2.6. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Если система находится в состоянии равновесия, то она будит пребывать в нем до тех пор, пока внешние условия сохраняются постоянными.

Наибольшее значение имеют случаи нарушения равновесия вследствие изменения концентрации какого – либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры.

Рассмотрим каждый из этих случаев.

При увеличении концентрации какого-либо вещества, участвующего в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо вещества равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Например, для реакции

Введем в систему дополнительно некоторое количество водорода. Согласно закону действия масс, увеличение концентрации водорода повлечет за собой увеличение скорости прямой реакции – реакции синтеза HI, тогда как скорость обратной реакции не изменится. В прямом направлении реакция будет теперь протекать быстрее, чем в обратном, т.е. равновесие смещается вправо , т.е. в направлении течения прямой реакции. При обратном изменении концентраций говорят о смещении равновесия влево – в направлении обратной реакции.

2. При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

Для реакции

увеличение давления должно смещать равновесие вправо (слева число моль газов равно 3, справа – 2).

В том случае, когда реакция протекает без изменения числа молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или при расширении системы. Например, в системе

равновесие не нарушается при изменении объема; выход HI не зависит от давления.

3. При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.

Так, синтез аммиака представляет собой экзотермическую реакцию (ΔН)

сдвигается влево – в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты.

Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию (ΔН>0 )

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе
сдвигается вправо в сторону образования NO.

Закономерности, которые проявляются в рассмотренных примерах нарушения химического равновесия, представляют собой частные случаи общего принципа Ле Шателье :

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится.

Гетерогенное химическое равновесие также подчиняется принципу Ле Шателье, но твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия.

2.7. Решение типовых задач

Пример 1. Вычислить равновесные концентрации водорода и йода, если известно, что их начальные концентрации составляли по 0,02 моль/л, а равновесная концентрация НI – 0,03 моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

H 2 +I 2 ↔ 2HI

видно, что на образование 0,03 моля НI расходуется 0,015 моля водорода и столько же йода, следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л, а константа равновесия

.

Пример 2. В системе
равновесные концентрации веществ
=0,3 моль/л,
=0,2 моль/л и
=1,2 моль/л. Вычислить константу равновесия системы и начальные концентрации хлора и окиси углерода.

Решение. Из уравнения реакции видно, что для образования 1,2 моля
расходуется по 1,2 моля
и
. Следовательно, исходная концентрация хлора 0,3 + 1,2 = 1,5 моль/л, окиси углерода 0,2 + 1,2 = 1,4 моль/л. Константа равновесия

Пример 3. Во сколько раз возрастет скорость реакции взаимодействия оксида углерода (II) с кислородом, если концентрации исходных веществ увеличить в три раза?

Решение. 1) Записываем уравнение реакции:

Согласно закону действующих масс

2) Обозначим
, тогда:

3) При повышении концентрации исходных веществ в 3 раза получим:

, а

4) Рассчитываем скорость реакции :

, т.е. скорость реакции возрастет в 27 раз.

Пример 4. Во сколько раз возрастет скорость химической реакции при повышении температуры на 40˚С, если температурный коэффициент скорости реакции равен 3?

Решение. Согласно правилу Вант – Гоффа:

, т.е. скорость реакции возрастет в 81 раз.

Пример 5. Реакция при температуре 30˚С протекает за 2 минуты. За сколько времени закончится эта реакция при температуре 60˚С, если температурный коэффициент скорости равен 2?

Решение. 1) В соответствии с правилом Вант – Гоффа:

2) Скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции, следовательно:

Пример 6. Реакция образования оксида азота (IV) выражается уравнением

Как изменится скорость прямой и обратной реакций, если увеличить давление в 3 раза, а температуру оставить постоянной? Вызовет ли это изменение скорости смещение равновесия?

Решение. Пусть до увеличения давления равновесные концентрации оксида азота (II), кислорода и оксида азота (IV) были: = a, = b,

C, тогда скорость прямой реакции

,

скорость обратной реакции

.

При увеличении давления в 3 раза во столько же раз увеличатся концентрации всех реагентов: = 3a, = 3b, = 3c.

Скорость прямой реакции станет:

Скорость обратной реакции станет:

.

Скорость прямой реакции возросла в 27 раз, а обратной – в 9 раз. Равновесие сместится в сторону прямой реакции, что согласуется с принципом Ле Шателье.

Пример 7. Как влияют на равновесие в системе

, (ΔН

а) понижение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации исходных веществ?

Решение. Согласно принципу Ле Шателье понижение давления приведет к смещению равновесия в сторону реакции, приводящей к увеличению ее объема, т.е. в сторону обратной реакции. Повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции, т.е. в сторону обратной реакции. И, наконец, увеличение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции, т.е. в сторону прямой реакции.

Пример 8. Рассмотрим химическое равновесие

Определим равновесные концентрации NH 3 для двух равновесных смесей:

1. = 0,1 M и = 0,1 M.

2. =1,0 M и = 0,1 M.

Константа равновесия К = 6,0 ∙ 10 -2 при 525 ˚С

Решение. Составим выражение для константы химического равновесия, подставим в него известные величины и произведем вычисления.

Первый вариант химического равновесия:

откуда

Второй вариант химического равновесия

откуда

Вывод. При увеличении в равновесной смеси концентрации N 2 (реагента) повышается концентрация NH 3 (продукта реакции).

2.8. Задачи для самостоятельного решения

1. Во сколько раз следует увеличить концентрацию водорода в системе

чтобы скорость реакции возросла в 125 раз?

2. Как изменится скорость реакции

если давление в системе увеличить в два раза?

3. Реакция между оксидом азота (II) и хлором протекает по уравнению

как изменится скорость реакции при увеличении:

а) концентрации оксида азота в два раза;

б) концентрации хлора в два раза;

в) концентрации обоих веществ в два раза?

4. При 150˚С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент равным 2,5, рассчитайте, через какой период времени закончится эта реакция при 80˚С.

5. При температуре 40˚С реакция протекает за 36 минут, а при 60˚С – за 4 минуты. Рассчитайте температурный коэффициент скорости реакции.

6. Скорость некоторой реакции при 100 0 С равна 1. Во сколько раз медленнее будет протекать та же реакция при 10 0 С (температурный коэффициент скорости принять равным 2)?

7. При охлаждении реакционной смеси с 50 0 до 20 0 С скорость химической реакции уменьшилась в 27 раз. Вычислите температурный коэффициент этой реакции.

8. Составьте математическое выражение константы химического равновесия для каждой из следующих реакций:

Выполняя это задание, особо обратите внимание на то, что некоторые вещества – участники реакций – находятся в твердом состоянии.

9. Вычислить константу равновесия реакции

если равновесные концентрации равны

10. Примените принцип Ле Шателье для предсказания условий, которые позволяют увеличить выход нижеприведенных реакций за счет смещения равновесия:

, (ΔН

11. Среди приведенных реакций укажите те, для которых повышение давления смещает вправо химическое равновесие:

а)
;

б)
;

в)
;

г)
;

д)
;

12. При некоторой температуре константа равновесия процесса

Начальные концентрации Н 2 и НСОН составляли 4 моль/л и 3 моль/л соответственно. Какова равновесная концентрация СН 3 ОН?

13. Реакция протекает по уравнению 2А ↔ В. Исходная концентрация вещества А равна 0,2 моль/л. Константа равновесия реакции равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации реагирующих веществ.

14. При некоторой температуре равновесная концентрация серного ангидрида, образующегося в результате реакции

,

составила 0,02 моль/л. Исходные концентрации сернистого газа и кислорода составляли, соответственно, 0,06 и 0,07 моль/л. Рассчитайте константу равновесия реакции.

ТЕМА 3. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА

3.1. Первые модели строения атома

В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) открыл электрон, а в 1909 г. Р. Малликен определил его заряд, который равен 1,6 · 10 -19 Кл. Масса электрона составляет 9,11 ∙ 10 -28 г. В 1904 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом можно представить в виде положительной сферы с вкрапленными электронами.

В 1910 г. в лаборатории Э. Резерфорда (Англия) в опытах по бомбардировке металлической фольги α-частицами было установлено, что некоторые α-частицы рассеиваются фольгой. Отсюда Резерфорд заключил, что в центре атома существует положительно заряженное ядро малого размера, окруженное электронами. Радиусы ядер лежат в пределах 10 -14 – 10 -15 м, т.е. в 10 4 – 10 5 раз меньше размера атома. Резерфорд предсказал существование протона и его массу, которая в 1800 раз превышает массу электрона.

В 1910 г. Резерфорд предложил ядерную планетарную модель атома, состоящего из тяжелого ядра, вокруг которого двигаются по орбитам электроны, подобно планетам солнечной системы. Однако, как показывает теория электромагнитного поля, электроны в этом случае должны двигаться по спирали, непрерывно излучая энергию, и падать на ядро.

Атомные спектры. При нагреве вещество испускает лучи (излучение). Если излучение имеет одну длину волны, то оно называется монохроматическим. В большинстве же случаев излучение характеризуется несколькими длинами волн. При разложении излучения на монохроматические компоненты получают спектр излучения, где отдельные его составляющие выражаются спектральными линиями. На рис 3.1. приведен атомный спектр водорода. Длины волн, соответствующие атомному спектру водорода, определяются уравнением Бальмера

. (3.1)

где λ – длина волны; R – постоянная Ридберга (109678 см -1); n и m – целые числа (n = 1 для серии Лаймана, n = 2 – для серии Бальмера, n = 3 – для серии Пашена; m = 2, 3, 4 для серии Лаймана, m = 3, 4, 5 для серии Бальмера, m = 4, 5, 6 – для серии Пашена).

Кванты и модель Бора. В 1900 г. М. Планк (Германия) высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями, названными им квантами. Энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения (колебания) ν:

,

где – h – постоянная Планка (6,626∙10 -34 Дж·с); ν = с/λ, с – скорость света; λ – длина волны.

В 1913 г. датский ученый Н. Бор, испльзуя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями.При переходе электрона с одной ориты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Каждая орбита имеет номер n (1, 2, 3, 4,…), который назвали главным квантовым числом. Бор вычислил радиусы орбит. Радиус первой орбиты был 5,29∙10 -13 м, радиус других орбит был равен:

Энергия электрона (эВ) зависила от значения главного квантового

Отрицательный знак энергии означает устойчивость системы, которая тем более устойчива, чем ниже (чем более отрицательна) ее энергия. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1). Такое состояние называется основным . При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным . Такое состояние атома неустойчиво.

3.2. Квантово-механическая модель атома водорода

Двойственная природа электрона. В 1905 г. А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу.

В 1924 г. Луи де Бройль (Франция) выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-влновым дуализмом. Позднее это было подтверждено на опытах по дифракции на кристаллах. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны λ электрона или любой другой частицы с массой m и скоростью ν,

. (3.2)

Волны частиц материи де Бройль назвал материальными волнами. Они свойственны всем частицам или телам. Однако, как следует уравнения (3.2), для макротел длина волны настолько мала, что в настоящее время не может быть обнаружена. Так, для тела с массой 1000 кг, двигающегося со скоростью 108 км/ч (30 м/с) λ = 2,21·10 -38 м.

В 1927 г. В. Гейзенберг (Германия) постулировал принцип неопределенности, согласно которому положение и импульс движения субатомной частицы (микрочастицы) принципиально невозможно определить в любой момент времени с абсолютной точностью. В каждый момент времени можно определить только лишь одно из этих свойств. Э. Шредингер (Австрия) в 1926 г. вывел математическое описание поведения электрона в атоме.

Работы Планка, Эйнштейна, Бора, де Бройля, Гейзенберга, а также Шредингера, предложившего волновое уравнение, заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

Орбиталь. В соответствие с квантово-механическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантово-механической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией ψ, которая характеризует амплитуду волны, как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция зависит от трех пространственных координат и называется орбиталью. В соответствии с определением ψ, орбиталью называется область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. Необходимо заметить, что понятие орбиталь существенно отличается от понятия орбита, которая в теории Бора означала путь электрона вокруг ядра атома. Величина области пространства, которую занимает орбиталь, обычно такова, чтобы вероятность нахождения электрона внутри нее составляла не менее 95 %.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака .

Квантовые числа. Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет энергию и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значения 1,2,3,4,5,… и характеризует оболочку или энергитический уровень. Чем больше n, тем выше энергия. Оболочки (уровни) имеют буквенные обозначения: К (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4), Q (n = 5), переходы электронов с одной оболочки (уровня) на другую сопровождаются выделение квантов энергии, которые могут проявиться в виде спектров (см. рис. 3.1).

Орбитальное квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергитические подуровни в электронной оболочке атома.

Орбитальные квантовые числа принимают целочисловое значение от 0 до (n-1). Подоболочки также обозначаются буквами:

Подоболочка (подуровень)…………………s p d f

Орбитальное квантовое число, l ……………0 1 2 3

Электроны с орбитальным квантовым числом 0, называются s - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют сферическую форму (рис. 3.2, а).

Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p - электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель (рис. 3.2, б).

Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называют d – электронами . Орбитали имеют форму четырехлепестковой розетки (рис. 3.2, в).

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f – электронов . Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d – орбиталей.

В первой оболочке (n=1) может быть одна (s–), во второй (n=2) две (s- и p-), в третьей (n=3) – три (s-, p-, d-), в четвертой (n=4) – четыре (s-, p-, d-, f-)-подоболочки.

Магнитное квантовое число m l характеризует положение орбитали в пространстве (см. рис. 3.2).

Соответственно в подоболочке s (l = 0) имеется одна орбиталь (m l = 0), в подоболочке р (l = 1) – три орбитали (m l = -1, 0, +1), в подоболочке d (l = 2) пять орбиталей (m l = -2, -1, 0, +1, +2).

Атомная орбиталь. Каждая электронная орбиталь в атоме (атомная орбиталь, АО) может характеризоваться тремя квантовыми числами n, l и m l .

Условно атомную орбиталь обозначают в виде клеточки .

Соответственно для s-подоболочки имеется одна АО , для р-подоболочки – три АО спина. работы ... может быть самостоятельной ... учеб. пособие по социологии для студентов вузов. ...

Изменение внешних условий может привести к изменению термодинамических параметров и функций, характеризующих систему, при этом нарушается состояние равновесия. В системе начинаются процессы, приводящие к новому состоянию равновесия с другими равновесными параметрами. Покажем это на примере. В реакторе находится смесь газов N 2 , Н 2 и NH 3 в состоянии равновесия:

Введем в реактор при изотермических условиях дополнительное количество N 2 , т.е. увеличим его концентрацию. Константа равно- 2

весия К =---^ останется неизменной, поскольку не зависит

[М 2 ПН 2 ] 3

от концентрации. Это возможно только в результате изменения величин равновесных концентраций: увеличение приведет к уменьшению [Н 2 ] за счет дополнительного взаимодействия части введенного водорода с азотом, при этом соответственно увеличится . Изменение параметров системы, приводящее ее к новому состоянию равновесия путем преимущественного протекания прямого или обратного процессов, называется смещением химического равновесия соответственно в прямом или обратном направлении. В рассматриваемом примере произошло смещение равновесия в прямом направлении.

Качественные задачи смещения химического равновесия могут быть решены и без термодинамических или кинетических расчетов с помощью правила, которое сформулировал в 1884 г. Ле Шателье.

Оно получило название принципа Ле Шателье (независимо от Ле Шателье этот принцип был сформулирован в 1887 г. Брауном): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое- либо внешнее воздействие, то в результате протекания процессов в системе равновесие сместится в направлении, приводящем к уменьшению оказанного воздействия.

При увеличении концентрации какого-либо вещества, находящегося в равновесии (например NH 3 в рассмотренной выше системе), равновесие смещается в сторону расхода этого вещества (в обратном направлении). При уменьшении концентрации какого-либо вещества (например Н 2) равновесие смещается в сторону образования этого вещества (т.е. в данном случае также в обратном направлении).

Рассмотрим влияние давления на процесс синтеза аммиака (4.51). Пусть давление в реакторе увеличили посредством сжатия в 2 раза. В изотермических условиях объем при этом уменьшится в два раза, следовательно, концентрации всех компонентов возрастут вдвое. До изменения давления скорость прямой реакции составляла

После сжатия она стала

т.е. увеличилась в 16 раз. Скорость обратной реакции тоже увеличилась:

но лишь в 4 раза. Следовательно, равновесие сместилось в прямом направлении.

В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения количества молекул газов, т.е. в сторону понижения давления (в приведенном примере в прямом направлении); при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания количества молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления (в приведенном примере в обратном направлении). Если реакция протекает без изменения количества молекул газов, равновесие не нарушается при сжатии или расширении системы. Так, например, в системе

Н 2 (г) + 1 2 (г) 2Н1(г) при изменении давления равновесие не нарушается; выход HI от давления не зависит.

Давление практически не оказывает влияния на равновесие реакций, протекающих без участия газовой фазы, так как жидкости и твердые вещества почти несжимаемы. Однако при сверхвысоких давлениях происходит смещение равновесия в сторону более плотной упаковки частиц в кристаллической решетке. Например, графит, одна из аллотропических модификаций углерода (плотность р = 2,22 г/см 3), при давлении порядка 10 ю Па (10 5 атм) и температуре около 2000 °С переходит в алмаз, другую модификацию углерода с более плотной упаковкой атомов (р =3,51 г/см 3).

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, а при понижении - в направлении экзотермической реакции. Например, синтез аммиака (уравнение 4.51) представляет собой экзотермическую реакцию (ДН^ 98 = -92,4 кДж). Поэтому при повышении температуры равновесие в системе Н 2 - N 2 - NH 3 сдвигается влево - в сторону разложения аммиака, так как этот процесс идет с поглощением теплоты. Наоборот, синтез оксида азота (II) представляет собой эндотермическую реакцию:

Поэтому при повышении температуры равновесие в системе N 2 - О 2 - NO сдвигается вправо - в сторону образования N0.

Характер смещения под влиянием внешних воздействий можно прогнозировать применяя принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказывается воздействие из вне, то равновесие в системе смещается так, чтобы ослабить внешнее воздействие.

1. Влияние концентраций.

Повышение концентрации одного из реагирующих веществ смещает равновесие реакции в сторону расходования вещества.

Понижение концентрации – в сторону образования вещества.

2. Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с поглощением теплоты (эндотермической), а понижение температуры смещает равновесие в сторону реакции, идущей с выделением теплоты (экзотермической).

3. Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема и, наоборот, понижение давления – в сторону реакции, идущей с увеличением объема.

3.1. Примеры решения задач.

Пример 1. Как изменится скорость реакции, протекающей в закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?

2NO(г.)+О 2 (г.)= 2NO 2

Решение: увеличить давление в 4 раза означает увеличит и концентрацию газов во столько же раз.

Определяем скорость реакции до повышения давления.

V 1 = K*C 2 NO *CO 2

Определяем скорость реакции после повышения давления.

V 2 = K*(4C NO) 2 * (4CO 2) = 64 K*C 2 NO *CO 2

Определяем во сколько раз возросла скорость реакции

V2 = 64 *K*C 2 NO *CO 2 = 64

V1 K*C 2 NO*CO 2

Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.

Пример 2. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 20 С до 50 С0. Температурный коэффициент равен 3.

Решение: по правилу Вант – Гоффа Vт 2 =Vт 1 *γ T 2 -T 1 /10

По условию задачи требуется определить V т 2

Подставим данные в формулу:

V т 2 =γ T 2 - T 1 /10 =3 (50-20)/10 = 3 3 = 27

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

Пример 3. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ и определение их исходных концентраций.

При синтезе аммиака N 2 + ЗН 2 == 2NН 3 равновесие установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ (моль/л): C N 2 = 2,5; C H 2 = 1,8; C NH 3 = 3,6. Paсчитайте константу равновесия этой реакции и концентрации азота и водорода.

Решение: определяем константу равновесия этой реакции:

K* C = C 2 NH 3 = (3,6) 2 = 0,89

C N 2 *C 3 H 3 2,5*(1,8) 3

Исходные концентрации азота и водорода находим на основе уравнения реакции. На образование двух молей NH 3 расходуется один моль азота, а на образование 3,6 молей аммиака потребовалось 3,6/2=1,8 моля азота. Учитывая равновесную концентрацию азота,

находим его первоначальную концентрацию:

C исхN 2 = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л

На образование двух молей NH3необходимо израсходовать 3 моля водорода, а доля получения 3,6 моля аммиака требуется

3*3,6/2 = 5,4 моля.

C исхН 2 = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л

Ответ: C N 2 = 4,3

Пример 4. Константа равновесия гомогенной системы

СО (г) + Н 2 O (г) ==СО 2 (г) + Н 2 (г)

при 850 0 С равна 1. Вычислите, концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: исх = 3 моль/л, исх = 2 моль/л.

Решение: при равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей есть тоже величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

V пр = K 1 ;

V обр = K 2 ;

K равн = K 1 =

K 2

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение K равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации равн = 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 будут:

Равн =[Н 2 ] равн = х моль/л,

Равн = (3 - х) моль/л,

[Н 2 O] равн = (2 - х) моль/л.

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

1 = х 2

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

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

Равн = 1,2 моль/л.

[Н 2 ] равн = 1,2 моль/л.

Равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л.

[Н 2 О] равн = 2 - 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 5. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению:

РСl 5 (г) == PCl 3 (г) + Сl 2 (г); ΔН = + 129,7 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 но принципу Ле-Шателье: а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (ΔН > 0), то для смешения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; 6) так как в данной системе разложение РСl 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) смещение равновесия в указанном направлении можно достигнут, как увеличением концентрации РСl 5 , так и уменьшением концентрации PCl 3 или Cl 2 .

Состояние химического равновесия существует при строго определенных условиях: концентрации, температуре, давлении . При изменении одного из этих условий равновесие нарушается вследствие неодинакового изменения скоростей прямой и обратной реакций. Переход из одного равновесного состояния в другое называется сдвигом или смещением положения равновесия. Если скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, равновесие смещается вправо. Если скорость прямой реакции становится меньше, чем скорость обратной, то равновесие смещается влево. С течением времени в системе устанавливается новое химическое равновесие, которое характеризуется новым равенством скоростей прямой и обратной реакций и новыми равновесными концентрациями всех веществ в системе.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении той реакции, которая ослабляет это воздействие.

Применительно к трем основным типам внешнего воздействия – изменению концентрации, давления и температуры – принцип Ле Шателье трактуется следующим образом.

1. При увеличении концентрации одного из исходных (реагирующих) веществ равновесие смещается в направлении той реакции, по которой это вещество расходуется; т.е. в сторону продуктов реакции ; при уменьшении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества, т.е. в сторону исходных веществ. При увеличении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходных веществ .

2. При изменении температуры изменяются скорости как прямой, так и обратной реакций, но в разной степени. Следовательно, для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать знак теплового эффекта реакции. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (ΔН > 0, Q < 0), при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (ΔН < 0, Q > 0,). Так, в экзотермической реакции 2H 2(г) + O 2(г) « 2H 2 O, повышение температуры способствует обратной реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону исходных веществ.

3. При увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газа, т.е. в сторону понижения давления ; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молей газов, т.е. в сторону увеличения давления. Если реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ, то давление не влияет на положение равновесия в этой системе.

2. Экспериментальная часть

2.1. Зависимость скорости реакции от концентрации

реагирующих веществ

Для наблюдения зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ используем реакцию взаимодействия раствора иодата калия с раствором сульфита натрия в присутствии серной кислоты и крахмала (индикатора на свободный иод). Процесс взаимодействия протекает в несколько стадий. Суммарное уравнение реакции имеет вид

или в ионной форме:

Считая началом реакции момент сливания растворов реагентов, а концом – момент выделения свободного иода (появление синей окраски), можно установить время протекания реакции (τ) и определить относительную скорость реакции как 1/τ. Изменяя концентрацию раствора одного из реагентов, можно установить зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ при постоянной температуре.

Для выполнения опыта используйте растворы: раствор А (0,002 н раствор иодата калия), раствор Б (0,02 н раствор сульфита натрия, содержащий в 500 мл 0,02 н раствора 50 мл 2 н раствора серной кислоты и 50 мл раствора крахмала). Реакция проводится при постоянной температуре (комнатной), постоянной концентрации иодата калия (раствор А) и переменной концентрации сульфита натрия (раствор Б, таблица 2.1).

Порядок выполнения опыта . Приготовьте, используя мерный цилиндр и химические стаканы, раствор Б пяти различных концентраций согласно таблице 2.1. Для этого в каждый пронумерованный стакан налейте по 10 мл раствора Б и добавьте в каждый из них дистиллированную воду в количествах, указанных в таблице 2.1.

Возьмите 2 пробирки, в одну из них внесите пипеткой 20 капель раствора А, в другую из стакана № 1 – 20 капель раствора Б (первый вариант концентрации). Быстро слейте растворы и одновременно включите секундомер (в процессе опыта пробирку не встряхивайте). В момент появления синего окрашивания выключите секундомер. Данные внесите в таблицу 2.1. Затем, в том же порядке выполните 2, 3, 4 и 5-й варианты опыта. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость процесса (1/τ, с ‑1) и данные внесите в таблицу 2.1.

1. Начертите график зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, откладывая по оси абсцисс относительную концентрацию раствора сульфита натрия, по оси ординат – относительную скорость реакции. Объясните, какой вид имеет полученная зависимость?

2. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при повышении концентрации сульфита натрия синее окрашивание раствора(признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? С чем это связано?

3. Какой кинетический закон устанавливает зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ? Запишите его выражение для исследуемой реакции. Подтверждает ли полученный результат выполнение этого закона?

4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на скорость физико-химических процессов.

2.2. Зависимость скорости реакции от температуры

Для изучения зависимости скорости реакции от температуры воспользуемся реакцией окисления щавелевой кислоты (H 2 C 2 O 4) перманганатом калия (KMnO 4) в присутствии серной кислоты. Уравнение реакции имеет вид

или в ионной форме

В кислой среде ион восстанавливается в ион Mn 2+ , в результате цвет раствора изменяется: от красно–фиолетового цвета (цвет иона ) до бледно-розового (цвет иона Mn 2+ при большой концентрации) или бесцветного (при малой концентрации). Реакция проводится при постоянной концентрации реагирующих веществ и переменной температуре (таблица 2.2).

Порядок выполнения опыта . Возьмите 8 пробирок и поместите в 4 из них по 20 капель 0,1 н раствора H 2 C 2 O 4 . В остальные 4 пробирки внесите в каждую 20 капель KMnO 4 и 20 капель концентрированной серной кислоты H 2 SO 4 (строго соблюдайте указанную последовательность приготовления растворов). Охладите полученные смеси на воздухе (или под струей холодной воды) до комнатной температуры.

Поместите пробирку с H 2 C 2 O 4 и пробирку со смесью KMnO 4 и H 2 SO 4 в отверстие крышки, которой закрыт химический стакан, заполненный на 2/3 объема подогретой до водой. Контроль температуры осуществляйте с помощью спиртового термометра (пробирки и термометр не должны касаться дна стакана). Выдержите пробирки с растворами в течение 1,5 – 2 мин, затем перелейте содержимое пробирки с подкисленным перманганатом калия в пробирку со щавелевой кислотой, не вынимая последнюю из стакана. Отметьте время по секундомеру с момента смешения растворов до полного их обесцвечивания и данные внесите в таблицу 2.2. Затем в той же последовательности выполните 2 – 4-й варианты опыта при температурах 40°C, 50°C, 60°C. Для каждого варианта рассчитайте относительную скорость реакции (1/τ, с -1) и данные внесите в таблицу 2.2.

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Рассчитайте температурный коэффициент в интервалах: 30–40°С (u 40 ° C /u 30 ° C), 40–50°C (u 50 ° C /u 40 ° C), 50–60°C (u 60 ° C /u 50 ° C), вычислите его среднее значение (γ ср). Выполняется ли для исследуемой реакции правило Вант–Гоффа? От каких факторов зависит численное значение γ?

2. Постройте график зависимости скорости реакции от температуры, отложив по оси абсцисс температуру, по оси ординат – относительную скорость. Какой вид имеет полученная зависимость?

3. Опишите Ваши наблюдения . Объясните, почему при увеличении температуры обесцвечивание растворов (признак реакции) происходит быстрее. Как при этом изменяется (увеличивается или уменьшается) скорость исследуемой реакции? Как это связано с изменением числа активных частиц?

4. Сделайте обобщенный вывод о влиянии температуры на скорость физико-химических процессов.

2.3. Зависимость скорости гетерогенной реакции

от величины поверхности реагирующих веществ

В две пробирки поместите одинаковое количество (по одному полному микрошпателю) мела и мрамора. По возможности одновременно прилейте в пробирки одинаковые объемы (по 2 – 3мл) 10%-го раствора соляной кислоты. Реакция проводится при постоянных концентрациях всех веществ и комнатной температуре. Изменятся лишь природа реагирующих веществ , т.к. мел и мрамор отличаются по структуре.

Наблюдайте выделение газа в обеих пробирках. Отметьте, в какой из пробирок выделение газа закончится быстрее?

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Напишите уравнения реакций взаимодействия мела и мрамора с соляной кислотой, учитывая, что мел и мрамор имеют одинаковую химическую формулу CaCO 3.

2. Объясните различие скоростей реакций. Какой фактор в данном случае влияет на увеличение скорости реакции? В каком случае поверхность взаимодействия больше и как это влияет на скорость реакции? Запишите выражение закона действия масс для каждой реакции.

3. Сделайте обобщенный вывод о влиянии величины поверхности реагирующих веществ на скорость гетерогенных физико-химических процессов.

2.4. Влияние концентрации реагирующих веществ

на состояние равновесия

Смещение химического равновесия можно наблюдать на примере реакции взаимодействия хлорного железа (FeCl 3) с роданидом калия (KCNS):

FeCl 3 + 3KCNS « Fe(CNS) 3 + 3KCL

Так как реакция обратима, то при смещении равновесия вследствие изменения концентрации реагирующих веществ интенсивность красного окрашивания раствора, обусловленного образованием роданида железа Fe(CNS) 3 , будет изменяться. Реакция протекает при постоянной температуре .

Порядок выполнения опыта. Налейте в химический стакан 5 мл 0,01н раствора и добавьте 5 мл 0,01н раствора (или ). Полученный раствор разлейте на 4 пробирки. В первую пробирку добавьте 3 – 5 капель концентрированного раствора , во вторую – 2 – 3 капли концентрированного раствора , в третью поместите немного твердого (или ) и встряхните пробирку несколько раз, чтобы ускорить растворение соли. Сравните интенсивность окраски полученных растворов с цветом раствора в четвертой пробирке (контрольной). Результаты наблюдений запишите в таблице 2.3.

При оформлении анализа результатов опыта выполните задания и ответьте на вопросы:

1. Запишите кинетическое условие равновесия исследуемой реакции.

2. Объясните , почему в первой и второй пробирках происходит усиление, а в третьей – ослабление окраски. Используя ЗДМ, объясните, как изменится скорость, и какой реакции (прямой или обратной) при каждом указанном (таблица 2.3) изменении концентрации веществ? К чему это приводит? В какую сторону смещается равновесие в каждом случае?

3. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Подтверждает ли установленное в ходе опыта изменение скоростей реакций и смещение равновесия принцип Ле Шателье?

4. Запишите выражение константы равновесия (К С) для данной равновесной системы. Зависит ли численное значение константы равновесия от концентрации реагирующих веществ?

5. Сделайте общий вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.

2.5. Влияние температуры на состояние равновесия

При взаимодействии иода с крахмалом образуется вещество сложного состава – иодокрахмал, синего цвета. Реакцию можно представить схемой

иод + крахмал « иодокрахмал (∆H < 0).

Порядок выполнения опыта. В пробирку налейте 4 – 5 мл раствора крахмала и добавьте несколько капель 0,1 н раствора I 2 до появления синего окрашивания. Разделите содержимое пробирки на две. Нагрейте одну пробирку с раствором, поместив ее в стакан с горячей водой. Затем охладите ее до комнатной температуры (под проточной водой), наблюдая в обоих случаях за изменением окраски растворов и сравнивая её с контрольной.

При оформлении анализа результатов опыта ответьте на вопросы:

1. Объясните , почему и как (усиление или ослабление) при повышении или понижении температуры происходит изменение окраски. Почему, при повышении температуры в большей степени (результат опыта) увеличивается скорость обратной реакции, а при понижении температуры – увеличивается скорость прямой реакции? Объясните, как это связано с энергией активации и тепловым эффектом реакции. В какую сторону смещается равновесие при изменении температуры?

2. Подтверждают ли полученные в ходе опыта результаты принцип Ле Шателье?

3. Как изменится численное значение константы равновесия данной реакции при повышении температуры? Ответ необходимо обосновать.

4. Сделайте общий вывод о влиянии температуры на положение химического равновесия обратимой реакции.

3. Контрольные вопросы

1. Запишите выражение ЗДМ для реакций:

а) 2NO (г) + О 2(г) = 2NO 2(г) ;

б) CaO (кр) + CO 2(г) = CaCO 3(кр) .

Гомогенными или гетерогенными они являются? Как изменятся скорости реакций при уменьшении реакционных объемов в 3 раза? Ответ подтвердите расчетами. Каков физический смысл константы скорости реакции и от каких факторов зависит ее численное значение?

2. При повышении температуры от 298 до 318 К скорость реакции возросла в 9 раз. Вычислите энергию активации (Е а) и температурный коэффициент (g). От каких факторов зависят их численные значения и каков физический смысл этих величин?

3. Запишите выражение и вычислите константу равновесия реакции

H 2(г) + J 2(г ↔ 2HJ (г) + Q

при температуре 716 С, если известно, что константа скорости образования иодоводорода при этой температуре равна 1,6 10 -2 , а константа скорости его термического разложения равна 3 10 -4 .Эндо- или экзотермической является данная реакция? Какие вещества преобладают в системе в состоянии равновесия? Как повлияет понижение давления, температуры, введение в систему катализатора на смещение равновесия и численное значение константы равновесия данной реакции?

Литература

1. Коровин, Н. В. Общая химия / Н. В. Коровин. – М. : Высш. шк., 2000.

2. Фролов, В. В. Химия / В. В. Фролов. – М. : Высш. шк., 1986.

3. Забелина, И. А. Методическое пособие для самостоятельной подготовки к лабораторным работам по курсу «Химия». В 2 ч. Ч. 1 / И. А. Забелина, Л. В. Ясюкевич. – Минск: БГУИР, 1998.

4. Задачи и упражнения по общей химии / под ред. Н. В. Коровина. – М. : Высш. шк., 2006.

Лабораторная работа № 2

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ, ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ

Цель работы: на конкретных примерах изучить электрохимические процессы, протекающие на границе металл–электролит и в гальванических элементах.

1. Теоретическая часть

Электрохимия имеет важное практическое значение для многих областей науки и техники. Исключительно велика роль электрохимических процессов и явлений в технологии изготовления и эксплуатации радиоэлектронных приборов и систем (электросинтез, электрохимическое травление, оксидирование, получение тонких пленок декоративного и специального назначения, антикоррозионные покрытия, создание контактов и др.).

Процессы прямого превращения химической энергии в электрическую или электрической в химическую называются электрохимическими процессами.

Электрохимические системы , в которых химическая энергия превращается в электрическую, называются гальваническими элементами .

В основе электрохимических процессов лежат гетерогенные окислительно-восстановительные реакции , протекающие на границе раздела фаз: электрод – раствор (расплав) электролита.

Скорость электрохимических процессов зависит как от природы электролита, его концентрации, величины рН (для водных растворов электролитов), внешних условий (T , P ), наличия катализатора, так и от природы электродов , которая численно характеризуется величиной электродного потенциала.

Состояние равновесия для обратимой реакции может длиться неограниченно долгое время (без вмешательства извне). Но если на такую систему оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление или концентрацию конечных либо исходных веществ), то состояние равновесия нарушится. Скорость одной из реакций станет больше по сравнению со скоростью другой. С течением времени система вновь займет равновесное состояние, но новые равновесные концентрации исходных и конечных веществ будут отличаться от первоначальных. В этом случае говорят о смещении химического равновесия в ту или иную сторону.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то это значит, что химическое равновесие сместилось вправо. Если же, наоборот, становится больше скорость обратной реакции, это значит, что химическое равновесие сместилось влево.

При смещении равновесия вправо происходит уменьшение равновесных концентрацийисходных веществ и увеличениеравновесных концентраций конечных веществ по сравнению с первоначальными равновесными концентрациями. Соответственно, при этом возрастает и выход продуктов реакции.

Смещение химического равновесия влево вызывает возрастание равновесных концентраций исходных веществ и уменьшение равновесных концентраций конечных продуктов, выход которых при этом уменьшится.

Направление смещения химического равновесия определяется с помощью принципа Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию одного или нескольких веществ, участвующих в реакции), то это приведет к увеличению скорости той реакции, протекание которой будет компенсировать (уменьшать) оказанное воздействие» .

Например, при увеличении концентрации исходных веществ возрастает скорость прямой реакции и равновесие смещается вправо. При уменьшении концентрации исходных веществ, наоборот, возрастает скорость обратной реакции, а химическое равновесие смещается влево.

При увеличении температуры (т.е. при нагревании системы) равновесие смещается в сторону протекания эндотермической реакции, а при ее уменьшении (т.е. при охлаждении системы) – в сторону протекания экзотермической реакции. (Если прямая реакция является экзотермической, то обратная обязательно будет эндотермической, инаоборот).

Следует подчеркнуть, что увеличение температуры, как правило, увеличивает скорость и прямой, и обратной реакции, но при этом скорость эндотермической реакции возрастает в большей степени, чем скорость экзотермической реакции. Соответственно, при охлаждениисистемы скорости прямой и обратной реакций уменьшаются, но тоже не в одинаковой степени: для экзотермической реакции существенно меньше, чем для эндотермической.

Изменение давления влияет на смещение химического равновесия только при выполнении двух условий:

необходимо, чтобы хоть одно из веществ, участвующих в реакции, находилось в газообразном состоянии, например:

СаСО 3(т) СаО (т) + СО 2(г) - изменение давления влияет насмещение равновесия.

СН 3 СООН (ж.) + С 2 Н 5 ОН (ж.) СН 3 СООС 2 Н 5(ж.) + Н 2 О (ж.) – изменениедавления не влияет на смещение химического равновесия, т.к. ни одно из исходных или конечных веществ не находится в газообразном состоянии;

если в газообразном состоянии находятся несколько веществ, необходимо, чтобы число молекул газа в левой части уравнения такой реакции не было равно числу молекулгаза в правой части уравнения, например:

2SO 2(г) +O 2(г) 2SO 3(г) – изменение давления влияет на смещение равновесия

I 2(г) + Н 2(г) 2НI (г) – изменение давления не влияет на смещение равновесия

При выполнении этих двух условий увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, протекание которой уменьшает число молекул газа в системе. В нашем примере (каталитическое горение SO 2) это будет прямая реакция.

Уменьшение давления, наоборот, смещает равновесие в сторону реакции, идущей с образованием большего числа молекул газа. В нашем примере это будет обратная реакция.

Увеличение давления вызывает уменьшение объема системы, а значит, и увеличение молярных концентраций газообразных веществ. В результате скорость прямой и обратной реакций увеличивается, но не в одинаковой степени. Понижение же давления по аналогичной схеме приводит к уменьшению скоростей прямой и обратной реакций. Но при этом скорость реакции, в сторону которой смещается равновесие, уменьшается в меньшей степени.

Катализатор не влияет на смещение равновесия, т.к. он в одинаковой степени ускоряет (или замедляет) как прямую, так и обратную реакцию. В его присутствии химическое равновесие только быстрее (или медленнее) устанавливается.

Если на систему оказывают воздействие сразу несколько факторов одновременно, то каждый из них действует независимо от других. Например, при синтезе аммиака

N 2(газ) + 3H 2(газ) 2NH 3(газ)

реакцию осуществляют при нагревании и в присутствии катализатора для увеличения ее скорости.Но при этом воздействие температуры приводит к тому, что равновесие реакции смещается влево, в сторону обратной эндотермической реакции. Это вызываетуменьшение выхода NH 3 . Чтобы компенсировать данноенежелательное действие температуры и увеличитьвыход аммиака, одновременно в системе повышают давление,которое смещает равновесие реакции вправо, т.е. в сторону образования меньшего числа молекул газа.

При этом опытным путем подбирают наиболее оптимальные условия осуществленияреакции (температуру, давление), при которых она протекала бы с достаточно большой скоростью и давала экономическирентабельный выход конечного продукта.

Принцип Ле-Шателье аналогичным образом используется в химической промышленности при производстве большого числа различных веществ, имеющих огромное значение для народного хозяйства.

Принцип Ле-Шательеприменим не только к обратимым химическим реакциям, но и к различным другим равновесным процессам: физическим, физико-химическим, биологическим.

Организм взрослого человека характеризуется относительным постоянством многих параметров, в том числе различных биохимических показателей, включающих в себя концентрации биологически активных веществ. Однако такое состояние нельзя назвать равновесным, т.к. оно не приложимо к открытым системам.

Организм человека, как любая живая система, постоянно обменивается с окружающей средой различными веществами: потребляет продукты питания и выделяет продукты их окисления и распада. Следовательно, для организма характерно стационарное состояние , определяемое как постоянство его параметров при постоянной скорости обмена с окружающей средой веществом и энергией. В первом приближении стационарное состояние можно рассматривать как ряд равновесных состояний, связанных между собой процессами релаксации. В состоянии равновесия концентрации веществ, участвующих в реакции, поддерживаются за счёт восполнения извне исходных и удаления наружу конечных продуктов. Изменение их содержания в организме не приводит, в отличие от закрытых систем, к новому термодинамическому равновесию. Система возвращается в первоначальное состояние. Таким образом, поддерживается относительное динамическое постоянство состава и свойств внутренней среды организма, обусловливающее устойчивость его физиологических функций. Данное свойство живой системы называется иначегомеостазом .

В ходе жизнедеятельности организма, находящегося в стационарном состоянии, в отличие от закрытой равновесной системы, происходит увеличение энтропии. Однако, наряду с этим, одновременно протекает и обратный процесс – уменьшение энтропии за счёт потребления из окружающей среды питательных веществ с низким значением энтропии (например, высокомолекулярных соединений – белков, полисахаридов, углеводов и др.) и выделения в среду продуктов распада. Согласно положению И.Р.Пригожина, суммарное производство энтропии для организма, находящегося в стационарном состоянии, стремится к минимуму.

Большой вклад в развитие неравновесной термодинамики внес И. Р. Пригожий , лауреат Нобелевской премии 1977 г., который утверждал, что «в любой неравновесной системе существуют локальные участки, находящиеся в равновесном состоянии. В классической термодинамике равновесие относится ко всей системе, а в неравновесной - только к ее отдельным частям».

Установлено, что энтропия в таких системах возрастает в период эмбриогенеза, при процессах регенерации и росте злокачественных новообразований.