- •Методические указания и задания к домашним контрольным работам по химии
- •Содержание.
- •Введение.
- •Образец оформления титульного листа.
- •Образец оформления рабочей страницы.
- •Методические указания и задания к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
- •1.Методы получения неорганических соединений.
- •2. Расчеты по уравнениям реакций и химическим формулам.
- •2. Оксиды.
- •3. Кислоты.
- •4. Основания.
- •5. Соли.
- •Кислота Анион
- •6. Амфолиты.
- •7. Комплексные соединения.
- •Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
- •8. Реакции ионного обмена.
- •9. Оформление и порядок сдачи контрольной работы.
- •2.Задания по контрольной работе «Классы неорганических соединений».
- •1. Методические указания.
- •1. Общие положения.
- •2. Термохимические расчёты.
- •В термохимических расчётах теплоты реакций, как правило, определяются для стандартных условий, для которых формула (2.1) приобретает вид:
- •3. Энергия Гиббса химической реакции.
- •4. Химическая кинетика.
- •5. Химическое равновесие.
- •6. Смещение химического равновесия.
- •2.Задания к контрольной работе «Закономерности химических процессов».
- •2.Строение электронных оболочек атомов. (Задачи №№ 0120)
- •2.1.Квантовые числа.
- •2.2. Принцип Паули. Электронная ёмкость атомной орбитали, энергетических подуровней и энергетических уровней.
- •2.3. Электронные формулы атомов.
- •2.4. Правило Хунда.
- •3. Периодическая система химических элементов д.И. Менделеева. (Задачи №№ 2140)
- •3.1. Связь между строением атомов и периодической системой химических элементов.
- •3.2. Периодическое изменение окислительно-восстановительных свойств элементов.
- •4. Химическая связь.
- •4.1. Метод валентных связей (метод вс). (Задачи №№ 4180)
- •4.2. Метод молекулярных орбиталей (метод мо). (Задачи №№ 81100)
- •2.Задания к контрольной работе «Строение вещества».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии: «Растворы электролитов».
- •1. Растворы и их концентрация.
- •2. Растворы электролитов.
- •3. Реакции ионного обмена.
- •4. Гидролиз солей.
- •4.1. Гидролиз солей сильных оснований и слабых кислот.
- •4.2. Гидролиз солей слабых оснований и сильных кислот.
- •4.3. Гидролиз солей сильных оснований и сильных кислот.
- •2.Задания к контрольной работе «Растворы электролитов».
- •Методические указания и задания к контрольной работе по химии : «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Основные понятия.
- •2. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций.
- •2.1. Метод электронных уравнений.
- •2.2. Метод электронно-ионных уравнений.
- •3. Гальванический элемент.
- •4. Электролиз.
- •2.Задания к контрольной работе «Окислительно-восстановительные процессы».
- •Термодинамические характеристики химических соединений и простых веществ.
- •Стандартные электродные потенциалы окислительно-восстановительных пар.
- •Растворимость солей и оснований в воде.
- •Варианты и номера задач контрольных заданий
6. Смещение химического равновесия.
(Задачи №№81 —100)
В равновесном состоянии, характеризующимся равенством скоростей прямой и обратной реакции, система может находиться сколь угодно долго, если не происходит изменения условий. При изменении условий равенство скоростей V1=V2 нарушается, одна из двух реакций начинает протекать с большей скоростью. Это выражают, говоря, что в системе происходит смещение (сдвиг) химического равновесия. Если в результате изменения условий в системе с большей скоростью начинает протекать прямая реакция, т.е. V1>V2 , равновесие смещается в сторону прямой реакции — вправо и, наоборот, если скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции, т.е. выполняется условие V2> V1, происходит сдвиг равновесия в сторону обратной реакции — влево.
Сдвиг химического равновесия можно осуществить изменением концентраций реагентов или продуктов и изменением температуры, а для реакций с участием газов ещё и изменением давления. Направление смещения равновесия при таких изменениях условий определяется принципом Ле Шателье (принципом противодействия): если в равновесной системе изменить условия, в ней произойдёт сдвиг равновесия в сторону той реакции, которая противодействует произведённому изменению.
В соответствии с принципом Ле Шателье, при добавлении в равновесную систему какого-либо реагента (при увеличении его концентрации) в системе будет протекать такая реакция, в ходе которой концентрация реагента уменьшится — это прямая реакция. Следовательно при данном воздействии на равновесную систему в ней произойдёт сдвиг равновесия вправо.
Наоборот, если осуществлять отбор реагента из равновесной системы (если уменьшать его концентрацию), в ней будет протекать реакция, способная увеличить концентрацию отбираемого реагента — это обратная реакция, т.е. равновесие в данном случае сместится влево. Аналогично, при увеличении концентрации любого продукта равновесие сместится влево, если же внешнее воздействие заключается в уменьшении концентрации продуктов путём их отбора из равновесной системы, равновесие будет смещаться вправо. Таким образом, при увеличении концентраций реагентов и приуменьшении конценпций продуктов равновесие смещается в сторону прямой реакции и, наоборот, приуменьшении концентраций реагентов или увеличении концентраций продуктов равновесие смещается в сторону обратной реакции. Пример 6.1. Смещение равновесия при изменении концентраций реагентов и продуктов в равновесной системе N2(г) + 3Н2(г) 2NH3(г)
Согласно принципу Ле Шателье сдвиг равновесия вправо может быть вызван путём увеличения концентраций реагентов N2 и Н2 или уменьшением концентрации продукта NН3. Увеличение количества реагентов сверх равновесного заставляет систему "работать" так, чтобы избавиться от их избытка, а это возможно только в результате протекания прямой реакции, потребляющей реагенты. То же самое, при уменьшении концентрации продукта NН3. в системе должна осуществиться реакция, восполняющая потери продукта, т.е. прямая реакция.
Понятно, что при уменьшении концентрации или N2, или Н2 в системе будет протекать обратная реакция, восполняющая их недостаток — равновесие смещается влево. Также влево будет смещаться равновесие при увеличении концентрации NН3 , так как при таком воздействии должна протекать реакция, уменьшающая количество продукта — это обратная реакция.
Если в результате внешнего воздействия в равновесной системе увеличивается температура (в систему подводится теплота), в ней будет протекать реакция, способная поглотить подведённую теплоту — это эндотермическая реакция и, наоборот, при понижении температуры будет протекать реакция, способная её повысить — экзотермическая реакция. Итак, при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры — в сторону экзотермической.
Пример 6.2. Смещение равновесия при изменении температуры в равновесной системе
N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г); ΔН < 0.
В термохимических уравнениях значение теплового эффекта указывается для прямой реакции; тепловой эффект обратной реакции по абсолютной величине равен тепловому эффекту прямой реакции, но противоположен ему по знаку.
В рассматриваемой реакции отрицательное значение Н указывает на то, что прямая реакция — экзотермическая, обратная — эндотермическая. Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье в данной обратимой реакции при повышении температуры равновесие будет смещаться влево, а понижение температуры вызовет сдвиг равновесия вправо.
Если в обратимой реакции принимают участие газообразные вещества, сдвиг равновесия в ней может быть вызван изменением давления. При увеличении давления в системе по принципу Ле Шателье будет протекать реакция, приводящая к его уменьшению — это реакция, которая сопровождается уменьшением числа молей газообразных веществ. Наоборот, при уменьшении давления будет протекать реакция, увеличивающая его — реакция, в ходе которой суммарное число молей газа увеличивается. Отсюда вытекает правило: при увеличении давления в равновесной системе равновесие смещается в сторону реакции, протекающей с уменьшением числа молей газа, при уменьшении давления — в сторону реакции, сопровождающейся увеличением числа молей газообразных веществ. Понятно, что если число молей газа в обратимой реакции не изменяется, изменение давления не будет приводить к сдвигу равновесия.
Пример 6.3. Смещение_равнрвесия при изменении давления в равновесной системе
N2(г)+ЗН2(г) 2NH3(г)
В уравнении реакции стехиометрические коэффициенты обозначают число молей каждого из участников реакции. Из уравнения реакции видно, что в прямой реакции число молей газа уменьшается с четырёх до двух и, соответственно, в обратной реакции увеличивается с двух до четырёх. Поэтому при увеличении давления в данной равновесной системе равновесие будет смещаться вправо, а приуменьшении давления влево.
Пример 6.4. Смещение равновесия при изменении давления в равновесной системе FO4(т) + 4СО(г) 3Fe(т) + 4СО2(г)
Как видно из уравнения реакции, число молей газа в прямой и в обратной реакции не изменяется (по 4 моля). Следовательно, при изменении давления равновесие в данной обратимой реакциях смещаться не будет.