Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Ростислав Лидин

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:

Примеры заданий части А

1. Гетерогенные реакции – это

1) Н2 + I2(г) → HI

2) Fe2(SO4)3(т) → Fe2O3(T) + SO3

3) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2↑

4) CO + H2 → CO + H2O (nap)

2. При взаимодействии H2 с Cl2, Br2 и I2 в сосудах равного объема через 27 с образуется по 0,04 моль продуктов. Скорость реакции

1) выше для I2

2) выше для Cl2

3) одинакова

4) выше для Br2

3. Для гомогенной реакции А + В →… при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастет

1) в 2 раза

2) в 3 раза

3) в 6 раз

4) в 9 раз

4—6. Скорость реакции

4. 2CuО(т) + СО →…

5. 2FeO(т) + С(т) →…

6. N2 + 2С(т) + Н2 →…

при V = const и увеличении количества веществ в 4 раза изменится так:

1) возрастет в 4 раза

2) возрастет в 8 раз

3) возрастет в 16 раз

4) не изменится

7—8. Равновесие смещается вправо (→) при

7. нагревании

8. охлаждении реакционных систем

1) 2СО + O2  2СO2 + Q

2) 2HI +  Н2 + I2 – Q

3) N2 + O2  2NO – Q

4) 2Н2 + O2  2Н2O + Q

9. Равновесие реакции этерификации СН3СООН + С2Н5ОН  СН3СООС2Н5 + Н2O + Q

можно сдвинуть вправо (→)

1) добавлением серной кислоты

2) добавлением едкого натра

3) нагреванием

4) добавлением воды

10. Равновесие в гетерогенной реакции СаО(ст) + СО2  СаСO3(т) + Q сместится влево (←) при

1) добавлении СаО

2) добавлении СаСO3

3) сжатии

4) нагревании

11. Выход продукта в реакции CaS(т) + 2O2  CaSO4(т) + Q

можно увеличить

1) добавлением CaS

2) нагреванием

3) введением катализатора

4) повышением давления

12. Доменный процесс Fe2O3 + ЗСО  2Fe + ЗСO2 сопровождается экзо-эффектом, следовательно, при охлаждении выход продуктов

1) увеличивается

2) уменьшается

3) не изменяется

4) не знаю

13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей

13.1. Растворимость веществ в воде

Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO3 в растворе – KNO3(p).

Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).

В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.

В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.

Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.

В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.

Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO4 5Н2O, Na2CO3 • 10Н2O, KAl(SO4)2 • 12Н2O и др.

Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н2O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.

Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na2SO4 (растворимость 19,2 г/100 г Н2O), при содержании

15,7 г соли – ненасыщенный;

19.2 г соли – насыщенный;

2O.3 г соли – пересыщенный.

Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO4, Li2CO3) наблюдается обратное.

Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н2O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н2O.

В соответствии со значениями растворимости различают вещества:

– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н2O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;

– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO4 – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н2O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;

– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н2O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.

По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.

Условные обозначения, используемые в таблице:

«р» – хорошо растворимое вещество

«м» – малорастворимое вещество

«н» – практически нерастворимое вещество

«—» – вещество не получено (не существует)

«» – вещество смешивается с водой неограниченно

Примечание. Данная таблица отвечает приготовлению насыщенного раствора при комнатной температуре путем внесения вещества (в соответствующем агрегатном состоянии) в воду. Следует учесть, что получение осадков малорастворимых веществ с помощью реакций ионного обмена возможно не всегда (подробнее см. 13.4).