Влияние температуры
В каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу , а другое - эндотермическому .
N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q
Прямая реакция - экзотермическая, а обратная реакция - эндотермическая.
Влияние изменения температуры на положение химического равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.
Влияние давления
Во всех реакциях с участием газообразных веществ, сопровождающихся изменением объема за счет изменения количества вещества при переходе от исходных веществ к продуктам, на положение равновесия влияет давление в системе.
Влияние давления на положение равновесия подчиняется следующим правилам: При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (или исходных продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом:
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Таким образом, при переходе от исходных веществ к продуктам объем газов уменьшился вдвое. Значит, при повышении давления равновесие смещается в сторону образования NH 3 , о чем свидетельствуют следующие данные для реакции синтеза аммиака при 400°С:
Влияние концентрации
Влияние концентрации на состояние равновесия подчиняется следующим правилам:
- При повышении концентрации одного из исходных веществ равновесие сдвигается в направлении образования продуктов реакции;
- При повышении концентрации одного из продуктов реакции равновесие сдвигается в направлении образования исходных веществ.
Примечания
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "Принцип Ле Шателье - Брауна" в других словарях:
Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация, внешнее электромагнитное поле), то в… … Википедия
Принцип Ле Шателье Брауна (1884 г.) если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое нибудь из условий (температура, давление, концентрация), то равновесие смещается таким образом, чтобы уменьшить изменение. Анри… … Википедия
принцип Ле Шателье–Брауна - Le Šateljė ir Brauno principas statusas T sritis chemija apibrėžtis Principas, pagal kurį pusiausviroji sistema, kintant išorės sąlygoms, pati mažina išorės poveikį. atitikmenys: angl. Le Chatellier Braun principle rus. принцип Ле Шателье–Брауна … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas
Анри Луи Ле Шателье Анри Луи Ле Шателье (фр. Henri Louis Le Chatelier; 8 октября 1850, Париж 17 сентября 1936, Мирибель лез Эшель) французский физик и химик. Содержание 1 Биография … Википедия
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.
Если находящаяся в химическом равновесии система подвергается внешнему воздействию, в ней возникают процессы, стремящиеся ослабить это воздействие.
Чтобы легче понять принцип Ле Шателье, рассмотрим простую химическую реакцию. Два вещества (реактивы) взаимодействуют друг с другом, в результате взаимодействия образуется третье вещество (продукт), которое стремится к расщеплению на исходные вещества. Это можно изобразить в виде следующего уравнения:
Двойная стрелка обозначает обратимую реакцию. При протекании прямой реакции слева направо происходит образование вещества C из веществ A и B. В случае обратной реакции (справа налево) вещество C расщепляется на вещества A и B. Когда эта система находится в химическом равновесии, скорости прямой и обратной реакций одинаковы — в одной точке данной системы образуется молекула вещества C, а где-то в другом месте другая молекула вещества С распадается.
Если в систему добавить избыток вещества A, равновесие временно нарушится, так как вырастет скорость образования вещества C. Но чем быстрее будет расти концентрация вещества C, тем быстрее оно будет расщепляться — пока снова не будет достигнуто равновесие между прямой и обратной реакциями. Тогда скорость образования вещества C из веществ A и B сравняется со скоростью расщепления вещества С на вещества A и B.
Действие принципа Ле Шателье можно проследить на примере изменения химического состава дождя или растворения шипучей антацидной (снижающей кислотность желудочного сока) таблетки в воде. В обоих случаях в химической реакции участвуют углекислый газ (CO 2), вода(H 2 O) и угольная кислота (H 2 CO 3):
CO 2 + H 2 O H 2 CO 3
Когда дождевая капля попадает в воздух, она поглощает углекислый газ, и концентрация в левой части реакции возрастает. Для поддержания равновесия образуется большее количество угольной кислоты. В результате дождь становится кислотным (см . Кислотный дождь). Добавление углекислого газа смещает равновесие реакции вправо. Противоположная реакция происходит при опускании в воду таблетки антацида (вещества, нейтрализующего кислоту). Бикарбонат натрия (антацид) вступает в реакцию с водой, и образуется угольная кислота, что приводит к увеличению концентрации вещества в правой части реакции. Чтобы восстановилось равновесие, угольная кислота разлагается на воду и углекислый газ, который мы и наблюдаем в виде пузырьков.
Henri Louis Le Chatelier, 1850-1936
Французский химик. Родился в городе Мирибель-лез-Эшель в семье ученых. Получил образование в престижной Парижской политехнической школе. Был профессором в Высшей горной школе и в Сорбонне, позже был назначен Генеральным инспектором шахт и рудников Франции (до него этот пост занимал его отец). Ле Шателье изучал химические реакции, связанные с несчастными случаями на шахтах и в металлургическом производстве, участвовал в исследовании детонации рудничного газа. Разработал термоэлектрический пирометр (оптический прибор для определения температуры раскаленных тел по цвету) и гидравлические тормоза для железнодорожных составов; изобрел кислородно-ацетиленовую сварку.
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 сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессов изменяются в разной степени. Однако спустя некоторое время система снова приходит в состояние равновесия, но уже отвечающее новым изменившимся условиям.
Смещение равновесия в зависимости от изменения условий в общем виде определяется принципом Ле-Шателье (или принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне путем изменения какого-либо из условий, определяющих положение равновесия, то оно смещается в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект произведенного воздействия.
Так, повышение температуры вызывает смещение равновесия в направлении того из процессов, течение которого сопровождается поглощением тепла, а понижение температуры действует в противоположном направлении. Подобно этому повышение давления смещает равновесие в направлении процесса, сопровождающегося уменьшением объема, а понижение давления действует в противоположную сторону. Например, в равновесной системе 3Н 2 +N 2 2H 3 N, H o = -46,2 кДж повышение температуры усиливает разложение H 3 N на водород и азот , так как этот процесс эндотермический. Повышение давления смещает равновесие в сторону образования H 3 N, ибо при этом уменьшается объем.
Если в систему, находящуюся в состоянии равновесия, добавить некоторое количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или наоборот, удалить из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесные концентрации всех веществ, присутствующих в системе, будут отличаться от первоначальных равновесных концентраций, но соотношение между ними останется прежним. Таким образом, в системе, находящейся в состоянии равновесия, нельзя изменить концентрацию одного из веществ, не вызвав изменения концентраций всех остальных.
В соответствии с принципом Ле Шателье введение в равновесную систему дополнительных количеств какого-либо реагента вызывает сдвиг равновесия в том направлении, при котором концентрация этого вещества уменьшается и соответственно увеличивается концентрация продуктов его взаимодействия.
Изучение химического равновесия имеет большое значение как для теоретических исследований, так и для решения практических задач. Определяя положение равновесия для различных температур и давлений, можно выбрать наиболее благоприятные условия проведения химического процесса. При окончательном выборе условий проведения процесса учитывают также их влияние на скорость процесса.
Пример 1. Вычисление константы равновесия реакции по равновесным концентрациям реагирующих веществ.
Вычислите константу равновесия реакции А + В 2С, если равновесные концентрации [А] = 0,3 моль · л -1 ; [В] = 1,1 моль · л -1 ; [С] = 2,1 моль · л -1 .
Решение. Выражение константы равновесия для данной реакции имеет вид: .
Подставим сюда указанные в условии задачи равновесные концентрации: = 5,79.
Пример 2 . Вычисление равновесных концентраций реагирующих веществ. Реакция протекает по уравнению А + 2В С.
Определите равновесные концентрации реагирующих веществ, если исходные концентрации веществ А и В соответственно равны 0,5 и 0,7 моль · л -1 , а константа равновесия реакции К р = 50.
Решение. На каждый моль веществ А и В образуется 2 моль вещества С. Если понижение концентрации веществ А и В обозначить через Х моль, то увеличение концентрации вещества будет равно 2Х моль.
Равновесные концентрации реагирующих веществ будут:
С А = (0,5 х) моль · л -1 ; С В = (0,7-х) моль · л -1 ; С С = 2х моль · л -1
х 1 = 0,86; х 2 = 0,44
По условию задачи справедливо значение х 2 . Отсюда равновесные концентрации реагирующих веществ равны:
С А = 0,5 - 0,44 = 0,06 моль · л -1 ; С В = 0,7 - 0,44 = 0,26 моль · л -1 ; С С = 0,44 · 2 = 0,88 моль · л -1 .
Пример 3. Определение изменения энергии Гиббса G o реакции по значению константы равновесия К р. Рассчитайте энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции СО + Cl 2 = COCl 2 при 700К, если константа равновесия равна Кр = 1,0685 · 10 -4 . Парциальное давление всех реагирующих веществ одинаково и равно 101325 Па.
Решение. G 700 = 2,303 · RT .
Для данного процесса:
Так как Gо < 0, то реакция СО + Cl 2 COCl 2 при 700 К возможна.
Пример 4 . Смещение химического равновесия. В каком направлении сместится равновесие в системе N 2 + 3H 2 2NH 3 - 22 ккал:
а) при увеличении концентрации N 2 ;
б) при увеличении концентрации Н 2 ;
в) при повышении температуры;
г) при уменьшении давления?
Решение. Увеличение концентрации веществ, стоящих в левой части уравнения реакции, по правилу Ле-Шателье должно вызвать процесс, стремящийся ослабить оказанное воздействие, привести к уменьшению концентраций, т.е. равновесие сместится вправо (случаи а и б).
Реакция синтеза аммиака - экзотермическая. Повышение температуры вызывает смещение равновесия влево - в сторону эндотермической реакции, ослабляющей оказанное воздействие (случай в).
Уменьшение давления (случай г) будет благоприятствовать реакции, ведущей к увеличению объема системы, т.е. в сторону образования N 2 и Н 2 .
Пример 5. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO 2 (г) + О 2 (г) 2SO 3 (r) если объем газовой смеси уменьшится в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?
Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: = а, = b, = с. Согласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны:
v пр = Ка 2 b, v обр = К 1 с 2
После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: = 3а, [О 2 ] = 3b; = 3с. При новых концентрациях скорости v" np прямой и обратной реакций:
v" np = K(3a) 2 (3b) = 27 Ka 2 b; v o 6 p = K 1 (3c) 2 = 9K 1 c 2 .
Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной — только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 .
Пример 6. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 0 С, если температурный коэффициент реакции равен 2.
Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле:
Следовательно, скорость реакции при 70°С большескорости реакции при 30° С в 16 раз.
Пример 7. Константа равновесия гомогенной системы
СО(г) + Н 2 О(г) СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850°С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] ИСХ = 3 моль/л, [Н 2 О] ИСХ = 2 моль/л.
Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:
V np = К 1 [СО][Н 2 О]; V o б p = К 2 [СО 2 ][Н 2 ];
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО 2 ] Р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ (моль/л):
[СО 2 ] Р = [Н 2 ] р = х; [СО] Р = (3 -х); P =(2-х).
Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:
; х 2 = 6 - 2х - 3х + х 2 ; 5х = 6, л = 1,2 моль/л.
Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО 2 ] Р = 1,2 моль/л; [Н 2 ] р = 1,2 моль/л; [СО] Р = 3 - 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 О] Р = = 2- 1,2 = 0,8 моль/л.
Пример 8. Эндотермическая реакция разложения пента-хлорида фосфора протекает по уравнению:
РС1 5 (г) РС1 3 (г) + С1 2 (г); Н = + 92,59 кДж.
Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концент-рацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции — разложения РСl 5.
Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции.
Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье :
а) так как реакция разложения РС1 5 эндотермическая (Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
б) так как в данной системе разложение РС1 5 ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление;
в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РС1 5 , так иуменьшением концентрации РСl 3 или С1 2 .
