Необратимые и обратимые реакции

Среди многочисленных классификаций типов реакций, например таких, которые определяются по тепловому эффекту (экзотермические и эндотермические), по изменению степеней окисления веществ (окислительно-восстановительные), по количеству участвующих в них компонентов (разложения, соединения) и так далее,  рассматриваются реакции, протекающие в двух взаимных направлениях, иначе, называемых обратимыми. Альтернативой обратимых реакций являются реакции необратимые, в процессе которых образуется конечный продукт (осадок, газообразное вещество,  вода). Среди таких реакций можно указать следующие: 

Реакции обмена между растворами солей, в процессе которых образуются либо нерастворимый осадок – СаСО₃:

                                                             Са(ОН)₂  +  К₂СО₃  →  СаСО₃↓ +  2КОН   (1)                             

либо  газообразное  вещество – СО₂:             

                                                               3 К₂СО₃  +  2Н₃РО₄  →2К₃РО₄  +  3СО₂↑ +  3Н₂О (2)

или получается малодиссоциируемое вещество – Н₂О:

                                                         2NaOH  +  H₂SO₄  →  Na₂SO₄  +  2H₂O  (3)

Если рассматривать обратимую реакцию, то она протекает не только в прямом (в реакциях 1,2,3 слева направо), но и в обратном направлении. Примером такой реакции является синтез аммиака из газообразных веществ — водорода и азота:

                                                               3H₂  +  N₂  ↔  2NH₃   (4)

Таким образом, химическая реакция называется обратимой, если она протекает не только в прямом(→) , но и в обратном направлении (←)

и обозначается символом (↔).

  

Главной особенностью данного типа реакций является то, что  из исходных веществ образуются продукты реакции, но и одновременно из этих же продуктов, обратно, образуются исходные реагенты. Если рассматривать реакцию (4), то в относительную единицу времени одновременно с образованием двух молей аммиака будет происходить их распад с образованием трёх молей водорода и одного моля азота. Обозначим скорость прямой реакции (4) символом V₁  тогда выражение этой скорости примет вид:

                                                                    V₁   =  kˑ  [Н₂]³ˑ [N₂] ,             (5)

где величина «k» определяется как константа скорости данной реакции, величины [Н₂]³ и [N₂] соответствуют концентрациям исходных веществ, возведённых в степени, соответствующие коэффициентам в уравнении реакции. В соответствии с принципом обратимости,  скорость обратной реакции примет выражение:

                                                              V₂  =  kˑ  [NН₃]²                                 (6)

В начальный момент времени скорость прямой реакции принимает наибольшее значение. Но постепенно концентрации исходных реагентов уменьшаются и скорость реакции замедляется. Одновременно скорость обратной реакции начинает возрастать. Когда скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми  (V₁ = V₂)  , наступает состояние равновесия, при котором уже не происходит изменения концентраций как исходных, так и образующихся реагентов.

                                    Следует отметить, что некоторые необратимые реакции не следует понимать в буквальном смысле слова. Приведём пример наиболее часто приводимой реакции взаимодействия металла с кислотой, в частности, цинка с соляной кислотой:

                                                                   Zn  +   2HCl   =  ZnCl₂  +  H₂ ↑     (7)

В действительности, цинк, растворяясь в кислоте, образует соль: хлорид цинка и газообразный водород, но по истечении некоторого времени скорость прямой реакции замедляется, поскольку увеличивается концентрация соли в растворе. Когда реакция практически прекращается, в растворе наряду с хлоридом цинка будет присутствовать некоторое количество соляной кислоты, поэтому реакцию (7) следует приводить в следующем виде:

                                                                   2Zn  +   2HCl   =  2ZnНCl  +  H₂ ↑ (8)

Или в случае образования нерастворимого осадка, получаемого при сливании растворов Na₂SO₄  и  BaCl₂:

                                                                     Na₂SO₄  +  BaCl₂   = BaSO₄

↓   +  2NaCl   (9) 

осажденная соль BaSO₄  пусть и в малой степени, но будет диссоциировать на ионы:

                                                                     BaSO₄      ↔      Ba²⁺  +  SO₄^2-    (10)

Поэтому понятия необратимой и необратимой реакций является относительным. Но тем не менее, и в природе и в практической деятельности людей данные реакции имеют большое значение. К примеру, процессы горения углеводородов или более сложных органических веществ, например спирта:

                                                                СН₄  +  О₂  =  СО₂  +  Н₂О        (11)

                                                                      2С₂Н₅ОН +   5О₂  =  4СО₂  +  6Н₂О    (12)

являются   процессами абсолютно необратимыми.  Было бы считать счастливой мечтой человечества, если бы реакции (11) и (12) были бы обратимыми! Тогда бы можно было из   СО

2  и  Н₂О опять синтезировать и газ и бензин и спирт! С другой стороны, обратимые реакции, такие как (4) или окисление сернистого газа:

                                                                      SO₂  +  O₂  ↔   SO₃    (13)

являются основными в производстве солей аммония, азотной кислоты, серной кислоты и др. как неорганических, так и органических соединений. Но данные реакции являются обратимыми!  И чтобы получать конечные продукты: NH₃  или SO₃ необходимо использовать такие технологические приёмы, как: изменение концентраций реагентов, изменение давления, повышение или понижение температуры. Но это уже будет являться предметом следующей темы: «Смещение химического равновесия».

Если вы хотите записаться на урок к автору этой статьи, переходите в его профиль:https://www.tutoronline.ru/profile?id=46923

© blog.tutoronline.ru, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

blog.tutoronline.ru

Необратимые и обратимые реакции | АЛХИМИК

Все химические реакции делятся на два типа: обратимые и необратимые.

Необратимыми называются реакции, которые протекают только в одном направлении, т. е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. Например:

C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO

2 + 3H₂O

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HCl

Обратимыми называются реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратом направлениях:

В уравнениях обратимых реакций используется знак обратимости

.

Примером обратимой реакции является синтез йодоводорода из водорода и йода:

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечный продукт реакции НI, но и исходные вещества —H₂ и I₂. Как бы долго ни продолжалась реакция, в реакционной смеси при 350^oС всегда будет содержаться приблизительно 80% HI,10% Н

2 и 10% I₂. Если в качестве исходного вещества взять НI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осуществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [H₂] и [I₂], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна: v_пр = k_пр[H₂] ∙ [I₂]. Скорость обратной реакции v_обр = k_обр[HI]² в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует ([HI] = 0). Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, так как водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул НI, сколько их распадается на Н

2 и I₂.

Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но так как скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия

Принцип Ле-Шателье

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Если в результате внешнего воздействия скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции, то говорят о смещении равновесия вправо (в сторону прямой реакции). Если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, то говорят о смещении равновесия влево (в сторону обратной реакции). Результатом смещения равновесия является переход системы в новое равновесное состояние с другим соотношением концентраций реагирующих веществ.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье (1884 г):

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрации реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ

Если в равновесную систему вводится какое-либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое-либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие вещества выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо: 

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличивать их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т. е. уменьшать его концентрацию).

Влияние температуры

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот). При нагревании системы (т. е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотермической: N₂(г) + 3H₂(г) → 2NH₃(г) + 92кДж, а реакция разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермической: 2NH₃(г)→ N₂(г) + 3H₂(г) — 92кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Влияние давления

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например, для увеличения выхода аммиака (смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции

, так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Похожее

al-himik.ru

Обратимые и необратимые химические реакции

Реакции, идущие до конца и не изменяющие своего направления при изменении температуры и давления, называются необратимыми.

Химические реакции принято считать необратимыми, если:

Один из продуктов реакции выводится из сферы реакции в виде:

А) газа BaCO₃ =t= BaO +CO₂↑

Б) осадка Pb(NO₃)₂ + 2NaCl = PbCl₂ ↓+ 2NaNO₃

В) малодиссоциированного соединения – воды, слабой кислоты или основания, комплексной соли.

KOH +HCl = KCl + H₂O

CH₃COONa + HNO₃ = NaNO₃ + CH₃COOH

Al(OH)₃ NaOH = Na ⌈Al(OH)₄⌉

Г) выделяется большое количество тепла, например, реакция горения:

C +О₂ = CO₂ ΔH = + 393,5 кДж

Однако, большинство химических реакций являются обратимыми: при одних условиях (P, t, kat) они идут в одном направлении, при других – в обратном, а при некоторых промежуточных – протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях.

Примером обратимых реакций служат реакции термического разложения гидроксида кальция, синтез аммиака:

Ca(OH) ↔ CaO + H₂O – Q

N₂+3H₂ ↔ 2NH₃ + Q

Реакцию, идущую слева направо называют прямой, а справа налево – обратной.

Если прямая реакция экзотермическая, то обратная – эндотермическая. Причем, по закону сохранения энергии, количество теплоты, выделившееся в результате прямой реакции, равно количеству теплоты, поглощенному при обратном процессе, а наоборот.

Понятия «обратимая реакция» и «необратимая реакция» относительны: любая обратимая реакция может стать необратимой, если:

• одно из веществ выводить из сферы реакции;
• изменить условия протекания реакции;

С другой стороны, многие реакции, протекающие необратимо, можно сделать обратимыми, изменив условия их протекания.

---

 

Автор: Метельский А.В.
Источник: Метельский А.В., Химия в Экзаменационных вопросах и ответах, Минск, изд. «Беларуская энцыклапедыя», 1999 год
Дата в источнике: 1999 год

mplast.by

Что такое обратимая реакция :: SYL.ru

Что такое обратимая реакция? Это химический процесс, который протекает в двух взаимно обратных направлениях. Рассмотрим основные характеристики подобных превращений, а также их отличительные параметры.

В чем суть равновесия

Обратимые химические реакции не приводят к получению определенных продуктов. Например, при окислении оксида серы (4) одновременно с получением оксида серы (6) снова образуются исходные компоненты.

Необратимые процессы предполагают полное превращение взаимодействующих веществ, сопровождается подобная реакция получением одного или нескольких продуктов реакции.

Примерами взаимодействий необратимого характера являются реакции разложения. Например, при нагревании перманганата калия образуется манганат металла, оксид марганца (4), а также выделяется газообразный кислород.

Обратимая реакция не предполагает образования осадков, выделения газов. Именно в этом и состоит ее основное отличие от необратимого взаимодействия.

Химическое равновесие является таким состоянием взаимодействующей системы, при котором возможно обратимое протекание одной или нескольких химических реакций при условии равенства скоростей процессов.

Если система находится в динамическом равновесии, не происходит изменения температуры, концентрации реагентов, иных параметров в заданный промежуток времени.

Условия смещения равновесия

Равновесие обратимой реакции можно объяснить с помощью правила Ле-Шателье. Его суть заключается в том, что при оказании на систему, изначально находящуюся в динамическом равновесии, внешнего воздействия, наблюдается изменение реакции в сторону, противоположную воздействию. Любая обратимая реакция с помощью данного принципа может быть смещена в нужном направлении в случае изменения температуры, давления, а также концентрации взаимодействующих веществ.

Принцип Ле-Шателье «работает» только для газообразных реагентов, твердые и жидкие вещества не учитываются. Между давлением и объемом существует взаимно обратная зависимость, определенная уравнением Менделеева — Клапейрона. Если объем исходных газообразных компонентов будет больше продуктов реакции, то для изменения равновесия вправо важно повысить давление смеси.

Например, при трансформации оксида углерода (2) в углекислый газ в реакцию вступает 2 моль угарного газа и 1 моль кислорода. При этом образуется 2 моля оксида углерода (4).

Если по условию задачи эта обратимая реакция должна быть смещена вправо, необходимо увеличить давление.

Существенное влияние на протекание процесса оказывает и концентрация реагирующих веществ. Согласно принципу Ле-Шателье, в случае увеличения концентрации исходных компонентов равновесие процесса смещается в сторону продукта их взаимодействия.

При этом понижение (вывод из реакционной смеси) образующегося продукта, способствует протеканию прямого процесса.

Кроме давления, концентрации существенное влияние на протекание обратной либо прямой реакции оказывает и изменение температуры. При нагревании исходной смеси наблюдается смещение равновесия в сторону эндотермического процесса.

Примеры обратимых реакций

Рассмотрим на конкретном процессе способы смещения равновесия в сторону образования продуктов реакции.

2СО+О₂-2СО₂

Данная реакция является гомогенным процессом, так как все вещества находятся в одном (газообразном) состоянии.

В левой части уравнения есть 3 объема компонентов, после взаимодействия этот показатель снизился, образуется 2 объема. Для протекания прямого процесса необходимо увеличить давление реакционной смеси.

Учитывая, что реакция является экзотермической, для получения углекислого газа температуру понижают.

Равновесие процесса будет смещаться в сторону образования продукта реакции при увеличении концентрации одного из исходных веществ: кислорода или угарного газа.

Заключение

Обратимые и необратимые реакции играют важную роль в жизнедеятельности человека. Обменные процессы, происходящие в нашем организме, связаны с систематическим смещением химического равновесия. В химическом производстве используют оптимальные условия, позволяющие направлять реакцию в нужное русло.

www.syl.ru

«Обратимые реакции. Химическое равновесие 9 класс».

Урок по теме «Обратимые реакции. Химическое равновесие».

Цели урока: Рассмотреть ещё одну классификацию химических реакций – по признаку обратимости. Повторить условия протекания необратимых реакций. Дать понятие о химическом равновесии, его динамическом характере и условиях его смещения для обратимых реакций.

Форма организации учебного процесса: урок.

Тип урока: комбинированный.

Педагогические приемы:

побуждение к действию (просьба, задание)

оценка (поощрение)

Методы педагогического воздействия:

• методы организации учебно-познавательной деятельности (словесный, наглядный и практический, проблемно-поисковый

• методы стимулирования и мотивации учебно-познавательной деятельности (учебная дискуссия)

• контроль и самоконтроль

Оборудование и реактивы .Растворы HNO₃, Na₂CO₃, CuSO₄, HCl, H₂SO₄, NaOH; прибор для получения газов, мрамор, лакмус.

Ход урока

I. Организация начала урока.

II. Проверка усвоения предыдущего материала.

Учитель проводит устный опрос:

1. Что такое скорость химической реакции и как ее определяют?

2. Приведите примеры реакций, замедление или ускорение которых имеет положительное или отрицательное значение для производства либо в быту.

3. Выберите фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

1) Давление 2) Катализатор 3) Концентрация 4) Форма сосуда, в котором протекает реакция

4. Максимальная скорость химической реакции при взаимодействии веществ, формулы которых

1) Zn(гранулы) + HCl 2) Zn(пыль) + HCl 3) Pb + HCl 4) Fe + HCl

III. Изучение новой темы.

Необратимые и обратимые химические реакции.

Существуют реакции, которые протекают только в одном направлении – в сторону образования конечных продуктов. Они называются необратимыми.

Примером таких реакций могут быть:

• реакции горения (определение дают учащиеся). С + O₂ = СО₂

• реакции, идущие между растворами веществ с образованием осадка, газа или малорастворимого вещества (по правилу Бертолле) (условия протекания называют учащиеся) .

Демонстрация необратимого процесса:

2HNO₃ + Na₂CO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂

2NaOH + CuSO₄ = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Но существуют такие реакции, которые идут в двух взаимно противоположных направлениях: как в сторону образования продуктов, так и в сторону образования из этих продуктов исходных веществ. Они называются обратимыми.

Химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном, называют обратимыми реакциями. 

Демонстрация обратимого процесса на примере получения угольной кислоты. В пробирку к соляной или азотной кислоте опустить кусочек мрамора, пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в другую пробирку с водой, подкрашенной фиолетовым лакмусом. Через некоторое время он краснеет из-за образовавшейся кислоты. Но через некоторое время (для скорости – подогреть) раствор снова станет фиолетовым – кислота распалась на исходные вещества:

CO₂ + H₂O <-> H₂CO₃

(Учащиеся дают характеристику прямой и обратной реакций в свете изученных классификаций)

Химическое равновесие.

Рассмотрим  уравнение реакции получения йодоводорода из водорода и йода:

H₂+I₂ ↔ 2HI Это реакция является обратимой.

Сначала скорость прямой реакции максимальная, а затем она уменьшается из-за того, что уменьшается концентрация исходных веществ Н₂ и I₂. В тоже время скорость обратной реакции, вначале минимальная, увеличивается по мере увеличения концентрации продуктов реакции HI. В какой-то момент времени скорости прямой и обратной реакции становятся равными: v1 = v2.

Когда скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми,  наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул  HI , сколько их  распадается на  H₂ и I₂.

   Состояние системы, при котором скорости   прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

      Химическое равновесие является подвижным и  может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или    конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

   Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

    Такой переход называется  смещением равновесия.

Смещение химического равновесия подчиняется общему правилу, известному под названием принцип Ле Шателье:  

При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабевает это внешнее воздействие.  

 Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются:

а) концентрация реагирующих веществ – увеличение концентрации одного из исходных веществ ведет к увеличению скорости прямой реакции, а увеличение концентрации продукта ведет к увеличению скорости обратной реакции.

б) температура – увеличение температуры приводит к смещению равновесия в сторону эндотермической реакции.

в) давление – повышение давления смещает равновесие в сторону меньших объемов.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия. Они ускоряют как прямую, так и обратную реакцию.

IV.Закрепление:

1. Задача.

Укажите, как повлияет:

а) повышение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации кислорода на равновесие системы:

2CO (г) + O₂ (г) ↔ 2CO₂ (г) + Q

2. Установите соответствие между фактором и смещением равновесия для реакции, уравнение которой C₂H₄(г)+H₂(г)↔C₂H₆(г) + Q

Фактор

Положение равновесия

А) Повышение давления

1) Сместится вправо

Б) Увеличение температуры

2) Сместится влево

В) Увеличение концентрации C₂H₄

3) Не изменится

Г) Уменьшение концентрации C₂H₆

Д) Применение катализатора

3. Оптимальными условиями получения железа  в системе

Fe3O4( т) + 4CO(г ) = 3Fe(т ) + 4CO₂( г) +15 кдж     являются:

А) увеличение температуры

Б) уменьшение температуры

В) увеличение давления

Г) уменьшение давления

Д) увеличение концентрации оксида углерода (II)

Е) уменьшение концентрации оксида углерода (IV)

4. Обратимой реакции соответствует уравнение:

1. KOH + HCl = KCl + H₂O

2. N₂+ 3H₂ = 2NH₃

3. FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3 NaCl

4. Na₂O + 2HCl = 2 NaCl + H₂O

V. Итоги урока. Выставление оценок.  Домашнее задание: п 5, упр 2, 3 стр. 18. 

infourok.ru

Тест необратимост | Образовательный портал EduContest.Net — библиотека учебно-методических материалов

Тема 14. Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов.
Часть 1.
Выберите один правильный ответ.
А1. К необратимым реакциям относится взаимодействие между:
1)N2 u h3 2)SO2 u O2 3) C u O2 4) h3 u S.
А2. Взаимодействие этилена с бромоводородом является реакцией:
соединения, обратимой
замещения, необратимой
обмена, необратимой
соединения, необратимой.
А3. Изменение давления оказывает влияние на смещение равновесия в системе:
1)2SO2 + O2 = 2SO3( г) 2) 2HI ( г)= h3 + I2( г)
3) CO + h3O( г)= CO2 +h3 4) N2 + O2 = 2NO
А4. При одновременном повышении температуры и понижения давления химическое равновесие сместится вправо в системе:
1)h3+ S(T ) = h3S +Q 2)2SO2 + O2 = 2SO3 +Q
3) 2Nh4 = N2 + 3h3 – Q 4)2HCl = h3+ Cl2 – Q
А5. Равновесие в системе N2 + O2 = 2NO – Q
будет смещаться в сторону продукта реакции при:
увеличении концентрации кислорода
увеличении давления
уменьшении давления
понижении температуры.
А6. Равновесие в системе
3О2 (г) =2О3(г) – Q
сместится вправо при уменьшении:
температуры 3) концентрации кислорода
давления 4) концентрации озона.
А7. Химическое равновесие в системе
СО2(г) + 2Н2 О(г) = Н2 СО3 +Q сместится вправо при:
понижении температуры
введения катализатора
понижения давления
уменьшения концентрации СО2.
А8. Химическое равновесие в системе
С4Н10 (г) = С4Н8(г) + Н2(г) – Q сместится в сторону продуктов реакции:
при повышении температуры и давления
при повышении температуры и уменьшении давления
при понижении температуры и повышении давления
при понижении температуры и давления.
А9. Необратимой является реакция:
образования этилацетата
горения сероводорода
синтеза аммиака
гидрирования этилена.
А10. Обратимой реакции соответствует уравнение:
KOH + HCl = KCl + h3O
N2+ 3h3 = 2Nh4
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3 NaCl
Na2O + 2HCl = 2 NaCl + h3O
Часть 2.
В1.Оптимальными условиями получения железа в системе
Fe3O4( т) + 4CO(г ) = 3Fe(т ) + 4CO2( г) +15 кдж являются:
А) увеличение температуры
Б) уменьшение температуры
В) увеличение давления
Г) уменьшение давления
Д) увеличение концентрации оксида углерода (II)
Е) уменьшение концентрации оксида углерода (IV)/
Ответ:_______________________.
В2. Установите соответствие между обратимой реакцией и условием смещения ее химического равновесия вправо:
РЕАКЦИЯ УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ
РАВНОВЕСИЯ
1. CaCO3 ( т) = CaO( т) + CO2 – Q А) увеличение температуры
2. 2NO + O2 = 2NO2 + 113,7кдж Б) увеличение давления
3. CO2 + 2C(т ) = 2CO –Q В) увеличение концентрации продукта
4. СO +2h3 = Ch4 OH( г) + Q Г) уменьшение концентрации исходных
веществ
1 2 3 4
Отве

educontest.net

Тест ЕГЭ по химии. Классификация химических реакций в органической и органической химии. Ответы.

Классификация химических реакций в органической и органической химии

1. Схема

CH₃COOH + CH₃OH ? CH₃-CO-O-CH₃ + H₂O

относится к реакции

1) этерификации

2) гидролиза

3) дегидратации

4) нейтрализации

2. Окислительно-восстановительной реакцией соединения является взаимодействие

1) цинка с соляной кислотой

2) углекислого газа с «известковой водой»

3) сероводорода с бромной водой

4) серы с алюминием

3. Реакцией замещения является

1) C₆H₆ + HNO₃ ?

2) C₂H₄ + HCl ?

3) C₂H₂ + H₂O ?

4) C₆H₆ + H₂ ?

4. Реакцией замещения является взаимодействие

1) цинка с соляной кислотой

2) углекислого газа с «известковой водой»

3) этилена с бромной водой

4) серной кислотой с гидроксидом алюминия

5. Взаимодействие гидроксида натрия с серной кислотой является

1) экзотермической реакцией замещения

2) эндотермической реакцией обмена

3) эндотермической реакцией замещения

4)  экзотермической реакцией обмена

6. Реакцией соединения, идущей без изменения степени окисления, является

1) горения угарного газа

2) взаимодействие углекислого газа с оксидом  кальция

3) взаимодействие оксида меди с соляной кислотой

4) реакция азотной кислоты с бензолом

7. Реакция, схемы которых

С₆H₆ + Br₂^FeBr3 ?,CH₃ — CH=CH₂ + HCl ?,

являются реакциями

1) присоединения

2) замещения

3) замещения и присоединения, соответственно

4) присоединения и замещения, соответственно

8. Взаимодействие ацетилена с водой является

1) каталитической реакцией замещения

2) некаталитической реакцией присоединения

3) каталитической реакцией присоединения

4) некаталитической реакцией замещения

9. Как в реакции замещения, так  и в реакции присоединения с углеводородами вступает

1) водород

2) бром

3) бромоводород

4) вода

10. Окислительно-восстановительной реакцией является разложение

1) нитрата цинка

2) карбоната аммония

3) малахита

4) гидрокарбоната натрия

11. Реакцией замещения является взаимодействие

1) этилена с бромной водой

2) углекислого газа с «известковой водой»

3) цинка с соляной кислотой

4) серной кислотой с гидроксидом алюминия

12. Эндометрической реакцией является

1) разложение гидроксида меди(II)

2) нейтрализация соляной кислоты гидроксидом натрия

3) взаимодействие водорода с кислородом

4) взаимодействие цинка с соляной кислотой

13. Каталитической является реакция

1) хлорирования метана

2) синтез аммиака

3) соляной кислоты с карбонатом натрия

4) бромирования анилина

14. Необратима реакция

1) разложения гидроксида алюминия

2) гидрирования этилена

3) дегидратации пропанола

4) соединения сернистого газа с кислородом

15. Окислительно-восстановительной реакцией является разложение

1) малахита

2) карбоната аммония

3) нитрата цинка

4) гидрокарбоната натрия

16. К реакциям гидролиза не относится реакция

1) CH₃COOCH₃ + NaOH_(р-р) ?

2) Na₂O + H₂O ?

3) K₂SiO₃ + H₂O ?

4) Al₄C₃ + H₂O ?

17. Реакцией обмена является взаимодействие

1) оксида кальция с азотной кислотой

2) угарного газа с кислородом

3) этилена с водородом

4) соляной кислоты с магнием

18.Окислительно-восстановительной реакцией соединения является взаимодействие

1) цинка с соляной кислотой

2) углекислого газа с «известковой водой»

3) сероводорода с бромной водой

4) серы с алюминием

19. Экзотермической реакцией является

1) дегидрирование этана

2) разложение перманганата клия

3) нейтрализация серной кислоты гидроксидом калия

4) электролиз воды

20. Обратимой является реакция

1) Cu(OH)₂ + 2HCl = CuCl₂ + 2H₂O

2) CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

3) C₂H₄ + H₂ = C₂H₆

4) CuO + H₂ = Cu + H₂O

21. Реакция, уравнение которой

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ = ZnSO₄ + 2H₂O,

относится к реакциям

1) обмена

2) соединения

3) разложения

4) замещения

22. Реакцией нейтрализации является

1) BaCO₃ + 2HCl = BaCl₂ + H₂O + CO₂?

2) Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄? + 2H₂O

3) CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃? + 2NaCl

4) 3NaOH + FeCl₃ = Fe(OH)₃? + 3NaCl

23. Взаимодействие кислоты с основанием называется реакцией

1) разложение

2) замещение

3) нейтрализация

4) присоединение

24. Взаимодействие цинка с соляной кислотой относится к реакции

1) обмена

2) соединения

3) разложения

4) замещения

25. Взаимодействие карбоната натрия с гидроксидом кальция относится к реакции

1) обмена

2) соединения

3) разложения

4) замещения

26. Реакция, уравнение которой

3Н₂+N₂ =2NH₃

относится к реакциям

1) обратимой, экзотемической

2) необратимой, экзотермической

3) обратимой, эндотермической

4) необратимой,  эндотермической

27. Взаимодействие натрия с водой относится к реакциям

1) соединения

2) замещения

3) обмена

4) разложения

28. Реакциями замещения и присоединения соответственно являются

1) CH₄ + Cl₂ ^{h v} и C₂H₂ + Cl₂ ?

2) Ch4COONa + HCl ?     и C6H6 + Br2       ^{к а т. ?}

3) H₂SO₄ + Zn ?                 и H₂SO₄ + CuO ?

4) C₈H₁₆ + H₂^t?               и С₂H₆ + Cl₂ ^{h v} ?

29. Взаимодействие метана с хлором является реакцией

1) соединения и экзотермической

2) замещения и эндотермической

3) соединения и эндотермической

4) замещения и экзотермической

30. К необратимым реакциям относится взаимодействие между

1) N₂ и H₂ 2) SO₂ и O₂ 3) C и O₂ 4) H₂ и S

Ответы: 1-1, 2-1, 3-1, 4-1, 5-4, 6-2, 7-3, 8-3, 9-2, 10-1, 11-3, 12-1, 13-2, 14-1, 15-3, 16-2, 17-1, 18-4, 19-3, 20-3, 21-1, 22-2, 23-3, 24-4, 25-1, 26-1, 27-2, 28-1, 29-4, 30-1.

 

lib.repetitors.eu