Тест: скорость химической реакции

1.
2.
3.
4.
5.
6.
Тест: скорость химической реакции.
В системе Н2 + Cl2  2 HCl концентрацию водорода и хлора увеличили в 2 раза. Скорость прямой реакции увеличилась:
а) в 1,8 раза б) в 2 раза в) в 4 раза г) в 8 раз.
Для увеличения скорости в 729 раз (температурный коэффициент равен 3), температуру газообразной смеси следует
повысить на:
а) 24 0С б) 30 0С в) 60 0С г) 100 0С.
Температурный коэффициент реакции равен 2. Следовательно, при повышении температуры от 25 0С до 85 0С скорость
реакции увеличится в:
а) 8 раз б) 12 раз в) 32 раза г) 64 раза.
При понижении давления в 3 раза скорость реакции N 2 + 3H2  2 NH3 уменьшится:
а) в 3 раза б) в 9 раз в) в 27 раз г) в 81 раз.
При повышении температуры на 20 градусов скорость реакции увеличилась в 16 раз, следовательно, температурный
коэффициент реакции равен:
а) 2 б) 4 в) 8 г) 32.
При 20 0С реакция заканчивается за 4 мин (температурный коэффициент равен 2). Время (в секундах) окончания
реакции при температуре 60 0С составит:
а) 8 б) 15 в) 16 г) 30.
Химическое равновесие.
План изучения.
1. Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости реакции.
2. Химическое равновесие.
3. Факторы, влияющие на смещение равновесия.

Анри Луи Ле Шателье (1850-1936), французский физико-химик и металловед, много занимался исследованиями
процессов воспламенения, горения, взрывов рудничного газа. И это неудивительно: в молодости ему довелось работать
горным инженером в Алжире и Безансоне. Принцип смещения химических равновесий – самое известное, но далеко не
единственное научное достижение Ле Шателье. Он ещё изобрел способы приготовления разных видов цемента,
термопару для измерения высокой температуры и способ получения аммиака из водорода и азота.
Ле Шателье не прекращал научной работы даже в очень преклонном возрасте. Он дожил до 86 лет. В его многочисленной
семье насчитывалось более ста человек, в том числе трое сыновей, четыре дочери, тридцать четыре внука…Исследования
Ле Шателье обеспечили ему широкую известность во всем мире. Достаточно сказать, что он был избран действительным
членом многих академий наук и с 1931 года стал президентом Французского химического общества.
Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена
были перечислены условия, при которых они протекают до конца. (Перечислите их).
Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде
сернистого газа происходит реакция: SO2 + H2O  H2SO3. Но оказывается, что в водном растворе может
образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота
непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не
идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и
обратная (разложение сернистой кислоты). SO2 + H2O  H2SO3.
Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются
обратимыми.
1.
Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой
реакции (1) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции (2) равняется нулю. Концентрация
реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому
скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени
скорость прямой и обратной реакций становятся равными: 1 = 2.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют
химическим равновесием.
В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами
реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается.
Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции:
концентрация, температура и давление.
Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс.
При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к
произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая
от исходных концентраций веществ в реакционной смеси.
Эта постоянная величина называется константой равновесия. Так для реакции: 2 SO2 + O2  2 SO3 + 197 кДж
константа равновесия выражается так:
 SO3 2
К = 
где в квадратных скобках обозначают молярную концентрацию (моль/л)
 SO22  O2
Выразите константу равновесия для реакции в общем виде: a A + b B  c C.
2.
3. Факторы, влияющие на равновесие.
1) Концентрация.
При добавлении в реакционную смесь, например кислорода, т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в
выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и
числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о
смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта.
Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в
сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в
сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции.
Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия.
2) Давление. (Только для реакций, протекающих с участием газов).
2 SO2 + O2  2 SO3
При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно,
концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4
раза, а знаменатель в 8 раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация оксида
серы (VI) и уменьшиться концентрации оксида серы (IV) и кислорода. Равновесие сместится вправо.
Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в
сторону увеличения объёма.
Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их
концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления.
3) Температура.
При повышении температуры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем чем больше
энергия активации реакции, тем сильнее скорость зависит от температуры.
Найдите схемы энергий активации для экзо- и эндотермических реакций (см. предыдущую тему).
Из рисунков видно, что энергия активации экзотермического процесса меньше, чем эндотермического. Это
означает, что при повышении температуры скорость эндотермической реакции увеличится сильнее, чем скорость
экзотермической реакции. Следовательно, равновесие сместится в сторону эндотермического процесса, т.е. процесса,
сопровождающегося поглощением энергии.
Итак, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении –
в сторону экзотермической
Таким образом, влияние воздействий на химическое равновесие суммируется принципом Ле-Шателье - Брауна.
При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие.
!
На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора
понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не
смещается.

Людей с разной температурой тела (от 36,4 до 39 оС) просили отсчитывать секунды. Оказалось, что чем выше была
температура, тем быстрее был счет. Автор проведенного психологического исследования А.Хогланд предположил, что
это связано с некоторыми биохимическими процессами в мозге человека, ускорение которых с ростом температуры
тела приводит к изменению субъективного ощущения времени. А немецкий исследователь Г. фон Ферстер измерял у
людей с разной температурой скорость забывания. Результат был тот же. Все эти примеры показывают, что очень
многие процессы в природе, включая и психологические, зависят от температуры и энергии активации, определяющей
степень протекания химической реакции
Упражнения по теме: химическое равновесие.
1. В какую сторону сместится равновесие реакции 2 ZnS(Т) + 3O2 (Г)  2 ZnO(Т) + 2 SO2(Г) + Q
а) увеличение концентрации кислорода
б) дополнительном введении ZnS
в) понижении температуры
г) понижении давления.
при…
2. В какую сторону сместится равновесие реакции CCl4(Г)  C(Т) + 2Cl2 (Г) - Q при…
а) повышении концентрации хлора б) понижении температуры
в) понижении давления
г) дополнительном введении C(Т)
3. Равновесие реакции СО2 (г) + СаО(т)  СаСО3 (т) + Q сместится влево при…
а) повышении давления б) дополнительном введении СаСО3
в) повышении концентрации СО2
г) повышении температуры.
4. Реакция, для которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо, - это…
а) 2 NF3 (г) + 3H2 (г)  6 HF (г) + N2 (г)
б) CH4 (г) + 4 S(т)  CS2 (г) + 2H2S (г)
в) 2NO (г) + Cl2 (Г)  2 (NO)Cl (г)
г) 2 O3 (г)  3 O2 (г)
5. Реакция, в которой изменение давления не вызовет смещение равновесия, - это
а) 2 HBr (Г)  H2 (г) + Br2 (г)
б) 2 NF3 (г) + 3H2 (г)  6 HF (г) + N2 (г)
в) CH4 (г) + 4 S(т)  CS2 (г) + 2H2S (г)
г) 2 N2 (г) + O2 (г)  2 N2O (г)
6. Реакция, в которой повышение давления и повышение температуры вызовут смещение равновесия в одну сторону, - это
а) СО2 (г) + СаО(т)  СаСО3 (т) + Q
б) 2 ZnS(Т) + 3O2 (Г)  2 ZnO(Т) + 2 SO2(Г) + Q
в) N2 (г) + O2 (г)  2 NO (г) - Q
г) I2 (Г) + 5 СО2 (г)  I2O5 (Т) + 5 СО (г) - Q
7. Реакция, в которой понижение давления и повышение температуры вызовут смещение в одну сторону, - это
а) N2 (г) + O2 (г)  2 NO (г) - Q
б) H2O (г) + Fe (Т)  FeO (Т) + H2 (г) + Q
в) С2Н6 (г)  С2Н4 (г) + H2 (г) – Q г) H2 (г) + Cl2 (Г)  2 НCl + Q
Составьте кластер по теме: химическое равновесие.
определение
понятия
Понятие
раскрытие понятия
(от чего зависит)