A le chatelier elve. Le Chatelier elve Le Chatelier elve nyomása

Az elv bármilyen természetű egyensúlyra alkalmazható: mechanikai, termikus, kémiai, elektromos (Lenz-effektus, Peltier-jelenség).

Ha a külső körülmények megváltoznak, ez az anyagok egyensúlyi koncentrációjának megváltozásához vezet. Ebben az esetben a kémiai egyensúly megsértéséről vagy elmozdulásáról beszélnek.

A kémiai egyensúly egyik vagy másik irányba eltolódik, ha a következő paraméterek bármelyike megváltozik:

a rendszer hőmérséklete, vagyis amikor fel van melegítve vagy hűtve
nyomás a rendszerben, vagyis annak összenyomása vagy tágulása során
a reverzibilis reakció egyik résztvevőjének koncentrációja

Enciklopédiai YouTube

1 / 3

✪ Le Chatelier elve

✪ 84. Le Chatelier elve. Változó egyensúly (1. rész)

✪ Kémia. 11. évfolyam, 2014. Változás a kémiai egyensúlyban. Foxford Online Oktatási Központ

Feliratok

Tegyük fel, hogy volt reakciónk. Az A molekula plusz a B molekula dinamikus egyensúlyban van a C plusz D... plusz D molekulákkal. Ez azt jelenti, hogy az előrehaladó reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével. Lesz néhány egyensúlyi A, B, C és D koncentráció, és ha akarjuk, ki tudjuk számítani az egyensúlyi állandót. És még egyszer megismétlem. Ezt már négyszer elmondtam. Az a tény, hogy az előre irányuló reakció sebessége megegyezik a fordított reakció sebességével, nem jelenti azt, hogy minden koncentráció egyenlő. A molekulák koncentrációja nagyon eltérő lehet. Egyszerűen nem változnak, mivel a reakciósebesség ugyanaz. Tekintettel arra, hogy van egyensúly, mi történik, ha több A-t adok a rendszerhez? Hadd emlékeztesselek arra, hogy egyensúlyban volt. A koncentráció állandó volt. Most újabb A-t adok a rendszerhez. Most valamivel nagyobb az esélye annak, hogy az A és B részecskék (bár nem adok hozzá több B molekulát) összeütköznek, így nagyobb valószínűséggel fordul elő közvetlen reakció. Az A molekulák számának növekedésével egyre több ütközés lesz B-vel, aminek következtében valamivel kevesebb lesz. Mert el fogják fogyasztani. Ebben az esetben a C és D mennyisége érezhetően megnő, ami fontos. Ez történne, ha hozzáadnánk A-t, jobban ütköznének B-vel, és az előre irányuló reakció sebessége gyorsabb lenne, mint a fordított reakció sebessége. A reakció ebbe az irányba menne. Akkor több lenne a C és D, ezek is gyakrabban ütköznének, és a reakció az ellenkező irányba menne. Végül egy új egyensúly jön létre. A lényeg az, hogy több A-ja lesz a bal oldalon, de valamivel kevesebb B-je, mert nem adta hozzá a B-t. És akkor több C és D lesz egyensúlyban. És ha több A-t és több B-t adna hozzá... Mondjuk, ha több B-t adna hozzá, a reakció még intenzívebben haladna előre. Ez persze érthető. Nyilvánvaló, hogy ha beavatkozik ebbe a reakcióba azáltal, hogy ezen az oldalon ad hozzá, az természetesen abba az irányba megy, amely eltávolítja a hatást. Ha több A-t ad hozzá, akkor több A-t ér B-be, és ez abba az irányba megy, és talán egy kicsit több B-t használ fel. Ha mindkét típusú molekulát hozzáadja, akkor a reakció összességében ebbe az irányba fog menni. Hasonlóképpen... Át kell írnunk a reakciót. Másik szín. A plusz B, C plusz D. Ha adok hozzá még C-t (azt hiszem, érted az ötletet), mi történik? Az A és B mennyisége megnő, és talán egy kicsit több D-t fog fogyasztani. Aztán ha hozzáadtad a C-t és a D-t, akkor természetesen sokkal több lesz A és B. Ez a következtetés elég kézenfekvőnek tűnik, de szép neve van, úgy hívják... és Le Chatelier-elvnek hívják. Le Chatelier. Szóval, Le Chatelier. Vigyáznom kell, hogyan írok. Azt állítja, hogy amikor egy egyensúlyban lévő reakciót befolyásol, az azt az irányt részesíti előnyben, amely gyengíti ezt a hatást. A "reakció befolyásolása" például az, ha több A-t adunk hozzá, és a reakció előrefelé halad, hogy csökkentse a megnövekedett A hatását. A hatás itt valamiféle változás. Egy dolgot megváltoztatsz a másikhoz képest. Előtte minden elem kiegyensúlyozott volt. Elemezzünk néhány helyzetet Le Chatelier elvének figyelembevételével. Adott A plusz B... A plusz B plusz hő, és a kimenet C plusz D. És plusz némi E. Adjunk hozzá hőt ehhez a rendszerhez, nézzük meg, mi történik. Ahhoz, hogy a reakció előrefelé haladjon, hőre van szükség. Minél nagyobb a hőség, annál valószínűbb az előrehaladás. Le Chatelier elve kimondja, hogy ha ezt a reakciót hő hozzáadásával befolyásoljuk, akkor a reakció azt az irányt részesíti előnyben, amelyik megszünteti az adott hatást. A hatás kiküszöbölése érdekében (több van benne) megnő az A bevitele. Az egyensúlyi állapot elérésekor az A egyensúlyi koncentrációja csökken. A B mennyisége csökkenni fog, mert ezek a molekulák aktívabban fogyasztódnak. A közvetlen reakció gyorsabb. És a C, D és E száma növekszik. Mi van, ha az ellenkezőjét csinálod? Oké, most törlöm... Ahelyett, hogy hozzáadna hőt, távolítsa el a hőt. Csökkentse a hőmérsékletet. Szóval, ha elveszed a hőt, mit kapsz? A másik irányban lesz túlsúly, mert itt kevesebb lesz a hőség. Kevesebb hő szükséges a reakció lezajlásához, és ez a sebesség kezdi uralni ezt a sebességet. A hőmérséklet csökkenésével ennek a reakciónak a sebessége csökken, ez pedig nő, és a koncentráció ebbe az irányba változik, vagyis a fordított reakció lesz az uralkodó. Most nézzük a nyomást. Korábban már említettük a Haber-pert. És itt van a reakció a Haber-eljárásra. Nitrogéngáz plusz 3 mol hidrogéngáz egyensúlyban 2 mol ammóniagázzal. Mi történik, ha nyomást gyakorolok erre a rendszerre? Nyomást fogok gyakorolni. Mi történik ebben az esetben? Kompresszió lép fel, bár a térfogat nem feltétlenül csökken, de ez azt okozza, hogy az összes molekula közelebb kerül egymáshoz. Most, hogy a molekulák közel vannak egymáshoz, a nyomás enyhülhet, ha kevesebb molekulával rendelkezünk. Most ezt a pontot elmagyarázom neked. A PV egyenlő az nRT-vel. Ezt sokszor láttuk, igaz? Felírhatjuk, hogy P egyenlő nRT / V. Ha növeljük a nyomást, hogyan távolíthatjuk el ezt a hatást? Hadd emlékeztesselek arra, hogy Le Chatelier elve kimondja, hogy bármi is történik, minden csökkenteni fogja a hatást. A reakció abba az irányba megy, amelyik csökkenti a hatást. Ha csökkentjük a molekulák számát, az csökkenti a nyomást, igaz? Kevesebb molekula ütközik egymással. Ha itt csökkentjük a molekulák számát. Nem ez a legjobb módja ennek a megírásának, nem pontos egyenlőség, de szeretném, ha így gondolnád. Oké, jobb, ha kitörlöm. Ez valószínűleg nem volt teljesen egyértelmű. Tehát folytassuk. Van egy tartályom... Nem, túl világos... Nem, ugyanaz... Szóval itt van egy tartály, és nyomást gyakorolok rá. Hadd legyen 2 molekula egy tartályban, nem, 4 jobb, de itt csak 2 molekula legyen. Mindkét tartályban reakció léphet fel e molekulák között. Ez a 4 egyesülhet és 2 molekulát alkothat. A példánkat használom. A nitrogén molekula ez a kék molekula. Egy másik színnel kiemelem. Ez a barna molekula 3 hidrogénnel képes kötődni. És ez történik. Ez egy másik módja ennek a reakciónak, talán inkább vizuálisan. Nos, ha nyomást gyakorolok erre a rendszerre... Szóval egyszerűen úgy gondolom a nyomást, mint egyfajta erőt, amely minden irányból hat egy területre. Az alábbi helyzetek közül melyik okoz nagyobb valószínűséggel megkönnyebbülést? Egy olyan helyzet, amikor kevesebb molekula ütközik egymással, mert könnyebb őket összenyomni, mint amikor sok molekula ütközik egymással. Mindez nagyon feltételes, de megértést ad. Ha nyomást gyakorol a rendszerre... Ez a nyíl egyébként nem azt jelenti, hogy a nyomás csökken. Ez azt jelenti, hogy nyomás nehezedik a rendszerre. De ha a nyomás növekszik, a reakció melyik oldala fog érvényesülni? A reakció annak az oldalnak kedvez, amelyiknek kevesebb molekulája van. Ezen az oldalon 2 molekula található, bár ezek nyilván nagy molekulák lesznek, mert természetesen nem vész el tömeg. És ezen az oldalon 4 molekula van, igaz? 1 mol nitrogéngáz és 3 mol hidrogén. És hogy mindezt visszahozzuk ahhoz a gondolathoz, amelyet korábban láttunk a kinetikai egyensúly kapcsán, képzeljünk el egy ehhez hasonló reakciót. Annak bemutatása, hogy engedelmeskedik Le Chatelier elvének, összhangban van mindazzal, amit az egyensúlyi állandókról tanultunk. Szóval itt a reakció. 2 mol, vagy egyszerűen csak kétszerese, 2 A gáz halmazállapotban plusz B gáznemű formában egyensúlyban van a gáz halmazállapotú C-vel. Tegyük fel, hogy kezdetben A moláris koncentrációja vagy molaritása 2. És B moláris koncentrációja 6, majd C moláris koncentrációja 8. Egyenlő 8-cal. Mi itt az egyensúlyi állandó? Az egyensúlyi állandó a szorzat (C koncentrációja, ami 8) osztva emiatt 2-vel, megszorozva 6-tal. Ez egyenlő 8/24-gyel, ami egyenlő 1/3-dal. Tegyük fel, hogy több A-t adtunk hozzá, bármennyit is, hogy ne keverjük össze a matekkal. De az A hozzáadása után a koncentrációnk megváltozott. Nos, az A koncentrációja egyenlő a 3-as molaritással. Felteheti magának a kérdést, hogy hozzáadtam-e az 1-es molaritást. Valószínűleg 1-nél nagyobb molaritást adtam hozzá. Mindegy, hogy mit adok hozzá, a reakció jobbra, azaz előre tolódik. Tehát ennek egy része felszívódik és ebbe az irányba megy, de a többi itt lesz. Még több A-t adhatnék ehhez a rendszerhez. De minden, ami meghaladja az 1-et, felszívódik, és ami megmarad, az az egyensúlyi koncentráció 3. Nem kellett feltétlenül hozzáadnom 1-et. Hozzáadhat még. Tegyük fel, hogy az új egyensúlyunk 12-es molaritása C-re, ami összhangban van azzal, amit mondunk. Ha hozzáadunk egy kis A-t, akkor a C koncentrációjának növekednie kell, és nyilvánvaló, hogy a B koncentrációjának kicsit csökkennie kell, mert egy kicsivel több B fog elhasználódni, mert ezek a molekulák nagyobb valószínűséggel ütköznek több molekulával. Nézzük meg, mi az új koncentráció B. Hadd emlékeztesselek arra, hogy az egyensúlyi állandó állandó marad. Az egyensúlyi állandónk most egyenlő lesz a C koncentrációjával. Ez a mi reakciónk. Tehát a molaritás 12, nem írok egységeket, osztva az új A koncentrációnkkal, ami 3. De emlékezzünk a reakcióra. Az A együtthatója 2. Tehát ez a B-re vonatkozó új koncentráció 3-szorosa. Itt nincs együttható, így nem kell aggódnom a hatványok miatt. Most számoljunk csak. Így 1/3-at kapunk, ami egyenlő 12/9 osztva B-vel. Ha csak szorozunk, akkor B koncentrációjának 9-szerese 3-szor 12, ami 36-nak felel meg. Az egyenlet mindkét oldalát osztjuk 9-cel. B koncentrációja 4, vagy a molaritása 4. Tehát B molaritása 4. További A-t adtunk a reakcióhoz. A molaritás 2-es, B-nél 6-os, C-nél 8-as molaritásnál kezdtük. Adtunk még A-t, a reakció ebbe az irányba ment, talán egy kicsit oda-vissza. De stabilizálva 3-as molaritásnál A-nál, 12-es molaritásnál C-nél. Tehát a C-ben nőtt. Figyeljük meg, hogy a B stabil egyensúlyi koncentrációja csökkent, ami összhangban van azzal az állításunkkal, hogy a reakció abba az irányba megy, amelyben több C-t tartalmaz. B. Remélem, most már jól átlátja a válasz befolyásolásának teljes elméleti keretét és Le Chatelier elvét.

A hőmérséklet hatása

Szimbólum +Q vagy −Q, amelyet a termokémiai egyenlet végére írunk, az előrehaladó reakció termikus hatását jellemzi. Nagyságrendje megegyezik a fordított reakció termikus hatásával, de ellentétes előjelű.

A hőmérséklet hatása a reakció termikus hatásának előjelétől függ. A hőmérséklet emelkedésével a kémiai egyensúly az endoterm reakció irányába tolódik el, a hőmérséklet csökkenésével pedig az exoterm reakció irányába. Általános esetben a hőmérséklet változásakor a kémiai egyensúly egy olyan folyamat felé tolódik el, amelyben az entrópiaváltozás előjele egybeesik a hőmérsékletváltozás előjelével.

Az egyensúlyi állandó hőmérséklettől való függését kondenzált rendszerekben a van’t Hoff-izobar egyenlet írja le:

(d ln ⁡ K P d T) p = Δ H 0 R T 2, (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(P))(dT))\jobb)_(p)=(\frac ( \Delta H^(0))(RT^(2))),)

gázfázisú rendszerekben - a Van't Hoff izochore egyenlet

(d ln ⁡ K C d T) v = Δ U 0 R T 2 . (\displaystyle \left((\frac (d\ln K_(C))(dT))\right)_(v)=(\frac (\Delta U^(0))(RT^(2))) .)

Kondenzált rendszerekben kis hőmérséklet-tartományban az egyensúlyi állandó és a hőmérséklet közötti kapcsolatot a következő egyenlet fejezi ki:

Ln⁡ K P = − Δ H 0 R T + Δ S 0 R . (\displaystyle \ln K_(P)=-(\frac (\Delta H^(0))(RT))+(\frac (\Delta S^(0))(R)).)

Például az ammónia szintézis reakciójában

N 2 + 3 H 2 ⇄ 2 N H 3 + Q (\displaystyle (\mathsf (N_(2)+3H_(2)\rightleftarrows 2NH_(3)+Q)))

a termikus hatás standard körülmények között -92 kJ/mol, a reakció exoterm, így a hőmérséklet emelkedése az egyensúly eltolódásához vezet a kiindulási anyagok irányába és a termék hozamának csökkenéséhez.

A nyomás hatása

A nyomás jelentősen befolyásolja az egyensúlyi helyzetet a gáznemű anyagok részvételével zajló reakciókban, amelyet térfogatváltozás kísér az anyag mennyiségének változása miatt a kiindulási anyagokról a termékekre való átmenet során:

A nyomás növekedésével az egyensúly abba az irányba tolódik el, amelyben a gázok összes mólszáma csökken, és fordítva.

Az ammónia szintézis reakciójában a gázok mennyisége felére csökken: N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ez azt jelenti, hogy a nyomás növekedésével az egyensúly az NH 3 képződése felé tolódik el, amit a következő adatok bizonyítanak az ammónia szintézis reakciójára vonatkozóan 400 °C-on:

Inert gázok hatása

A reakcióelegybe inert gázok bevitele vagy inert gázok képződése a reakció során ugyanúgy működik, mint a nyomáscsökkenés, mivel a reagáló anyagok parciális nyomása csökken. Megjegyzendő, hogy ebben az esetben a reakcióban részt nem vevő gázt inert gáznak tekintjük. Azokban a rendszerekben, ahol a gázmolok száma csökken, az inert gázok az egyensúlyt az alapanyagok felé tolják el, ezért azokban a termelési folyamatokban, amelyekben inert gázok képződhetnek vagy felhalmozódhatnak, szükséges a gázvezetékek időszakos öblítése.

A koncentráció hatása

A koncentráció hatását az egyensúlyi állapotra a következő szabályok vonatkoznak:

Az egyik kiindulási anyag koncentrációjának növekedésével az egyensúly a reakciótermékek képződésének irányába tolódik el (jobbra);
Ha valamelyik reakciótermék koncentrációja csökken, az egyensúly a kiindulási anyagok képződésének irányába tolódik el (balra).

A kémiai egyensúly állapota adott állandó körülmények között bármikor megmarad. A feltételek megváltozásakor az egyensúlyi állapot felborul, mivel ebben az esetben az ellentétes folyamatok sebessége változó mértékben változik. Egy idő után azonban a rendszer ismét egyensúlyi állapotba kerül, de ezúttal az új megváltozott feltételeknek megfelelően.

Az egyensúlynak a körülmények változásától függő eltolódását általában Le Chatelier elve (vagy a mozgó egyensúly elve) határozza meg: Ha egy egyensúlyban lévő rendszert kívülről befolyásolunk az egyensúlyi helyzetet meghatározó feltételek bármelyikének megváltoztatásával, akkor az a folyamat irányába tolódik el, aminek lefolyása gyengíti a kiváltott hatás hatását.

Így a hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz azoknak a folyamatoknak az irányába, amelyek lefolyását hőfelvétel kíséri, a hőmérséklet csökkenése pedig ezzel ellentétes irányba hat. Hasonlóképpen a nyomásnövekedés egy olyan folyamat irányába tolja el az egyensúlyt, amelyet térfogatcsökkenés kísér, a nyomáscsökkenés pedig az ellenkező irányba hat. Például a 3H 2 +N 2 2H 3 N egyensúlyi rendszerben, ∆H o = -46,2 kJ, a hőmérséklet emelkedése fokozza a H 3 N bomlását hidrogénre és nitrogénre, mivel ez a folyamat endoterm. A nyomás növekedése az egyensúlyt a H 3 N képződése felé tolja el, mert a térfogat csökken.

Ha a reakcióban részt vevő anyagok közül egy bizonyos mennyiséget hozzáadunk egy egyensúlyi állapotú rendszerhez (vagy éppen ellenkezőleg, eltávolítjuk a rendszerből), akkor az előre- és a visszirányú reakciók sebessége megváltozik, de fokozatosan ismét kiegyenlítődik. Más szavakkal, a rendszer visszatér a kémiai egyensúly állapotába. Ebben az új állapotban a rendszerben lévő összes anyag egyensúlyi koncentrációja el fog térni az eredeti egyensúlyi koncentrációktól, de a köztük lévő arány változatlan marad. Így egy egyensúlyi rendszerben lehetetlen az egyik anyag koncentrációját megváltoztatni anélkül, hogy az összes többi koncentrációja megváltozna.

Le Chatelier elvének megfelelően a reagens további mennyiségeinek egyensúlyi rendszerbe bevitele az egyensúly eltolódását okozza abba az irányba, amelyben ennek az anyagnak a koncentrációja csökken, és ennek megfelelően a kölcsönhatás termékeinek koncentrációja nő.

A kémiai egyensúly vizsgálata nagy jelentőséggel bír mind az elméleti kutatás, mind a gyakorlati problémák megoldása szempontjából. A különböző hőmérsékletek és nyomások egyensúlyi helyzetének meghatározásával lehetőség nyílik a kémiai folyamat legkedvezőbb feltételeinek kiválasztására. A folyamatfeltételek végső megválasztásakor figyelembe veszik azok hatását a folyamat sebességére is.

1. példa Egy reakció egyensúlyi állandójának kiszámítása a reagensek egyensúlyi koncentrációiból.

Számítsa ki az A + B 2C reakció egyensúlyi állandóját, ha az egyensúlyi koncentrációk [A] = 0,3 mol∙l -1; [V]=1,1 mol∙l-1; [C]=2,1 mol∙l -1.

Megoldás. Ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának kifejezése a következő: . Helyettesítsük itt a problémafelvetésben jelzett egyensúlyi koncentrációkat: =5,79.

2. példa. A reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációinak számítása. A reakció az A + 2B C egyenlet szerint megy végbe.

Határozza meg a reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációit, ha az A és B anyagok kezdeti koncentrációja 0,5 és 0,7 mol∙l -1, és a reakció egyensúlyi állandója K p = 50.

Megoldás. Minden mól A és B anyagra 2 mól C anyag képződik. Ha az A és B anyagok koncentrációjának csökkenését X mol-lal jelöljük, akkor az anyag koncentrációjának növekedése 2X mol. A reaktánsok egyensúlyi koncentrációi a következők:

CA = (kb. 5-x)mol∙l-1; C B = (0,7-x) mol∙l-1; C C =2x mol∙l -1

x 1 = 0,86; x 2 =0,44

A feladat feltételei szerint x 2 érték érvényes. Ezért a reaktánsok egyensúlyi koncentrációi:

CA = 0,5-0,44 = 0,06 mol∙l -1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol∙l -1; C C = 0,44∙2 = 0,88 mol∙l -1.

3. példa Egy reakció Gibbs-energia ∆G o változásának meghatározása a K r egyensúlyi állandó értékével. Számítsa ki a Gibbs-energiát, és határozza meg a CO + Cl 2 = COCl 2 reakció lehetőségét 700 K-en, ha az egyensúlyi állandó Kp = 1,0685∙10 -4. Az összes reagáló anyag parciális nyomása azonos és 101325 Pa.

Megoldás.∆G 700 =2,303∙RT.

Ehhez a folyamathoz:

Mivel ∆Go<0, то реакция СО+Cl 2 COCl 2 при 700К возможна.

4. példa. Változás a kémiai egyensúlyban. Milyen irányba tolódik el az egyensúly az N 2 +3H 2 2NH 3 -22kcal rendszerben:

a) növekvő N 2 koncentrációval;

b) növekvő H2 koncentrációval;

c) növekvő hőmérséklettel;

d) amikor a nyomás csökken?

Megoldás. A reakcióegyenlet bal oldalán lévő anyagok koncentrációjának növekedése Le Chatelier szabálya szerint olyan folyamatot kell, hogy okozzon, amely gyengíti a hatást és a koncentráció csökkenéséhez vezet, pl. az egyensúly jobbra tolódik el (a és b eset).

Az ammónia szintézis reakciója exoterm. A hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz balra - endoterm reakció felé, gyengíti a hatást (c eset).

A nyomáscsökkenés (d eset) kedvez a rendszer térfogatának növekedéséhez vezető reakciónak, pl. N 2 és H 2 képződése felé.

5. példa. Hányszorosára változik az előre- és visszafelé irányuló reakció sebessége a 2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (r) rendszerben, ha a gázelegy térfogata háromszorosára csökken? Milyen irányba tolódik el a rendszer egyensúlya?

Megoldás. Jelöljük a reaktánsok koncentrációit: = A, =b,=Val vel. A tömeghatás törvénye szerint a térfogatváltozás előtti előre és fordított reakció sebessége egyenlő

v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2

Miután egy homogén rendszer térfogatát háromszorosára csökkentjük, mindegyik reaktáns koncentrációja háromszorosára nő: = 3a,[O 2] = 3b; = 3s.Új koncentrációknál az előre- és hátrameneti reakció sebessége v" np:

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

Következésképpen az előre irányuló reakció sebessége 27-szeresére, a fordított reakcióé pedig csak kilencszeresére nőtt. A rendszer egyensúlya a SO 3 képződése felé tolódott el.

6. példa. Számítsa ki, hogy a gázfázisban lezajló reakció sebessége hányszorosára nő, ha a hőmérséklet 30-ról 70 0 C-ra emelkedik, ha a reakció hőmérsékleti együtthatója 2!

Megoldás. A kémiai reakció sebességének hőmérséklettől való függését az empirikus Van't Hoff-szabály határozza meg a képlet szerint

Következésképpen a reakciósebesség 70 °C-on 16-szor nagyobb, mint a 30 °C-on.

7. példa. Egy homogén rendszer egyensúlyi állandója

CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) 850°C-on egyenlő 1-gyel. Számítsa ki az összes anyag koncentrációját egyensúlyban, ha a kezdeti koncentrációk: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.

Megoldás. Egyensúlyi állapotban az előre- és a visszirányú reakció sebessége egyenlő, ezen sebességek állandóinak aránya állandó, és az adott rendszer egyensúlyi állandójának nevezzük:

V np = K 1[CO][H20]; V o b p = NAK NEK 2 [CO2][H2];

A problémafelvetésben a kezdeti koncentrációk megadva, míg a kifejezésben K r csak a rendszer összes anyagának egyensúlyi koncentrációját tartalmazza. Tegyük fel, hogy az egyensúlyi pillanatban a koncentráció [CO 2 ] P = x mol/l. A rendszer egyenlete szerint a képződött hidrogén móljainak száma is lesz x mol/l. Ugyanannyi anyajegyre (X mol/l) CO és H 2 O keletkezik x mol CO 2 és H 2. Ezért mind a négy anyag egyensúlyi koncentrációja (mol/l):

[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO] P = (3 – x); P =(2x).

Az egyensúlyi állandó ismeretében megtaláljuk az értéket X, majd az összes anyag kezdeti koncentrációja:

; x 2 =6-2x-3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.

Így a kívánt egyensúlyi koncentrációk: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H2]p = 1,2 mol/l; [CO]P = 3-1,2 = 1,8 mol/l; [H20] P = = 2-1,2 = 0,8 mol/l.

8. példa. A foszfor-penta-klorid bomlásának endoterm reakciója az egyenlet szerint megy végbe.

PC15 (g) PC13 (g) + C12 (g); ∆Н = +92,59 kJ.

Hogyan változtassuk meg: a) hőmérsékletet; b) nyomás; c) koncentráció, amely az egyensúlyt a közvetlen reakció felé tolja el - PCl 5 bomlása?

Megoldás. A kémiai egyensúly elmozdulása vagy eltolódása a reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációinak megváltozása a reakciókörülmények valamelyikének megváltozása következtében. Az egyensúly eltolódásának irányát a Le Chatelier-elv alapján határozzuk meg: a) mivel a PC1 5 bomlási reakció endoterm (∆H > 0), így az egyensúly eltolásához a direkt reakció felé szükséges a hőmérséklet emelése: b) mivel ebben a rendszerben a PC1 5 bomlása térfogatnövekedéshez vezet (egy gázmolekulából két gázhalmazállapotú molekula keletkezik), így az egyensúly közvetlen reakció felé tolásához szükséges a nyomás csökkentése; c) az egyensúly eltolódása a jelzett irányba vagy a PC1 5 koncentrációjának növelésével, vagy a PCl 3 vagy C1 2 koncentrációjának csökkentésével érhető el.

Így a hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz azoknak a folyamatoknak az irányába, amelyek lefolyását hőfelvétel kíséri, a hőmérséklet csökkenése pedig ezzel ellentétes irányba hat. Hasonlóképpen a nyomásnövekedés egy olyan folyamat irányába tolja el az egyensúlyt, amelyet térfogatcsökkenés kísér, a nyomáscsökkenés pedig az ellenkező irányba hat. Például a 3H 2 + N 2 2H 3 N egyensúlyi rendszerben, H o = -46,2 kJ, a hőmérséklet emelkedése fokozza a H 3 N bomlását hidrogénre és nitrogénre, mivel ez a folyamat endoterm. A nyomás növekedése az egyensúlyt a H 3 N képződése felé tolja el, mert a térfogat csökken.

1. példa Egy reakció egyensúlyi állandójának kiszámítása a reagensek egyensúlyi koncentrációiból.

Számítsa ki az A + B 2C reakció egyensúlyi állandóját, ha az egyensúlyi koncentrációk [A] = 0,3 mol · l -1; [V] = 1,1 mol l-1; [C] = 2,1 mol l-1.

Megoldás. Ennek a reakciónak az egyensúlyi állandójának kifejezése a következő: .

Helyettesítsük itt a problémafelvetésben jelzett egyensúlyi koncentrációkat: = 5,79.

2. példa. A reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációinak számítása. A reakció az A + 2B C egyenlet szerint megy végbe.

Határozza meg a reagáló anyagok egyensúlyi koncentrációit, ha az A és B anyagok kezdeti koncentrációja rendre 0,5 és 0,7 mol l -1, és a reakció egyensúlyi állandója K p = 50.

A reaktánsok egyensúlyi koncentrációi a következők:

CA = (0,5 x) mol 1-1; C B = (0,7-x) mol 1-1; C C = 2x mol l -1

x 1 = 0,86; x 2 = 0,44

A feladat feltételei szerint x 2 érték érvényes. Ezért a reaktánsok egyensúlyi koncentrációi:

CA = 0,5-0,44 = 0,06 mol l-1; C B = 0,7-0,44 = 0,26 mol l-1; C C = 0,44 2 = 0,88 mol l -1.

3. példa Egy reakció Gibbs-energia G o változásának meghatározása a K r egyensúlyi állandó értékével. Számítsa ki a Gibbs-energiát, és határozza meg a CO + Cl 2 = COCl 2 reakció lehetőségét 700 K-en, ha az egyensúlyi állandó egyenlő Kp = 1,0685 · 10 -4. Az összes reagáló anyag parciális nyomása azonos és 101325 Pa.

Megoldás. G 700 = 2,303 RT.

Ehhez a folyamathoz:

Go óta< 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.

4. példa. Változás a kémiai egyensúlyban. Milyen irányba tolódik el az egyensúly az N 2 + 3H 2 2NH 3 rendszerben - 22 kcal:

a) növekvő N 2 koncentrációval;

b) növekvő H2 koncentrációval;

c) növekvő hőmérséklettel;

d) amikor a nyomás csökken?

Az ammónia szintézis reakciója exoterm. A hőmérséklet emelkedése egyensúlyi eltolódást okoz balra - endoterm reakció felé, gyengíti a hatást (c eset).

A nyomáscsökkenés (d eset) kedvez a rendszer térfogatának növekedéséhez vezető reakciónak, pl. N 2 és H 2 képződése felé.

Megoldás. Jelöljük a reaktánsok koncentrációit: = A, = b, = Val vel. A tömeghatás törvénye szerint a térfogatváltozás előtt az előre és a fordított reakció sebessége egyenlő:

v pr = Ka 2 b, v arr = K 1 s 2

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

Következésképpen az előre irányuló reakció sebessége 27-szeresére, a fordított reakcióé pedig mindössze kilencszeresére nőtt. A rendszer egyensúlya a SO 3 képződése felé tolódott el.

6. példa. Számítsa ki, hogy a gázfázisban lezajló reakció sebessége hányszorosára nő, ha a hőmérséklet 30-ról 70 0 C-ra emelkedik, ha a reakció hőmérsékleti együtthatója 2!

Megoldás. A kémiai reakció sebességének hőmérséklettől való függését az empirikus Van't Hoff-szabály határozza meg a következő képlet szerint:

Következésképpen a reakciósebesség 70 °C-on 16-szor nagyobb, mint a 30 °C-on.

7. példa. Egy homogén rendszer egyensúlyi állandója

CO(g) + H 2 O(g) CO 2 (g) + H 2 (g) 850°C-on egyenlő 1-gyel. Számítsa ki az összes anyag koncentrációját egyensúlyban, ha a kezdeti koncentrációk: [CO] ISH = 3 mol/l, [H 2 O] RI = 2 mol/l.

V np = K 1[CO][H20]; V o b p = NAK NEK 2 [CO2][H2];

[CO 2 ] P = [H 2 ] P = X;[CO]P = (3-x); P =(2x).

Az egyensúlyi állandó ismeretében megtaláljuk az értéket X, majd az összes anyag kezdeti koncentrációja:

; x 2 = 6 - 2x - 3x + x 2; 5x = 6, l = 1,2 mol/l.

Így a kívánt egyensúlyi koncentrációk: [CO 2 ] P = 1,2 mol/l; [H2]p = 1,2 mol/l; [CO]P = 3-1,2 = 1,8 mol/l; [H20] P = = 2-1,2 = 0,8 mol/l.

8. példa. A foszfor-penta-klorid bomlásának endoterm reakciója a következő egyenlet szerint megy végbe:

PC15 (g) PC13 (g) + C12 (g); H = + 92,59 kJ.

Hogyan változtassuk meg: a) hőmérsékletet; b) nyomás; c) koncentrálás, hogy az egyensúlyt a közvetlen reakció - PCl 5 bomlás - irányába tolja el.

Az egyensúlyi helyzet eltolódásának irányát Le Chatelier elve határozza meg:

a) mivel a PC1 5 bomlási reakciója endoterm (H > 0), ezért az egyensúlynak a közvetlen reakció felé tolásához a hőmérséklet emelése szükséges;

b) mivel ebben a rendszerben a PC1 5 bomlása térfogatnövekedéshez vezet (egy gázmolekulából két gázhalmazállapotú molekula képződik), így az egyensúlyi állapot közvetlen reakció felé tolásához szükséges a nyomás csökkentése;

c) az egyensúly eltolódása a jelzett irányba vagy a PC1 5 koncentrációjának növelésével, vagy a PCl 3 vagy C1 2 koncentrációjának csökkentésével érhető el.

A kémiai egyensúly velejárója megfordítható reakciók és nem jellemző rá visszafordíthatatlan kémiai reakciók.

Gyakran egy kémiai folyamat során a kezdeti reagensek teljesen átalakulnak reakciótermékekké. Például:

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

Ellentétes irányú reakcióval fémrezet nem lehet előállítani, mert adott a reakció visszafordíthatatlan. Az ilyen eljárások során a reagensek teljesen termékké alakulnak, azaz. a reakció végbemegy.

De a kémiai reakciók nagy része megfordítható, azaz a reakció valószínűleg párhuzamosan megy végbe előre és hátrafelé. Más szavakkal, a reagensek csak részben alakulnak át termékekké, és a reakciórendszer reagensekből és termékekből is áll majd. A rendszer ebben az esetben az állapotban van Kémiai egyensúly.

A reverzibilis folyamatokban kezdetben a közvetlen reakció maximális sebességgel rendelkezik, amely a reagensek mennyiségének csökkenése miatt fokozatosan csökken. Ezzel szemben a fordított reakció kezdetben minimális sebességgel rendelkezik, amely a termékek felhalmozódásával nő. Végül eljön az a pillanat, amikor mindkét reakció sebessége egyenlő lesz – a rendszer egyensúlyi állapotba kerül. Egyensúlyi állapot kialakulásakor a komponensek koncentrációja változatlan marad, de a kémiai reakció nem áll le. Hogy. – ez egy dinamikus (mozgó) állapot. Az érthetőség kedvéért itt a következő ábra:

Mondjuk van egy bizonyos reverzibilis kémiai reakció:

a A + b B = c C + d D

majd a tömeghatás törvénye alapján kifejezéseket írunk le arra egyenesυ 1 és fordítottυ 2 reakció:

v1 = k 1 ·[A] a ·[B] b

v2 = k 2 · [C] c · [D] d

Képes Kémiai egyensúly, az előre és a fordított reakció sebessége egyenlő, azaz:

k 1 · [A] a · [B] b = k 2 · [C] c · [D] d

kapunk

NAK NEK= k 1 / k 2 = [C] c [D] d ̸ [A] a [B] b

Ahol K =k 1 / k 2 – egyensúlyi állandó.

Bármilyen visszafordítható folyamathoz, adott feltételek mellett kállandó érték. Nem függ az anyagok koncentrációjától, mert Amikor az egyik anyag mennyisége megváltozik, a többi komponens mennyisége is változik.

Amikor egy kémiai folyamat körülményei megváltoznak, az egyensúly elmozdulhat.

Az egyensúly eltolódását befolyásoló tényezők:

a reagensek vagy termékek koncentrációjának változásai,
nyomásváltozás,
hőmérséklet változás,
katalizátor hozzáadása a reakcióközeghez.

Le Chatelier elve

A fenti tényezők mindegyike befolyásolja a kémiai egyensúly eltolódását, amely engedelmeskedik Le Chatelier elve: Ha megváltoztatja a rendszer egyensúlyi állapotának egyik feltételét - koncentrációt, nyomást vagy hőmérsékletet -, akkor az egyensúly a reakció irányába tolódik el, amely ellensúlyozza ezt a változást. Azok. az egyensúly olyan irányba tolódik el, ami az egyensúlyi állapot megsértéséhez vezető hatás befolyásának csökkenéséhez vezet.

Nézzük tehát külön-külön mindegyik tényezőjük hatását az egyensúlyi állapotra.

Befolyás a reagensek vagy termékek koncentrációjának változásai mutassuk meg egy példával Haber folyamat:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

Ha például nitrogént adunk egy N 2 (g), H 2 (g) és NH 3 (g) egyensúlyi rendszerhez, akkor az egyensúlynak olyan irányba kell elmozdulnia, amely hozzájárulna a nitrogén mennyiségének csökkenéséhez. hidrogént az eredeti érték felé, azokat. a további ammónia képződésének irányába (jobbra). Ugyanakkor a hidrogén mennyisége csökken. Ha hidrogént adunk a rendszerhez, az egyensúly egy új mennyiségű ammónia képződése felé is eltolódik (jobbra). Míg az ammónia bevitele az egyensúlyi rendszerbe szerint Le Chatelier elve , egyensúlyi eltolódást fog okozni a kiindulási anyagok képződésének kedvező folyamat irányába (balra), pl. Az ammónia koncentrációjának csökkennie kell, ha egy része nitrogénre és hidrogénre bomlik.

Az egyik komponens koncentrációjának csökkenése a rendszer egyensúlyi állapotát ennek a komponensnek a kialakulása felé tolja el.

Befolyás nyomásváltozások akkor van értelme, ha gáznemű komponensek vesznek részt a vizsgált folyamatban, és az összes molekulaszámban változás áll be. Ha a rendszerben a molekulák teljes száma megmarad állandó, majd a nyomásváltozás nem befolyásolja mérlegében például:

I 2 (g) + H 2 (g) = 2HI (g)

Ha egy egyensúlyi rendszer össznyomását térfogatának csökkentésével növeljük, akkor az egyensúly a térfogat csökkenésének irányába tolódik el. Azok. számának csökkentése felé gáz rendszerben. A reakcióban:

N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)

4 gázmolekulából (1 N 2 (g) és 3 H 2 (g)) 2 gázmolekula keletkezik (2 NH 3 (g)), i.e. csökken a nyomás a rendszerben. Ennek eredményeként a nyomásnövekedés hozzájárul további mennyiségű ammónia képződéséhez, pl. kialakulása felé tolódik el az egyensúly (jobbra).

Ha a rendszer hőmérséklete állandó, akkor a rendszer össznyomásának változása nem vezet az egyensúlyi állandó változásához NAK NEK.

Hőmérséklet változás rendszer nemcsak egyensúlyának elmozdulását, hanem az egyensúlyi állandót is befolyásolja NAK NEK. Ha egy egyensúlyi rendszerbe állandó nyomáson további hőt juttatunk, akkor az egyensúly a hőelnyelés irányába tolódik el. Fontolgat:

N 2 (g) + 3H 2 (g) = 2NH 3 (g) + 22 kcal

Tehát, amint láthatja, a közvetlen reakció a hő felszabadulásával, a fordított reakció pedig abszorpcióval megy végbe. A hőmérséklet emelkedésével ennek a reakciónak az egyensúlya az ammónia bomlási reakciója felé tolódik el (balra), mert megjelenik és gyengíti a külső hatást - a hőmérséklet növekedését. Éppen ellenkezőleg, a hűtés az egyensúly eltolódásához vezet az ammóniaszintézis irányába (jobbra), mert a reakció exoterm és ellenáll a lehűlésnek.

Így a hőmérséklet emelkedése kedvez az eltolódásnak Kémiai egyensúly az endoterm reakció felé, a hőmérsékletcsökkenés pedig az exoterm folyamat felé . Egyensúlyi állandók minden exoterm folyamat csökken a hőmérséklet emelkedésével, és az endoterm folyamatok fokozódnak.

A reverzibilis reakció egyensúlyi állapota korlátlan ideig tarthat (külső beavatkozás nélkül). De ha egy ilyen rendszert külső hatás ér (a vég- vagy kiindulási anyagok hőmérsékletének, nyomásának vagy koncentrációjának megváltoztatása), akkor az egyensúlyi állapot felborul. Az egyik reakció sebessége nagyobb lesz, mint a másiké. Idővel a rendszer újra egyensúlyi állapotba kerül, de a kiindulási és végső anyagok új egyensúlyi koncentrációi eltérnek az eredetitől. Ebben az esetben a kémiai egyensúly egyik vagy másik irányba történő eltolódásáról beszélnek.

Ha külső hatás hatására az előre irányuló reakció sebessége nagyobb lesz, mint a fordított reakció sebessége, az azt jelenti, hogy a kémiai egyensúly jobbra tolódott el. Ha éppen ellenkezőleg, a fordított reakció sebessége nagyobb lesz, ez azt jelenti, hogy a kémiai egyensúly balra tolódott el.

Az egyensúly jobbra tolásakor a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációi csökkennek, a véganyagok egyensúlyi koncentrációi pedig nőnek a kezdeti egyensúlyi koncentrációkhoz képest. Ennek megfelelően a reakciótermékek hozama is nő.

A kémiai egyensúly balra tolódása a kiindulási anyagok egyensúlyi koncentrációinak növekedését és a végtermékek egyensúlyi koncentrációjának csökkenését okozza, aminek hozama csökken.

A kémiai egyensúly eltolódásának irányát Le Chatelier elve alapján határozzuk meg: „Ha egy kémiai egyensúlyi állapotban lévő rendszert külső hatás éri (megváltoztatja a hőmérsékletet, a nyomást, a reakcióban résztvevő egy vagy több anyag koncentrációját), ez a reakció sebességének növekedéséhez vezet, aminek bekövetkezése kompenzálja (csökkenti) a hatást."

Például a kiindulási anyagok koncentrációjának növekedésével az előrehaladó reakció sebessége nő, és az egyensúly jobbra tolódik el. Ha a kiindulási anyagok koncentrációja csökken, akkor a fordított reakció sebessége nő, és a kémiai egyensúly balra tolódik el.

A hőmérséklet emelkedésekor (vagyis a rendszer felmelegedésekor) az egyensúly az endoterm reakció felé tolódik el, ha pedig csökken (vagyis amikor a rendszer lehűl) - az exoterm reakció felé. (Ha az előre irányuló reakció exoterm, akkor a fordított reakció szükségszerűen endoterm lesz, és fordítva).

Hangsúlyozni kell, hogy a hőmérséklet emelkedése általában növeli mind az előre, mind a fordított reakciók sebességét, de az endoterm reakció sebessége nagyobb mértékben nő, mint az exoterm reakcióé. Ennek megfelelően a rendszer lehűtésekor az előre és a fordított reakciók sebessége csökken, de nem is olyan mértékben: exoterm reakciónál lényegesen kisebb, mint endotermnél.

A nyomásváltozás csak akkor befolyásolja a kémiai egyensúly eltolódását, ha két feltétel teljesül:

szükséges, hogy a reakcióban részt vevő anyagok közül legalább egy gáz halmazállapotú legyen, pl.

CaCO 3 (s) CaO (s) + CO 2 (g) - a nyomásváltozás befolyásolja az egyensúly elmozdulását.

CH 3 COOH (folyadék) + C 2 H 5 OH (folyadék) CH 3 COOC 2 H 5 (folyadék) + H 2 O (folyadék) – a nyomásváltozás nem befolyásolja a kémiai egyensúly eltolódását, mert egyik kiindulási vagy véganyag sem gáz halmazállapotú;

ha több anyag gáz halmazállapotú, akkor szükséges, hogy egy ilyen reakcióhoz az egyenlet bal oldalán lévő gázmolekulák száma ne legyen egyenlő az egyenlet jobb oldalán lévő gázmolekulák számával, például:

2SO 2 (g) + O 2 (g) 2SO 3 (g) – a nyomásváltozások befolyásolják az egyensúlyi eltolódást

I 2(g) + H 2(g) 2НI (g) – a nyomásváltozás nem befolyásolja az egyensúlyi eltolódást

Ha ez a két feltétel teljesül, a nyomásnövekedés az egyensúly eltolódásához vezet egy reakció felé, amelynek bekövetkezése csökkenti a gázmolekulák számát a rendszerben. Példánkban (SO 2 katalitikus elégetése) ez közvetlen reakció lesz.

A nyomáscsökkenés éppen ellenkezőleg, az egyensúlyt a nagyobb számú gázmolekula képződésével fellépő reakció felé tolja el. Példánkban ez az ellenkező reakció lesz.

A nyomásnövekedés a rendszer térfogatának csökkenését, ezáltal a gáznemű anyagok moláris koncentrációjának növekedését okozza. Ennek eredményeként az előre és a fordított reakciók sebessége nő, de nem azonos mértékben. A nyomás hasonló séma szerinti csökkenése az előre és a fordított reakciók sebességének csökkenéséhez vezet. Ugyanakkor a reakciósebesség, amely felé az egyensúly eltolódik, kisebb mértékben csökken.

A katalizátor nem befolyásolja az egyensúlyi eltolódást, mert ugyanolyan mértékben gyorsítja (vagy lassítja) mind az előre, mind a visszirányú reakciót. Jelenlétében a kémiai egyensúly csak gyorsabban (vagy lassabban) jön létre.

Ha egy rendszert egyszerre több tényező is érint, akkor mindegyik a többitől függetlenül működik. Például az ammónia szintézisében

N 2 (gáz) + 3H 2 (gáz) 2NH 3 (gáz)

a reakciót melegítéssel és katalizátor jelenlétében hajtjuk végre a sebesség növelése érdekében, de a hőmérséklet hatása oda vezet, hogy a reakció egyensúlya balra, a fordított endoterm reakció felé tolódik el. Ez az NH 3 kibocsátás csökkenését okozza. A hőmérséklet ezen nemkívánatos hatásának kompenzálására és az ammónia hozamának növelésére a rendszerben egyidejűleg a nyomást növelik, ami a reakció egyensúlyát jobbra tolja el, pl. kevesebb gázmolekula képződése felé.

Ebben az esetben kísérletileg választják ki a reakció legoptimálisabb körülményeit (hőmérséklet, nyomás), amelyek mellett az kellően nagy sebességgel menne végbe, és gazdaságosan életképes végterméket adna.

A Le Chatelier-elvet a vegyiparban is hasonlóképpen alkalmazzák számos, nemzetgazdasági szempontból nagy jelentőségű anyag előállítására.

Le Chatelier elve nemcsak reverzibilis kémiai reakciókra alkalmazható, hanem számos egyéb egyensúlyi folyamatra is: fizikai, fizikokémiai, biológiai.

A felnőtt emberi testet számos paraméter relatív állandósága jellemzi, beleértve a különféle biokémiai mutatókat, beleértve a biológiailag aktív anyagok koncentrációját is. Egy ilyen állapot azonban nem nevezhető egyensúlynak, mert nyílt rendszerekre nem alkalmazható.

Az emberi szervezet, mint minden élő rendszer, folyamatosan cserél különféle anyagokat a környezettel: táplálékot fogyaszt, és oxidációs és bomlási termékeit bocsátja ki. Ezért jellemző egy szervezetre steady state, amelyet paramétereinek állandóságaként határozunk meg állandó anyag- és energiacsere sebesség mellett a környezettel. Első közelítéssel a stacionárius állapotot relaxációs folyamatokkal összekapcsolt egyensúlyi állapotok sorozatának tekinthetjük. Egyensúlyi állapotban a reakcióban részt vevő anyagok koncentrációja a kiindulási termékek kívülről történő utánpótlása és a végtermékek kifelé történő eltávolítása révén megmarad. Tartalmuk változása a testben – a zárt rendszerekkel ellentétben – nem vezet új termodinamikai egyensúlyhoz. A rendszer visszatér eredeti állapotába. Így megmarad a szervezet belső környezetének összetételének és tulajdonságainak relatív dinamikus állandósága, ami meghatározza élettani funkcióinak stabilitását. Az élő rendszernek ezt a tulajdonságát másképp nevezik homeosztázis.

A stacionárius állapotban lévő szervezet élete során, ellentétben a zárt egyensúlyi rendszerrel, az entrópia növekedése következik be. Ezzel együtt azonban a fordított folyamat is egyidejűleg megy végbe - az entrópia csökkenése a környezetből alacsony entrópiaértékű tápanyagok (például nagy molekulatömegű vegyületek - fehérjék, poliszacharidok, szénhidrátok stb.) fogyasztása miatt, ill. bomlástermékek kibocsátása a környezetbe. I. R. Prigogine álláspontja szerint egy álló állapotban lévő szervezet teljes entrópiatermelése a minimumra irányul.

A nem egyensúlyi termodinamika fejlődéséhez nagymértékben hozzájárult I. R. Prigozsi, 1977-ben Nobel-díjas, aki azt állította, hogy „bármely nem egyensúlyi rendszerben vannak egyensúlyi állapotban lévő helyi területek. A klasszikus termodinamikában az egyensúly az egész rendszerre vonatkozik, de nem egyensúlyban csak annak egyes részeire.

Megállapítást nyert, hogy az entrópia az ilyen rendszerekben növekszik az embriogenezis, a regenerációs folyamatok és a rosszindulatú daganatok növekedése során.