1) 9 Раз; 2) 6 раз; 3) 3 раза; 4) 1,5 раза.

3.9. Во сколько раз изменится скорость элементарной реакции 2А + В = А₂В, если концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза?

1) увеличится в 4 раза; 3) уменьшится в 4 раза;

2) уменьшится в 2 раза; 4) увеличится в 2 раза.

3.10. При температуре 17С скорость химической реакции равна 0,5 моль/(лмин), а при 37С – 2 моль/(лмин). Температурный коэффициент скорости этой реакции равен:

1) 0,2 2) 2 3) 3 4) 4

3.11. При уменьшении температуры от 80 до 60С (температурный коэффициент равен 2) скорость реакции:

1) увеличится в 4 раза; 3) уменьшится в 2 раза;

2) увеличится в 2 раза; 4) уменьшится в 4 раза.

3.3. Обратимые необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения

Химические реакции протекают одновременно в двух противоположных направлениях, поэтому они не идут до конца, а протекают до состояния химического равновесия. В этом смысле все химические реакции являются обратимыми.

Однако, все химические реакции принято делить на 2 группы: необратимые и обратимые. Необратимыми называются реакции, степень протекания обратной реакции для которых (по сравнению со степенью протекания прямой реакции) ничтожно мала. Например, взаимодействие между цинком и концентрированной азотной кислотой при достаточном количестве кислоты закончится тогда, когда практически весь цинк растворится. Кроме того, если попытаться провести эту реакцию в обратном направлении – пропускать оксид азота (IV) через раствор нитрата цинка, то образование металлического цинка и азотной кислоты мы не обнаружим. Таким образом, химическое равновесие в данной реакции устанавливается при практически полном (стремящемся к 100%) через раствор нитрата цинка, то образование металлического цинка и азотной кислоты мы не обнаружим. Таким образом, химическое равновесие в данной реакции устанавливается при практически полном (стремящемся к 100%) превращении исходных веществ в продукты.

Для обратимых реакций степень протекания как прямой, так и обратной реакции ощутима. Пример – реакция азота с водородом с образованием аммиака. Если смешать 1 объем азота с 3 объемами водорода, создать в системе необходимые условия и по истечении достаточного времени произвести анализ газовой смеси, то окажется, что в системе присутствуют и исходные вещества (азот и водород), и продукт реакции (аммиак). Если теперь взять аммиак, создать те же условия, то через определенное время в системе обнаружатся те же вещества в тех же соотношениях, что и в первом случае. Таким образом, обратимые реакции можно проводить практически как в прямом, так и в обратном направлении с ощутимым выходом продуктов до установления состояния химического равновесия.

Равновесным состоянием называется неизменное во времени состояние системы, которого она достигает самопроизвольно.

Состояние химического равновесия описывается законом действующих масс для равновесных систем (К. М. Гульдберг, П. Вааге, 1864–1867 гг.): в момент равновесия отношение произведения концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к аналогичному произведению концентраций исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная, называемая константой химического равновесия К. Например, для реакции

аА + bB = cC + dD; где

К – константа равновесия;

[A], [B], [C], [D] – концентрации веществ в момент равновесия (равновесные концентрации). Концентрации веществ в твердом состоянии постоянны и не входят в выражение константы равновесия. Константа равновесия дает представление о составе равновесной смеси, т.е. о выходе продуктов реакции.

Причиной установления состояния равновесия является равенство скоростей прямой и обратной реакций: v_{прям .}= v_обр., а v_прям. = k_прям.[A]^a[B]^b и v_обр. = k_обр.[C]^c[D]^d, откуда

Таким образом, состояние химического равновесия является динамическим, т.к. в нем одновременно протекают и прямая, и обратная реакции с одинаковой скоростью.

Химическое равновесие является подвижным, т.к. изменение внешних факторов (t, p, C) оказывает различное влияние на скорости прямой и обратной реакций и вызывает смещение химического равновесия. В 1884 г. французский физико-химик Анри Луи Ле Шателье сформулировал общий принцип, позволяющий предсказать направление смещения равновесия: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие, то равновесие смещается в сторону реакции (прямой или обратной), ослабляющей это воздействие.

Так, повышение температуры благоприятствует протеканию эндотермического процесса, а понижение – экзотермического; повышение давления способствует преимущественному протеканию реакции, сопровождающейся уменьшением объема газов, а понижение – увеличением объема газов; увеличение концентрации вещества вызывает преимущественное протекание реакции, в ходе которой это вещество расходуется, а уменьшение – процесса, в ходе которого вещество образуется.

Виды заданий ЕГЭ