- Главная
- Разное
- Дизайн
- Бизнес и предпринимательство
- Аналитика
- Образование
- Развлечения
- Красота и здоровье
- Финансы
- Государство
- Путешествия
- Спорт
- Недвижимость
- Армия
- Графика
- Культурология
- Еда и кулинария
- Лингвистика
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Маркетинг
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Энергетика химических реакций презентация
Содержание
- 1. Энергетика химических реакций
- 2. Основные понятия термодинамики ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии.
- 3. Химическая термодинамика изучает: Переходы химической энергии
- 4. Основные понятия ТД Объектом изучения в термодинамике
- 5. Основные понятия ТД
- 6. Основные понятия ТД Фаза-это часть системы, однородная
- 7. Основные понятия ТД
- 8. Термодинамические параметры Температура – Т Давление –
- 9. Параметры химической термодинамики U - внутренняя энергия
- 10. Внутренняя энергия системы Внутренняя энергия системы (U)
- 11. Единицы измерения Единицы измерения внутренней энергии: [U]
- 12. Внутренняя энергия системы Внутренняя энергия - это
- 13. Термодинамический процесс - это изменение состояния системы,
- 14. Термодинамический процесс В зависимости от условий перехода
- 15. Теплота - является мерой энергии переданной
- 16. Работа - является мерой энергии, переданной
- 17. Первый закон термодинамики Выражает количественное соотношение между
- 18. Закон сохранения энергии - энергия не исчезает
- 19. Изохорный процесс Первый закон ТД: Q=ΔU
- 20. Изобарный процесс Для изобарного процесса Р=const.
- 21. Тепловой эффект реакции - это количество теплоты,
- 22. Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы:
- 23. Энтальпия образования - количество теплоты, которое
- 24. Стандартная энтальпия образования Для сравнения энтальпий образования
- 25. Единицы измерения Единицы измерения энтальпии образования:
- 26. ПРИМЕР
- 27. ПРАВИЛО! энтальпии образования простых веществ равны нулю
- 28. Термохимические уравнения это уравнения химической реакции
- 29. Виды агрегатного состояния вещества т – твердое
- 30. ПРИМЕР
- 31. Особенности термохимических уравнений в термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты.
- 32. Особенности термохимических уравнений С термохимических уравнениями можно
- 33. Закон Гесса Тепловой эффект химической реакции определяется
- 34. Пример. Получение СО2 1 путь: С +
- 35. Следствие из закона Гесса Теплота химической реакции
- 36. Тепловой эффект реакции стандартная энтальпия образования вещества количество вещества
- 37. Пример. Рассчитать ΔН0 химической реакции
- 38. Пример. Рассчитать ΔН0 MgO
- 39. Задача Вычислите ΔН0 SO3 если при сгорании
- 40. Задача Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48
- 41. Возможность и направление протекания химических реакций
- 42. Самопроизвольность протекания реакции При изучении химических взаимодействий
- 43. Второй закон термодинамики Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах - энтропию
- 44. Энтропия это параметр характеризующий хаотичность движения
- 45. Параметры состояния вещества Параметры макросостояния системы: Р
- 46. Термодинамическая вероятность состояния системы (W) это число микросостояний, с помощью которых осуществляется данное макросостояние
- 47. Уравнение Больцмана Уравнение Больцмана придало энтропии физический смысл.
- 48. Основные положения Энтропия- это мера термодинамической вероятности
- 49. Изменение энтропии ΔS = S2 –S1 если
- 50. Энтропия химической реакции стандартная энтропия образования вещества количество вещества
- 51. Основные положения значения стандартных энтропий приведены в
- 52. Пример:
- 53. Абсолютное значение энтропии В отличие от энтальпии
- 54. Пример Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4 1моль 2 моль ΔS>0
- 55. Пример 2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) ΔS
- 56. Факторы неизолированных систем 1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление
- 57. Энергия Гиббса Энтропийный и энтальпийный факторы обычно
- 58. Уравнение энергии Гиббса
- 59. Величина и знак ΔG позволяют судить о
- 60. Пример Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г)
- 61. Пример При какой температуре начнется эта реакция?
- 62. Значение ΔG можно определить приблизительно:
- 63. Энергия Гиббса химической реакции стандартная энергия Гиббса образования вещества количество вещества
- 64. Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG°
- 65. Устойчивость соединений вещество термодинамически устойчиво и может
- 66. ПРИМЕР NO, NO2 , при стандартных условиях
- 67. ВАЖНО! Любая реакция при постоянных температуре и
- 68. Химическое равновесие и константа равновесия
- 69. Состояние равновесия это такое состояние системы
- 70. Константа равновесия характеризует количественное состояние равновесия
- 71. Расчет константы равновесия Для расчета константы равновесия
- 72. Парциальное давление это такое давление газа,
- 73. ПРИМЕР
- 74. Связь Кр и ΔG° Константа равновесия
- 75. Смещение равновесия При изменении внешних условий меняются
- 76. Принцип Ле–Шателье При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.
- 77. 1. Влияние температуры на равновесие химической реакции
- 78. 2. Влияние давления на равновесие химической реакции
- 79. 3. Влияние концентрации на равновесие химической реакции
- 80. 4. Влияние катализатора на равновесие химической реакции
Основные понятия термодинамики ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях различных видов энергии.
Слайд 2Основные понятия термодинамики
ТЕРМОДИНАМИКА (ТД) – это наука о взаимных превращениях
различных видов энергии.
Слайд 3Химическая термодинамика изучает:
Переходы химической энергии в другие формы- тепловую, электрическую
и. т.д.,
Каковы энергетические эффекты химических реакций,
Возможность и направление самопроизвольно протекающей реакции,
Состояние химического равновесия и условия его смещения.
Каковы энергетические эффекты химических реакций,
Возможность и направление самопроизвольно протекающей реакции,
Состояние химического равновесия и условия его смещения.
Слайд 4Основные понятия ТД
Объектом изучения в термодинамике является система.
Система - это совокупность
веществ находящихся во взаимодействии, мысленно (или фактически) обособленная от окружающей среды.
Слайд 6Основные понятия ТД
Фаза-это часть системы, однородная во всех точках по составу
и свойствам и отделенная от других частей системы поверхностью раздела.
Слайд 8Термодинамические параметры
Температура – Т
Давление – Р
Плотность – ρ
Концентрация - С
Теплоемкость –
Изменение хотя бы одного параметра приводит к изменению состояния системы в целом
Слайд 9Параметры химической термодинамики
U - внутренняя энергия
Н - энтальпия
S - энтропия
G -
энергия Гиббса
Слайд 10Внутренняя энергия системы
Внутренняя энергия системы (U) - представляет собой ее полную
энергию, которая складывается из кинетической и потенциальной энергий молекул, атомов, атомных ядер и электронов.
Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого.
Она не включает потенциальную энергию положения системы в пространстве и кинетическую энергию движения системы как целого.
Слайд 11Единицы измерения
Единицы измерения внутренней энергии:
[U] = Дж, кДж.
Абсолютное значение внутренней
энергии определить невозможно, однако можно измерить ее изменение ΔU при переходе из одного состояния в другое.
Слайд 12Внутренняя энергия системы
Внутренняя энергия - это функция состояния, которая характеризует полный
запас энергии системы.
Изменение внутренней энергии не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое.
ΔU=U2 –U1
U2 и U1 - внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях соответственно.
Изменение внутренней энергии не зависит от пути и способа перехода системы из одного состояния в другое.
ΔU=U2 –U1
U2 и U1 - внутренняя энергия системы в конечном и начальном состояниях соответственно.
Слайд 13Термодинамический процесс
- это изменение состояния системы, сопровождающийся изменением хотя бы одного
из параметров системы во времени.
Слайд 14Термодинамический процесс
В зависимости от условий перехода системы из одного состояния в
другое в термодинамике различают следующие процессы:
изотермические Т- const,
изобарные Р-const,
изохорные V-const.
изотермические Т- const,
изобарные Р-const,
изохорные V-const.
Слайд 15Теплота
- является мерой энергии переданной от одного тела к другому,
за счет разницы температур этих тел.
Слайд 16Работа
- является мерой энергии, переданной от одного тела к другому
за счет перемещения масс под действием каких-либо сил.
Слайд 17Первый закон термодинамики
Выражает количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и
работой:
Q=ΔU +A
Т.е. теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ΔU и на совершение системой работы А.
работа расширения A=P×ΔV
Q=ΔU +A
Т.е. теплота Q, подведенная к системе, расходуется на увеличение ее внутренней энергии ΔU и на совершение системой работы А.
работа расширения A=P×ΔV
Слайд 18Закон сохранения энергии
- энергия не исчезает и не возникает, она переходит
из одной формы в другую в строго определенных, всегда в эквивалентных количествах.
Слайд 19Изохорный процесс
Первый закон ТД:
Q=ΔU +A = ΔU + P×ΔV
Для
изохорного процесса
V=const , тогда ΔV=0 A=0
Запишем первый закон ТД для изохорного процесса:
Q=ΔU
V=const , тогда ΔV=0 A=0
Запишем первый закон ТД для изохорного процесса:
Q=ΔU
Слайд 20Изобарный процесс
Для изобарного процесса Р=const.
В изобарных процессах тепловой эффект химической
реакции равен изменению энтальпии (Н).
Первый закон ТД:
Qр =ΔU+P×ΔV=(U2-U1) + P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1)
обозначим через Н =U+PV
Тогда Qр =H2-H1=ΔН.
Величина Н- характеризует теплосодержание системы.
Первый закон ТД:
Qр =ΔU+P×ΔV=(U2-U1) + P(V2-V1)=(U2+PV2)-(U1+PV1)
обозначим через Н =U+PV
Тогда Qр =H2-H1=ΔН.
Величина Н- характеризует теплосодержание системы.
Слайд 21Тепловой эффект реакции
- это количество теплоты, которое выделяется или поглощается системой
после протекания химической реакции
Слайд 22Тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии системы:
если H2 > H1
ΔH=
H2 – H1 > 0
реакция эндотермическая
Q = Δ H
если H1 > H2
ΔH= H2 – H1 < 0
реакция экзотермическая
Q = – Δ H
реакция эндотермическая
Q = Δ H
если H1 > H2
ΔH= H2 – H1 < 0
реакция экзотермическая
Q = – Δ H
Слайд 23Энтальпия образования
- количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании
1 моля сложного вещества из простых веществ.
Слайд 24Стандартная энтальпия образования
Для сравнения энтальпий образования различных соединений их определяют при
одинаковых стандартных условиях:
Т=298 К
Р=101,3 КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст.
Энтальпия образования определенная при стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования вещества и обозначается
Т=298 К
Р=101,3 КПа, 1 атм., 760 мм.рт.ст.
Энтальпия образования определенная при стандартных условиях называется стандартной энтальпией образования вещества и обозначается
Слайд 25Единицы измерения
Единицы измерения энтальпии образования:
Значения стандартных энтальпий образования приведены в таблицах,
необходимо обращать внимание на агрегатные состояния веществ
Слайд 27ПРАВИЛО!
энтальпии образования простых веществ равны нулю
для устойчивых простых веществ энтальпия
равна нулю
Например:
Для твердого йода энтальпия образования равна нулю, а для газообразного йода не равна нулю.
Например:
Для твердого йода энтальпия образования равна нулю, а для газообразного йода не равна нулю.
Слайд 28Термохимические уравнения
это уравнения химической реакции в котором указан тепловой эффект
химической реакции и агрегатные состояния.
Слайд 29Виды агрегатного состояния вещества
т – твердое
к – кристаллическое,
ам. – аморфное,
ж – жидкое,
г – газообразное,
р – растворимое
Слайд 31Особенности термохимических уравнений
в термохимических уравнениях могут быть дробные стехиометрические коэффициенты.
Слайд 32Особенности термохимических уравнений
С термохимических уравнениями можно производить алгебраические действия. Их можно
складывать, вычитать, умножать на любые коэффициенты вместе с тепловым эффектом
Слайд 33Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции определяется лишь начальным и конечным состояниями
системы реагирующих веществ и не зависит от пути ее протекания.
Слайд 34Пример. Получение СО2
1 путь:
С + О2 = СО2 ΔН1
2 путь:
С + 1/2О2
= СО ΔН2
СО + 1/2О2 = СО2 ΔН3
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3
СО + 1/2О2 = СО2 ΔН3
ΔН1 = ΔН2 + ΔН3
Слайд 35Следствие из закона Гесса
Теплота химической реакции равна разности между суммой энтальпий
образования продуктов реакции и суммой энтальпий образования исходных веществ.
Необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты.
Необходимо учитывать стехиометрические коэффициенты.
Слайд 39Задача
Вычислите ΔН0 SO3 если при сгорании 64г серы выделилось 790 кДж
тепла.
Решение:
S +3/2O2 =SO3
64 г S – 790 кДж
32 г S – Х кДж
Х=395 кДж тепла
ΔН0 SO3 = - 395кДж/моль
Решение:
S +3/2O2 =SO3
64 г S – 790 кДж
32 г S – Х кДж
Х=395 кДж тепла
ΔН0 SO3 = - 395кДж/моль
Слайд 40Задача
Сколько тепла выделится при взаимодействии 4,48 литров N2 (н.у.) с Н2
, если ΔН0 (NH3)=–46 кДж/моль.
Решение:
½N2 +3/2H2 =NH3
11,2 л N2 – – 46 кДж
4,48 л N2 – Х кДж
Х=18,4кДж тепла.
Решение:
½N2 +3/2H2 =NH3
11,2 л N2 – – 46 кДж
4,48 л N2 – Х кДж
Х=18,4кДж тепла.
Слайд 42Самопроизвольность протекания реакции
При изучении химических взаимодействий важно оценить возможность или невозможность
их самопроизвольного протекания при данных условиях.
Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции.
Самопроизвольный процесс протекает без затраты энергии извне (смешение газов, передача тепла от горячего к холодному, вода стекает с крыши)
Самопроизвольно могут протекать как экзотермические, так и эндотермические реакции.
Самопроизвольный процесс протекает без затраты энергии извне (смешение газов, передача тепла от горячего к холодному, вода стекает с крыши)
Слайд 43Второй закон термодинамики
Определяет критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированных системах -
энтропию
Слайд 44Энтропия
это параметр характеризующий хаотичность движения частиц, является мерой молекулярного, атомного
и ионного беспорядка.
Слайд 45Параметры состояния вещества
Параметры макросостояния системы:
Р -давление, Т – температура ,V –
объем
Параметры микросостояния системы:
1. мгновенные координаты каждой молекулы (Хi, Yi, Zi)
2. скорости их перемещения (Vхi, Vyi, Vzi)
Каждому макросостоянию отвечает большое число микросостояний.
Параметры микросостояния системы:
1. мгновенные координаты каждой молекулы (Хi, Yi, Zi)
2. скорости их перемещения (Vхi, Vyi, Vzi)
Каждому макросостоянию отвечает большое число микросостояний.
Слайд 46Термодинамическая вероятность состояния системы (W)
это число микросостояний, с помощью которых осуществляется
данное макросостояние
Слайд 48Основные положения
Энтропия- это мера термодинамической вероятности состояния веществ и систем.
Любая изолированная
система предоставленная самой себе, изменяется в направлении состояния обладающего максимальной вероятностью.
Все процессы в изолированной системе происходят в направлении увеличения энтропии.
Все процессы в изолированной системе происходят в направлении увеличения энтропии.
Слайд 49Изменение энтропии
ΔS = S2 –S1
если ΔS > 0, то процесс протекает
в прямом направлении,
если ΔS < 0, то процесс протекает в обратном направлении.
если ΔS < 0, то процесс протекает в обратном направлении.
Слайд 51Основные положения
значения стандартных энтропий приведены в таблице;
значение энтропий зависит от
агрегатного состояния веществ.
Слайд 53Абсолютное значение энтропии
В отличие от энтальпии и внутренней энергии можно определить
абсолютное значение энтропии всех веществ, т.к. для энтропии есть нулевая точка отсчета.
Энтропия вещества при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное макросостояние достигается единственным микросостоянием.
При фазовых переходах (плавление, кипение) энтропия растет скачкообразно. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то об изменении энтропии можно судить по изменению объема газообразных веществ.
Энтропия вещества при Т=0 К равна нулю, вероятность = 1. Данное макросостояние достигается единственным микросостоянием.
При фазовых переходах (плавление, кипение) энтропия растет скачкообразно. Если в реакции участвуют газообразные вещества, то об изменении энтропии можно судить по изменению объема газообразных веществ.
Слайд 54Пример
Сграфит тв. + СО2 = 2СОгаз ΔS=175,4
1моль 2 моль ΔS>0
твердые и жидкие вещества не учитываются ,
в данной реакции объем увеличивается, беспорядок системы возрастает ΔS>0.
Слайд 56Факторы неизолированных систем
1.Энтальпийный ΔН- отражает стремление системы к образованию связей в
результате взаимного притяжения частиц, что приводит к их усложнению. Энергия при этом выделяется и ΔН<0. (Стремление системы перейти в состояние с минимальной Е, при этом выделяется тепло ΔН<0.)
2. Энтропийный (TΔS) – отражает стремление к усилению процессов диссоциации сложных частиц на более простые и их менее упорядоченному состоянию в результате ΔS>0. (Стремление системы перейти в состояние с большим беспорядком ΔS>0.)
2. Энтропийный (TΔS) – отражает стремление к усилению процессов диссоциации сложных частиц на более простые и их менее упорядоченному состоянию в результате ΔS>0. (Стремление системы перейти в состояние с большим беспорядком ΔS>0.)
Слайд 57Энергия Гиббса
Энтропийный и энтальпийный факторы обычно действуют в противоположных направлениях и
общее направление реакции определяется влиянием преобладающего фактора.
В неизолированных системах критерием является ΔG –энергия Гиббса, ее рассчитывают при разных температурах.
В неизолированных системах критерием является ΔG –энергия Гиббса, ее рассчитывают при разных температурах.
Слайд 59Величина и знак ΔG позволяют судить о принципиальной возможности и направлении
процесса.
ΔG<0 самопроизвольно протекает в прямом направлении,
Δ G>0 прямая реакция невозможна и протекает в обратном направлении,
Δ G=0 реакция находится в состоянии равновесия, т.е. скорость прямой реакции равна скорости обратной.
Слайд 60Пример
Fe2O3(тв) +3Н2 (г) =2Fe (тв) +3Н2О(г)
ΔН х.р. = 96,61 кДж
Возможна ли
данная реакция при стандартных условиях, если ΔSх.р. = 138,7 Дж/град?
Решение:
Вычисляем : ΔG= ΔH – T ΔS
ΔG= 96,61 -298×138,7×10–3 =55,28 кДж,
т.к. Δ G>0 ,то реакция при стандартных условиях невозможна, в этих условиях идет обратная реакция.
Решение:
Вычисляем : ΔG= ΔH – T ΔS
ΔG= 96,61 -298×138,7×10–3 =55,28 кДж,
т.к. Δ G>0 ,то реакция при стандартных условиях невозможна, в этих условиях идет обратная реакция.
Слайд 61Пример
При какой температуре начнется эта реакция?
Решение:
Найдем температуру при которой ΔG=0?
ΔH =T
ΔS
T = ΔH/ ΔS =96,61/0,1387=696.5 K
Следовательно при температуре >696,5K начнется реакция восстановления Fe2O3 водородом.
T = ΔH/ ΔS =96,61/0,1387=696.5 K
Следовательно при температуре >696,5K начнется реакция восстановления Fe2O3 водородом.
Слайд 63Энергия Гиббса химической реакции
стандартная энергия Гиббса образования вещества
количество вещества
Слайд 64Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG°
это энергия Гиббса реакции
образования одного моля этого соединения находящегося в стандартных условиях, из простых веществ
ΔG° простых веществ так же как ΔH°, ΔS° равны нулю
Единицы измерения ΔG° - кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° приведена в справочниках
ΔG° простых веществ так же как ΔH°, ΔS° равны нулю
Единицы измерения ΔG° - кДж/моль
Стандартная энергия Гиббса образования химического соединения ΔG° приведена в справочниках
Слайд 65Устойчивость соединений
вещество термодинамически устойчиво и может быть получено из простых веществ
такие вещества термодинамически неустойчивы, они не могут быть получены из простых веществ
Слайд 66ПРИМЕР
NO, NO2 , при стандартных условиях их получают косвенным путем:
Cu +
HNO3 → Cu(NO3)2 +NO + H2O
Слайд 67ВАЖНО!
Любая реакция при постоянных температуре и давлении протекает самопроизвольно в направлении
убыли энергии Гиббса.
Слайд 69Состояние равновесия
это такое состояние системы при которой ΔG = 0,
а скорость прямой реакции равна скорости обратной:
аА + вВ = сС + dD
V прямой = V обратной
аА + вВ = сС + dD
V прямой = V обратной
Слайд 71Расчет константы равновесия
Для расчета константы равновесия используются равновесные концентрации.
Если в
реакции все вещества находятся в газообразном состоянии, то вместо равновесных концентраций можно использовать значения парциальных давлений.
Слайд 72Парциальное давление
это такое давление газа, входящего в смесь, которое он
оказывал бы, если бы занимал тот объем, который занимает вся смесь.
Слайд 74Связь Кр и ΔG°
Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса
следующим соотношением:
Зная значения ΔG° для химической реакции можно рассчитать константу равновесия и равновесные концентрации.
Слайд 75Смещение равновесия
При изменении внешних условий меняются равновесные концентрации, происходит смещение равновесия.
Направление смещения химического равновесия при изменении внешних условий определяется правилом
Ле-Шателье.
Ле-Шателье.
Слайд 76Принцип Ле–Шателье
При внешнем воздействии равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.
Слайд 771. Влияние температуры на равновесие химической реакции
Повышение температуры - смещает равновесие
в сторону эндотермической реакции
Понижение температуры - смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.
Понижение температуры - смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.
Слайд 782. Влияние давления на равновесие химической реакции
Повышение давления смещает равновесие в
сторону меньшего объема.
3Н2 + N2 → 2NH3
3 1 → 2
Если равные объемы, то давление не влияет на смещение равновесия.
3Н2 + N2 → 2NH3
3 1 → 2
Если равные объемы, то давление не влияет на смещение равновесия.
Слайд 793. Влияние концентрации на равновесие химической реакции
Повышение концентрации исходных веществ смещает
равновесие в сторону продуктов реакции.
Повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ.
Повышение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону исходных веществ.
Слайд 804. Влияние катализатора на равновесие химической реакции
Введение катализатора не влияет на
смещение равновесия, но ускоряет процесс достижения равновесия.
