Равновесия принцип Вант-Гоффа

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]

Химическая кинетика. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции. Закон действующих масс. Физический смысл константы скорости. Правило Вант-Гоффа. Понятие об энергии активации, ее влияние на скорость химической реакции. Уравнение Аррениуса, Явление катализа. Гомогенный и гетерогенный катализ. Катализаторы, ингибиторы, промоторы, каталитические яды. Химическое равновесие. Реакции обратимые и необратимые. Состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье. [c.4]

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]

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]

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]

В упомянутой книге Вант-Гоффа Очерки по химической динамике рассматривается принцип подвижного равновесия. Этот принцип Вант-Гофф формулирует так Всякое равновесие между двумя различными состояниями вещества перемещается при понижении температуры в сторону той системы, при образовании которой выделяется теплота . [c.413]

Закон Вант-Гоффа представляет собой частный случай общего закона, называемого принципом Ле Шателье. Принцип Ле Шателье определяет влияние различных условий на равновесную систему и формулируется следующим образом если изменить одно из условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, например температуру, давление или концентрацию, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая противодействует произведенному изменению. [c.134]

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]

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

Анри Ле Шателье (1850—1936) изучает влияние давления на химическое равновесие при некоторых реакциях. Он установил, что повышение давления смещает равновесие в сторону уменьшения объема системы, и наоборот. На основе этого наблюдения он сформулировал принцип подвижного равновесия. Подобный вывод о влиянии температуры на равновесие сделал Вант-Гофф. [c.370]

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]

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 внешней силы на переходы в макромолекулах. Интересной особенностью конформационных переходов, наиболее ярко проявляющейся в случае линейно-упорядоченных систем, является выраженная зависимость темп-ры перехода Гдл (безотносительно к тому, в какой степени оправдан термин плавление , следующий из индекса) от внешней нагрузки. По существу, здесь реализуется принцип Ле Шателье — Вант-Гоффа. В строгой форме его можно записать в виде ур-ния равновесия фаз типа Клапейрона — Клаузиуса, в к-ром, по сравнению с обычными трехмерными системами, объем заменен на длину, а давление — на растяжение [c.63]

Вообще константа равновесия изменяется с температурой, причем при нагревании происходит сдвиг равновесия в том направлении, по которому реакция протекает с поглощением тепла (принцип подвижного равновесия Вант-Гоффа). [c.70]

ЛЕ ШАТЕЛЬЕ ПРИНЦИП (принцип подвижного равновесия) — правило, характеризующее влияние изменения условий существования термодинамич. системы на положение равновесия. Этот принцип в частной форме высказал в 1884 Я. Вант-Гофф, в общем виде сформулировал в том же году А. Ле Шателье и теоретически обосновал в 1887 К. Браун, к-рый показал, что Ле Ш. п. есть следствие второго закона термодинамики. Ле Ш. п. может быть формулирован след, образом если иа систему, находящуюся в устой-. чивом равновесии, воздействовать извне, изменяя [c.478]

Повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермических реакций. Чем больше ДЯ, тем скорее растет константа равновесия с температурой, 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 (в частности, диссоциации). При высоких давлениях состав равновесной смеси будет изменяться, что вызовет изменение /С, с температурой (см. рис. 160, стр. 491). [c.500]

Влияние температуры. Повышение температуры вызывает смещение равновесия в том направлении, в котором обратимая химическая реакция идет с поглощением энергии в форме теплоты, т. е. в направлении эндотермической реакции. Понижение температуры смещает химическое равновесие в таком направлении, в котором реакция протекает с выделением энергии, является экзотермической. Этот вывод Вант-Гоффа является частным случаем принципа Ле Шателье. [c.148]

Во второй половине XIX века были разработаны начала учения о равновесиях в химических системах. В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса ( 873—1878 гг.). Ле-Шателье (1885 г.) открыл общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа (1884—1886 гг.), который впервые создал количественную теорию разбавленных растворов (1886 г.). [c.16]

Влияние изменения температуры на термодинамические равновесия в общем виде было впервые установлено А. Л. Потылицы-ным (1880). Через несколько лет это влияние было выражено Вант-Гоффом (1883) в количественной форме. Немного позже Ле-Шателье (1885), а затем Браун (1886) сформулировали общий принцип, отражающий влияние изменения различных факторов на положение равновесия,—принцип смещения равновесий, называемый иначе принципом Ле-Шателье, который можно выразить следующим образом. [c.219]

Ле-Шателье 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.21]

Эти результаты экспериментальных исследований подтверждаются теорией обратимых реакций в полной мере. Действительно. по Вант-Гоффу изменение температуры перемещает равновесие химического превращения в сторону системы, поглащаю-щей тепло. Но образование аммиака сопровождается выделением тепла следовательно, согласно принципа Вант-Гоффа, повышение температуры системы, представляемой равенством [c.110]

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]

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]

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]

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]

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]

Через несколько лет это влияние было выражено Вант-Гоффом (1883) в количественной форме. Немного позже Ле-Шаталье (1885), а затем Браун (1886) сформулировали общий принцип, отражающий влияние изменения различных факторов иа положение равновесия,— принцип смещения равновесий, называемый иначе принципом Ле-Шателье, который можно выразить сле дующим образом. [c.232]

Особенно плодотворным оказалось приложение принципов термодинамики к изучению химических равновесий. В этой области особенно большую ценность представили работы Д. В. Гиббса (1839—1903) — профессора математики и физики в Иэльском университете (США). Его работа О равновесии гетерогенных веществ (1875) была опубликована в почти неизвестных в научном мире Трудах Коннектикутской академии и несколько лет не обращала на себя внимания ни в США, ни в Европе. Первыми учеными, понявшими большое значение этой работы, были Максвелл, Вант-Гофф, Ван дер Ваальс и затем Оствальд. Через европейских ученых труды Гиббса стали известны и в США. [c.412]

Горстманн рассмотрел в качестве примера обратимую реакцию между сероводородом и иодом с образованием серы и концентрированного водного раствора иодистого водорода. Но он выбрал неудачный пример без прямых калориметрических измерений нельзя решить, превращается или не превращается при равновесии (АЯ)р т в нуль. Горстманну следовало бы рассмотреть ту же обратимую реакцию, которую рассматривал Вант-Гофф (глава XII). При низких давлениях тепловой эффект этой реакции — линейная функция от степени протекания реакции. При равновесии поэтому (АЯ)р, т никак не может превратиться в Нуль. К об-, ратимым газовым реакциям принцип Томсена — Вертело явно неприменим. [c.395]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология