Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
план-конспект занятия по химии по теме

Николаевская средняя  школа

Открытый урок:

«Химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье».

Подготовила:

учитель химии

Сафонова Н.В.

Тема: «Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье.»

Цели урока: обобщить и углубить знания об обратимых химических реакциях, химическом равновесии и условиях ею смещения. Рассмотреть принцип Ле Шателье.

План урока.

1.Проверка  домашнего задания: классификация химических реакций.

2.Объяснение нового материала.

3. Закрепление изученного

4. Домашнее задание.

5. Итоги урока.

Проверка домашнего задания.

1) Как классифицируют химические реакции? Приведите названия по разным признакам классификации:

Ответ: По числу и составу реагирующих веществ и продуктов реакции: изомеризация, соединение, разложение, замещение и обмен;

По изменению степеней окисления: ОВР и без изменения ст. ок.;

По тепловому эффекту: экзо- и эндотермические;

По фазовому (агрегатному) составу: гомо- и гетерогенные;

По участию катализатора: каталитические и некаталитические;

По направлению: необратимые и обратимые и т.д.

2) Учащиеся получают задания и проводят реакции в микролабораториях.

Лабораторная работа.

Проведите реакции, укажите признаки, составьте уравнения в молекулярном и ионных видах, укажите тип каждой реакции, какие из них идут до конца? В пробирки добавляйте по 2-3 капли каждого реактива.

а) карбонат натрия + соляная кислота →

б) гидроксид натрия (добавить каплю фенолфталеина) + серная кислота  →

в) сульфат меди(II) + гидроксид натрия →

г) хлорид железа(III) + серная кислота →

Ответ: это реакции обмена, в первой реакции выделяется газ, во второй образуется вода (малодиссоциирующее вещество), в третьей  выпадает осадок, а четвёртая – обратима, признаков реакции не наблюдается. Согласно правилу Бертолле, реакции обмена, протекающие в растворах, идут до конца только в том случае, если в результате их образуется осадок, газ или вода.

3) Дайте определение обратимых и необратимых реакций.

Ответ: обратимые реакции – реакции, идущие во взаимно противоположных направлениях, необратимые – идут только в одном направлении, с полным превращением исходных веществ.

Объяснение нового материала:

Мы выяснили, что реакция

2FeCl3+3Н2SO4<=>Fe2(SO4)3+6HCl

2Fe3++6Cl-+6H++3SO42-<=>2Fe3++3SO42-+6H++6Cl-

является обратимой, учащимся предлагается прочить уравнение прямой и обратной реакций.

На начальном этапе скорость прямой реакции значительно превышает скорость обратной реакции, но наступает такой момент, когда их скорости выравниваются.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции называют химическим равновесием.

Химическое равновесие является динамическим (подвижным), так как при его наступлении одновременно протекают и прямая, и обратная реакции с одинаковой скоростью.

 При постоянных температуре, давлении равновесии обратимой реакции может сохраняться неопределённо долгое время.

Принцип Ле Шателье.

Очень небольшое число реакций являются необратимыми. В основе большинства производственных синтезов находятся именно обратимые реакции.

На производстве, конечно, заинтересованы в преимущественном протекании прямой реакции. Возникает проблема: как сместить химическое равновесие в сторону прямой реакции. Эта проблема была решена во второй половине 19 века.

Французкий химик Анри Ле Шателье в 1885 году вывел, а немецкий физик  Фердинанд Браун в 1887 году обосновал, общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов, который известен теперь под названием принципа Ле Шателье: 

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать какое-либо воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воздействия.

Этот принцип можно было бы назвать принципом «делай наоборот и добьёшься своего».

А теперь подробнее рассмотрим, как можно сместить химическое равновесие с помощью концентрации, температуры, давления.

Концентрация.

Рассмотрим реакцию обмена между хлоридом железа (III) роданидом аммония:

FeCl3+3NH4CNS<=>Fe(СNS)3+3NH4Cl

Появляется характерное кроваво-красное окрашивание, обусловленное присутствием молекул Fe(CNS)3.

Полученный в стакане раствор разливаем поровну в 3 пробирки;

1-эталон;

2-добавляем раствор NH4CNS – окраска усиливается, равновесие смещается вправо, в сторону образования роданида железа (III) Fe(CNS)3;

3-добавляем кристаллический NH4Cl, перемешиваем стеклянной палочкой. Окраска раствора по мере растворения хлорида аммония ослабляется, что свидетельствует о смещении равновесия влево, в направлении образования хлорида железа (III) и роданида аммония.

Делаем вывод:

* при увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;

* при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.

P.S Можно рассмотреть влияние концентрации на примере реакции

3С6H5OH+FeCl3<=> (C6H5O)3 Fe+3HCl

                                      Фиолетовый

При добавлении HCl окраска исчезает, так как равновесие химической реакции смещается влево и комплекс: фенолят железа (III) разрушается.

Температура.

Процесс разложения азотной кислоты протекает при обычных условиях на свету, поэтому раствор азотной кислоты и безводная HNO3 окрашены в бурый цвет (примесь NO2-бурый газ). Этот процесс равновесный.

4HNO3<=>4NO2↑+ O2↑+2H2O -Q

Равновесие реакции можно сместить вправо с помощью температуры.

В ходе прямой  реакции теплота поглощается, чтобы равновесие сместилось вправо (Vпр>Vобр, V- скорость химической реакции), нужно температуру повысить, тогда система будет стремиться охладить себя, и пойдёт процесс эндотермический, т.е прямая реакция.

Добавляем индикатор метилоранж и нагреваем пробирку с азотной кислотой. Цвет меняется от розового до оранжевого, что свидетельствует о нейтральной среде и разложении кислоты.

Если реакция эндотермическая, то при нагревании Vпр>Vобр.

Если реакция экзотермическая, то при нагревании Vобр> Vпр.

*Если нагревать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло забирать (поглощать); т.е эндотермическая реакция.

*Если охлаждать систему, то пойдёт в большой степени такая реакция, которая будет это тепло выделять; т.е экзотермическая реакция.

Давление.

На примере окисления оксида серы (4) в серный ангидрид. 2SO2+O2<==>2SO3+Q

 3V                         2V                                                                                                    

SO3 - в производственных условиях ( при высокой t и p) находится в газообразном состоянии.

Давление напрямую зависит от объёма (p~v)

Прямая реакция идёт с уменьшением давления (числа моль газообразных веществ).

Чтобы пошла прямая реакция, надо сделать наоборот, т.е. давление повысить, чтобы система затем его понижала.

 Увеличение давления ведёт к смещению равновесия в сторону реакции с меньшим числом молекул.

2SO2+O2<=>2SO3+Q

чтобы сместить равновесие вправо, необходимо:

1)взять избыток одного из исходных веществ;

2)температуру взять максимально низкую ( в производственных условиях ~400С);

3)давление повысить.

Далее классу предлагается посмотреть кинофрагмент «Динамический характер химического равновесия», в котором рассматривается процесс окисления сернистого ангидрида, т.е. реакция 2SO2+O2<=>2SO3+Q

После просмотра классу предлагается ответить на вопрос: Как влияет катализатор на химическое равновесие? В какую сторону V2O5

смещает равновесие реакции?

Ответ: Катализатор не влияет на химическое равновесие, он в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции.

Можно рассмотреть влияние давления на примере реакции:

2NO+O2<=>2NO2+Q

NO- бесцветный газ, NO2- бурый газ

Также предлагается просмотр кинофрагмента данного процесса.

Сообщение учащегося.

Чаще всего принцип Ле Шателье используется, чтобы подобрать условия, увеличивающие выход необходимого продукта. Реже мы говорим о том, как сократить выход вредного продукта.

В человеческом организме протекают биохимические процессы, которые так же 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 нежелаемой реакции, и по принципу Ле Шателье равновесие смещается в сторону исходных веществ.

Процесс, вызывает болезненные нарушения в организме, угасает.

(Из «Химии в школе» № 2-93, статья: Тушина Е.Н. Принцип Ле Шателье и некоторые методы лечения).

3. Закрепление изученного.

1) Какие реакции называются обратимыми?

2) Какое состояние системы называется равновесным?

3) Почему химическое равновесие является динамическим?

4) Расскажите о принципе Ле Шателье.

5) Какие факторы влияют на химическое равновесие?

6) Химическое равновесие в системе

2NO(г) + O2 (г)  2NO2 (г) + Q

смещается в сторону образования продукта реакции при

7) В какой системе увеличение давления и понижение температуры смещает

химическое равновесие в сторону продуктов реакции?

4. Домашнее задание

§ 14, упражнение 1 (Габриелян О.С., 11 кл., профильный)