Принцип равновесия история кратко

Обновлено: 05.07.2024

Содержание

В наиболее общем виде суть этой концепции применительно к международным отношениям состоит в том, чтобы не допустить такого усиления какого-либо государства в рамках системы, которое бы угрожало независимости и безопасности остальных. Механизмом предотвращения подобной ситуации является создание противовеса – коалиции, противостоящей потенциальному претенденту на гегемонию.

↑Рекомендуемая литература

Введение в теорию международных отношений: Учебное пособие / Отв. редактор А.С. Маныкин. — М.: Изд-во МГУ, 2001 (Труды исторического факультета МГУ: Вып. 17. Сер. III. Instrumenta studiorum)

Основы общей теории международных отношений: Учебное пособие / Под ред. А.С. Маныкина. — М.: Изд-во МГУ, 2009. - 592 с.

Что гласит принцип Ле Шателье? Что такое смещение равновесия?

Андри Луи Ле Шателье – французский ученый в области физики и химии. Был одним из химиков, систематически проводившим фундаментальные исследования в области металлургической и химико-технологической промышленности. Он стал создателем не только знаменитого принципа динамического равновесия, но и теории затвердевания цемента (кристаллизации).

Ле Шателье сформулировал термодинамический принцип подвижного равновесия, который позже обобщил немецкий физик Карл Фердинант Браун. Этот закон также называют принципом Ле Шателье-Брауна или принципом Ле Шателье. Он справедлив во всех системах равновесия, существующим на нашей планете.

Что гласит принцип Ле Шателье?

Работа принципа Ле Шателье

Формулировка принципа: если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие.

В результате взаимодействия двух простых веществ образуется новое третье вещество (продукт). Существуют обратимые реакции, в которых продукт стремится вернуться в исходные вещества. Например, реакция взаимодействия азота и водорода обратима.

Каждая система стремится к обретению равновесия. Например, если ее нагревать, то она сместится в сторону охлаждения. Если систему, наоборот, охлаждать, то она стремится в теплое место.

Параметры химического равновесия

Равновесие можно сместить с помощью нескольких параметров. Принцип Ле Шателье кратко и понятно можно изложить на примере взаимодействия азота и водорода.

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

  1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
  2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
  3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
  4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
  5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO2. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO2. Увеличение концентрации NO2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Для химической реакции:

константа химической реакции Кс есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔGT о = – RTlnK (2)

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г)→2CO2 (г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.

Решение.

Во второй строке под Спрореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO2, причем, Сисходн= Спрореагир + Сравн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

ΔG298 о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.

lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H2 , I2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H2.

Вещество H2 I2 HI
сисходн., моль/л 1 2 0
спрореагир., моль/л x x 2x
cравн., моль/л 1-x 2-x 2x

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о T = — RTlnK = 0;

ΔН о 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = — 86,1× 10 3 Дж;

ΔS о 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;

0 = — 86100 — Т·(-109,52)

Задача 5. Для реакции SO2(Г) + Cl2(Г) →SO2Cl2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO2Cl2, если исходные концентрации SO2, Cl2 и SO2Cl2 равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO2.

Вещество SO2 Cl2 SO2Cl2
cисходн., моль/л 2 2 1
cпрореагир., моль/л x x х
cравн., моль/л 2-x 2-x x + 1

Решая это уравнение, находим: x1 = 3 и x2 = 1,25. Но x1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO2Cl2] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л, [Br2] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H2(г) + S(г) →H2S(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H2 и S, если исходные концентрации H2, S и H2S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H2] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о Т≈ΔН о 298, а ΔS о T≈ΔS о 298

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

равна 3,4·10 -5 . Вычислите Δ G о 500.

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С6Н14(г)+ 2С3Н6(г)+Н2(г) равна 8,71. Определите ΔG о f,800(С3Н6(г)), если ΔG о f,800(н-С6Н14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО(г) + Cl2(г) →СO2Cl2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO2Cl2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО(г) и Cl2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО2(г) + О2(г) →2SO3(г) составляли: [SО2 ]=0,10 моль/л, [О2]=0,16 моль/л, [SО3]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО2 и О2.

К=4,0; исходная концентрация SО2 составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О2 составляет 0,20 моль/л.

рию часто изображают как смену гегемоний: спартанской, афинской, беотийской и т. д. Если такое изображение и схематично, то нельзя отрицать того, что страх перед возможностью возникновения такой гегемонии имел очень большое значение в международной политике греческих государств.

Внешняя политика Афин в 479—362 гг.

Рассмотрим с точки зрения этого античного принципа международного равновесия внешнюю политику Афин между 479 и 362 гг.
Победа над персами в 479 г. дала явное преобладание Спарте, руководившей борьбой с врагом и бывшей главным виновником последней победы при Платеях. Союз греческих государств (Эллинский союз) стал расширенным Пелопоннесским союзом, в котором Спарта была фактически хозяином. Вся северная и средняя Греция, подчинявшаяся во время войны Персии, стала по существу сферой спартанского влияния, тем более, что большинство городов этой области не имело городских стен. Спарта запрещала этим городам возводить стены, собиралась даже выселить жителей городов, бывших на стороне Персии, и т. д. Международное равновесие было явно нарушено, и возглавляемые Фемистоклом руководящие группы в Афинах, несомненно выражавшие точку зрения широких кругов населения, начали всячески противодействовать своему бывшему союзнику и соратнику, проливавшему вместе кровь

на полях битв с персами: они, как можно думать, завязывали сношения с теми же персами, только что угрожавшими покорить себе Грецию.
Эти действия афинян произвели должное впечатление на спартанцев, и партия, игравшая одно время ведущую роль в Спарте и возглавлявшаяся геронтом Гетэмаридом,3 пошла на компромисс: был произведен раздел сфер влияния, и впервые в Греции была установлена система афино-спартанского дуализма. Спарта сохранила ведущую роль в северной и средней Греции; зато Эгейское море было признано сферой афинского влияния, и афинянам была предоставлена возможность организовать союз лежащих здесь государств под своим руководством (Делосский союз). С другой стороны, в Афинах сторонники борьбы с руководящей в Спарте группой, возглавляемые Фемистоклом, были устранены с ведущих постов; ведущая роль перешла к сторонникам и поклонникам Спарты, к аристократической группе, возглавляемой Аристидом и Кимоном.
Блестящие победы аристократа-лаконофила Кимона непомерно увеличили мощь Афин. Кимон присоединил к Афинам все фракийское побережье вплоть до Македонии, где сходились сферы афинского и спартанского влияния. В это время в Афинах господствовал умеренный, угодный Спарте режим, и у власти стояли люди, наиболее желательные для спартанцев. Македония с ее корабельным лесом не представляла большого экономического интереса для Спарты; вдобавок и сам Кимон в угоду Спарте не пожелал использовать представлявшуюся ему возможность завоевать Македонию. Тем не менее, Спарта сочла, что международное равновесие нарушено, и в 465 г. обещала Фасосу, отложившемуся от Афин, вооруженную помощь.
После нескольких лет все усиливающейся напряженности отношений в Афинах в 461—460 гг. произошел политический переворот: у власти стал враг Спарты Перикл, и началась длительная война с Пелопоннесом. Спартанцы отказывались признать Афинский морской союз; афиняне захватили среднюю Грецию и даже ряд мест в Пелопоннесе, вторгаясь в сферу влияния спартанцев. После ряда успехов и неудач той и другой стороны в 445 г. был заключен Тридцатилетний мир на основе взаимного признания тех же сфер влияния, которые были установлены в 478 г. Спарта молчаливо признала Афинский морской союз. Снова была восстановлена система афино-спартанского дуализма.
Это соглашение было, однако, временным компромиссом: между борющимися сторонами продолжала господствовать атмосфера недоверия. Попытка афинян (приблизительно

3 Диодор. XI, 50, 6—7.
4 Ксенофонт. Греческая история. VI, 3, 1.— Разумеется, в этом случае известную роль сыграла и боязнь грядущего захвата Фивами части восточных рынков.
5 Там же. VI, 3, 2.
6 Там же. 18 и сл.
7 Там же. 7—9.
8 Там же. VI, 4, 19—20.

Некоторое время спустя беотийцы по приглашению аркадян вторглись в Пелопоннес, дошли до самой Спарты и лишили Спарту всех ее владений и сферы влияния, исключая только непосредственные окрестности Спарты, Лаконику; в результате этого похода беотийцы сделали Пелопоннес сферой своего влияния.9 Теперь международное равновесие было окончательно нарушено, и притом, как это отмечалось современниками, 10 в пользу непосредственных соседей афинян. Афиняне пришли в крайнюю тревогу: 11 они заключили военный союз со Спартой,12 ставшей с этих пор безопасной в военном отношении, и открыли военные действия против Беотии. В 362 г. на поле битвы при Мантинее афиняне сражались рука об руку со Спартой против беотийцев и их союзников.

9 См., напр.: там же. VII, 1, 41.
10 Там же. VI, 5, 38 и др.
11 Там же. VI, 5, 33.
12 Там же. VI, 5, 49; VII, 1, 1—14.

Подготовлено по изданию:

Лурье С. Я.
История Греции/Сост., авт. вступ. статьи Э.Д.Фролов.— СПб.: Издательство С.-Петербургского ун-та. 1993. —680 с.
ISBN 5—288—00645—8
© С. Я. Лурье, 1993
Вступ. статья © Э. Д. Фролов, 1993

Читайте также: