Обратимой является реакция уравнение которой: Химическая реакция. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии — Детская игровая комната «Волшебный лес»

Posted on 25.03.197020.07.2021 by alexxlab

Содержание

Химическая реакция. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Задания с комментариями и решениями

Пример 20. К реакциям замещения относится взаимодействие

1) пропена и воды

2) пропена и водорода

3) пропена и хлора при комнатной температуре

4) пропена и хлора при 600 °С

Проанализируем предложенные варианты ответов. В первом случае происходит присоединение воды к пропену с образованием пропанола-2. Во втором случае также происходит реакция присоединения, в результате которой образуется пропан. В третьем случае хлор также присоединяется по двойной связи к молекуле пропена и образуется 1,2-дихлорпропан

И лишь в четвертом случае происходит реакция замещения — при столь высокой температуре происходит не присоединение хлора по двойной связи, а радикальное замещение атома водорода в метальной группе на хлор.

Ответ: 4.

Пример 21. Реакция, уравнение которой является

1) обратимой, окислительно-восстановительной

2) необратимой, окислительно-восстановительной

3) обратимой, не окислительно-восстановительной

4) необратимой, не окислительно-восстановительной

В этом задании учитываются другие классификационные признаки реакции: обратимость и изменение степени окисления. Как известно, окисление сернистого газа — процесс обратимый.

Наличие в уравнении реакции простых веществ, из которых образуется сложное вещество, указывает на то, что это реакция окислительно-восстановительная: и сера, и кислород изменяют степени окисления

Ответ: 1

Пример 22. Взаимодействие масляной кислоты и метанола относится к реакциям

1) нейтрализации

2) этерификации

3) гидрогенизации

4) гидратации

Реакция нейтрализации — это реакция между кислотой и щелочью, приводящая к образованию соли. А вот название реакции «этерификации» (от англ. «ether» — эфир) — как раз и соответствует процессу получения сложного эфира из кислоты и спирта. Вспомним также, что гидрогенизация — это процесс присоединения водорода, а гидратация — присоединение воды.

Таким образом, верный ответ — 2.

Ответ: 2.

Задания для самостоятельной работы

67. К реакциям обмена относят

1) дегидрирование спиртов

2) галогенирование алканов

3) реакцию щелочных металлов с водой

4) реакцию нейтрализации

Ответ:

68. К реакциям замещения относится взаимодействие хлора с

1) этеном

2) железом

3) этаном

4) алюминием

5) иодидом калия

Ответ:

69. Из указанных типов химических реакций выберите два типа реакций, к которым можно отнести взаимодействие этана с хлором.

1) присоединения

2) замещения

3) гомогенная

4) каталитическая

5) обратимая

Ответ:

70. К реакциям нейтрализации относится взаимодействие веществ

Ответ:

71. Взаимодействие воды с натрием относится к реакциям

1) замещения

2) каталитическим

3) соединения

4) экзотермическим

5) обмена

Ответ:

72. Обратимой является реакция, уравнение которой:

Ответ:

73. Необратимой является реакция, уравнение которой:

Ответ:

74. Реакция нейтрализации происходит между

1) гидроксидом кальция и азотной кислотой

2) серной кислотой и хлоридом бария

3) цинком и соляной кислотой

4) гидроксидом натрия и сульфатом меди(II)

Ответ:

75. Необратимой реакции соответствует уравнение:

Ответ:

76. Взаимодействие цинка с соляной кислотой является реакцией

1) обмена

2) замещения

3) каталитической

4) окислительно-восстановительной

Ответ:

77. Взаимодействие хлорида олова(II) с цинком является реакцией

1) гетерогенной

2) ионного обмена

3) замещения

4) соединения

5) обратимой

Ответ:

78. Взаимодействие брома с изобутаном является реакцией

1) необратимой

2) замещения

3) катилитической

4) отщепления

5) изомеризации

Ответ:

Типы реакций в химии

Дидактический материал

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 =2NH

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.

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

Тест по теме «Классификация реакций. Скорость, обратимость реакций»
1 вариант

А 1. Реакция, уравнение которой 2NaHC03 = Na2C03 + C02 + Н20, относится к реакциям
обмена 3) разложения
соединения 4) замещения
А 2. Взаимодействие кислоты с основанием относится к реакциям
разложения 3) нейтрализации
замещения 4) присоединения
А 3. Реакция, уравнение которой 3h3 + N2 2Nh4 + Q, является
1) обратимой и экзотермической
2) необратимой и экзотермической
обратимой и эндотермической
необратимой и эндотермической
А 4. При комнатной температуре с наибольшей скоростью протекает реакция между
Zn и НС1 (1% р-р) 3) Zn и НС1 (10% р-р)
Zn и НС1 (30% р-р) 4) ZnCl2 (р-р ) и AgN03 (P-P)
А 5. С наибольшей скоростью протекает реакция
нейтрализации
горения серы в воздухе
растворения магния в кислоте
восстановления оксида меди водородом
А 6. Для увеличения скорости реакции 2СО + 02 = 2С02 + Q необходимо
увеличить концентрацию СО 3) понизить давление
уменьшить концентрацию 02 4) понизить температуру
А 7. Для увеличения скорости химической реакции FeO(TB) + СО (г) Fe(TB) + С02 (Р) + 17 кДж необходимо
увеличить концентрацию С02
уменьшить концентрацию С02
3) уменьшить температуру
4) увеличить степень измельчения FeO
А 8. Скорость гомогенной химической реакции пропорциональна изменению
концентрации вещества в единицу времени
количества вещества в единице объема
массы вещества в единице объема
объема вещества в ходе реакции
А 9. С наибольшей скоростью с кислородом при комнатной температуре реагирует
1) железо 2) алюминий 3) цинк 4) натрий
А 10. Температурный коэффициент реакции paвен 3. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 20 °С?
в 1,5 раза; 3) в 6 раз;
в 3 раза; 4) в 9 раз.
А 11. В реагирующей системе, уравнение которой 2NO(r) + Cl2(r) 2NOCl(r) — Q,
равновесие сместится вправо при:
1) повышении давления;
2) использовании катализатора;

3) понижении температуры;
4) повышении концентрации NOC1.

А 12. Равновесие реакции СО (г) + Н20 (г) C02(г) + h3(г) + Q сместится вправо ( ) при:
1) увеличении концентрации оксида углерода (IV)
2) повышении давления
3) понижении температуры
4) уменьшении концентрации оксида углерода (II)

А 13. Выделите гетерогенную реакцию.
1) 2НВг (г) Н2(г) + Вг2(г)
2) 4Н20 (г) + 3Fe (т) 4Н2 (г) + Fe304 (т)
3) N204(г) 2N02(г)
4) 2СО (г) + 02 (г) 2С02 (г)

Тест по теме «Классификация реакций. Скорость, обратимость реакций»
2 вариант

А 1. Реакция, уравнение которой СаСОз + С02 + Н20 = Са(НС03)2, является реакцией
обмена 3) разложения
соединения
· 4) замещения
А 2. Взаимодействие цинка с соляной кислотой относится к реакциям
обмена 3) разложения
соединения 4) замещения
А 3. Горение аммиака 4Nh4(r) + 302(г) = 2N2(r) + 6Н20(Ж) + Q является реакцией
соединения, каталитической, эндотермической
замещения, каталитической, экзотермической
окислительно-восстановительной, некаталитической, экзотермической
обмена, некаталитической, эндотермической
А 4. Реакция, уравнение которой 2Н20 + 2Na = 2NaOH + h3 + Q , относится к реакциям
замещения, экзотермическим
разложения, экзотермическим
присоединения, эндотермическим
обмена, эндотермическим
А 5. С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция
1) углерода с кислородом
железа с раствором уксусной кислоты
железа с соляной кислотой
растворов гидроксида натрия и серной кислоты
А 6. С наименьшей скоростью протекает реакция между
Fe и 02 3) Na и 02
СаСОз и НС1( р- р) 4) Na2S04(p.p) и ВаС12(Р- Р)
А 7. Для уменьшения скорости химической реакции необходимо
увеличить концентрацию реагирующих веществ
ввести в систему катализатор
повысить температуру
понизить температуру
А 8. Для увеличения скорости реакции железа с хлороводородной (соляной) кислотой следует
добавить ингибитор 3) повысить давление
понизить температуру 4) увеличить концентрацию НС1
А 9. С наибольшей скоростью при одинаковых условиях идет реакция соляной кислоты с
1) медью 2) железом 3) магнием 4) цинком
А 10. Температурный коэффициент реакции равен 2. На сколько градусов надо уменьшить температуру, чтобы скорость реакции уменьшилась в 16 раз?
1) на 20°С; 3) на 40°С;
2) на 30°С; 4) на 50°С.
А 11. Равновесие в системе 3О2 (г) 2О3(г) – Q сместится вправо при уменьшении:
температуры 3) концентрации кислорода
давления 4) концентрации озона.
А 12. Реакция, в которой повышение давления смещает равновесие вправо ( ), — это:
1) С02 (г) + 2S02 (г) CS2 (г) + 302 (г)
2) С2Н2 (г) 2С (т) + Н2 (г)
3) 2NO(г) N2(г) + 02(г)
4) 4FeS2 (т) + 1102 Fe203 (т) + 8S02 (г)
А 13. Найдите правильное выражение скорости для системы 2А1 (т) + ЗС12 (г) 2А1С13 1) v = k [С12] 3
2) v = k[Cl2]
3) v = k [2Al] [3Cl 2];
4) v = k[Al]
А 14. Химическое равновесие в системе наступает, когда:
а) скорость прямой реакции больше скорости обратной реакции
б) концентрация реагирующих веществ больше концентрации продуктов реакции
в) температура и давление в ходе реакции изменяются
г) концентрация реагирующих веществ и продуктов реакции не изменяется

Приложенные файлы

1) Реакцию, уравнение которой, химия

10-11 класс

2NaOH + CuCl2 = Cu (OH)2 + 2NaCl, относят к реакциям:

1) разложения; 2) соединения;
3) замещения; 4) обмена. 1) Какое уравнение соответствует реакции ионного обмена?

1) Сu(OH)2 = CuO + h3O;
2) Ca(OH)2 + h3 SO4 = CaSO4 + 2h3O;
3) СuO + h3SO4 = CuSO4 + h3O;
4) 2Na + 2 h3) = 2NaOH + h3.
2) К химическим реакциям ионного обмена относят реакцию, уравнения которой:

1) 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + h3;
2) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl;
3) СuO + h3SO4 = CuSO4 + h3O;
4) 2Na + 2h3O = 2NaOH + h3. 2) Реакцию, уравнение которой
CaO + CO2 = CaCO3,

относят к реакциям:
1) соединения; 2) разложения;
3) замещения; 4) обмена.
3) Взаимодействие гидроксида кальция с соляной кислотой относят к реакциям:

1) соединения; 2) разложения;
3) замещения; 4) обмена. 3) Реакцию, уравнение которой
1) 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2,
относят к реакциям:

1) соединения; 2) разложения;
3) замещения; 4) обмена.
4) Реакцию, уравнение которой
3h3O + P2O5 = 2h4PO4,
относят к реакциям:

1) соединения; 2) разложения;
3) замещения; 4) обмена. 4) Реакцию, уравнение которой
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3h3O,
относят к реакциям:

1) разложения; 2) соединения;
3) замещения; 4) обмена.
5) Реакцию, уравнение которой
h3SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2h3O,
относят реакциям:

1) соединения; 2) разложения;
3) замещения; 4) обмена. 5) Реакцию, уравнение которой
2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3,
относят к реакции:

1) разложения; 2) соединения;
3) замещения; 4) обмена.
6. Химические реакции горения аммиака, уравнение которой
4Nh4 + 3O2 = 2N2 + 6h3O,
является реакцией:

1) соединения, необратимой, каталитической, экзотермической;
2) замещения, необратимой, некаталитической, эндотермической;
3) окислительно-восстановительной, необратимой, некаталитической, экзотермической;
4) обмена, обратимой, некаталитической, экзотермической. 6. Химические реакции окисления аммиака, уравнение которой
4Nh4 + 5O2t, Pt = 4NO + 6h3O,
является реакцией:

1) окислительно-восстановительной, необратимой, каталитической, экзотермической;
2) соединения, необратимой, каталитической, эндотермической;
3) замещения, необратимой, некаталитической, экзотермической;
4) обмена, обратимой, каталитической, эндотермической.
7. Химическая реакция азота с водородом,
уравнение которой N2 + 3h3 t, Fe 2Nh4,
является реакцией:

1) соединения, обратимой, некаталитической, экзотермической;
2) окислительно-восстановительной, обратимой, каталитической, экзотермической;
3) окисления, необратимой, каталитической, эндотермической.

7. Реакцию, уравнение которой
Fe2O3 + 3h3 = 2Fe + 3h3O,
относят к реакциям:

1) разложения; 2) соединения;
3) замещения; 4) обмена.

Mustafayev14 29 апр. 2014 г., 21:05:56 (7 лет назад)

Вы находитесь на странице вопроса «1) Реакцию, уравнение которой«, категории «химия«. Данный вопрос относится к разделу «10-11» классов. Здесь вы сможете получить ответ, а также обсудить вопрос с посетителями сайта. Автоматический умный поиск поможет найти похожие вопросы в категории «химия«. Если ваш вопрос отличается или ответы не подходят, вы можете задать новый вопрос, воспользовавшись кнопкой в верхней части сайта.

Урок 5. классификация химических реакций — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 5. Классификация химических реакций

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён изучению способов классификации химических реакций и системам классификации химических реакций.

Глоссарий

Гетерогенные реакции – реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах, при этом реакция протекает на границе раздела фаз.

Гомогенные реакции – реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в одной фазе.

Катализатор – вещество, увеличивающее скорость химической реакции, но само при этом остающееся неизменным.

Необратимые реакции – реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Обратимые реакции – реакции, протекающие одновременно в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов.

Реакции замещения – реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

Реакции обмена – реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями.

Реакции разложения – реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

Реакции соединения – реакции, в результате которых из двух или нескольких исходных веществ образуется одно сложное вещество.

Химическая реакция (химическое превращение) – процесс, в котором одно или несколько веществ превращаются в другие вещества.

Экзотермическая реакция – реакция, сопровождающаяся выделением энергии (тепла).

Эндотермическая реакция – реакция, сопровождающаяся поглощением энергии (тепла).

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

Теоретический материал для самостоятельного изучения

Химическая реакция – это процесс, в котором одно или несколько веществ превращаются в другие вещества. Выбирая определённые критерии, которые лягут в основу нашего описания, мы можем классифицировать и описать любую химическую реакцию с разных «точек зрения».

Рассмотрим, какие критерии могут лежать в основе разных классификаций химических реакций.

Первый критерий – число и состав реагирующих и образующихся веществ. Мы можем выделить реакции: соединения, разложения, замещения и обмена. Кроме этого, нам могут встретиться реакции, в ходе которых изменение состава веществ не происходит. Примерами таких реакций будут превращения одних аллотропных модификаций в другие, а также реакции изомеризации.

Если в основу классификации мы положим изменение степени окисления атомов элементов, то все реакции разделятся на две категории: окислительно-восстановительные и реакции, при которых изменение степени окисления не происходит.

В зависимости от использования катализатора, реакции могут являться каталитическими либо некаталитическими.

Если нас заинтересует смещение химического равновесия во время химического превращения, тогда мы увидим, что некоторые реакции окажутся обратимыми, а некоторые будут проходить до конца полностью и безвозвратно – необратимо.

По фазовому составу можно разделить реакции на гомогенные, при которых реагенты и продукты находятся в одной фазе, и гетерогенные, в которых реагенты и продукты находятся в разных фазах, а реакции происходят на границе раздела фаз.

Также реакции можно различить по виду энергии, которая их инициирует: таким образом реакции могут быть радиационные, фотохимические, термохимические и электрохимические.

В зависимости от теплового эффекта можно выделить реакции экзотермические, в ходе которых тепло выделяется, и эндотермические, при которых происходит поглощение тепла.

В заключение, можно посмотреть на реакции с точки зрения их механизма и тогда большинство реакций можно будет разделить на те, которые проходят по радикальному механизму, и те, что проходят по ионному.

Химические реакции следует отличать от ядерных. В результате химических реакций общее число атомов каждого химического элемента и его изотопный состав не меняются. Ядерные же реакции – это процесс превращения атомных ядер в результате их взаимодействия с другими ядрами или элементарными частицами.

Как мы видим, классификация химических реакций многопланова, то есть в ее основу положены различные признаки. Но под любой из таких признаков могут быть отнесены реакции как между неорганическими, так и между органическими веществами.

Для примера рассмотрим реакцию разложения осадка гидроксида меди (II) с образованием оксида меди (II) и воды.

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

По количеству и характеру реагентов и продуктов эта реакция относится к типу реакций разложения – из одного сложного вещества мы получаем два новых сложных. В ходе реакции степени окисления атомов элементов остаются прежними, значит, это превращение относится к реакциям без изменения степеней окисления. Для осуществления такой реакции нам не требуется катализатор, поэтому это будет превращением некаталитическим. При разложении нерастворимого гидроксида меди (II) мы получаем нерастворимый в воде оксид меди (II), поэтому, если мы попробуем провести реакцию между оксидом меди (II) и водой, у нас ничего не выйдет. Значит, реакция разложения гидроксида меди (II) является необратимой. В качестве реагента выступает твердое вещество, а в качестве продуктов – твердый оксид меди (II) и водяной пар, поэтому по фазовому составу такая реакция является гетерогенной. Реакция разложения гидроксида меди (II) начинается при его нагревании, температура превращения составляет около 80 °С. Значит, по виду энергии, инициирующей реакцию, эта реакция является термохимической. Для «запуска» этой реакции требуется нагревание, следовательно, теплота, которую мы подводим извне, будет поглощаться и полученная энергия будет расходоваться на перестройку структуры. Такая реакция относится к эндотермическим.

В итоге мы видим, что любая химическая реакция может быть одновременно и полно охарактеризована по различным критериям.

Классификация химических реакций разнообразна. Такой комплексный подход позволяет рассмотреть и изучить каждое превращение со всех возможных сторон и понять его максимально полно.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЯ ЗАДАНИЙ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

Пример 1.

Введите формулу недостающего продукта реакции.

CH₃COOH + Ca(OH)₂ → … + H₂O.

Решение

Мы видим, что первое вещество в этой реакции – это уксусная кислота, а второе – гидроксид кальция. Вспоминаем, что реакция между кислотой и основанием – это реакция нейтрализации. Продуктами подобных реакций являются соль и вода. Вода уже записана в правой части уравнения, остается вписать туда формулу соль. Это должна быть кальциевая соль уксусной кислоты – ацетат кальция. Ацетат-ион одновалентен, а ион кальция – двухвалентен, следовательно, на каждый ион кальция приходится два ацетат-иона. Его формула (CH₃COO)₂Ca. Записываем формулу на место пропуска.

Пример 2.

К каким типам реакций относится промышленный синтез аммиака?

Реакция соединения
Реакция обмена
Электрохимическая реакция
Радиохимическая реакция
Гомогенная реакция
Каталитическая реакция

Решение.

Реакция синтеза аммиака: N₂ + H₂ → NH₃

Два простых вещества реагируют друг с другом с образованием сложного вещества. Следовательно, по определению, такая реакция будет реакцией соединения. Значит, «обмен» можно смело вычеркивать. Реакция синтеза аммиака происходит при высокой температуре и очень высоком давлении в присутствии катализатора. Выходит, что по типу энергии, инициирующей реакцию, эта реакция будет термохимической. Такого варианта у нас нет, значит оба предложенных варианта не подходит (электрохимическая и радиохимическая). Мы сказали, что для реакции требуется катализатор, поэтому эта реакция является каталитической. Все три вещества – азот, водород и аммиак – являются газообразными веществами, значит, реакция относится к типу гомогенных.

Тест — Скорость химических реакций.Химическое равновесие | Тест по химии (11 класс) на тему:

Х–11 Тест «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» Вариант №1

При выполнении заданий А1-А10 из предложенных вариантов ответов выберите тот, который вы считаете правильным. 1 балл за каждое верно выполненное задание.

А1. Фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

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

А2. Фактор, влияющий на смещение химического равновесия:

1) Вид химической связи 2) Катализатор 3) Природа реагирующих веществ 4) Температура

А3. С увеличением концентрации азота в 2 раза скорость прямой реакции, уравнение которой N2(г)+O2(г)↔2NO(г)

1) Не изменится 2) Увеличится в 2 раза 3) Увеличится в 4 раза 4) Уменьшится в 4 раза

А4. С увеличением давления в 5 раз скорость прямой реакции, уравнение которой 2NO(г)+O2(г)↔2NO2(г), увеличится в:

1) 5 раз 2) 25 раз 3) 75 раз 4) 125 раз

А5. При повышении температуры на 10°С (температурный коэффициент равен 2) скорость химической реакции увеличивается:

1) в 2 раза 2) в 4 раза 3) в 8 раз 4) в 16 раз

А6. С увеличением давления равновесие обратимой реакции, уравнение которой C2h5(г)+h3O(г)↔C2H5OH(г)

1) Не изменится 2) Сместится в сторону продуктов реакции 3) Сместится в сторону исходных веществ

А7. Для смещения химического равновесия обратимой реакции 2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q в сторону исходных веществ необходимо:

1) Увеличить давление 2) Повысить температуру 3) Понизить температуру 4) Ввести катализатор

А8. Максимальная скорость химической реакции при взаимодействии веществ, формулы которых

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

А9. Повышение температуры смещает химическое равновесие вправо в обратимой реакции, уравнение которой:

1) 2h3 + O2 ↔ 2h3O + Q 2) SO2 + h3O ↔ h3SO3 + Q

3) 2NO + O2 ↔ 2NO2 + Q 4) C4h20 ↔ C4H8 + h3 – Q

А10. Скорость химической реакции, уравнение которой Mg + 2HCl = MgCl2 + h3↑, при уменьшении концентрации кислоты за каждые 10 с на 0,04 моль/л равна:

1) 0,00004 моль/(л•с) 2) 0,0004 моль/(л•с) 3) 0,004 моль/(л•с) 4) 0,04 моль/(л•с)

В заданиях В1-В2 установите соответствие. Ответ запишите в виде последовательности цифр.

2 балла за верно выполненное задание.

В1. Установите соответствие между уравнением реакции и формулой для определения скорости реакции:

Уравнение реакции	Формула для определения скорости реакции
А) C(т) + O2(г) = CO2(г)	1)
Б) С(т) + CO2(г) = 2CO(г)	2)
В) Mg(т) + 2HCl(ж) = MgCl2(г) + h3(г)	3)
	4)

В2. Установите соответствие между фактором и смещением равновесия для реакции, уравнение которой C2h5(г)+h3(г)↔C2H6(г) + Q

Фактор	Положение равновесия
А) Повышение давления	1) Сместится вправо
Б) Увеличение температуры	2) Сместится влево
В) Увеличение концентрации C2h5	3) Не изменится
Г) Уменьшение концентрации C2H6
Д) Применение катализатора

Для задания С1 дайте полный развернутый ответ.

С1(5 баллов). Почему, если смешать твердый нитрат свинца (Pb(NO3)2) и йодид калия (KI), признаки реакции можно наблюдать через несколько часов, а если слить растворы этих солей, признаки реакции появятся сразу. Напишите уравнение реакции.

С2(5 баллов). Запишите схему химической реакции, скорость которой можно рассчитать по формуле

С3(6баллов). Вычислите, какое количество теплоты выделилось, если сгорело 25 кг угля? Термохимическое уравнение реакции: С + О2 = СО2 + 402,24 кДж

Х–11 Тест «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» Вариант №2

А1. Фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

1) Давление 2) Катализатор 3) Способ получения реагентов 4) Температура

А2. Фактор, не влияющий на смещение химического равновесия:

1) Давление 2) Концентрация 3) Температура 4) Природа реагирующих веществ

А3. С увеличением концентрации хлора в 2 раза скорость реакции, уравнение которой CO(г)+Cl2(г)=COCl2(г)

1) Не изменится 2) Увеличится в 2 раза 3) Увеличится в 4 раза 4) Уменьшится в 4 раза

А4. С уменьшением давления в 3 раз скорость прямой реакции, уравнение которой N2(г)+O2(г)↔2NO(г), уменьшится в:

1) 3 раза 2) 9 раз 3) 27 раз 4) 81 раз

А5. Для увеличения скорости химической реакции в 32 раза (температурный коэффициент равен 2) надо повысить температуру на :

1) 30 °С 2) 40 °С 3) 50 °С 4) 60 °С

А6. С увеличением концентрации SO2 равновесие обратимой реакции, уравнение которой 2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г) + Q

1) Не изменится 2) Сместится в сторону продуктов реакции 3) Сместится в сторону исходных веществ

А7. Для смещения химического равновесия обратимой реакции N2(г)+3h3(г)↔2Nh4(г)+Q в сторону продуктов реакции необходимо:

1) Увеличить концентрацию Nh4 2) Повысить температуру 3) Повысить давление

А8. Максимальная скорость химической реакции при взаимодействии веществ, формулы которых

1) С2H5OH(ж) + О2 2) С2H5OH(г) + О2 3) N2 + O2 4) CuO + h3SO4

А9. Понижение давления смещает химическое равновесие вправо в обратимой реакции, уравнение которой:

1) Ch5(г) + Н2O(ж) ↔ 3h3 + СО 2) СO2(г) + h3O(ж) ↔ h3СO3(г)

3) 3Н2(г) + N2(г) ↔ 2Nh4(г) 4) 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г)

А10. Скорость химической реакции, уравнение которой CuO + h3SO4 = CuSO4 + h3O, при уменьшении концентрации кислоты за каждые 10 с на 0,03 моль/л равна:

1) 0,1 моль/(л•с) 2) 0,001 моль/(л•с) 3) 0,002 моль/(л•с) 4) 0,003 моль/(л•с)

В заданиях В1-В2 установите соответствие. Ответ запишите в виде последовательности цифр.

2 балла за верно выполненное задание.

В1. Установите соответствие между уравнением реакции и формулой для определения скорости реакции:

Уравнение реакции	Формула для определения скорости реакции
А) СO2(г) + h3O(ж) ↔ h3СO3(г)	1)
Б) 2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г)	2)
В) Ch5(г) + Н2O(ж) ↔ 3h3 + СО	3)
	4)

В2. Установите соответствие между фактором и смещением равновесия для реакции, уравнение которой 4HCl(г)+O2(г)↔2h3O(г) +2Cl2(г) + Q

Фактор	Положение равновесия
А) Повышение температуры	1) Сместится вправо
Б) Увеличения давления	2) Сместится влево
В) Увеличение концентрации О2	3) Не изменится
Г) Уменьшение концентрации HCl
Д) Применение катализатора

Для задания С1 дайте полный развернутый ответ.

С1(5 баллов). Приведите примеры химических реакций, иллюстрирующих влияние катализатора на направление химического процесса: а) для неорганических веществ; б) для органических соединений. Напишите уравнение реакции.

С2(5 баллов). Запишите схему химической реакции, скорость которой можно рассчитать по формуле

С3(6баллов). Используя термохимическое уравнение: 2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж, определите массу образовавшейся воды, если в ходе реакции выделилось 520 кДж теплоты.

Х–11 Тест «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» Вариант №3

А1. Фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

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

А2. Фактор, влияющий на смещение химического равновесия:

1) Катализатор 2) Концентрация 3) Тип связи 4) Природа реагирующих веществ

А3. С увеличением концентрации кислорода в 2 раза скорость реакции, уравнение которой Сh5(г)+2O2(г)=CO2(г) + 2h3O(г)

1) Не изменится 2) Увеличится в 2 раза 3) Увеличится в 4 раза 4) Уменьшится в 4 раза

А4. С увеличением давления в 4 раз скорость прямой реакции, уравнение которой 2СО(г)+O2(г)↔2СO2(г), увеличится в:

1) 4 раза 2) 16 раз 3) 64 раза 4) 128 раз

А5. При повышении температуры на 20 °С (температурный коэффициент равен 3) скорость химической реакции увеличится в :

1) 3 раза 2) 9 раз 3) 27 раз 4) 81 раз

А6. С увеличением температуры равновесие обратимой реакции, уравнение которой СO2(г)+С(г)↔2СO(г) – Q

1) Не изменится 2) Сместится в сторону продуктов реакции 3) Сместится в сторону исходных веществ

А7. Для смещения химического равновесия обратимой реакции 2NО(г)+О2(г)↔2NО2(г)+Q в сторону исходных веществ необходимо:

1) Увеличить концентрацию NО2 2) Понизить температуру 3) Повысить давление

А8. Максимальная скорость химической реакции при взаимодействии веществ, формулы которых

1) BaCl2(т) + h3SO4 2) BaCl2(р-р) + h3SO4 3) BaO + h3SO4 4) CaCO3 + h3SO4

А9. Понижение температуры смещает химическое равновесие вправо в обратимой реакции, уравнение которой:

1) 2NO(г) + O2(г) ↔ 2NO2(г) + Q 2) С2H6(г) ↔ 2C(т) + 3h3(г) –Q

3) 2HBr(г) ↔ h3(г) + Br2(ж) – Q 4) 2HI(г) ↔ h3(г) + I2(т)

А10. Скорость химической реакции, уравнение которой CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + h3O, при уменьшении концентрации кислоты за каждые 20 с на 0,05 моль/л равна:

1) 2,5 моль/(л•с) 2) 0,25 моль/(л•с) 3) 0,025 моль/(л•с) 4) 0,0025 моль/(л•с)

В заданиях В1-В2 установите соответствие. Ответ запишите в виде последовательности цифр.

2 балла за верно выполненное задание.

В1. Установите соответствие между уравнением реакции и формулой для определения скорости реакции:

Уравнение реакции	Формула для определения скорости реакции
А) S(т) + O2(г) ↔ SO2(г)	1)
Б) 2HBr(г) ↔ h3(г) + Br2(ж)	2)
В) N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г)	3)
	4)

В2. Установите соответствие между фактором и смещением равновесия для реакции, уравнение которой 2CO(г)+O2(г)↔2CO2(г) + Q

Фактор	Положение равновесия
А) Увеличения давления	1) Сместится вправо
Б) Увеличение концентрации О2	2) Сместится влево
В) Повышение температуры	3) Не изменится
Г) Применение катализатора
Д) Увеличение концентрации CO2

Для задания С1 дайте полный развернутый ответ.

С1(5 баллов). Почему реакция между кислотой и гладкой гранулой цинка идет медленнее, чем с этой же кислотой и шероховатой гранулой. Напишите уравнение реакции.

С2(5 баллов). Запишите схему химической реакции, скорость которой можно рассчитать по формуле

С3(6баллов). Какое количество теплоты выделится при сжигании 25г водорода, взятого при нормальных условиях? Термохимическое уравнение реакции: 2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж

Х–11 Тест «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» Вариант №4

А1. Фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

1) Размер пробирки 2) Катализатор 3) Концентрация 4) Природа реагирующих веществ

А2. Фактор, не влияющий на смещение химического равновесия:

1) Катализатор 2) Концентрация 3) Давление 4) Температура

А3. С увеличением концентрации оксида углерода (II) в 2 раза скорость реакции, уравнение которой 2СО(г)+O2(г)=2CO2(г)

1) Не изменится 2) Увеличится в 2 раза 3) Увеличится в 4 раза 4) Уменьшится в 4 раза

А4. С уменьшением давления в 2 раз скорость прямой реакции, уравнение которой N2(г)+3h3(г)↔2Nh4(г), уменьшится в:

1) 2 раза 2) 8 раз 3) 16 раз 4) 32 раза

А5. Для увеличения скорости химической реакции в 27 раза (температурный коэффициент равен 3) надо повысить температуру на :

1) 30 °С 2) 40 °С 3) 50 °С 4) 60 °С

А6. С увеличением давления равновесие обратимой реакции, уравнение которой СO(г)+2Н2(г)↔2СН3ОН(г) + Q

1) Не изменится 2) Сместится в сторону продуктов реакции 3) Сместится в сторону исходных веществ

А7. Для смещения химического равновесия обратимой реакции в сторону продуктов реакции необходимо Сh4COOH(ж)+C2H5OH(ж)↔Ch4COOC2H5(ж) + h3O(ж)

1) Увеличить концентрацию C2H5OH 2) Увеличить концентрацию h3O 3) Повысить давление

А8. Максимальная скорость химической реакции при взаимодействии веществ, формулы которых

1) h3(г) + О2(г) 2) S(т) + О2(г) 3) N2(г) + O2(г) 4) С5Н12(г) + О2(г)

А9. Повышение давления смещает химическое равновесие вправо в обратимой реакции, уравнение которой:

1) 2NO2 (г) ↔ N2O4(г) 2) N2(г) + O2(г) ↔ 2NO(г)

3) CaCO3(т) ↔ CaO(т) + CO2(г) 4) СН4(г) ↔ С(т) + 2Н2(г)

А10. Скорость химической реакции, уравнение которой Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3, при уменьшении концентрации кислоты за каждые 30с на 0,06 моль/л равна:

1) 0,001 моль/(л•с) 2) 0,002 моль/(л•с) 3) 0,004 моль/(л•с) 4) 0,02 моль/(л•с)

В заданиях В1-В2 установите соответствие. Ответ запишите в виде последовательности цифр.

2 балла за верно выполненное задание.

В1. Установите соответствие между уравнением реакции и формулой для определения скорости реакции:

Уравнение реакции	Формула для определения скорости реакции
А) CaO(т) + CO2(г) = CaCO3(т)	1)
Б) Н2(г) + Сl2(г) ↔ 2HCl(г)	2)
В) СO(г)+2Н2(г)↔2СН3ОН(г)	3)
	4)

В2. Установите соответствие между фактором и смещением равновесия для реакции, уравнение которой C2h5(г)+ h3O(г)↔ C2H5OH(г) + Q

Фактор	Положение равновесия
А) Повышение температуры	1) Сместится вправо
Б) Увеличение концентрации C2h5	2) Сместится влево
В) Повышение давления	3) Не изменится
Г) Применение катализатора
Д) Уменьшение концентрации h3O

Для задания С1 дайте полный развернутый ответ.

С2(5 баллов). Запишите схему химической реакции, скорость которой можно рассчитать по формуле

С3(6баллов). Используя термохимическое уравнение: 2Н2 + О2 = 2Н2О + 484 кДж, определите объем затраченного кислорода, если в ходе реакции выделилось 580 кДж теплоты.

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Большинство химических реакций не протекает до конца. Реакции, которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. В реакции [c.224]

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие [c.82]

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения, принцип Ле Шателье. Константа равновесия, степень превращения. [c.501]

Двусторонняя химическая реакция, естественно, обратима в термодинамическом смысле только в непосредственной близости к состоянию химического равновесия. В состоянии же, далеком от равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов сушественно различны и суммарная (результирующая) скорость реакции значительно отличается от нуля, она термодинамически необратима. Область применения понятия двусторонняя реакция шире, чем термодинамическое понятие обратимая реакция. Поэтому для реально протекающих реакций следовало бы придерживаться первого термина. Однако термин обратимая реакция в широком, не термодинамическом смысле укрепился и приходится, использовать его. [c.121]

С увеличением обратимости химической реакции уменьшается скорость взаимодействия абсорбируемого компонента и хемосорбента и возрастает глубина проникновения абсорбируемого компонента. Химическая реакция выходит аа пределы пограничного реакционно-диффузионного слоя и охватывает всю массу жидкости. Для массопередачи с обратимой реакцией характерно такое состояние, когда Аж заметно больше нуля и существенно зависит от количества жидкости в аппарате иж- В зависимости от степени турбулизации жидкости, константы равновесия К и иж можно рассматривать две предельные области диффузионную (отношение Аж/Ар незначительно) и кинетическую (Аж/Ар = 1). [c.67]

Таким образом, для гетерогенных систем, в которых протекают обратимые химические реакции, условия равновесия определяются уравнениями (1ЛЗ) совместно с уравнениями типа [c.10]

Обратимость химических реакЦий. Константа равновесия [c.20]

Что называется порядком и молекулярностью химической реакции 3. Как формулируется закон действующих масс Каков физический смысл константы скорости реакции 4. Как влияет температура на скорость реакции Что показывает температурный коэффициент скорости реакции 5. Что такое энергия активации Схематически (на энергетической кривой) представьте энергию активации экзотермического и эндотермического процессов. 6. Какие вещества называются катализаторами Виды катализа. 7. В чем разница между гомогенным и гетерогенным катализом Каков механизм действия катализаторов в двух случаях катализа 8. Каков механизм цепных реакций Приведите примеры цепных реакций, идущих по неразветвленному и разветвленному механизмам. 9. Какие химические реакции называются обратимыми, а какие — необратимыми 10. Какое состояние системы называется состоянием химического равновесия Каков физический смысл константы равновесия реакции 11. Что называется смещением химического равновесия 12. Как формулируется принцип Ле Шателье Как влияет изменение концентраций реагирующих веществ, температуры и давления (для газов) на смещение химического равновесия [c.25]

Выше мы рассматривали простейший тип обратимой химической реакции, уравнение которой А- -В С- -0) содержит стехиометрические коэффициенты, равные единице. Вообще же в выражении константы равновесия указанные коэффициенты являются показателями степеней при концентрациях соответствующих веществ см. выражение для скорости химической реакции, стр. 106, формула (8—2а)]. [c.123]

Если в системе п веществ претерпевают химические изменения в обратимой химической реакции, то в условиях равновесия имеем два уравнения Связи для одной нз фаз [c.194]

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (83 [c.185]

Особое состояние химической системы. Химическое равновесие наблюдается для любой обратимой реакции, протекающей в замкнутом объеме при определенных условиях реакции. Оно устанавливается, когда скорость прямой реакции ( ) и скорость обратной реакции ( о.р) равны. В этом случае в системе при постоянных условиях устанавливается определенное постоянное соотношение между концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. [c.72]

Экспериментальный метод определения константы равновесия отличается высокой точностью и достоверностью, но его возможности весьма ограниченны. Во-первых, он распространяется лишь на практически обратимые реакции. Во-вторых, он не может быть использован для изучения медленно протекающих реакций, химическое равновесие в которых устанавливается слишком долго. В-третьих, не всегда удается подобрать подходящий метод анализа, обладающий достаточной чувствительностью, скоростью выполнения и не нарушающий при этом целостности изучаемой химической системы. [c.140]

Между ионами и недиссоциированными молекулами устанавливается динамическое равновесие, как при обратимой химической реакции [c.43]

Если в системе протекают обратимые химические реакции, то появляются дополнительные условия равновесия, определяемые условием химического равновесия (IX.32). [c.210]

В этом смысле почти все химические реакции являются двусторонними. В ходе их протекания исходные вещества образуют продукты, которые, вступая во взаимодействие между собой, образуют снова молекулы исходных веществ. Пока скорости этих процессов неодинаковы, происходят заметные изменения количеств реагентов. Если скорости прямого и обратного процессов становятся равными, то наступает динамическое равновесие, прямой и обратный процессы полностью компенсируют друг друга. В этом случае концентрации реагентов перестают изменяться и подчиняются термодинамическому закону действующих масс. Иногда химическая реакция практически может быть обусловлена лишь односторонним процессом. Это может произойти, если продукты быстро удаляются из зоны реакции и не успевают вступать во взаимодействие. Например, выделение газа или выпадение осадка из раствора. В этом случае скорость обратной реакции несоизмеримо меньше скорости прямой. Заметим, что понятие двусторонних реакций не соответствует термодинамическому термину обратимый процесс . Двусторонние химические реакции могут быть названы термодинамически обратимыми только вблизи равновесия, когда скорости прямой и обратной реакций лишь бесконечно мало отличаются друг от друга. [c.267]

Приведенный пример с реакцией между йодом и водородом показывает, что в зависимости от условий химические реакции могут протекать либо в прямом, либо в обратном направлении. В этом смысле и надо понимать часто используемый термин обратимая реакция . Но такое понятие не идентично понятию обратимости, используемому в термодинамике. Химические реакции в обычных условиях принадлежат к числу необратимых процессов, идущих самопроизвольно лишь в одном определенном направлении до тех пор, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия . [c.166]

Время релаксации т — время обратимой химической реакции, не достигшей состояния равновесия, когда система приближается к состоянию равновесия в е раз, т. е. время, за которое в е раз уменьшится разница концентраций С — С или — С (С — равновесная концентрация реагента). [c.10]

Равновесие химическое — протекание химической реакции в прямом и обратном направлении (см. обратимые реакции в гл. IV), устанавливается такое состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны, а концентрации реагентов и продуктов постоянны (стационарны). Оно характеризуется константой равновесия а скорость его достижения — временем релаксации т (см. гл. IV, 1). [c.12]

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие 116 [c.381]

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца. Примером необратимой реакции может быть разложение бертолетовой соли [c.127]

Все химические реакции обратимы в том смысле, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, смесь азота и водорода реагирует с образованием аммиака. Последний, в свою очередь, частично распадается на исходные вещества. Эта обратимость, однако, не эквивалентна термодинамической обратимости. Реакция, обратимая термодинамически, должна как в прямом, так и в обратном направлении проходить через непрерывную последовательность равновесных состояний. С этой точки зрения химические реакции в обычных условиях их протекания принадлежат к числу необратимых процессов они совершаются самопроизвольно лишь в одном направлении, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия, называемое, применительно к химическим процессам, химическим равновесием. [c.123]

Когда в процессе обратимой химической реакции общее число молекул не меняется, изменение давления не влияет на состояние химического равновесия системы. [c.154]

Как известно, многие химические реакции, для которых характерны высокие энергии активации, при обычных условиях протекают очень медленно, а при нагревании скорость реакции возрастает. Однако нагревание как способ увеличения скорости реакции не всегда возможно. Например, регулировать скорости химических реакций, протекающих в живых организ- -мах, изменяя температуру в широких пределах, вообще нельзя. К тому же для обратимых реакций, как было показано на примере реакции синтеза аммиака, повышение температуры приводит к сдвигу химического равновесия в сторону уменьшения выхода аммиака, что не выгодно для производства. Поэтому в практике для регулирования скоростей реакций используют катализаторы. [c.119]

Стремление обратимой химической реакции к равновесию можно оценить с кинетической точки зрения. В данной реакции при условии Т onst мы должны рассмотреть две скорости скорость прямого процесса и скорость обратного процесса Wz, причем эти скорости направлены в противоположные стороны [c.153]

Это выражение константы равновесия указывает на возможность направлять обратимую химическую реакцию в ту или другую сторону. Так, например, увеличение концентрации одного из реагирующих веществ, т. е. или j. должно вызвать увеличение концентраций образующихся веществ g и с , так как только в этом случае константа равновесия останется неизменной. Наоборот, увеличивая концентрацию g или с , можно вызвать обратную реакцию. В нашем примере увеличение концентрации хлористого натрия или серной кислоты приведет к увеличению количеств NaHS04 и НС1. [c.22]

Это уравнение по существу 1грименимо лишь к обратимым химическим реакциям однако для случаев, когда скорости дальнейших превращений продуктов реакции очень малы, а в пределе равны нулю, некоторые авторы расширяют область его применения на реакции, по существу необратимые, в частности — на реакции образования и распада углеводородов. Таким образом, могут быть нроизведоиы, наиример, вычисления свободной энергии образования углеводородов различных типов из элементов и тому подобные расчеты. Хотя все вычисления этого рода за недостатком необходимых опытных данных неизбежно являются весьма приближенными, тем не менее ими можпо пользоваться для приблизительного расчета изменения свободной энергии при отдельных реакциях крекинга и пиролиза зная жо величину А, можно па основании вышеприведенного уравнения вычислить константу равновесия ТГ для данного процесса, которая, указывая на количественные соотношения концентраций веществ, принимающих участие в данном равновесии, по существу определяет направление реакции чем больше константа равновесия, тем глубже протекает реакция в данном направлении, и наоборот. Таким образом, с помощью расчета оказывается, по крайней море, возможным предугадать возможность или невозможность реакции в данном направлении. [c.459]

С другой стороны, имеется группа работ, в которых делается попытка осмыслить, как же образуется опорное значение для тех или иных переменных в организме [216, 253, 295, 362]. В частности, считается, что при более широком понимании установочная точка аналогична константе равновесия обратимой химической реакции [216, стр. 28]. Тем самым подчеркивается, что установочная точка — уставка — не столько является чем-то навязанным системе извне, сколько формируется в самой системе под влиянием взаимодействия ее компонент, а ее величина зависит от структуры системы. Например, для системы ориентации у рыб установочная точка определяется функциональной анатомией соответствующих органов чувств [216]. В системе терморегуляции поддержание нормальной температуры обеспечивается одновременным функционированием механизмов потоотделения, дрожи, сосудистых реакций и т. д., так что вся эта система, благодаря своей структуре, автоматически смещается к такому значению температуры, при котором суммарный темп теплопродукции равен темпу суммарной теплоЬтдачи [295, 362]. Эта равновесная температура и играет роль установочной точки в системе терморегуляции. Таким образом, в этих работах не предполагается, что все элементы модели рис. 7.4, а реально существуют в биологическом прототипе. Наконец, в ряде работ в свое время допускалось, что сравнивающие устройства (или их аналоги) и опорные значения могут реально существовать в организме [9, 34, 95]. [c.214]

Для случая мгновенной обратимой химической реакции траектории процесса ректификации будут располагаться иа многообразиях химического равновесия, в связи с чем структура полной диаграммы фазового равновесия будет оказывать лишь косвенное влияние на поведение этих траекторий. В случае протекания одной обратимой реакции размерность многообразия химического равновесия будет на единицу меньше размерности концентрационного симплекса, соответствующего всей рассматриваемой многокомпонентной смеси. Это и понятно, так как выбранным условиям соответствует одно дополнительное уравнение связи. Естественно, каждое из многообразий химического равновесия будет обладать своей термодинамико-топологичес кой структурой, при> ем в основу различия этих структур может быть также положено общее число и взаимное расположение особых точек рассматриваемого многообразия. [c.195]

Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе [c.207]

Для простоты рассмотрим двухксмпонентную систему, состоящую из двух фаз аир. Анализ будем вести, допуская отсутствие обратимых химических реакций, а также пренебрегая гравитационными и капиллярными силами. Система, находящаяся в состоянии равновесия, должна удовлетворять условиям равновесия в виде (IX.22). Наиболее простой и наглядный вывод уравнения Ван-дер-Ваальса можно сделать на основе фундаментального уравнения Гиббса (VI.3I), которое для указанных фаз при учете (1.1) запишется в следующей форме [c.228]

Величина Ка, характеризующая устойчивое равновесие системы, возникающее в результате данной обратимой химической реакции, является термодинамической константой равновесия. Так как активности — величины отвлеченные, то и константа равновесия безразмерна — вывод, вытекающий непосредственно и из (XIII, 4), и из сравнения размерностей и RT. [c.388]

Равновесие в обратимых химических реакциях описывается законом действующих масс (з. д. м.) (Гульдберг, Вааге, 1867). Если концентрации или парциальные давления веществ — участников реакции сравнительно малы, то з. д. м. устанавливает постоянство отно-шения произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции к произведению концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам (при Т = onst). [c.131]

Обратимая реакция | Химия для неосновных

Цели обучения

Определите обратимую реакцию.
Приведите примеры обратимых реакций.

Как изменить цвет раствора?

Раствор хлорида кобальта в воде имеет розовый цвет из-за присутствия сольватированного иона Co ²⁺. Если добавлено достаточное количество HCl, раствор становится синим, поскольку образуется ион CoCl ₄ ^2-.Реакция может вернуться к розовой форме, если к раствору добавить больше воды.

Обратимые реакции

До этого момента мы писали уравнения химических реакций таким образом, который, казалось бы, указывает на то, что все реакции протекают полностью до тех пор, пока все реагенты не будут превращены в продукты. В действительности очень многие химические реакции не проходят полностью. Обратимая реакция — это реакция, в которой превращение реагентов в продукты и превращение продуктов в реагенты происходят одновременно.Одним из примеров обратимой реакции является реакция газообразного водорода и паров йода с образованием иодистого водорода. Прямые и обратные реакции можно записать следующим образом.

В прямой реакции водород и йод объединяются с образованием иодистого водорода. В обратной реакции иодистый водород снова разлагается на водород и йод. Две реакции можно объединить в одно уравнение с помощью двойной стрелки.

Двойная стрелка указывает на то, что реакция обратимая.

Когда газообразные водород и йод смешиваются в герметичном контейнере, они начинают реагировать с образованием йодистого водорода. Сначала происходит только прямая реакция, потому что HI отсутствует. По мере протекания прямой реакции она начинает замедляться по мере уменьшения концентраций H ₂ и I ₂. Как только образовалось некоторое количество HI, оно начинает распадаться обратно на H ₂ и I ₂. Скорость обратной реакции начинается медленно из-за низкой концентрации HI.Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В конечном итоге скорость объединения H ₂ и I ₂ с образованием HI становится равной скорости разложения HI на H ₂ и I ₂. Когда скорости прямой и обратной реакций сравнялись, реакция достигла состояния равновесия.

Сводка

Определена обратимая реакция.

Практика

Прочтите материалы на XtremePapers.com и ответьте на следующие вопросы:

Какого цвета гидратированный сульфат меди?
Если прямая реакция экзотермическая, как бы вы увеличили выход продукта?
Как мы можем увеличить образование аммиака в процессе Габера?

Обзор

Все ли химические реакции завершаются?
Почему приведенная выше реакция считается обратимой?
Как обозначить обратимую реакцию?

Глоссарий

обратимая реакция: Реакция, в которой превращение реагентов в продукты и превращение продуктов в реагенты происходят одновременно.

13.1 Химическое равновесие — Химия

Цели обучения

К концу этого раздела вы сможете:

Опишите природу равновесных систем
Объясните динамическую природу химического равновесия

Химическая реакция обычно описывается способом, предполагающим, что она протекает в одном направлении, в том направлении, в котором мы читаем, но все химические реакции обратимы, и как прямая, так и обратная реакция протекают в той или иной степени в зависимости от условий.В химическом равновесии прямые и обратные реакции протекают с равными скоростями, а концентрации продуктов и реагентов остаются постоянными. Если мы запускаем реакцию в закрытой системе, чтобы продукты не могли улетучиться, мы часто обнаруживаем, что реакция не дает 100% выхода продуктов. Вместо этого некоторые реагенты остаются после того, как концентрации перестают изменяться. В этот момент, когда нет дальнейшего изменения концентраций реагентов и продуктов, мы говорим, что реакция находится в равновесии.Смесь реагентов и продуктов находится в состоянии равновесия.

Например, когда мы помещаем образец тетроксида диазота (N ₂ O ₄, бесцветный газ) в стеклянную трубку, он образует диоксид азота (NO ₂, коричневый газ) в результате реакции

[латекс] \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} _2 (g) [/ latex]

Цвет становится темнее, поскольку N ₂ O ₄ преобразуется в NO ₂. Когда система достигает равновесия, присутствуют как N ₂ O ₄, так и NO ₂ (Рисунок 1).

Рисунок 1. Смесь NO ₂ и N ₂ O ₄ движется к равновесию. Бесцветный N ₂ O ₄ реагирует с образованием коричневого цвета NO ₂. По мере того, как реакция идет к равновесию, цвет смеси темнеет из-за увеличения концентрации NO ₂.

Образование NO ₂ из N ₂ O ₄ является обратимой реакцией , которая обозначена стрелкой равновесия (⇌).Все реакции обратимы, но многие реакции для всех практических целей протекают в одном направлении до тех пор, пока реагенты не будут исчерпаны, и обратятся вспять только при определенных условиях. Такие реакции часто изображаются односторонней стрелкой от реагентов к продуктам. Многие другие реакции, такие как образование NO ₂ из N ₂ O ₄, являются обратимыми в более легко достижимых условиях и, следовательно, названы как таковые. В обратимой реакции реагенты могут объединяться с образованием продуктов, а продукты могут реагировать с образованием реагентов.Таким образом, не только N ₂ O ₄ может разлагаться с образованием NO ₂, но и образовавшийся NO ₂ может реагировать с образованием N ₂ O ₄. Как только прямая реакция дает какой-либо NO ₂, начинается обратная реакция, и NO ₂ начинает реагировать с образованием N ₂ O ₄. В состоянии равновесия концентрации N ₂ O ₄ и NO ₂ больше не изменяются, поскольку скорость образования NO ₂ в точности равна скорости потребления NO ₂, а скорость образования образование N ₂ O ₄ в точности равно норме расхода N ₂ O ₄. Химическое равновесие — это динамический процесс. : Как и в случае с пловцами и загорающими, количество каждого из них остается постоянным, но между ними существует постоянный поток (рис. 2).

Рис. 2. Эти жонглеры демонстрируют динамическое равновесие. Каждый бросает булавы друг другу с той же скоростью, с которой он получает дубинки от этого человека. Поскольку булавы бросаются непрерывно в обоих направлениях, количество булав, движущихся в каждом направлении, постоянно, а количество булав, которые каждый жонглер имеет в данный момент, остается (примерно) постоянным.

В химическом равновесии прямая и обратная реакции не прекращаются, скорее они продолжают протекать с той же скоростью, что приводит к постоянным концентрациям реагентов и продуктов. Графики, показывающие, как скорости реакции и концентрации меняются во времени, показаны на рисунке 1.

Мы можем обнаружить состояние равновесия, потому что концентрации реагентов и продуктов не меняются. Однако важно убедиться, что отсутствие изменений связано с равновесием, а не со скоростью реакции, которая настолько медленная, что изменения концентрации трудно обнаружить.

Мы используем двойную стрелку при написании уравнения обратимой реакции. Такая реакция может быть равновесной, а может и не быть. Например, на рисунке 1 показана реакция:

[латекс] \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; 2 \ text {NO} _2 (g) [/ latex]

Когда мы хотим поговорить об одном конкретном компоненте обратимой реакции, мы используем единственную стрелку. Например, в равновесии, показанном на рисунке 1, скорость прямой реакции

[латекс] 2 \ text {NO} _2 (g) \; {\ longrightarrow} \; \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) [/ latex]

равна скорости обратной реакции

[латекс] \ text {N} _2 \ text {O} _4 (g) \; {\ longrightarrow} \; 2 \ text {NO} _2 (g) [/ latex]

Равновесие и безалкогольные напитки

Связь между химией и газированными безалкогольными напитками восходит к 1767 году, когда Джозеф Пристли (1733–1804; в основном известный сегодня своей ролью в открытии и идентификации кислорода) открыл метод смешивания воды с углекислым газом для получения газированной воды.В 1772 году Пристли опубликовал статью под названием «Пропитка воды фиксированным воздухом». В статье описывается капание купоросного масла (сегодня мы называем это серной кислотой, но какой отличный способ описать серную кислоту: «купоросное масло» буквально означает «жидкая мерзость») на мел (карбонат кальция). Образовавшийся CO ₂ попадает в емкость с водой под сосудом, в котором происходит начальная реакция; перемешивание помогает газообразному CO ₂ смешаться с жидкой водой.

[латекс] \ text {H} _2 \ text {SO} _4 (l) \; + \; \ text {CaCO} _3 (s) \; {\ longrightarrow} \; \ text {CO} _2 (g) \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} (l) \; + \; \ text {CaSO} _4 (aq) [/ latex]

Двуокись углерода плохо растворяется в воде.{+} (водн.) [/ латекс]

Сегодня CO ₂ может находиться под давлением в безалкогольных напитках, устанавливая равновесие, показанное выше. Однако, как только вы открываете контейнер с напитком, происходит каскад сдвигов равновесия. Во-первых, газ CO ₂ в воздушном пространстве наверху бутылки улетучивается, вызывая смещение равновесия между газовой фазой CO ₂ и растворенным или водным CO ₂, снижая концентрацию CO ₂ в безалкогольный напиток. Уменьшение количества CO ₂, растворенного в жидкости, приводит к разложению угольной кислоты на растворенный CO ₂ и H ₂ O.Пониженная концентрация угольной кислоты вызывает сдвиг окончательного равновесия. Пока безалкогольный напиток находится в открытом контейнере, CO ₂ пузырится из напитка, выпуская газ в воздух (Рисунок 3). При снятой крышке бутылки реакции CO ₂ больше не находятся в равновесии и будут продолжаться до тех пор, пока не перестанут оставаться реагенты. В результате получается безалкогольный напиток со значительно пониженной концентрацией CO ₂, который часто называют «безалкогольным».

Рисунок 3. При открытии безалкогольного напитка происходит несколько сдвигов равновесия. (кредит: модификация работы «D Coetzee» / Flickr)

Давайте рассмотрим испарение брома как второй пример системы в состоянии равновесия.

[латекс] \ text {Br} _2 (l) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {Br} _2 (g) [/ latex]

Равновесие может быть установлено для физических изменений, таких как переход жидкости в газ, а также для химической реакции. На рис. 4 показан образец жидкого брома в состоянии равновесия с парами брома в закрытом контейнере.Когда мы наливаем жидкий бром в пустую бутылку, в которой нет паров брома, часть жидкости испаряется, количество жидкости уменьшается, а количество пара увеличивается. Если мы закроем бутылку так, чтобы пар не выходил, количество жидкости и пара в конечном итоге перестанет меняться и установится равновесие между жидкостью и паром. Если бутылка не закрыта крышкой, пары брома улетучатся и равновесие не будет достигнуто.

Рис. 4. Изображено равновесие между жидким бромом, Br ₂ ( l ), темной жидкостью, и парами брома, Br ₂ ( г ), оранжевым газом.Поскольку контейнер герметичен, пары брома не могут улетучиваться и равновесие сохраняется. (кредит: http://images-of-elements.com/bromine.php)

Реакция находится в равновесии, когда количества реагентов или продуктов больше не меняются. Химическое равновесие — это динамический процесс, означающий, что скорость образования продуктов прямой реакции равна скорости, с которой продукты реформируют реагенты обратной реакцией.

Химия: упражнения в конце главы

Что значит назвать реакцию «обратимой»?
Чем отличается обратимая реакция при написании уравнения от необратимой реакции?
Если реакция обратима, когда можно сказать, что она достигла равновесия?
Находится ли система в равновесии, если константы скорости прямой и обратной реакций равны?
Если концентрации продуктов и реагентов равны, находится ли система в равновесии?

Глоссарий

равновесие: в химических реакциях — состояние, при котором превращение реагентов в продукты и превращение продуктов обратно в реагенты происходят одновременно с одинаковой скоростью; состояние баланса

обратимая реакция: химическая реакция, которая может протекать как в прямом, так и в обратном направлении при заданных условиях

Решения

Ответы на упражнения в конце главы по химии

1.Реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

3. Когда система достигла равновесия, никаких дальнейших изменений в концентрациях реагентов и продуктов не происходит; реакции продолжают происходить, но с одинаковой скоростью.

5. Концепция равновесия не предполагает равных концентраций, хотя это возможно.

Обратимые реакции, равновесие и принцип Ле Шателье — Сложный процент

Нажмите для увеличения

Когда вы думаете о химических реакциях, вы можете думать о них как о необратимых, постоянно преобразующих одно вещество в другое.Хотя в некоторых случаях это верно, некоторые химические реакции обратимы, и мы можем взять продукты реакции и превратить их обратно в реагенты. Эти обратимые реакции могут при определенных условиях достигать того, что мы называем «равновесием». Понятие равновесия может быть непростым для понимания, но этот рисунок пытается прояснить его.

Во-первых, давайте выясним, что такое равновесие. Когда у нас есть обратимая реакция, протекающая в замкнутой системе, то есть в системе, в которой никакие вещества не добавляются и не теряются, в начале реакции у нас будут только реагенты.Как только реакция начнется, количества реагентов начнут уменьшаться, а количества продуктов начнут увеличиваться. В необратимой реакции это было бы почти все, но когда реакция обратима, продукты также могут реагировать с образованием реагентов снова.

Через некоторое время обратимая реакция в замкнутой системе может достичь того, что мы называем «динамическим равновесием». Здесь прямая реакция (реагенты реагируют с образованием продуктов) и обратная реакция (продукты, реагирующие с преобразованием реагентов) протекают с одинаковой скоростью.Это означает, что количества реагентов и продуктов остаются постоянными, несмотря на то, что обе реакции все еще продолжаются.

В качестве аналогии для этого полезно подумать о двух мужчинах, один из которых выкапывает землю из ямы, а другой стоит за пределами ямы и сгребает грязь обратно. Если оба работают с одинаковой скоростью, то размер ямы и размер кучи грязи за пределами ямы останется неизменным, несмотря на то, что они оба все еще сгребают грязь туда-сюда.Динамическое равновесие во многом то же самое.

Хотя количества реагентов и продуктов могут быть изначально такими же, как только мы достигаем динамического равновесия, мы можем внести коррективы в условия равновесия, чтобы изменить пропорции реагентов и продуктов в равновесной смеси. Результаты вносимых нами изменений можно определить с помощью так называемого «принципа Ле Шателье».

Принцип Ле Шателье гласит, что когда мы вносим изменения в реакцию при равновесии, равновесие будет реагировать на изменение, которое мы делаем, чтобы попытаться отменить это изменение.Например, если мы увеличим температуру реакции, она отреагирует так, что температура снизится. Если мы увеличим концентрацию реагента, он отреагирует таким образом, что концентрация этого реагента снизится. На первый взгляд это кажется довольно простым. Однако его применение может быть немного сложнее, чем кажется на первый взгляд.

Концентрация

Начнем с обсуждения концентрации. Концентрация — это просто мера того, сколько вещества находится в определенном объеме.Если мы увеличиваем концентрацию определенного вещества в реакции, согласно принципу Ле Шателье, реакция равновесия будет заключаться в попытке уменьшить концентрацию этого вещества.

Допустим, мы увеличиваем концентрацию одного из реагентов; равновесие может снизить его концентрацию, благоприятствуя прямой реакции и производя больше продуктов. Мы иногда называем это равновесием «движение вправо». Конечным результатом увеличения концентрации реагентов будет производство большего количества продуктов в равновесии.

Температура

Изменение температуры также может повлиять на положение равновесия. Если мы увеличим температуру, согласно принципу Ле Шателье, равновесие снизит температуру. Как он это делает и благоприятствует ли он реагентам или продуктам, будет зависеть от реакции.

Химические реакции могут быть экзотермическими (выделение тепла) или эндотермическими (выделение тепла). Если энергия, необходимая для разрыва связей, меньше энергии, выделяющейся при образовании новых связей, реакция будет экзотермической.Если энергия, необходимая для разрыва связей, больше, чем энергия, выделяемая при образовании новых связей, реакция является эндотермической. Для обратимых реакций прямая или обратная реакция будет экзотермической, а другая — эндотермической.

Когда мы повышаем температуру, реакция будет благоприятствовать той, которая является эндотермической, с выделением тепла и понижением температуры. С другой стороны, если мы уменьшим температуру, экзотермическая реакция будет благоприятной, так как это приведет к выделению тепла и повышению температуры.

Давление

Изменение давления реакции с участием газов также может повлиять на положение равновесия. Давление вызывается столкновениями частиц газа со стенками емкости. Отсюда следует, что чем больше количество частиц газа, тем выше будет давление — и это дает нам представление о влиянии изменения давления на положение равновесия.

Если мы увеличим давление, принцип Ле Шателье гласит, что равновесие изменится, чтобы уменьшить давление.Это можно сделать, отдав предпочтение стороне реакции с меньшим количеством молекул газа; на чьей это стороне, конечно, будет зависеть рассматриваемая реакция. И наоборот, если мы уменьшим давление, равновесие будет реагировать на повышение давления и, следовательно, будет благоприятствовать стороне реакции с большим количеством молекул газа.

В качестве предостережения: существует множество реакций, в которых фактически имеется такое же количество газообразных молекул, как показано в сбалансированном уравнении. В этом случае изменение давления не будет иметь никакого эффекта, так как это не повлияет на обе стороны реакции.

Катализаторы

Катализаторы часто используются химиками для увеличения скорости химических реакций. Однако его использование никоим образом не влияет на положение равновесия. Это связано с тем, что он в равной степени ускоряет прямую и обратную реакцию, поэтому в целом ни одна из сторон реакции не пользуется одной из них.

Почему все это имеет значение?

Вас можно простить за то, что вы задаетесь вопросом, почему химики так заинтересованы в том, как изменение условий равновесия повлияет на него, и почему это действительно важно для всех, кто не химик.На самом деле для нехимиков это важнее, чем вы думаете. Процесс Габера, реакция, в которой водород и азот соединяются с образованием аммиака, является примером реакции, в которой используются некоторые химические элементы, которые мы здесь обсуждали. Часть аммиака, производимого в результате этого процесса, используется для производства удобрений, и, по оценкам, это помогает прокормить около 40% населения мира.

Проблема с реакцией в том, что она обратима; поэтому требуется некоторая настройка, чтобы произвести как можно больше аммиака.Во-первых, во время процесса любой азот и водород, которые не вступают в реакцию, рециркулируют до тех пор, пока не вступят в реакцию. Образующийся аммиак также удаляется из реактора, так что равновесие смещается, чтобы произвести больше аммиака. Железный катализатор часто используется для ускорения реакции.

По температуре прямая реакция (азот и водород в аммиак) является экзотермической. Это означает, что рекомендуется использовать низкую температуру. Однако в промышленных масштабах процесс Габера обычно проводят при 400-450 ° C.Это ни в коем случае не низкая температура, так зачем ее использовать? Ну, температура также влияет на скорость реакции, как подробно описано на предыдущем графике здесь — если температура слишком низкая, реакция будет происходить слишком медленно! Поэтому используется так называемая «компромиссная температура», обеспечивающая баланс между достаточно быстрой реакцией и условиями, которые способствуют образованию желаемых продуктов.

Наконец, сбалансированное уравнение реакции показывает, что в левой части уравнения (4) больше молекул газа, чем в правой части (2).

Следовательно, реакции способствует высокое давление, так как это смещает равновесие в сторону с меньшим количеством молекул газа, производя больше аммиака. По этой причине процесс Габера обычно проводится при давлении около 200 атмосфер. Опять же, здесь есть некоторая степень компромисса; более высокое давление приведет к образованию еще большего количества аммиака, но потребует более дорогого оборудования и более дорогостоящего обслуживания.

В заключение стоит отметить, что есть и другие способы рассмотрения того, как изменения влияют на равновесие, путем использования более математических подходов вместо принципа Ле Шателье.Они лучше помогают делать прогнозы, так как позволяют избежать некоторой путаницы, к которой иногда приводит Принцип. Однако, если вы студент в Великобритании, эти методы не появляются до окончания GCSE, поэтому принцип Ле Шателье является Нравится вам это или нет, но до тех пор ваш единственный инструмент для предсказания равновесия!

Понравились эта публикация и изображение? Подумайте о поддержке сложного процента на Patreon и получайте предварительные просмотры предстоящих публикаций и многое другое!

Изображение в этой статье находится под лицензией Creative Commons Attribution-NonCommercial-NoDerivatives 4.0 Международная лицензия. См. Рекомендации по использованию содержания сайта.

Ссылки и дополнительная литература

Сводные примечания к главе 3

Обоснование главы 3

В главе 2 мы увидели, что если бы у нас было r _A как функция от X, [r _A = f (X)], мы могли бы определить размер многих реакторов, а также последовательностей и систем реакторов.

Как мы получаем –r _A = f (X)?

Делаем это в два этапа

1. Часть 1 Закон о норме — Найдите норму как функцию от концентрации,

–r _A = k fn (C _A, C _B…)

2. Часть 2 Стехиометрия — Найдите концентрацию как функцию преобразования

C _A = г (X)

Объедините Часть 1 и Часть 2 , чтобы получить -r _A = f (X)

Темы

Часть 1: Законы о тарифах

Относительная скорость реакции
Модель степенного закона
Константа скорости, k
Элементарные реакции
Законы о неэлементных тарифах
Обратимые реакции

Часть 2: Стехиометрия

Стехиометрический стол для системы дозирования
Стехиометрический стол для проточной системы

Часть 1: Законы о тарифах

Закон скорости описывает поведение реакции.Скорость реакции равна функция температуры (через константу скорости) и концентрации.

Относительная скорость реакции (стр. 90)

вершина

aA + bBcC + dD

Относительные скорости реакции

k — удельная скорость реакции (константа), рассчитывается по формуле Аррениуса. Уравнение:

Сванте Август Аррениус (18591927) (резюме, внутренняя ссылка)

Сванте Август Аррениус (18591927) (подробно, внешняя ссылка)

Где:



Где: E = энергия активации (кал / моль) R = газовая постоянная (кал / моль * K) T = температура (K) A = коэффициент частоты (единицы измерения A и k зависят от общего порядок реакции)

k = Ae ^{-E / RT}

Чем больше энергия активации, тем более чувствительны к температуре k и, следовательно, скорость реакции.

Зачем нужна энергия активации?

(1) молекулам нужна энергия, чтобы исказить или растянуть свои связи, чтобы разорвать их и, таким образом, сформировать новые связи

(2) поскольку реагирующие молекулы сближаются, они должны преодолеть как стерические силы, так и силы электронного отталкивания, чтобы вступить в реакцию

При разработке теории столкновений мы предполагали, что все молекулы имеют одинаковую среднюю энергию. Однако не все молекулы имеют одинаковую энергию, скорее существует распределение энергий, при котором одни молекулы обладают большей энергией, чем другие.Функция отвлечения f (E, T) описывает это распределение энергий молекул. Функция распределения читается вместе с dE

f (E, T) dE = доля молекул с энергией от E до E + dE

Одно такое распределение энергий показано на следующем рисунке.

Увеличивая температуру, мы увеличиваем кинетическую энергию молекул реагентов, которая, в свою очередь, может быть передана во внутреннюю энергию для увеличения растяжения и изгиба связей, заставляя их находиться в активированном состоянии, уязвимом для разрыва связей и реакции.

Мы видим, что с повышением температуры у нас появляется большее количество молекул с энергией E A или больше, и, следовательно, скорость реакции будет больше.

при активации Energy

Общий порядок реакции можно определить в единицах k

C _A	-r _А	Заказ реакции	Закон о ставках	к
(моль / дм ³)	(моль / дм ³ * с)	ноль	-r _A = k	(моль / дм ³ * с)
(моль / дм ³)	(моль / дм ³ * с)	1-й	-r _A = kC _A	с ^-1
(моль / дм ³)	(моль / дм ³ * с)	2-я	-r _A = kC _A ²	(дм ³ / моль * с)

Энергия активации — это мера минимальной энергии a, которую должны иметь реагирующие молекулы, чтобы реакция могла произойти.

Реакция AB + C с образованием A + BC показан выше по координате реакции. Один из способов подумать о реакции координата — это линейное расстояние между молекулой AB при фиксированной линейной расстояние между молекулой AC. В начале реакции расстояние AB малая, а расстояние до BC велико. По мере протекания реакции AC расстояние остается фиксированным, но B удаляется для A и приближается к C, и энергия система увеличивается. В верхней части барьера молекула B находится на равном расстоянии от A и С.Но когда он пересекает барьер, он приближается к C, образуя BC. молекула и только молекула А.

Энергия активации

Следующий фильм был снят студентами класса инженерии химических реакций профессора Алана Лейна в Университете Алабамы в Таскалузе

Молекулярное моделирование 1 (внешняя ссылка) Сверчки Энергии активации Учебник по регрессионному анализу в Excel Учебное пособие по Polymath regression analysis Molecular Simulation 2a (внешняя ссылка) Molecular Simulation 2b (внешняя ссылка)
Для молекулярного моделирования 2 Молекулярное моделирование 3 (внешняя ссылка)

Законы об элементарной ставке (стр.82)

верх

Реакция следует элементарному закону скорости тогда и только тогда, когда (iff) стехиометрический коэффициенты такие же, как индивидуальный порядок реакции каждого вида. Для реакция в предыдущем примере (), закон скорости будет:

, если 2NO + O ₂ 2НО ₂ затем -r _NO = k _NO (C _NO) ² C _O2 если элементарно!

Дополнительные примеры тарифных законов см. В приведенном ниже примере.

Законы о ставках

Законы о неэлементных тарифах

верх

Пример: Если закон скорости неэлементарной реакции

оказывается равным

, то говорят, что реакция имеет 2-й порядок в A, 1-й порядок в B и 3-й порядок. общий.

Обратимый Реакция (стр.88)

верх

Чистая скорость образования любого вида равна скорости его образования в прямая реакция плюс скорость ее образования в обратной реакции:

ставка _нетто = ставка _{форвард} + ставка _{обратная}

При равновесии ставка _нетто 0 и закон скорости должен сводиться к уравнению, которое является термодинамически согласованным с константой равновесия реакции.

Пример: рассмотрим экзотермическую гетерогенную реакцию

При низкой температуре закон скорости исчезновения A имеет вид

При высокой температуре экзотермическая реакция в значительной степени обратима:

Каков соответствующий закон скорости? Посмотрим.

Если скорость образования A для прямой реакции (A + BC) равно

, то нам нужно принять форму закона скорости обратной реакции, которая удовлетворяет условию равновесия.Если принять закон скорости для обратного реакция (CA + B) равно

, тогда:

и:

Удовлетворяет ли этот закон скорости нашему требованию о том, что в состоянии равновесия он должен привести к уравнению, которое термодинамически согласуется с K _P? Посмотрим.

Из приложения C мы знаем, что для реакции при равновесии:

При равновесии r _net 0, так:

Решение для K _P дает:

Условия выполнены.

Закон скорости обратимых реакций Примеры закона о тарифах Молекулярное моделирование 4

Часть 2: Стехиометрия

Мы создадим стехиометрические таблицы , используя A в качестве основы для расчетов. в следующей реакции. Мы будем использовать стехиометрические таблицы, чтобы выразить концентрация как функция конверсии. Совместим C _i = f (X) с соответствующим законом скорости, чтобы получить -r _A = f (X).

Пакетная система Стехиометрическая таблица (стр.101)

верх

Где:

Концентрация — периодическая система:

Партия постоянного объема:

Примечание: если реакция происходит в жидкой фазе или же если газовая фаза реакция происходит в жестком (т.е.г., сталь) реактор периодического действия
Затем


	и т. Д.

, если тогда

Партия постоянного объема

и мы иметь -ra = f (x)

Запись -r _A как функцию от X

Система потока Стехиометрическая таблица (стр.107)

верх

Где:

Концентрация — проточная система:

Система жидкофазного потока:

Поток жидкой фазы

и т. Д.

Если скорость реакции была -r _A = kC _A C _B, тогда у нас было бы

Это дает нам -r _A = f (X).Следовательно, мы можем использовать методы обсуждалось в главе 2, чтобы определить размер большого количества реакторов, либо по отдельности. или последовательно.

Система газофазного потока:

и т. Д.

Опять же, эти уравнения дают нам информацию о -r _A = f (X), который мы можем использовать для определения размеров реакторов.

Например, если реакция в газовой фазе имеет закон скорости

тогда

Поток газовой фазы

Закон о ставках с точки зрения частичного давления

Таблица стехиометрии для преобразования

Окисление нафталина до фтахалевого ангидрида

Вопросы критического мышления при окислении нафталина

Производство азотной кислоты

Выражение закона о каталитической ставке в терминах конверсии

Расчет равновесной конверсии для газофазной реакции
Рассмотрим следующую элементарную реакцию с K _C и = 20 дм ³ / моль и C _A0 = 0.2 моль / дм ³. Чистый А накормил. Рассчитайте равновесное преобразование, X _e, как для реактора периодического действия, так и для проточного реактора.
Решение
В состоянии равновесия
Стехиометрия
Партия
Виды Начальный Изменить Остаток
А N _A0 -N _A0 X N _A = N _A0 (1-X)
B 0 + N _A0 X / 2 N _B = N _A0 X / 2
N _T0 = N _A0 N _T = N _A0 — N _A0 X / 2
Постоянный объем V = V ₀
Решение
Расход
Виды Федеральная резервная система Изменить Остаток
А F _A0 -F _A0 X F _A = F _A0 (1-X)
B 0 + Ф _A0 X / 2 F _B = F _A0 X / 2
F _T0 = F _A0 F _T = F _A0 — F _A0 X / 2
Отзыв

Виды	Начальный	Изменить	Остаток
А	N _A0	-N _A0 X	N _A = N _A0 (1-X)
B	0	+ N _A0 X / 2	N _B = N _A0 X / 2
	N _T0 = N _A0		N _T = N _A0 — N _A0 X / 2

Виды	Федеральная резервная система	Изменить	Остаток
А	F _A0	-F _A0 X	F _A = F _A0 (1-X)
B	0	+ Ф _A0 X / 2	F _B = F _A0 X / 2
	F _T0 = F _A0		F _T = F _A0 — F _A0 X / 2

Старые экзаменационные вопросы

Соответствие C _A по кривым X Что не так с этим решением? Объективная оценка главы 3

Определение энергии активации

^* Все ссылки на главы относятся к 4-му изданию текста Elements of Chemical Reaction Engineering .

вершина

Прямая реакция — обзор

§87. Химическое равновесие

По мере протекания химической реакции количество исходных веществ уменьшается, а продукты реакции накапливаются. В конечном итоге реакция приводит к состоянию, в котором количества всех веществ больше не меняются. Это называется состоянием химического равновесия , частным случаем теплового равновесия.

В химическом равновесии обычно присутствует определенное количество исходных веществ, а также продуктов, образующихся в реакции.Это правда, что во многих случаях это количество очень мало, но это, конечно, не влияет на принцип.

Установление химического равновесия, в котором присутствуют как исходные, так и конечные вещества, происходит по следующей причине. Рассмотрим, например, реакцию между газообразным водородом и йодом с образованием иодистого водорода:

h3 + I2 = 2HI.

Помимо образования HI из H ₂ и I ₂, в смеси этих трех веществ обязательно будет происходить обратный процесс диссоциации HI на водород и йод: прямая реакция всегда сопровождается обратная реакция.По мере увеличения количества HI и уменьшения количества H ₂ и I ₂ прямая реакция, очевидно, будет медленнее, а обратная реакция — быстрее, и, наконец, достигается точка, при которой скорости двух реакций становятся равными, с таким же количеством новых молекул HI, образовавшихся в результате диссоциации за одно и то же время. После этого количества всех веществ остаются неизменными.

Таким образом, химическое равновесие (и фактически другие типы теплового равновесия) динамично в молекулярном масштабе; на самом деле реакции не прекращаются, но прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью и, следовательно, не производят общего эффекта.

Очевидно, что, если реакция в приведенном выше примере начинается со смеси водорода и йода, относительные количества всех трех веществ в равновесном состоянии будут такими же, как и в реакции, которая начинается с разложения чистого HI. . Положение химического равновесия не зависит от того, с какой стороны к нему подойти.

Более того, химическое равновесие также не зависит от условий, в которых протекает реакция, или от промежуточных стадий, через которые она проходит.Положение равновесия зависит только от состояния веществ в равновесии, то есть от температуры и давления равновесной смеси.

При изменении температуры изменяется положение химического равновесия. Направление этого сдвига полностью зависит от теплоты реакции, что легко увидеть с помощью принципа Ле Шателье. Рассмотрим экзотермическую реакцию, такую как образование аммиака из азота и водорода (N ₂ + 3H ₂ = 2NH ₃), и предположим, что реакция уже достигла состояния равновесия.Если теперь равновесная смесь нагревается, в ней должны происходить процессы, которые стремятся ее охладить: определенное количество аммиака должно разлагаться, и тепло, таким образом, поглощается. Это означает, что химическое равновесие смещается в сторону уменьшения количества аммиака.

Таким образом, «выход» экзотермических реакций уменьшается при повышении температуры; с другой стороны, в эндотермических реакциях выход увеличивается с повышением температуры.

Точно так же зависимость положения равновесия от давления связана с изменением объема, сопровождающим реакцию (при постоянном давлении).Повышение давления снижает выход реакций, в которых объем реакционной смеси увеличивается, и повышает выход реакций, в которых объем уменьшается. Последний случай имеет место, например, в реакции образования газообразного аммиака: поскольку количество образующихся молекул NH ₃ меньше, чем количество реагирующих молекул N ₂ и H ₂, объем газа смесь уменьшается в реакции.

Что такое химическое равновесие? | Химическое равновесие

В этой главе учащиеся подробно исследуют концепцию химического равновесия.Перед тем, как начать эту главу, важно, чтобы учащиеся имели полное представление о скорости реакций и химической кинетике, как описано в главе 7. В 11 классе было рассмотрено определение равновесия в физике, важно, чтобы учащиеся понимали разницу между этим. и динамическое химическое равновесие.

В этой главе рассматриваются следующие темы.

Что означает термин химическое равновесие
В этом разделе учащиеся познакомятся с концепцией химического равновесия, включая повседневные примеры.Это введение охватывает концепции открытых и закрытых систем, а также тот факт, что реакции не могут достичь равновесия в открытой системе. Реакции химического равновесия требуют обратимых реакций, которые могут образовывать динамическое равновесие, эти концепции также рассматриваются здесь.
Константа равновесия
Константа равновесия используется для определения того, являются ли реагенты или продукты предпочтительными в реакции при химическом равновесии.Помимо введения значения значений \ (\ text {K} _ {\ text {c}} \), в этом разделе от учащихся потребуется вычислить константы равновесия на основе известных концентраций, а также вычислить концентрации реагентов и продуктов. . Для этого они должны использовать RICE-стол. Акроним облегчает учащимся запоминание необходимой информации, а таблица помогает им систематизировать имеющуюся информацию и увидеть, какая информация им еще нужна.
Важно, чтобы учащиеся имели полное представление о константах равновесия, прежде чем они начнут изучать главу 9.
Принцип Ле Шателье
Концепция понимания того, как на реакцию будет влиять внешний стресс, без фактического проведения эксперимента, довольно абстрактна, и учащиеся часто борются с ней. Было бы неплохо привести множество примеров с разными реакциями, чтобы убедиться, что они понимают концепции, прежде чем вы переходите к более продвинутой интерпретации графиков. Процесс Хабера можно использовать в качестве примера, чтобы убедиться, что они понимают концепции, прежде чем переходить к этому разделу.

Неофициальная оценка в этой главе требует использования концентрированной соляной кислоты. Учащиеся должны быть должным образом проинструктированы о правильном использовании защитного снаряжения, включая защитные очки, перчатки и защитную одежду. Им также следует напомнить, что нельзя вдыхать химические вещества, поскольку их пары также могут быть опасными. Дополнительная информация о лабораторных процедурах, а также о мерах предосторожности представлена в главе 1 (Научные навыки). Начальный раствор при комнатной температуре должен быть фиолетовым.При нагревании раствор должен стать темно-синим, а при охлаждении — розовым или красным.

Системы в равновесии уравновешены. Например, если вы бежите на беговой дорожке, вы находитесь в постоянном движении. Однако вы не двигаетесь ни вперед, ни назад. По мере того, как вы бежите вперед, беговая дорожка перемещает вас назад. Вы находитесь в равновесии с беговой дорожкой.

Таким же образом химические реакции могут быть в равновесии (продукты и реагенты производятся с одинаковой скоростью).Мы начнем с более подробного изучения химического равновесия. Будут рассмотрены способы измерения равновесия и факторы, влияющие на равновесие.

8.1 Что такое химическое равновесие? (ESCND)

Чтобы определить химическое равновесие, нам нужно задать несколько важных вопросов о реакциях:

Всегда ли реакция протекает полным ходом, так что все реагенты израсходованы?
- Когда все реагенты в реакции израсходованы, говорят, что реакция завершилась .Однако в некоторых реакциях используются не все реагенты. \ (\ color {red} {\ textbf {Не все реакции проходят до завершения}} \).
Всегда ли реакция протекает в одном направлении или ее можно обратить? Другими словами, всегда ли в реакции протекает реагентов \ (\ to \) продуктов , или возможно, что реакция обратится и пойдет продуктов \ (\ to \) реагентов ?
- Реакции, которые идут до завершения: необратимые .Однако в некоторых реакциях реагенты образуют продукты (в \ (\ color {red} {\ textbf {forward response}} \)), и продукты могут снова превратиться в реагенты (в \ (\ color {red} { \ textbf {обратная реакция}} \)).
Может ли реакция достичь точки, в которой реагенты все еще присутствуют, но, кажется, не происходит никаких дальнейших изменений в реакции?
- Во всех реакциях по мере уменьшения количества реагента в реакции продукт образуется медленнее.В обратимой реакции, когда количество продукта увеличивается, реагент образуется быстрее. В конце концов, скорость прямой реакции (реагенты \ (\ к \) продукты) равна скорости обратной реакции (продукты \ (\ to \) реагенты).
  На данный момент есть \ (\ color {red} {\ textbf {все еще присутствуют реагенты}} \), но не появляется , чтобы иметь место какие-либо дальнейшие изменения. Реакция протекает в \ (\ color {blue} {\ textbf {chemical}} \) \ (\ color {blue} {\ textbf {equilibrium}} \).

Химическое равновесие — это состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Пока реакция находится в равновесии, концентрация реагентов и продуктов постоянна.

Химическое равновесие: Реакция находится в химическом равновесии, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной.

Есть много примеров химического равновесия вокруг вас.Одним из примеров является бутылка газированного холодного напитка. В бутылке растворенный в жидкости углекислый газ (\ (\ text {CO} _ {2} \)). Также есть \ (\ text {CO} _ {2} \) газ в пространстве между жидкостью и крышкой. Существует постоянное движение \ (\ text {CO} _ {2} \) из жидкой фазы в газовую и из газовой фазы в жидкость. Однако, если вы посмотрите на бутылку, не увидите никаких изменений. Система находится в равновесии.

\ (\ text {CO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {H} _ {2} \ text {O} (\ text {l}) \) \ (\ rightleftharpoons \) \ (\ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} (\ text {aq}) \)

Без химического равновесия жизнь, которую мы знаем, была бы невозможна.Другой пример равновесия в нашей повседневной жизни происходит внутри самого нашего тела. Гемоглобин — это макромолекула, которая переносит кислород по нашему телу. Без этого мы бы не выжили. Гемоглобин должен не только поглощать оксген, но и высвобождать его, и это достигается за счет изменения химического равновесия этой реакции в разных частях нашего тела.

гемоглобин (водный) + \ (4 \ text {O} _ {2} (\ text {g}) \) \ (\ rightleftharpoons \) гемоглобин (\ (\ text {O} _ {2}) _ {4 } \) (водн.)

Гемоглобин внутри красных кровяных телец в легких связывается с кислородом.Этот оксигемоглобин перемещается с эритроцитами через кровоток к клеткам по всему телу.

Это видео — хорошая демонстрация того, как реакция со временем достигает равновесия.

Открытые и закрытые системы (ESCNF)

Студентам важно понять в этом эксперименте, что существует постоянное движение. Молекулы на поверхности воды в закрытом стакане постоянно испаряются, а молекулы газа постоянно конденсируются.Уровень жидкости не изменяется, а общее количество молекул в жидкости и состояние газа остаются постоянными.

Обратите внимание на то, что уровень воды в запечатанном контейнере также сначала падает, а затем остается постоянным. Эта концепция поможет учащимся понять, как скорость прямой реакции снижается до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие.

Равновесие газожидкостной фазы

Аппарат

2 стакана, стеклянная крышка
вода

Метод

Наполните до половины два стакана водой и отметьте уровень воды в каждом случае.
Накройте один из стаканов стеклянной крышкой.
Оставьте стаканы и в течение дня или двух понаблюдайте за изменением уровня воды в двух стаканах. Что ты заметил? Примечание. Вы можете ускорить эту демонстрацию, поместив два стакана над горелкой Бунзена или под прямыми солнечными лучами, чтобы нагреть воду.

Наблюдения

Вы должны заметить, что в открытом стакане уровень воды падает быстрее, чем в закрытом стакане.Это из-за испарения. В закрытом стакане уровень воды сначала падает, но через некоторое время испарение прекращается, и уровень воды в этом стакане выше, чем в открытом.

Обсуждение

В первом стакане жидкая вода превращается в водяной пар в результате испарения, и уровень воды падает. Небольшое количество молекул газа снова конденсируется, но поскольку молекулы газа могут покинуть систему, конденсация происходит намного меньше, чем испарения.

Во втором стакане также происходит испарение. Однако в этом случае пар соприкасается с поверхностью стеклянной крышки, охлаждается и конденсируется, снова образуя жидкую воду. Эта вода возвращается в стакан. Как только начнется конденсация, скорость падения уровня воды начнет уменьшаться. В какой-то момент скорость испарения будет равна скорости конденсации, и уровень воды в стакане не изменится. Это можно представить следующим образом:

\ (\ text {жидкость} \ rightleftharpoons \ text {steam} \)

В этом примере реакция (в данном случае изменение фазы воды) может протекать в любом направлении.В прямом направлении происходит переход фазы от жидкости к газу, который здесь представлен в виде водяного пара. Обратное изменение также может иметь место, когда пар конденсируется, снова образуя жидкость.

Испарение — это когда вещество переходит из жидкой фазы в газовую (испаряется). Конденсация — это когда вещество переходит из газовой фазы в жидкую (оно конденсируется).

Бутылка содержит водяной пар (газ), и капли воды конденсируются на стенках бутылки.

Открытая система — это система, в которой материя или энергия могут поступать в систему или из нее. В демонстрации сжиженного газа, которую мы использовали, первый стакан был примером открытой системы, потому что стакан можно было нагревать или охлаждать (изменение энергии на ), а водяной пар (вещество ) мог испаряться из стакана. .

Открытая система: Открытая система — это система, границы которой позволяют перемещаться энергии и материи в систему и из нее.

Замкнутая система — это система, в которую энергия может входить или уходить, а материя — нет. Второй стакан со стеклянной крышкой — пример закрытой системы. Стакан по-прежнему можно нагревать или охлаждать, но водяной пар не может покидать систему, потому что стеклянная крышка является барьером. Конденсация превращает пар в жидкость и возвращает его в стакан. Другими словами, в системе нет потерь вещества.

Обычно некоторые молекулы на поверхности жидкостей и твердых тел переходят в газовую фазу.Это означает, что материя уходит из системы. Однако это настолько малая часть от общего объема жидкости или твердого вещества, что реакция с участием только твердых веществ или жидкостей может считаться закрытой системой.

Полезно упростить ситуации в науке, разделив мир на систему , которую мы изучаем, и окружающую среду, которая может влиять на реакцию, но не является ее частью.

Замкнутая система: Замкнутая система — это система, в которой только энергия может входить и выходить из системы.Материя не может быть получена системой или потеряна из системы.

В закрытой системе реакции могут быть обратимыми, как в демонстрации выше. В закрытой системе также возможно достижение химической реакцией равновесия .

Обратимые реакции (ESCNG)

Некоторые реакции могут протекать в двух направлениях. В одном направлении реагенты объединяются, образуя продукты. Это называется \ (\ color {orange} {\ text {forward response}} \) .В другом направлении продукты снова вступают в реакцию с образованием реагентов. Это называется \ (\ color {purple} {\ text {reverse response}} \) . Специальная двусторонняя стрелка (\ (\ leftrightharpoons \)) используется для отображения этого типа \ (\ color {blue} {\ text {reversible response}} \) :

\ (\ text {XY} + \ text {Z} \) \ (\ leftrightharpoons \) \ (\ text {X} + \ text {YZ} \)

Обратимая реакция: Обратимая реакция — это химическая реакция, которая может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.Другими словами, реагенты и продукты реакции могут меняться ролями.

Помните, что \ (\ to \) подразумевает, что A переходит в B и не может снова стать A. \ (\ rightleftharpoons \) означает, что реакция обратима. A может перейти к B, а B может перейти к A.

Итак, в следующей обратимой реакции:

\ [\ overset {{\ color {оранжевый} {\ textbf {forward} \ longrightarrow}}} {\ text {H} _ {2} \ text {(g)} + \ text {I} _ {2} \ text {(g)}} {\ color {blue} {\ leftrightharpoons}} \ underset {\ color {purple} {\ longleftarrow \ textbf {reverse}}} {2 \ text {HI (g)}} \]

\ (\ color {оранжевый} {{\ text {H}} _ {2} {\ text {(g)}} + {\ text {I}} _ {2} {\ text {(g)}} \ to {\ text {2HI (g)}}} \) — это реакция \ (\ color {orange} {\ text {forward}} \) .

Прямая реакция всегда берется из данного уравнения и записывается: слева до справа .

\ (\ color {purple} {{\ text {2HI (g)}} \ to {\ text {H}} _ {2} {\ text {(g)}} + {\ text {I}} _ {2} {\ text {(g)}}} \) — это реакция \ (\ color {purple} {\ text {reverse}} \) .

Обратная реакция всегда берется из данного уравнения и записывается: справа до слева .

Siyavula Practice дает вам доступ к неограниченному количеству вопросов с ответами, которые помогут вам учиться.Тренируйтесь где угодно, когда угодно и на любом устройстве!

Зарегистрируйтесь сейчас

Химическое равновесие

Упражнение 8.1

Кастрюля с водой (без крышки), нагретая до \ (\ text {80} \) \ (\ text {° C} \)
Кастрюля с водой (с крышкой), нагретая до \ (\ text {80} \) \ (\ text {° C} \)

Вода нагревается, поэтому вода присутствует в жидкой и газовой фазах. Водяной пар может покинуть кастрюлю (систему), если нет крышки.

ii) Закрытый горшок с водой (с крышкой), нагретый до \ (\ text {80} \) \ (\ text {° C} \)

\ (\ text {NaCl} (\ text {aq}) + \ text {AgNO} _ {3} (\ text {aq}) \) \ (\ to \) \ (\ text {NaNO} _ {3 } (\ text {aq}) + \ text {AlCl} (\ text {s}) \)
в открытом контейнере.
\ (2 \ text {CO} (\ text {g}) + \ text {MoO} _ {2} (\ text {s}) \) \ (\ to \) \ (2 \ text {CO} _ {2} (\ text {g}) + \ text {Mo} (\ text {s}) \)
в открытом контейнере.

Предположим, что ни один из твердых или жидких реагентов или продуктов не переходит в газовую фазу.

i) \ (\ text {NaCl} (\ text {aq}) + \ text {AgNO} _ {3} (\ text {aq}) \) \ (\ to \) \ (\ text {NaNO} _ {3} (\ text {aq}) + \ text {AlCl} (\ text {s}) \)

Запишите прямую реакцию

\ (\ text {A} + \ text {B} \) \ (\ rightarrow \) \ (\ text {C} + \ text {D} \)

Запишите обратную реакцию

\ (\ text {C} + \ text {D} \) \ (\ rightarrow \) \ (\ text {A} + \ text {B} \)

Такая реакция называется……. (введите недостающее слово)

Считается, что эта реакция обратима

Динамическое равновесие (ESCNH)

Мы будем использовать ту же обратимую реакцию, что и в предыдущем примере:

\ (\ color {blue} {\ text {H} _ {2} {\ text {(g)}} + {\ text {I}} _ {2} {\ text {(g)}} \ rightleftharpoons {\ text {2HI (g)}}} \)

Реакция \ (\ color {оранжевый} {\ text {forward}} \): \ (\ color {orange} {\ text {H} _ {2} {\ text {(g)}} + {\ текст {I}} _ {2} {\ text {(g)}} \ to {\ text {2HI (g)}}} \)

Реакция \ (\ color {purple} {\ text {reverse}} \): \ (\ color {purple} {\ text {2HI (g)} \ to {\ text {H}} _ {2} {\ text {(g)}} + {\ text {I}} _ {2} {\ text {(g)}}} \)

Когда скорость прямой реакции и скорость обратной реакции равны, говорят, что система находится в \ (\ color {blue} {\ text {equilibrium}} \) .Рисунок 8.1 показывает это. Первоначально (time = \ (\ text {0} \)) скорость \ (\ color {orange} {\ text {forward response}} \) высокая (быстро). Со временем скорость \ (\ color {orange} {\ text {прямой реакции уменьшается}} \). По мере того, как реакция приближается к равновесию, скорость уменьшения выравнивается, пока скорость прямой реакции не станет постоянной.

Изначально скорость \ (\ color {purple} {\ text {reverse response}} \) низкая (медленная). По мере того, как реакция продолжается со временем, скорость \ (\ color {purple} {\ text {обратной реакции увеличивается}} \).По мере того, как реакция прогрессирует, скорость нарастания выравнивается до тех пор, пока обратная реакция не станет постоянной.

В этот момент скорости прямой и обратной реакции равны, и это называется \ (\ color {blue} {\ textbf {equilibrium}} \).

Рисунок 8.1: Изменение скорости реакций \ (\ color {orange} {\ text {forward}} \) и \ (\ color {purple} {\ text {reverse}} \) в закрытой системе.

Хотя не всегда можно наблюдать какие-либо макроскопические изменения, это не означает, что реакция остановилась.Прямые и обратные реакции продолжаются, и поэтому в системе все еще происходят микроскопические изменения. Это состояние называется динамическим равновесием .

Динамическое равновесие: Существует динамическое равновесие в обратимой реакции, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Количество реагентов и продуктов остается постоянным.

В демонстрации фазового равновесия жидкость-газ динамическое равновесие было достигнуто, когда не было заметного изменения уровня воды во втором стакане, хотя испарение и конденсация продолжались.

Для получения дополнительной информации о динамическом равновесии посмотрите это видео:

Обратимые химические реакции: определение и примеры — стенограмма видео и урока

Примеры обратимых химических реакций

Важным примером обратимой реакции является так называемый процесс Хабера . Здесь азот и водород взаимодействуют вместе с образованием газообразного аммиака. Химическая реакция процесса выглядит так:

Химическое уравнение процесса Габера

Это важно потому, что аммиак очень полезен.Мы используем его для создания удобрений, бытовых чистящих средств, нейлона, азотной кислоты и взрывчатых веществ. Процесс Габера происходит только при высоких температурах, высоких давлениях и когда железо присутствует в качестве катализатора. Поскольку это обратимый процесс, всегда будут оставаться азот и водород. Это отчасти объясняет важность правильных условий. Это позволяет производить как можно больше аммиака.

Пришло время для другого примера: знаете ли вы, что химические реакции происходят и внутри тела? Внутри вашего тела происходит важная обратимая реакция, которая необходима для самого вашего существования.Когда вы вдыхаете воздух, ваше тело получает кислород, который необходим вам для усвоения пищи, которую вы едите, и для получения энергии. Этот кислород должен попасть в каждую клетку вашего тела. Это происходит так, что кислород улавливается белком, называемым гемоглобином, который находится в вашей крови, а затем переносится во все части тела. Присоединение кислорода к гемоглобину — обратимая химическая реакция. Если бы это было не так, кислород никогда бы не был выгружен, когда достигнет ваших клеток, и был бы совершенно бесполезен для вас.Итак, обратимые реакции действительно важны не только для нашего понимания Вселенной, но и для существования самой человеческой и животной жизни.

Краткое содержание урока

A химическая реакция — это когда одно химическое вещество или набор химикатов превращается в другое. Обратимая химическая реакция — это реакция, которая может идти в обоих направлениях; реагенты могут превращаться в продукты, а продукты могут снова превращаться в реагенты. Это продолжается до тех пор, пока не будет достигнуто равновесие , при котором оба процесса протекают с одинаковой скоростью, а количество реагентов и продуктов остается неизменным.

Химическая реакция. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Типы реакций в химии

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

1) Реакцию, уравнение которой, химия

Урок 5. классификация химических реакций — Химия — 11 класс

Тест — Скорость химических реакций.Химическое равновесие | Тест по химии (11 класс) на тему:

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие

Обратимая реакция | Химия для неосновных

Цели обучения

Обратимые реакции

Сводка

Практика

Обзор

Глоссарий

13.1 Химическое равновесие — Химия

Цели обучения

Равновесие и безалкогольные напитки

Химия: упражнения в конце главы

Глоссарий

Решения

Обратимые реакции, равновесие и принцип Ле Шателье — Сложный процент

Сводные примечания к главе 3

Обоснование главы 3

Темы

Часть 1: Законы о тарифах

Часть 2: Стехиометрия

Прямая реакция — обзор

§87. Химическое равновесие

Что такое химическое равновесие? | Химическое равновесие

8.1 Что такое химическое равновесие? (ESCND)

Открытые и закрытые системы (ESCNF)

Равновесие газожидкостной фазы

Аппарат

Метод

Наблюдения

Обсуждение

Обратимые реакции (ESCNG)

Химическое равновесие

Динамическое равновесие (ESCNH)

Обратимые химические реакции: определение и примеры — стенограмма видео и урока

Примеры обратимых химических реакций

Краткое содержание урока

Добавить комментарий Отменить ответ