л Па. В зависимости от применяемого давления различают три способа производства синтетического аммиака низкого (10—15 МПа), среднего (25—30 МПа) и высокого (50—100 МПа) давления. Наиболее распространен средний. [c.192]

Понижение давления пара над раствором нелетучего вещества можно пояснить с привлечением принципа смещения равновесия Ле Шателье. Действительно, при увеличении концентрации нелетучего компонента в растворе равновесие в системе вода — пар сдвигается в сторону конденсации части пара (реакция системы на [c.248]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся ио силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому согласно принципу смещения равновесия применительно к ионным реакциям в растворе эта реакция целиком смещена вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени, и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключается не только в участии в реакции слабой кислоты или основания, но и в диссоциации самой воды. Сущность гидролиза с этой точки зрения состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо ее анион (слабая кислота) преимущественно связывает соответственно ионы ОН и [c.273]

В соответствии с общим принципом смещения равновесий ионных взаимодействий в растворах удаление одного из продуктов из сферы реакции в виде труднорастворимого осадка или газа способствует усилению гидролиза. Например, сульфат РЬ(504)2 водой гидролизуется полностью за счет образования нерастворимого осадка РЬОг [c.279]

Согласно принципу смещения равновесия, протеканию реакции образования аммиака способствует увеличение полного давления. [c.224]

Понижение давления пара над раствором нелетучего вещества, например в воде, можно пояснить с привлечением принципа смещения равновесия Ле Шателье. Действительно, при увеличении концентрации нелетучего компонента в растворе равновесие в системе вода — насыщенный пар сдвигается в сторону конденсации части пара (реакция системы на уменьшение концентрации воды при растворении вещества), что и вызывает уменьшение давления пара. [c.149]

Поскольку реакции между ионами в растворе представляют собой пример химического равновесия, к ним приложим принцип смещения равновесий Ле Шателье. В соответствии с этим принципом равновесие можно сместить в одну сторону, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания. Удаление вещества может быть осуществлено следующим путем [c.162]

Таким образом, принцип смещения равновесий Ле-Шателье позволяет заранее предсказывать, в какую сторону сместится равновесие при изменении параметров состояния реакции, и наоборот, какое изменение следует внести в условия проведения процесса для увеличения выхода продукта. Однако для количественных расчетов нового положения равновесия и теоретического предела протекания реакции необходимы термодинамические расчеты с использованием соответствующих уравнений в интегральной форме. [c.425]

Для изображения равновесий в тройных системах Дж. Гиббс предложил треугольную диаграмму (1878). Впоследствии на этой основе получил развитие физико-химический анализ. В связи с принципом подвижного равновесия А. Ле Шателье предложил известное правило течения реакций при смещении равновесия. По Ле Шателье, все химические превращения можно рассматривать как обратимые и лишь реакции, сопровождающиеся выделением осадка или газа, проходят до конца. [c.164]

Откуда следует, что с увеличением давления увеличивается концентрация СН4 и уменьшается концентрация Нз. При протекании трех указанных реакций с ростом давления в газе увеличиваются концентрации GO2, Н2О и GH4 или концентрации многоатомных газов, а концентрации СО и Н2 уменьшаются. Полученная закономерность находится в полном соответствии с принципом смещения равновесий. [c.24]

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия Ле Шателье, который был сформулирован в 1884 г. Согласно этому принципу при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия. Действительно, повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермических реакций, в процессе которых подводимая извне теилота поглощается. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, протекают более полно при охлаждении. Аналогичн1эШ образом при увеличении давления стимулируется реакция, сопровождающаяся уменьшением объема, так как этот процесс способствует уменьшению влияния давления. При этом чем больше изменение объема газовой смеси при взаимодействии, тем заметнее воздействие давления на положение химического равновесия. Добавление в реакционную смесь, находящуюся в равновесии, одного из компонентов благоприятствует протеканию той реакции, в процессе которой этот компонент расходуется. Практическое использование принципа смещения равновесия можно показать на примере синтеза аммиака. Эта реакция экзотермична и протекает с уменьшением объема [c.231]

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]

Обменные реакции в растворах относятся к ионным реакциям, протекающим в обоих направлениях с большими скоростями (практически мгновенно). Они представляют пример химического равновесия, к которому применим принцип смещения равновесий Ле Шателье. В соответствии с этим принципам реакцию можно провести достаточно полно, если какое-либо вещество будет удаляться в ходе ее протекания. Удаление вещества в них осуществляется либо за счет более прочного связывания ионов с образованием малорастБоримого или слабодиссоциированного соединения, либо за счет выделения газообразного продукта реакции. [c.34]

Если на равновесную электрохимическую систему производить внешнее воздействие, то равновесие будет смещаться в сторону, указываемую этим воздействием, и до тех пор, пока нарастающее в системе противодействие не станет равным внешнему действию (принцип смещения равновесий Ле-Шателье). Наоборот, при бесконечно медленном процессе ( ->0) состояние электрохимической системы в каждый данный момент времени бесконечно мало отличается от равновесного. Полностью обратимый электрохимический процесс характеризуется, кроме /->-0, тем, что вся совокупность элементов (веществ), принимающих в нем участие, прохо1ДИт в точности через те же состояния, что и при прямом процессе, -но в обратной последовательности. Если же это условие не удовлетворяется, то имеет место необратимость. Примером необратимой системы в указанном смысле может служить элемент Zn-1 H2SO4 +Си, где даже при разомкнутой внешней цепи (г = 0) протекает самопроизвольная химическая реакция взаимодействия между цинком и серной кислотой. [c.134]

Поскольку эта реакция экзотермическая, то понижение температуры будет смещать равновесие в сторону образования аммиака. 4о при этом сильно уменьшается скорость реакции, Поэтому синтез аммиака приходится вести при 500—550 °С и в присутствии катализатора. А так как катализатор ускоряет и прямую, и обратную реакции одинаково, а повышение температуры смещает равновесие в сторону исходных веществ, то эти условия невыгодны для промышленного производства. Следовательно, в соответствии с принципом смещения равновесия для противодействия влиянию повышенной температуры необходимо использовать давление. Для синтеза аммиака применяют давления от 15 до 100 МПа (1МПаяа [c.109]

Поскольку реакции между ионами в растворе представляют собой пример химического равновесия, к ним приложим принцип смещения равновесий Ле Шателье. В соответствии с этим принципом равновесие можно сместить в одну сторону, если какое-либо вещество будет удаляться из сферы реакции по мере ее протекания. Удаление вещества может быть осуществлено следующим путем 1) образованием малорастворимого осадка 2) выделением газообразного продукта реакции 3) образованием малодиссоци-ированного соединения 4) образованием прочного комплекса. Примером реакции первого типа может служить взаимодействие K l с AgNOa с образованием малорастворимого в воде осадка хлорида серебра. При взаимодействии раствора Na2S с серной кислотой образуется газообразный сероводород и равновесие реакции смещается вправо [c.269]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся по силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому, согласно принципу смещения равновесия, применительно к ионным реакциям в растворе это равновесие цеником смещено вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой, и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключает- [c.164]

НОИ реакции равны, называется химическим равновесием. Химическое равновесие можно охарактеризовать с помощью константы (К) химического равновесия. Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры и не зависит от концентрации реагентов. При химическом равновесии концентрации веществ, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакции, остаются постоянными, если не изменяются условия. При изменении условий — температуры, давления, концентрации реагирующих веществ — химическое равновесие смещается, происходит увеличение или уменьшение скорости прямой или обратной реакции. Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателъе если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-ли-бо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие. [c.132]

Если в равновесную систему, отвечающую, например, реакции (VIII, 23), ввести дополнительно некоторое количество вещества В, то вследствие взаимодействия его с веществом D образуются дополнительные количества веществ Q и К. В результате будет достигнуто состояние равновесия, при котором парциальные давления Pq и Pr по сравнению с исходными возрастут, давление ро, наоборот, уменьшится, а давление рв возрастет, но на величину меньшую, чем величина, отвечающая дополнительно введенному количеству этого вещества. По достижении состояния равновесия скорости прямой и обратной реакций становятся опять одинаковыми между собой (но отличаются от начальных), а соотношения между парциальными давлениями всех веществ, участвующих в реакции, будут снова отвечать прежнему численному значению константы равновесия Кр, хотя процентное содержание компонентов изменится. Можно показать, что описанное изменение состава вытекает и из общего принципа смещения равновесий ( 87). [c.260]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология