Обратимые и необратимые реакции

переподготовка работников образования.

Авторская работа

Тема: “Обратимые и необратимые реакции.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.

Слушатель группы Х – 1

учитель химии МОУ СОШ №6

г. Димитровграда

Ульяновской области

Лепихова Татьяна Васильевна.

Научный руководитель:

Заведующий кафедрой

естествознания

Ахметов Марат Анварович

Обратимые и необратимые химические реакции.

Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье.

2) Обобщение и конкретизация знаний о закономерностях химических реакций, формирование умений и навыков определять, объяснять особенности и, вытекающие из них условия, необходимые для протекания той или иной реакции. 3) Расширить и углубить знания о многообразии химических процессов, научить учащихся сравнивать, анализировать, объяснять, делать выводы и обобщения. 4) Рассмотреть этот раздел химической науки как важнейший в прикладном аспекте и рассмотреть представления о химическом равновесии-как частном случае единого закона природного равновесия, стремления к компенсации, устойчивости равновесия в единстве с основной формой существования материи, движении, динамики.

1. 
   Рассмотреть тему: “Обратимые и необратимые реакции” на конкретных примерах, используя предшествующие представления о скорости химических реакций.
   
2. 
   Продолжить изучение особенностей обратимых химических реакций и формирование представлений о химическом равновесии как динамичном состоянии реагирующей системы.
   
3. 
   Изучить принципы смещения химического равновесия и научить учащихся определять условия смещения химического равновесия.
   
4. 
   Дать представления учащимся о значении данной темы не только для химического производства, но и для нормального функционирования живого организма и природы в целом.
   

Введение

В природе, в организмах живых существ, в процессе физиологической деятельности человека, в его действиях по созданию условий различного уровня: бытовых, оборонных, производственных, технических, экологических и других-происходят или осуществляются тысячи, миллионы совершенно разных реакций, которые можно рассматривать с разных точек зрения и классификаций. Мы рассмотрим химические реакции с точки зрения обратимости и необратимости их.

Трудно переоценить значение этих понятий: сколько существует человек-человек думающий, столько же и бьётся человеческая мысль об обратимости и необратимости процессов, происхожящих в его организме, вечная проблема о продлении жизни человека, проблема о необратимости последствий его жизнедеятельности, бездумного отношения к природе.

Я хочу рассмотеть понятие обратимости и необратимости химических реакций, понятие о химическом равновесии и условиях его сдвига в “полезном” направлении. Представить теоретическую основу с последующей проверкой, самопроверкой знаний по этой теме, используя тестирования различной типологии. Предпологаю, что “пройдя путь” от простых к более сложным заданиям, учащиеся будут иметь чёткие, хорошие знания не только по этой теме, но и углубят знания по химии.

Химические реакции-это явления, при которых одно (или одни) вещества превращаются в другие, доказательством этого являются видимые и невидимые изменения. Видимые: изменени цвета, запаха, вкуса, выпадение осадка, изменение окраски индикатора, поглощение и выделение тепла. Невидимые: изменение состава вещества, которое можно определить с помощью качественных и аналитческих реакций. Все эти реакции можно подразделить на два типа: обратимые и необратимые реакции.

Примером такой реакции может служить разложение хлората калия (бертолетовой соли) при нагревании:

2KClO ₃ = 2KCl + 3O ₂ ↑

Реакция прекратится тогда, когда весь хлорат калия превратится в хлорид калия и кислород. Необратимых реакций не так много.

Если слить растворы кислоты и щелочи, образуется соль и вода, например,

HCl + NaOH = NaCl + H₂O, и если вещества были взяты в нужных пропорциях, раствор имеет нейтральную реакцию и в нем не остается даже следов соляной кислоты и гидроксида натрия. Если попытаться провести реакцию в растворе между образовавшимися веществами – хлоридом натрия и водой, то никаких изменений не обнаружится. В подобных случаях говорят, что реакция кислоты со щелочью необратима, т.е. обратная реакция не идет. Практически необратимы при комнатной температуре очень многие реакции, например,

H₂ + Cl₂ = 2HCl, 2H₂ + O₂ = 2H₂O и др.

Обратимые реакции. Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.

Большинство реакций являются обратимыми. В уравнениях обратимых реакций между левой и правой частями ставят две стрелки, направленные в противоположные стороны. Примером такой реакции может служить синтез аммиака из водорода и азота:

 

∆H = -46,2 кДж / моль

В технике обратимые реакции, как правило, невыгодны. Поэтому различными методами (изменение температуры, давления и др.) их делают практически необратимыми.

Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например

ВаСl₂ + Н ₂SО ₄ = ВаSО₄↓ + 2НСl

Na ₂CO ₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ ↓ + H₂O

2) образуется малодиссоциированное соединение, напри­мер вода:

НСl + NаОН = Н₂О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния

Mg + ¹/₂ О₂ = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль

В уравнениях необратимых реакций между левой и правой частями ставится знак равенства или стрелка.

Многие реакции обратимы уже в обычных условиях, это означает, что в заметной степени протекает обратная реакция. Например, если попытаться нейтрализовать щелочью водный раствор очень слабой хлорноватистой кислоты, то окажется, что реакция нейтрализации до конца не идет и раствор имеет сильнощелочную среду. Это означает, что реакция HClO + NaOH NaClO + H₂O обратима, т.е. продукты этой реакции, реагируя друг с другом, частично переходят в исходные соединения. В результате раствор имеет щелочную реакцию. Обратима реакция образования сложных эфиров (обратная реакция называется омылением): RCOOH + R'OH RCOOR' + H₂O, многие другие процессы.

Как и многие другие понятия в химии, понятие обратимости во многом условно. Обычно необратимой считают реакцию, после завершения которой концентрации исходных веществ настолько малы, что их не удается обнаружить (конечно, это зависит от чувствительности методов анализа). При изменении внешних условий (прежде всего температуры и давления) необратимая реакция может стать обратимой и наоборот. Так, при атмосферном давлении и температурах ниже 1000° С реакцию 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О еще можно считать необратимой, тогда как при температуре 2500° С и выше вода диссоциирует на водород и кислород примерно на 4%, а при температуре 3000° С – уже на 20%.

В конце 19 в. немецкий физикохимик Макс Боденштейн (1871–1942) детально изучил процессы образования и термической диссоциации иодоводорода: H₂ + I₂ 2HI. Изменяя температуру, он мог добиться преимущественного протекания только прямой или только обратной реакции, но в общем случае обе реакции шли одновременно в противоположных направлениях. Подобных примеров множество. Один из самых известных – реакция синтеза аммиака 3H₂ + N₂ 2NH₃; обратимы и многие другие реакции, например, окисление диоксида серы 2SO₂ + O₂ 2SO₃, реакции органических кислот со спиртами и т.д.

Реакцию называют обратимой, если её направление зависит от концентраций веществ - участников реакции. Например, в случае гетерогенно-каталитической реакции N2 + 3H2 = 2NH3 (1) при малой концентрации аммиака в газовой си и больших концентрациях азота и водорода происходит образование аммиака; напротив, при большой концентрации аммиака он разлагается, реакция идёт в обратном направлении. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении равновесия химического, система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции. Реакцию называют необратимой, если она может происходить только в одном направлении и завершается полным превращением исходных веществ в продукты; пример - разложение взрывчатых веществ. Одна и та же реакция в зависимости от условий (от температуры, давления) может быть существенно обратима или практически необратима. Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция N2O4 Û 2NO2 (2) складывается из элементарных реакций N2O4?2NO2 и 2NO2 ?N2O4.Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, например реакции (1), необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.? М. И. Тёмкин.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB  pC + dD константа равновесия равна

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными.

Как и любая другая концентрация, равновесная концентрация измеряется в молях на литр.

В общем случае для обратимой реакции

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение

Это соотношение носит название закон действующих масс, который формулируется следующим образом:

при постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам, есть величина постоянная.

Постоянная величина (К_С) называется константой равновесия данной реакции. Индекс " с" в обозначении этой величины показывает, что для расчета константы использовались концентрации.

С _(гр) + СО₂    2СО _(г)

участвует твердый графит С _(гр). Формально, пользуясь законом действующих масс, запишем выражение для константы равновесия этой реакции, обозначив ее К':

Твердый графит, лежащий на дне реактора, реагирует только с поверхности, и его " концентрация" не зависит от массы графита и постоянна при любом соотношении веществ в газовой смеси.

Получившаяся величина и есть константа равновесия этой реакции:

Аналогичным образом, для равновесия другой обратимой реакции, протекающей также при высокой температуре,

CaCO_3(кр)    СаО _(кр) + СО_2(г),

получим константу равновесия

В этом случае она просто равна равновесной концентрации углекислого газа.

Перевод равновесной химической системы из одного состояния равновесия в другое называется смещением (сдвигом) химического равновесия, которое осуществляется изменением термодинамических параметров системы - температуры, концентрации, давления При смещении равновесия в прямом направлении достигается увеличение выхода продуктов, а при смещении в обратном направлении - уменьшение степени превращения реагента. И то, и другое может оказаться полезным в химической технологии. Так как почти все реакции в той или иной степени обратимы, в промышленности и лабораторной практике возникают две проблемы: как получить продукт " полезной" реакции с максимальным выходом и как уменьшить выход продуктов " вредной" реакции. И в том, и в другом случае возникает необходимость сместить равновесие либо в сторону продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Чтобы научиться это делать, надо знать, от чего зависит положение равновесия любой обратимой реакции.

Положение равновесия зависит:
1) от значения константы равновесия (то есть от природы реагирующих веществ и температуры),
2) от концентрации веществ, участвующих в реакции и
3) от давления (для газовых систем оно пропорционально концентрациям веществ).
Для качественной оценки влияния на химическое равновесие всех этих очень разных факторов используют универсальный по своей сути принцип Ле Шателье (французский физикохимик и металловед Анри Луи Ле Шателье сформулировал его в 1884 году), который применим к любым равновесным системам, не только химическим.

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, то равновесие в системе сместится в направлении, в котором происходит частичная компенсация этого воздействия.

В качестве примера влияния на положение равновесия концентраций веществ-участников реакции рассмотрим обратимую реакцию получения йодоводорода

H_2(г) + I_2(г)  2HI_(г).

По закону действующих масс в состоянии равновесия

Пусть в реакторе объемом 1 литр при некоторой постоянной температуре установилось равновесие, при котором концентрации всех участников реакции одинаковы и равны 1 моль/л ([H₂] = 1 моль/л; [I₂] = 1 моль/л; [HI] = 1 моль/л). Следовательно, при этой температуре К_С = 1. Так как объем реактора 1 литр, n(H₂) = 1 моль, n(I₂) = 1 моль и n(HI) = 1 моль. В момент времени t ₁ введем в реактор еще 1 моль HI, его концентрация станет равной 2 моль/л. Но, чтобы К_С оставалась постоянной, должны увеличиться концентрации водорода и йода, а это возможно только за счет разложения части йодоводорода по уравнению

2HI_(г) = H_2(г) + I_2(г).

Пусть к моменту достижения нового состояния равновесия t ₂ разложилось x моль HI и, следовательно, образовалось дополнительно по 0,5x моль H₂ и I₂. Новые равновесные концентрации участников реакции: [H₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [I₂] = (1 + 0,5x) моль/л; [HI] = (2 - x) моль/л. Подставив числовые значения величин в выражение закона действующих масс, получим уравнение

Откуда x = 0,667. Следовательно, [H₂] = 1,333 моль/л; [I₂] = 1,333 моль/л; [HI] = 1,333 моль/л.

(H₂ + Br₂(г) 2HBr, СО + Н₂О (г) СО₂ + Н₂), то давление не влияет на положение равновесия. Следует отметить, что при изменении температуры изменяется и константа равновесия реакции, тогда как при изменении только давления она остается постоянной.

Несколько примеров использования принципа Ле Шателье для предсказания смещения химического равновесия. Реакция 2SO₂ + O₂ 2SO₃(г) экзотермична. Если повысить температуру, преимущество получит эндотермическая реакция разложения SО₃ и равновесие сместится влево. Если же понизить температуру, равновесие сместится вправо. Так, смесь SО₂ и О₂, взятых в стехиометрическом соотношении 2:1 (см. СТЕХИОМЕРИЯ), при температуре 400° С и атмосферном давлении превращается в SО₃ с выходом около 95%, т.е. состояние равновесия в этих условиях почти полностью смещено в сторону SО₃. При 600° С равновесная смесь содержит уже 76% SО₃, а при 800° С – только 25%. Именно поэтому при сжигании серы на воздухе образуется в основном SО₂ и лишь около 4% SО₃. Из уравнения реакции следует также, что повышение общего давления в системе будет сдвигать равновесие вправо, а при понижении давления равновесие будет смещаться влево.

Реакцию отщепления водорода от циклогексана с образованием бензола

С₆Н₁₂ С₆Н₆ + 3Н₂ проводят газовой фазе, также в присутствии катализатора. Реакция эта идет с затратой энергии (эндотермическая), но с увеличением числа молекул. Поэтому влияние температуры и давления на нее будет прямо противоположным тому, которое наблюдается в случае синтеза аммиака. А именно: увеличению равновесной концентрации бензола в смеси способствует повышение температуры и понижение давления, поэтому реакцию проводят в промышленности при невысоких давлениях (2–3 атм) и высоких температурах (450–500° С). Здесь повышение температуры «дважды благоприятно»: оно не только увеличивает скорость реакции, но и способствует сдвигу равновесия в сторону образования целевого продукта. Конечно, еще большее снижение давления (например, до 0,1 атм) вызвало бы дальнейшее смещение равновесия вправо, однако при этом в реакторе будет находиться слишком мало вещества, уменьшится и скорость реакции, так что общая производительность не повысится, а понизится. Этот пример еще раз показывает, что экономически обоснованный промышленный синтез – это удачное лавирование между «Сциллой и Харибдой».

Принцип Ле Шателье «работает» и в так называемом галогенном цикле, который используют для получения титана, никеля, гафния, ванадия, ниобия, тантала и других металлов высокой чистоты. Реакция металла с галогеном, например, Ti + 2I₂ TiI₄ идет с выделением теплоты и потому при повышение температуры равновесие смещается влево. Так, при 600° С титан легко образует летучий иодид (равновесие смещено вправо), а при 110° С иодид распадается (равновесие смещено влево) с выделением очень чистого металла. Такой цикл работает и в галогенных лампах, где испарившийся со спирали и осевший на более холодных стенках вольфрам образует с галогенами летучие соединения, которые на раскаленной спирали вновь распадаются, и вольфрам оказывается перенесенным на прежнее место.

Кроме изменения температуры и давления существует еще один действенный способ влиять на положение равновесия. Представим, что из равновесной смеси

А + В C + D выводится какое-либо вещество. В соответствии с принципом Ле Шателье, система тут же «отзовется» на такое воздействие: равновесие начнет смещаться так, чтобы скомпенсировать потерю данного вещества. Например, если из зоны реакции выводить вещество С или D (или оба сразу), равновесие будет смещаться вправо, а если выводить вещества А или В – влево. Введение какого-либо вещества в систему также будет смещать равновесие, но уже в другую сторону.

Удалять вещества из зоны реакции можно разными способами. Например, если в плотно закрытом сосуде с водой есть сернистый газ, установится равновесие между газообразным, растворенным и прореагировавшим диоксидом серы:

О₂(г) SО₂(р) + Н₂О H₂SO₃. Если сосуд открыть, сернистый газ постепенно начнет улетучиваться и больше не сможет участвовать в процессе – равновесие начнет смещаться влево, вплоть до полного разложения сернистой кислоты. Аналогичный процесс можно наблюдать каждый раз при открывании бутылки с лимонадом или минеральной водой: равновесие СО₂(г) СО₂(р) + Н₂О Н₂СО₃ по мере улетучивания СО₂ смещается влево.

Вывод реагента из системы возможен не только при образовании газообразных веществ, но и путем связывания того или иного реагента с образованием нерастворимого соединения, выпадающего в осадок. Например, если в водный раствор СО₂ ввести избыток соли кальция, то ионы Са²⁺ будут образовывать осадок СаСО₃, реагируя с угольной кислотой; равновесие СО₂(р) + Н₂О Н₂СО₃ будет смещаться вправо, пока в воде не останется растворенного газа.

Равновесие можно сместить и добавлением реагента. Так, при сливании разбавленных растворов FeCl₃ и KSCN появляется красновато-оранжевая окраска в результате образования тиоцианата (роданида) железа:

FeCl₃ + 3KSCN Fe(SCN)₃ + 3KCl. Если в раствор внести дополнительно FeCl₃ или KSCN, окраска раствора усилится, что свидетельствует о смещении равновесия вправо (как бы ослабляя внешнее воздействие). Если же добавить к раствору избыток KCl, то равновесие сместится влево с ослаблением окраски до светло-желтой.

В формулировке принципа Ле Шателье недаром указывается, что предсказывать результаты внешнего воздействия можно только для систем, находящихся в состоянии равновесия. Если этим указанием пренебречь, легко прийти к совершенно неверным выводам. Например, известно, что твердые щелочи (KOH, NaOH) растворяются в воде с выделением большого количества теплоты – раствор разогревается почти так же сильно, как и при смешении с водой концентрированной серной кислоты. Если забыть, что принцип применим только к равновесным системам, можно сделать неверный вывод о том, что при повышении температуры растворимость КОН в воде должна снижаться, так как именно такое смещение равновесия между осадком и насыщенным раствором приводит к «ослаблению внешнего воздействия». Однако процесс растворения КОН в воде – вовсе не равновесный, поскольку в нем участвует безводная щелочь, тогда как осадок, находящийся в равновесии с насыщенным раствором, представляет собой гидраты КОН (в основном KOH·2H₂O). Переход же этого гидрата из осадка в раствор является эндотермическим процессом, т.е. сопровождается не нагреванием, а охлаждением раствора, так что принцип Ле Шателье для равновесного процесса выполняется и в этом случае. Точно так же при растворении безводных солей – CaCl₂, CuSO₄ и др. в воде раствор нагревается, а при растворении кристаллогидратов CuSO₄·5H₂O, CaCl₂·6H₂O – охлаждается.

В учебниках и популярной литературе можно найти еще один интересный и поучительный пример ошибочного использования принципа Ле Шателье. Если в прозрачный газовый шприц поместить равновесную смесь бурого диоксида азота NO₂ и бесцветного тетраоксида N₂O₄, а потом с помощью поршня быстро сжать газ, то интенсивность окраски сразу же усилится, а через некоторое время (десятки секунд) вновь ослабится, хотя и не достигнет первоначальной. Этот опыт обычно объясняют так. Быстрое сжатие смеси приводит к увеличению давления и, следовательно, концентрации обоих компонентов, поэтому смесь становится более темной. Но повышение давления, в соответствии с принципом Ле Шателье, сдвигает равновесие в системе 2NO₂ N₂O₄ в сторону бесцветного N₂O₄ (уменьшается число молекул), поэтому смесь постепенно светлеет, приближаясь к новому положению равновесия, которое соответствует повышенному давлению.

Ошибочность такого объяснения следует из того, что обе реакции – диссоциация N₂O₄ и димеризация NO₂ – происходят чрезвычайно быстро, так что равновесие в любом случае устанавливается за миллионные доли секунды, поэтому невозможно вдвинуть поршень настолько быстро, чтобы нарушить равновесие. Объясняется этот опыт иначе: сжатие газа вызывает значительно повышение температуры (с этим явлением знаком каждый, кому приходилось накачивать шину велосипедным насосом). И в соответствии с тем же принципом Ле Шателье, равновесие мгновенно сдвигается в сторону эндотермической реакции, идущей с поглощением теплоты, т.е. в сторону диссоциации N₂O₄ – смесь темнеет. Затем газы в шприце медленно остывают до комнатной температуры, и равновесие снова сдвигается в сторону тетраоксида – смесь светлеет.

Принцип Ле Шателье прекрасно действует и в тех случаях, которые не имеют никакого отношения к химии. В нормально действующей экономике общая сумма находящихся в обращении денег находится в равновесии с теми товарами, которые можно на эти деньги купить. Что будет, если «внешним воздействием» окажется желание правительства напечатать денег побольше, чтобы рассчитаться с долгами? В строгом соответствии с принципом Ле Шателье, равновесие между товаром и деньгами будет смещаться таким образом, чтобы ослабить удовольствие граждан от обладания большим количеством денег. А именно, цены на товары и услуги вырастут, и таким путем будет достигнуто новое равновесие. Другой пример. В одном из городов США было решено избавиться от постоянных пробок путем расширения магистралей и строительства транспортных развязок. На некоторое время это помогло, но затем обрадованные жители начали покупать больше автомобилей, так что вскоре пробки возникли вновь, – но при новом «положении равновесия» между дорогами и бóльшим числом автомобилей.

Итак, сделаем основные выводы способов смещения химического равновесия.

1.      Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2.      Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3.      Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V₁ > V₂.

4. 
   Катализаторы не влияют на положение равновесия.
   

В человеческом организме протекают биохимические процессы, которое также могут регулироваться по принципу Ле Шателье. Порой в результате такой реакции в организме начинают вырабатываться вещества-яды, вызывающие то или иное заболевание. Как воспрепятствовать этому процессу?

Вспомним такой метод лечения, как гомеопатия. Метод заключается в применении очень малых доз тех лекарств, которые в больших дозах вызывают у здорового человека признаки какого-нибудь заболевания. Как же в данном случае действует лекарство-яд? В организм вводят продукт не желаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ. Процесс вызывающий болезненные нарушения в организме угасает.

Практическая часть.

Контроль уровня усвоения изученной темы проводится в виде тестов. Тест-система лаконично и точно сформулированных и стандаотизированных заданий, не которые необходимо дать в течение ограниченного времени краткие и точные ответы, оцениваемые по системе баллов. При составлении тестов я ориентировалась на следующие уровни:

• 
  Репродуктивный-выполнеие учащимися этого уровня происходит, в основном, опираясь на память.
  
• 
  Продуктивный-достижения этого уровня предполагает у учащихся понимание изученных формулировок, понятий, законов, умение устанавливать взаимосвязь между ними.
  
• 
  Творческий-умение прогнозировать на основе имеющихся знаний, проектировать, анализировать, делать выводы, сравнения, обобщения.
  

А) Репродуктивный уровень: тесты с альтернативными ответами, в которых испытуемый должен ответить да или нет. Оценка 1балл.

1. 
   Реакция горения фосфора-
   

а) да б) нет

2. 
   Реакция разложения
   

обратимая реакция

а) да б) нет

3. 
   Увеличение температуры
   

оксида ртути II на ртуть

и кислород

а) да б) нет

4. 
   В живых системах
   

и необратимые процессы

а) да б) нет.

Тесты с выбором одного правильного ответа

5. 
   В какой системе при повышении давления химическое равновесие сместится вправо?
   

1. 
   2HI(г)↔H2(г)+I2(г)
   
2. 
   С (тв)+S2(г)↔CS2(г)
   
3. 
   C3H6(г)+H2(г)↔С3H8(г)
   
4. 
   H2(г)+F2(г)↔2HF(г) 1балл
   

6. 
   Химическое равновесие в системе
   

1. 
   повышении давления
   
2. 
   повышении температуры
   
3. 
   использовании катализатора
   
4. 
   понижении температуры; 1балл
   

7. 
   На состояние химического равновесия в системе
   

не влияет

1. 
   увеличение давления
   
2. 
   увеличение концентрации йода
   
3. 
   увеличение температуры
   
4. 
   уменьшение температуры; 1балл
   

8. 
   В какой системе увеличение концентрации водорода смещает химическое равновесие влево?
   

1. 
   C(тв)+2H2(г)↔СH4(г)
   
2. 
   2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)
   
3. 
   2H2(г)+O2(г)↔2H2O(г)
   
4. 
   FeO(тв)+H2(г)↔Fe+H2O(г) 1балл
   

9. 
   В какой системе повышение давления не влияет на смещение химического равновесия?
   

1. 
   H2(г)+J2(г)↔2HJ(г)
   
2. 
   SO2(г)+H2O(ж)↔H2SO3(г)
   
3. 
   CH4(г)+H2O(г)↔CO(г)+3H2(г)
   
4. 
   4HCl(г)+O2(г)↔2H2O(г)+2Сl2(г) 1балл
   

10. 
    На химическое равновесие в системе
    

не оказывает влияние

1. 
   повышение температуры
   
2. 
   повышение давления
   
3. 
   удаление аммиака из зоны реакции
   
4. 
   применение катализатора 1балл
   

11. 
    Химическое равновесие в системе
    

смещается в сторону образования продукта реакции при

1. 
   повышении давления
   
2. 
   повышении температуры
   
3. 
   понижении давления
   
4. 
   применения катализатора 1балл
   

12. 
    В производстве серной кислоты на стадии окисления SO2 в SO3 для увеличения выхода продукта
    

1. 
   повышают концентрацию кислорода
   
2. 
   увеличивают температуру
   
3. 
   понижают давление
   
4. 
   вводят катализатор; 1,5балла
   

pt

13. 
    Алкен + H2 ↔ алкан
    

при нагревании реакционной смеси

1. 
   равновесие сместится вправо
   
2. 
   равновесие сместится влево
   
3. 
   равновесие будет протекать в обе стороны с одинаковой вероятностью
   
4. 
   эти вещества не находятся в состоянии равновесия в указанных условиях; 1,5балла
   

14. 
    Химическое равновесие в системе
    

смещается в сторону образования исходных веществ

1) повышении давления

2. 
   повышении температуры
   
3. 
   понижении давления
   
4. 
   применения катализатора; 1балл
   

2. 
   На смещение равновесия вправо в системе
   

оказывает влияние

1. 
   понижение температуры
   
2. 
   повышение давления
   
3. 
   использование катализатора
   
4. 
   повышение температуры; 1балл
   

2. 
   Необратимой реакции соответствует уравнение
   

1. 
   азот+водород=аммиак
   
2. 
   ацетилен+кислород=углекислый газ+вода
   
3. 
   водород+йод=йодоводород
   
4. 
   сернистый газ+кислород=серный ангидрид; 1,5балла
   

2. 
   В какой системе химическое равновесие сместится в сторону продуктов реакции как при повышении давления, как и при понижении температуры?
   

1. 
   N2+O2↔2NO-Q
   
2. 
   N2+3H2↔2NH3+Q
   
3. 
   H2+CL2↔2HCL+Q
   
4. 
   C2H2↔2C(тв)+H2-Q 1,5балла
   

2. 
   Химическое равновесие в системе
   

NH3+H2O↔NH4+OH

сместится в сторону образования аммиака при добавлении к водному раствору аммиака

1. 
   хлорида натрия
   
2. 
   гидроксида натрия
   
3. 
   соляной кислоты
   
4. 
   хлорида алюминия; 1,5балла
   

19) Реакция гидратации этилена CH2=CH2+H2O ↔ имеет большое практическое значение, но она обратима, для смещения равновесия реакции вправо необходимо

1. 
   повысить температуру (>280градусов С)
   
2. 
   уменьшить количество воды в реакционной смеси
   
3. 
   повысить давление (больше 80 атмосфер)
   
4. 
   заменить кислотный катализатор на платину; 1балл
   

20. 
    Реакция дегидрирования бутана эндотермична. Для смещения равновесия реакции вправо необходимо
    

1. 
   использовать более активный катализатор, например платину
   
2. 
   понизить температуру
   
3. 
   повысить давление
   
4. 
   повысить температуру; 1балл
   

20. 
    Для реакции взаимодействия уксусной кислоты с метанолом с образованием эфира и воды смещению равновесия влево будет способствовать
    

1. 
   соответствующий катализатор
   
2. 
   добавление концентрированной серной кислоты
   
3. 
   использование обезвоженных исходных веществ
   
4. 
   добавление эфира; 1,5балла
   

20. 
    На смещение равновесия влияет
    

1. 
   изменение давления
   
2. 
   использование катализатора
   
3. 
   изменение концентраций веществ, участвующих в реакции
   
4. 
   изменение температуры; 1балл
   

20. 
    Повышение или понижение давления влияет на смещение химического равновесия в реакциях
    

1. 
   идущих с выделением тепла
   
2. 
   реакциях с участием газообразных веществ
   
3. 
   реакциях идущих с уменьшением объёма
   
4. 
   реакциях идущих с увеличением объёма; 1,5балла
   

20. 
    Необратимой является реакция
    

1. 
   горения угля
   
2. 
   горения фосфора
   
3. 
   синтез аммиака из азота и водорода
   
4. 
   горения метана; 1,5балла
   

20. 
    При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе
    

1. 
   H2(г)+S(г)↔H2S(г)+Q
   
2. 
   2SO2(г)+O2(г)↔2SO3(г)+Q
   
3. 
   2NH3(г)↔N2(г)+3H2(г)-Q
   
4. 
   2HCL(г)↔H2(г)+СL2(г)-Q; 2балла
   

20. 
    Реакция гидрирование пропена экзотермическая. Для смещения химического равновесия вправо необходимо
    

1. 
   понижение температуры
   
2. 
   увеличение давления
   
3. 
   уменьшение концентрации водорода
   
4. 
   уменьшение концентрации пропена; 1балл
   

Задания на соответствие.

При выполнении тестов испытуемому предлагается установить соответствие элементов двух списков, с несколькими возможными ответами.

20. 
    Равновесие реакции смещается вправо. Привести в соответствие.
    

А) CO+CL2↔COCL2(г)+Q 1) При повышении давления

Б) N2+3H2↔2NH3+Q 2) При повышении температуры

В) CO2+C(тв)↔2CO-Q 3) При понижении давления

Г) N2O(г)+S(т)↔2N2(г) 4) При увеличении площади соприкосновения; 2балла

20. 
    Равновесие реакции смещается в сторону образования продуктов реакции. Привести в соответствие.
    

А) CH4↔C+2H2-Q 1)При увеличении концентрации водорода

Б) 2H2+O2↔2H2O(г)+Q 2)При повышении температуры

В) CH3OH+CH3COOH↔CH3COOCH3 3)При уменьшении давления

Г) N2+O2↔2NO-Q 4) При добавлении эфира

5) При добавлении спирта; 2балла
Тесты открытого типа или тесты со свободными ответами, в которых испытуемому необходимо дописать понятия определения уравнения или предложить самостоятельное суждение в доказательном плане.

Задания этого типа составляют заключительною, наиболее высоко оцениваемою часть тестов ЕГЭ по химии.

Задания дополнения.

Испытуемый должен сформулировать ответы с учетом предусмотренных в задании ограничений.

20. 
    Допишите уравнение реакций, относящиеся к обратимым и одновременно к экзотермическим
    

А) Гидроксид натрия + Азотная кислота

Б) Водород + Йод

В) Азот + Водород

Г) Сернистый газ + Кислород

Д) Углекислый газ + Углерод 2балла

20. 
    Напишите уравнение реакций по схеме, из них выберите те обратимые реакции, в которых повышение температуры вызовет смещение равновесия вправо:
    

1 2 3 4

N2 → NO→ NO2→ HNO3→ NH4NO3 2балла

Тесты задания свободного изложения.

Испытуемый должен самостоятельно сформулировать ответы, ибо никаких ограничений на них в задании не накладываются.

31) Перечислите факторы, смещающие равновесие вправо в системе:

CO + 2H2↔ CH3OH(г)+Q 2балла

32) Перечислите факторы, смещающие равновесие в сторону образования исходных веществ в системе:

С (тв) + 2H2(г)↔CH4(г) + Q 2балла

Ответы к тестам.

№ теста Правильный ответ

1. 
   Б
   

2. 
   А
   

3. 
   А
   

4. 
   А
   

5. 
   3
   

6. 
   2
   

7. 
   1
   

8. 
   2
   

9. 
   1,2
   

10. 
    4
    

11. 
    1
    

12. 
    1
    

13. 
    2
    

14. 
    1
    

15. 
    4
    

16. 
    2
    

17. 
    2
    

18. 
    2
    

19. 
    1,3
    

20. 
    3,4
    

21. 
    4
    

22. 
    2
    

23. 
    1
    

24. 
    3
    

25. 
    3
    

26. 
    1,2
    

27 А-1

Б-1

В-2,3,4

Г-3,4

28. 
    А-2,3
    

Б-1

В-4

Г-2

28. 
    В- N2+3H2↔2NH3+Q
    

Г-2SO2+O2↔2SO3+Q

28. 
    1) N2+O2↔2NO-Q
    

2) 2NO+O2↔2NO2+Q

3) 4NO2+2H2O+O2↔4HNO3+Q

4) NH3+HNO3=NH4NO3

реакция первая

28. 
    CO+2H2↔CH3OH+Q
    

Равновесие вправо смещается при:

1. 
   уменьшении температуры
   
2. 
   увеличении давления
   
3. 
   увеличения концентрации CO
   
4. 
   увеличения концентрации H2
   
5. 
   уменьшение концентрации спирта
   

28. 
    C+2H2↔CH4+Q
    

Равновесие реакции смещается в сторону исходных веществ при: 1) повышении температуры

2) понижении давления

3) понижении концентрации водорода

4) повышении концентрации метана.

Список литературы

1. 
   Ахметов, М.А.Система заданий и упражнений по органической химии в тестовой форме [ Текст] /М.А.Ахметов, И.Н.Прохоров.-Ульяновск: ИПКПРО, 2004.
   
2. 
   Габриелян,О.С. Современная дидактика школьной химии, лекция №6 [ Текст] /О.С.Габриелян, В.Г.Краснова, С.Т.Сладков.// Газета для учителей химии и естествознания (Издательский дом «Первое сентября»)-2007.- №22.-с.4-13.
   
3. 
   Каверина, А.А. Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия [ Текст] /А.А.Каверина и др.-М.: Интеллект центр, 2004.-160с.
   
4. 
   Каверина, А.А. Единый государственный экзамен 2009.Химия [Текст] /А.А.Каверина, А.С.Корощенко, Д.Ю.Добротин /ФИПИ.-М.: Интеллект центр, 2009.-272 с.
   
5. 
   Леенсон, И.А. Химические реакции, тепловой эффект, равновесие, скорость [ Текст] /И.А.Леенсон.М.: Астрель, 2002.-190с.
   
6. 
   Радецкий, А.М. Проверочные работы по химии в 8-11классе: пособие для учителя [ Текст] / А.М.Радецкий. М.: Просвещение, 2009.-272с.
   
7. 
   Рябинина, О.А. Демонстрация действия принципа Ле Шателье [ Текст] /О.О.Рябинина, А.Илларионов// Химия в школе.-2008.-№7.-с.64-67.
   
8. 
   Тушина.Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения [Текст ] /Е.Н.Тушина.// Химия в школе.-1993. №2.-с.54.
   
9. 
   Шелинский, Г.И.Основы теории химических процессов [ Текст ] /Г.И.Шелинский. М.: Просвещение , 1989.-234с.
   
10. 
    Штремплер, Г.И. Предпрофильная подготовка по химии [Текст ]
    

/ Г.И.Штремплер. М.: Дрофа, 2007.-253с.

жүктеу/скачать 344.18 Kb.

Достарыңызбен бөлісу: