Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. III. Химическое равновесие. Правило Ле Шателье-Брауна В чем заключается принцип ле шателье

Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым изменившимся условиям.

Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.

Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, ∆H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот, так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.

Если в систему, находящуюся в состоянии равновесия, добавить некоторое количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или наоборот, удалить из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.

В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.

Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса.

Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.

Вычислите константу равновесия реакции А+В 2С, если равновесные концентрации [А]=0,3моль∙л -1 ; [В]=1,1моль∙л -1 ; [С]=2,1моль∙л -1 .

Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: . Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: =5,79.

Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А+2В С.

Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль∙л -1 , а константа равновесия реакции К р =50.

Решение. На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через Х моль, то увеличение концентрации вещества будет равно 2Х моль. Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:

С А =(о,5-х)моль∙л -1 ; С В =(0,7-х)моль∙л -1 ; С С =2х моль∙л -1

х 1 =0,86; х 2 =0,44

По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:

С А =0,5-0,44=0,06моль∙л -1 ; С В =0,7-0,44=0,26моль∙л -1 ; С С =0,44∙2=0,88моль∙л -1 .

Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса ∆G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО+Cl 2 =COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр=1,0685∙10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325Па.

Решение. ∆G 700 =2,303∙RT .

Для данного процесса:

Так как ∆Gо<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

Пример 4 . Смещение химического равновесия. В каком направлении сместится равновесие в системе N 2 +3H 2 2NH 3 -22ккал:

а) при увеличении концентрации N 2 ;

б) при увеличении концентрации Н 2 ;

в) при повышении температуры;

г)при уменьшении давления?

Решение. Увеличение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).

Реакция синтеза аммиака – экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево – в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).

Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N 2 и Н 2 .

Пример 5. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO 2 (г) + О 2 (г) 2SO 3 (r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: =а, =b, =с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны

v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: = 3а, [О 2 ] = 3b; = 3с. При новых концентрациях скорости v" np прямой и обратной реакций:

v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной - только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .

Пример 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле

Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.

Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы

СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] ИСХ = 3 моль/л, [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО 2 ] Р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л):

[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 –х); P =(2-х).

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

; х 2 =6-2х-3х + х 2 ; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО 2 ] Р = 1,2 моль/л; [Н 2 ] р = 1,2 моль/л; [СО] Р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 О] Р = = 2- 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пента-хлорида фосфора протекает по уравнению

РС1 5 (г) РС1 3 (г) + С1 2 (г); ∆Н = +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концент­рацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции - разложения РСl 5 ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (∆Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру: б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так иуменьшением концентрации РСl 3 или С1 2 .

Если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие.

Чтобы легче понять принцип Ле Шателье, рассмотрим простую химическую реакцию. Два вещества (реактивы) взаимодействуют друг с другом, в результате взаимодействия образуется третье вещество (продукт), которое стремится к расщеплению на исходные вещества. Это можно изобразить в виде следующего уравнения:

Двойная стрелка обозначает обратимую реакцию. При протекании прямой реакции слева направо происходит образование вещества C из веществ A и B. В случае обратной реакции (справа налево) вещество C расщепляется на вещества A и B. Когда эта система находится в химическом равновесии, скорости прямой и обратной реакций одинаковы — в одной точке данной системы образуется молекула вещества C, а где-то в другом месте другая молекула вещества С распадается.

Если в систему добавить избыток вещества A, равновесие временно нарушится, так как вырастет скорость образования вещества C. Но чем быстрее будет расти концентрация вещества C, тем быстрее оно будет расщепляться — пока снова не будет достигнуто равновесие между прямой и обратной реакциями. Тогда скорость образования вещества C из веществ A и B сравняется со скоростью расщепления вещества С на вещества A и B.

Действие принципа Ле Шателье можно проследить на примере изменения химического состава дождя или растворения шипучей антацидной (снижающей кислотность желудочного сока) таблетки в воде. В обоих случаях в химической реакции участвуют углекислый газ (CO 2), вода(H 2 O) и угольная кислота (H 2 CO 3):

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3

Когда дождевая капля попадает в воздух, она поглощает углекислый газ, и концентрация в левой части реакции возрастает. Для поддержания равновесия образуется большее количество угольной кислоты. В результате дождь становится кислотным (см . Кислотный дождь). Добавление углекислого газа смещает равновесие реакции вправо. Противоположная реакция происходит при опускании в воду таблетки антацида (вещества, нейтрализующего кислоту). Бикарбонат натрия (антацид) вступает в реакцию с водой, и образуется угольная кислота, что приводит к увеличению концентрации вещества в правой части реакции. Чтобы восстановилось равновесие, угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который мы и наблюдаем в виде пузырьков.

Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936

Французский химик. Родился в городе Мирибель-лез-Эшель в семье ученых. Получил образование в престижной Парижской политехнической школе. Был профессором в Высшей горной школе и в Сорбонне, позже был назначен Генеральным инспектором шахт и рудников Франции (до него этот пост занимал его отец). Ле Шателье изучал химические реакции, связанные с несчастными случаями на шахтах и в металлургическом производстве, участвовал в исследовании детонации рудничного газа. Разработал термоэлектрический пирометр (оптический прибор для определения температуры раскаленных тел по цвету) и гидравлические тормоза для железнодорожных составов; изобрел кислородно-ацетиленовую сварку.

В некоторых случаях вещества, получающиеся в результате реакции, либо взаимодействуют между собой, либо распадаются, и тогда в системе одновременно протекают две реакции: прямая (образуются продукты реакции) и обратная (вновь синтезируются исходные вещества). В случае совпадения скоростей прямого и обратного процессов в рассматриваемой системе наступает равновесие, которое называется химическим. Это динамичное равновесие, поскольку сама реакция не прекращается, но образуется и распадается одновременно одинаковое количество вещества. При неизменных температуре и давлении такая ситуация может сохраняться довольно долго. В графическом виде она представлена ниже. Под эквивалентной скоростью подразумевается некая константа, равная одновременно скоростям прямой и обратной реакции.

Принцип смещения химического равновесия

Принцип смещения (сдвига) равновесия открыл в 1884 году Ле Шателье. Позже его обобщил Карл Фердинанд Браун (1887 г.). Поэтому в настоящее время он носит сдвоенное название — принцип Ле Шателье-Брауна. Этот закон используется как в химии, так и в термодинамике, электродинамике, экологии и биохимии. Существует много формулировок, но суть каждой из них сводится к следующему: «При оказании на систему, находящуюся в равновесном состоянии, какого-либо воздействия, химическое равновесие смещается таким образом, чтобы компенсировать это изменение (т. е. система будет пытаться восстановить баланс)». Описываемый принцип можно наглядно продемонстрировать с помощью следующей системы. Имеется пружина, прикрепленная к неподвижной опоре. В состоянии покоя эта система находится в равновесии. Если пружину растянуть, то равновесие сместится в сторону внешнего воздействия. Однако при этом в системе также нарастает противодействие. И в какой-то момент силы противодействия и внешнего воздействия становятся равны друг другу, в результате чего наступает новое равновесное состояние.

Принцип Ле Шателье можно использовать только для систем, находящихся в равновесии, в противном случае результаты анализа будут неверными. Существуют три основных параметра, изменение которых вызывает смещение химического равновесия: давление, температура и концентрация химических веществ.

Температура

Изменение температуры — наиболее частая причина сдвига химического равновесия, что вполне объяснимо, ведь на этот фактор повлиять намного легче, чем, например, на давление. Здесь следует упомянуть, что реакции разделяются на два типа по термическому эффекту. Среди них следующие: экзотермические (с выделением тепла) и эндотермические (с его поглощением). Как будет смещаться в данном случае химическое равновесие? Принцип Ле Шателье в этом случае сводится к следующему: с увеличением температуры равновесие смещается в сторону реакции, проходящей с поглощением тепла, а при её уменьшении, соответственно, в противоположную сторону. Так, если для реакции, изображённой ниже, повысить температуру, равновесие сдвинется в правую сторону.

Большинство прямых реакций экзотермические, а обратных — эндотермические (это не правило, а, скорее, наблюдение, из которого можно найти множество исключений).

Давление

С изменением давления трансформируется следующий параметр системы — её объём (он увеличивается или уменьшается), поэтому воздействие с помощью этого параметра оказывает особенно сильное влияние на системы, в которых присутствуют газы. В этом случае принцип химического равновесия заключается в следующем. Если давление в системе увеличивается, то равновесие сдвигается в сторону сокращения числа молекул газа, а при уменьшении давления равновесие движется в противоположном направлении. Если число молекул газа во время реакции не изменяется, то равновесие не смещается при изменении давления, как, например, в следующей реакции.

Однако на практике такой принцип верен лишь для идеальных газов, поскольку все реальные обладают разной сжимаемостью. Таким образом, даже если число молекул газа остаётся неизменным, равновесие может зависеть от давления. На практике это будет заметно при высоких давлениях. В случае жидких и твердых веществ изменение давления фактически не влияет на равновесие из-за малых объемов, занимаемых такими веществами. При рассмотрении смешанных систем учитывают только молекулы газа.

Смещение равновесия в системе в результате изменения концентрации любого вещества, участвующего в реакции

В ходе изменения концентрации какого-либо вещества принцип Ле Шателье работает следующим образом. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции, при уменьшении количества образующихся веществ равновесие двигается в противоположную сторону.

Что будет, если добавить инертный газ

Изменить объем системы можно не только сжав ее или ослабив давление, но и путем добавления инертного газа, который не будет вступать в реакцию. Что будет с системой при добавлении в нее, например, гелия? На самом деле, скорее всего, ничего не произойдет, поскольку соотношение участвующих в реакции веществ не изменится, а для хода процесса имеет значение не общее давление системы, а парциальное каждого компонента.

Влияние катализаторов

На смещение химического равновесия количество катализатора и вообще его наличие влияния не оказывают. Это происходит ввиду того, что этот элемент одинаково ускоряет и прямую, и обратную реакцию, сохраняя равновесие в системе неизменным.

Способ изучения химического равновесия

Детальное рассмотрение химических равновесий очень важно для полного понимания процесса. Одним из наиболее часто применяемых приёмов является так называемый метод замораживания равновесий. Так, происходит быстрое охлаждение системы, находящейся в сбалансированном состоянии. Равновесие просто не успевает сместиться, а при низких температурах скорость большинства процессов замедляется практически до нуля. Благодаря этому можно полностью проанализировать состав смеси при любой температуре (концентрации веществ, участвующих в реакции, при нуле градусов будет соответствовать количеству компонентов при той температуре, с которой началось понижение). Такой опыт проводят несколько раз с реакциями, протекающими в обоих направлениях.

Существует ли полная необратимость

Полностью сдвинуть химическое равновесие в одну сторону невозможно. Даже при кажущемся абсолютном смещении всегда останется небольшое число молекул, которые будут вступать в обратную реакцию.

На практике фактически все реакции обратимы, а насколько сильно будет виден этот эффект, часто зависит от температуры (нередко равновесие просто сильно смещено в одно сторону, поэтому оно становится заметным лишь при смене условий). Именно из-за этой распространенности обратимых химических реакций изучение равновесия особенно важно.

Примеры синтезов, в которых во время производства смещается химическое равновесие

На производстве химическое равновесие обычно смещают в направлении прямой реакции для получения, соответственно, продуктов реакции. Существует множество примеров таких синтезов: получение аммиака, оксида серы (VI), оксида азота (II) и т. д.

Анри Ле Шателье сформулировал принцип, ныне носящий его имя.

Суть принципа: система, находящаяся в состоянии устойчивого химического равновесия, при внешнем воздействии (изменении температуры, давления, концентрации реагирующих веществ и т. п.) стремится вернуться в состояние равновесия, компенсируя оказанное воздействие.

Равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям.

Неоднократно высказывались гипотезы, что принцип Ла Шателье :

- можно рассматривать как вид обратной связи (есть воздействие на систему, и есть её отклик);

- возможно применять не только в области химических реакций, но и в психологии, социологии, экологии и т.п.

На существование отрицательных обратных связей в неживой Природе, вероятно, первым указал Анри Луи Ле-Шателье (1850-1936) - французский ученый в области физической химии и металлов. В 1884 году он сформулировал общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, получивший наименование принципа Ле-Шателье. В физико-химических науках существует закон равновесия, сформулированный А. Л. Ле-Шателье. Он говорит о том, что системы, находящиеся в определённом равновесии, обнаруживают тенденцию сохранять его, оказывают внутреннее противодействие силам, его изменяющим. Например, пусть в сосуде находятся в равновесии вода и лёд при О С и нормальном давлении атмосферы. Если сосуд нагревать, то часть льда тает, поглощая теплоту и продолжая таким образом поддерживать прежнюю температуру смеси. Если увеличивать внешнее давление, то часть льда опять-таки превращается в воду, занимающую меньше объёма, что ослабляет повышающееся давление.

Другие жидкости в противоположность воде при замерзании не увеличиваются в объёме, а уменьшаются; они при тех же условиях смеси, при повышающем давлении проявляют обратное изменение: часть жидкости замерзает; давление, очевидно, так же ослабляется этим, как и в предыдущем случае. К растворам, химическим реакциям, движениям тел принцип Ле-Шателье применяется на каждом шагу, позволяя в самых различных случаях предвидеть системные изменения.

Но тот же закон, как показывают многие наблюдения, применим и к находящимся в равновесии системам биологическим, психическим, социальным. Например, человеческое тело на внешнее охлаждение отвечает тем, что усиливает внутренние окислительные и иные процессы, вырабатывающие его теплоту; на перегревание - тем, что повышает процессы испарения, отнимающие теплоту. Нормальная психика, когда в силу внешних условий для неё уменьшается количество ощущений, например когда человек попадает в тюрьму, как бы возмещает этот недостаток, усиливая работу фантазии, а также развивая внимание к мелочам; напротив, при перегрузке впечатлениями понижается внимание, направленное на частности, ослабевает деятельность фантазии и т. п.

Ясно, что вопрос о всеобщности закона Ле-Шателье не может быть поставлен и систематически исследован никакой из специальных наук: физикохимии нет дела до психических систем, биологии - до неорганических, психологии - до материальных. Но с общеорганизационной точки зрения вопрос, очевидно, не только вполне возможен, а совершенно неизбежен.

Богданов А.А. , Тектология: Всеобщая организационная наука в 2-х книгах, Книга 1, М., Экономика, 1989 г., с. 139.

Влияние температуры

Влияние температуры зависит от знака теплового эффекта реакции. При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции , при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции . В общем же случае при изменении температуры химическое равновесие смещается в сторону процесса, знак изменения энтропии в котором совпадает со знаком изменения температуры. Зависимость константы равновесия от температуры в конденсированных системах описывается уравнением изобары Вант-Гоффа:

в системах с газовой фазой - уравнением изохоры Вант-Гоффа

В небольшом диапазоне температур в конденсированных системах связь константы равновесия с температурой выражается следующим уравнением:

Например, в реакции синтеза аммиака

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

тепловой эффект в стандартных условиях составляет +92 кДж/моль, реакция экзотермическая, поэтому повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону исходных веществ и уменьшению выхода продукта.

Влияние давления

Давление существенно влияет на положение равновесия в реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объёма за счёт изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам:

При повышении давления равновесие сдвигается в направлении, в котором уменьшается суммарное количество молей газов и наоборот.

В реакции синтеза аммиака количество газов уменьшается вдвое: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чём свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400 °C:

Влияние инертных газов

Введение в реакционную смесь или образование в ходе реакции инертных газов действует так же, как и понижение давления, поскольку понижается парциальное давление реагирующих веществ. Следует отметить, что в данном случае в качестве инертного газа рассматривается газ, не участвующий в реакции. В системах с уменьшением количества молей газов инертные газы смещают равновесие в сторону исходных веществ, поэтому в производственных процессах, в которых могут образовываться или накапливаться инертные газы, требуется периодическая продувка газоводов.

Влияние концентрации

Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:

• При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
• При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.

Примечания

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Принцип Ле Шателье" в других словарях:

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ - предложенный А. Ле Шателье (1884) и термодинамически обоснованный К. Брауном (1887) принцип, согласно которому внешнее воздействие, выводящее систему из равновесия, стимулирует в ней процессы, стремящиеся ослабить результаты этого воздействия.… … Экологический словарь

ПРИНЦИП ЛЕ ШАТЕЛЬЕ, этот принцип был провозглашен в 1888 г. французским химиком Анри Луи Ле Шателье (1850 1936). Он формулируется следующим образом: если потревожить систему, находящуюся в состоянии РАВНОВЕСИЯ, то система стремится нейтрализовать … Научно-технический энциклопедический словарь

принцип Ле Шателье - см. принцип смещения химического равновесия … Химические термины

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы… … Википедия

Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение. Анри… … Википедия

принцип Ле Шателье–Брауна - Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: angl. Le Chatellier Braun principle rus. принцип Ле Шателье–Брауна … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

принцип смещения химического равновесия - (принцип Ле Шателье): внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Анри Луи Ле Шателье Анри Луи Ле Шателье (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октября 1850, Париж 17 сентября 1936, Мирибель лез Эшель) французский физик и химик. Содержание 1 Биография … Википедия

Анри Луи Ле Шателье фр. Henri Louis Le Chatelier … Википедия

Книги

• Принципы движения экономической системы. Монография , Куснер Юрий Семенович, Царев Игорь Геннадьевич. Представлены в аналитическом виде основные уравнения движения экономической системы и решена задача поиска адекватных методов управления ее движением. Использован математический аппарат,…