- •Лидин р.А. Химия. Полный справочник для подготовки к егэ
- •Содержание
- •Предисловие
- •1. Распространенные элементы. Строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали
- •Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.
- •В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.
- •В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.
- •Примеры заданий части а
- •4) Фосфор
- •2. Периодический закон. Периодическая система. Электроотрицательность. Степени окисления
- •Свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера.
- •Примеры заданий частей а, в
- •3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ
- •Примеры заданий части а
- •4. Классификация и взаимосвязь неорганических веществ
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •4) Хром
- •5. Металлы главных подгрупп I–III групп
- •5.1. Натрий
- •5.2. Калий
- •5.3. Кальций
- •5.4. Жёсткость воды
- •5.5. Алюминий
- •Примеры заданий части а
- •2) Кальций
- •6. Переходные металлы 4‑го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
- •6.1. Хром
- •6.2. Марганец
- •6.3. Железо
- •Доменный процесс производства чугуна
- •Производство стали
- •6.4. Общие свойства металлов. Коррозия
- •Примеры заданий части a
- •4) Железо
- •7. Неметаллы главных подгрупп IV–VII групп
- •7.1. Водород
- •7.2. Галогены
- •7.2.1. Хлор. Хлороводород
- •7.2.2. Хлориды
- •7.2.3. Гипохлориты. Хлораты
- •7.2.4. Бромиды. Иодиды
- •7.3. Халькогены
- •7.3.1. Кислород
- •7.3.2. Сера. Сероводород. Сульфиды
- •7.3.3. Диоксид серы. Сульфиты
- •7.3.4. Серная кислота. Сульфаты
- •7.4. Неметаллы va‑группы
- •7.4.1. Азот. Аммиак
- •7.4.2. Оксиды азота. Азотная кислота
- •7.4.3. Нитриты. Нитраты
- •7.4.4. Фосфор
- •7.5. Неметаллы iva‑группы
- •7.5.1. Углерод в свободном виде
- •7.5.2. Оксиды углерода
- •7.5.3. Карбонаты
- •7.5.4. Кремний
- •Примеры заданий части а
- •1) Водород
- •8. Теория строения, многообразие, классификация и номенклатура органических соединений. Типы химических реакций
- •Примеры заданий частей а, в
- •9. Углеводороды. Гомология и изомерия. Химические свойства и способы получения
- •9.1. Алканы. Циклоалканы
- •3), Формула совпадает с таковой для алкенов. Важнейшие циклоалканы:
- •9.2. Алкены. Алкадиены
- •9.3. Алкины
- •9.4. Арены
- •Примеры заданий частей а, в
- •4. Алкины
- •6. Арены
- •10. Кислородсодержащие органические соединения
- •10.1. Спирты. Простые эфиры. Фенолы
- •10.2. Альдегиды и кетоны
- •10.3. Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры
- •10.4. Углеводы
- •Примеры заданий частей а, в
- •1) Кислород
- •11. Азотсодержащие органические соединения
- •11.1. Нитросоединения. Амины
- •11.2. Аминокислоты. Белки
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •12. Химические реакции. Скорость, энергетика и обратимость
- •12.1. Скорость реакций
- •Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов
- •12.2. Энергетика реакций
- •12.3. Обратимость реакций
- •При воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.
- •Примеры заданий части а
- •13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей
- •13.1. Растворимость веществ в воде
- •13.2. Электролитическая диссоциация
- •13.3. Диссоциация воды. Среда растворов
- •13.4. Реакции ионного обмена
- •13.5. Гидролиз солей
- •Примеры заданий частей а, в
- •14. Окислительно‑восстановительные реакции. Электролиз
- •14.1. Окислители и восстановители
- •14.2. Подбор коэффициентов методом электронного баланса
- •14.3. Ряд напряжений металлов
- •14.4. Электролиз расплава и раствора
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •15. Решение расчетных задач
- •15.1. Массовая доля растворенного вещества. Разбавление, концентрирование и смешивание растворов
- •Примеры решения задач
- •Задания для самостоятельного решения части в
- •15.2. Объемное отношение газов
- •Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения части а
- •15.3. Масса вещества (объем газа) по известному количеству другого реагента (продукта) Примеры решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения части в
- •15.4. Тепловой эффект реакции Пример решения задачи части в
- •Задания для самостоятельного решения части а
- •15.5. Масса (объем, количество вещества) продукта по реагенту в избытке или с примесями
- •Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения частей в, с
- •15.6. Масса (объем, количество вещества) продукта по реагенту с известной массовой долей в растворе Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения частей в, с
- •15.7. Нахождение молекулярной формулы органического соединения
- •Примеры решения задач
- •Задания для самостоятельного решения части с
- •Раздел 15
12.3. Обратимость реакций
Химическая реакция называется обратимой, если в данных условиях протекает не только прямая реакция (→), но также и обратная реакция т. е. из исходных веществ образуются продукты и одновременно из продуктов получаются реагенты:
Обратимые реакции не доходят до конца. Концентрации реагентов уменьшаются, что приводит к уменьшению скорости прямой реакции
. Скорость же обратной реакции
постоянно возрастает, поскольку увеличиваются концентрации продуктов.
Когда скорости прямой и обратной реакций станут одинаковыми (
=
), наступит состояние химического равновесия, при котором не происходит дальнейшего изменения концентраций реагентов и продуктов.
В состоянии равновесия концентрации реагентов и продуктов постоянны, их называют равновесными концентрациями и обозначают [А], [В], [D] и [Е], в отличие от концентраций сА, св, cD и сЕ в любой другой момент времени. Установлено, что:
В состоянии равновесия произведение концентраций продуктов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, деленное на такое же произведение концентраций реагентов, есть величина постоянная при T = const.
Такое соотношение обозначают Кс и называют константой равновесия данной реакции:
Это выражение носит название равновесный закон действующих масс (К. Гулльберг, П. Воге, 1867).
Значение Кс характеризует состояние равновесия в данной реакции и определяется соотношением концентраций, т. е. величина Кс не зависит от каждой в отдельности равновесной концентрации – [А], [В], [D] или [Е].
Химическое равновесие не означает, что наступило состояние покоя. Прямая и обратная реакции протекают и в состоянии равновесия, но с одинаковой скоростью. Поэтому оно называется подвижным (динамическим) равновесием.
Подвижное химическое равновесие можно нарушить, оказывая на систему внешнее воздействие и тем самым изменяя условия протекания реакции – температуру, давление, концентрацию. При любом нарушении (сдвиге) химического равновесия система перейдет (сместится) в другое состояние равновесия.
Влияние условий на смещение химического равновесия определяется принципом, который установлен французским ученым A.‑Л. Ле‑Шателье (1884).
Современная формулировка принципа смещения равновесия, называемого принципом Ле‑Шателье:
При воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.
Рассмотрим подробнее влияние таких факторов, как температура, давление, концентрация, на смещение равновесия.
1. Температура. Повышение температуры смещает равновесие обратимой реакции в сторону процесса, идущего с поглощением теплоты (эндотермическое направление), а понижение температуры – в сторону процесса, идущего с выделением теплоты (экзотермическое направление).
Для экзотермической реакции:
Для эндотермической реакции:
Значение Кс обязательно изменится при повышении и понижении температуры, так как значения констант скорости k прямой (→) и обратной (←) реакций по‑разному зависят от температуры, ведь это реакции между разными реагентами (соответственно А и В или D и Е). Следовательно, константа равновесия – функция температуры:
Kc = ƒ(t)
Примеры:
а) повышение температуры (нагревание):
б) понижение температуры (охлаждение):
2. Давление. Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно вещество находится в газообразном состоянии (твердые и жидкие вещества не учитываются, так как их собственный объем весьма мал по сравнению с объемом газов и паров).
Увеличение давления в обратимой реакции смещает равновесие с сторону процесса, идущего с уменьшением количества газообразных веществ, т. е. с уменьшением объема, а уменьшение давления – в сторону увеличения количества газообразных веществ, т. е. с увеличением объема:
а)
б)
При Σnреаг = Σnпрод изменение не вызовет смещения равновесия.
Примеры гомогенных реакций:
а) увеличение давления (сжатие):
б) уменьшение давления (расширение):
Примеры гетерогенных реакций (коэффициенты перед формулами конденсированных веществ не учитываются):
а) увеличение давления (сжатие):
б) уменьшение давления (расширение):
В реакциях с равными количествами газообразных реагентов и продуктов (здесь 2 = 2 в обоих примерах):
сдвиг равновесия наблюдаться не будет.
3. Концентрация. При увеличении концентрации одного из газообразных веществ (реагента или продукта), находящегося в равновесной системе, равновесие смещается в сторону расхода данного вещества. При уменьшении концентрации этого вещества равновесие смещается в сторону образования данного вещества. Изменение содержания твердых и жидких веществ не влияет на состояние равновесия.
Для некоторой реакции:
Смещение равновесия вправо можно было вызвать добавлением избытка реагента А (вместо В), а смещение влево возможно только избытком продукта D (другой продукт – твердое вещество).
Этот вывод следует непосредственно из равновесного закона действующих масс:
При добавлении в систему газа D равновесие сместится влево т. е. при протекании обратной реакции так увеличится содержание газов А и В, что соотношение концентраций останется постоянным и равным Кс. Отметим еще раз, что добавление конденсированного вещества (здесь твердого Е) не повлияет на состояние равновесия (сдвиг равновесия добавлением Е невозможен).
Примеры:
а) при добавлении аммиака равновесие сместится вправо:
б) при добавлении водорода равновесие сместится влево: