Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.
план-конспект урока по химии (11 класс) на тему

Обратимость химических реакций.

Химическое равновесие.

Цели и задачи:

• продолжить формировать понятие о классификации химических реакций;
• сформировать понятие об обратимости  химических реакций;
• сформировать понятие о химическом равновесии;
• закрепить знания о способах смещения химического равновесия.

• умение выделить главное
• умение ориентироваться во времени
• аккуратность ведения записей; умение работать в коллективе, подготовка своего рабочего места, дисциплинированность.

Оборудование и реактивы:

мультимедиапроектор, плакат со способами смещения химического равновесия, бутылочка с газированной водой, пробирка с негустым свежеприготовленным крахмальным клейстером, раствор йода ( с небольшим количеством KI), 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа (III), раствор хлорида железа (III), концентрированный раствор KNCS, кристаллический KСl.

Организационный момент.

Проверка домашнего задания. §13, задача в тетр.

(Слайд №1)

Для реакции были взяты вещества при температуре 40о С. Затем их нагрели до температуры 70о С. Как изменится скорость химической реакции, если температурный коэффициент ее равен 2?

(Слайд №2)

Решение:

Vt2 = Vt1 · γ;

Vt2 = Vt1 · 2;

Vt2 = Vt1 · 23;

(Vt2 )/Vt1

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.

(Слайд №3)

По обратимости химические реакции делятся на:

 обратимые и необратимые.

Обратимыми назывют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном напрвлениях.

Необратимые реакции идут

Н2  +   I2                         2 HI

 только в одном направлении и сопровождаются образованием веществ, уходящих из зоны реакции.

Необратимыми являются реакции горения, реакции ионного обмена (согласно правилу Бертолле) протекающих с образованием газа, осадка или очень слабого электролита (например Н2О), некоторые процессы разложения.

Необратимых реакций практически не существует, и любой необратимый процесс может быть превращен в обратимый.

Например, реакция разложения карбоната кальция

(СаСО3           →        СаО  + СО2)

Необратимая, если осуществляется в открытой системе, т.е. Когда возможно удаление углекислого газа из зоны реакции.

Если же осуществлять данную реакцию в замкнутой системе, реакция будет продолжаться до тех пор, пока давление газа, не достигнет определенного значения, препятствующего разложению, а углекислый газ и оксид кальция будут участвовать в обратной реакции.

Рассмотрим процессы, протекающие в обратимых реакциях на примере системы: (плакат со способами смещения химического равновесия),

2 SO2  +  O2                         2SO3

Со  временем скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается, следовательно должен наступить момент, когда скорости прямой и обратной реакции станут равными.

v пр.   = v обр.

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

Химическое равновесие имеет характерную особенность – оно динамичное, - подвижное, т.е. прямая и обратная реакция продолжают протекать, но так как скорости их равны, то концентрации всех реагирующих веществ в системе остаются постоянными, равновесными при сохранении постоянных внешних условий.

1.  Факторы, влияющие на смещение равновесия.

Переход из одного равновесного состояния в другое называется смещением или сдвигом равновесия.

Согласно принципу Ле Шателье (принцип подвижного равновесия):

Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению равновесия в направлении, при котором ослабляется данное воздействие.

(Слайд №4)

Какие же факторы влияют на смещение химического равновесия? Давайте рассмотрим эти факторы:

1. Влияние  изменения температуры.

прямая реакция

2 NO2                           N2O4 + 54,39 кДж

обратная реакция

Оксид азота (IV) подвергается димеризации, образуя бесцветную жидкость – димер оксида азота (IV). При температуре - 110 С равновесие полностью смещено в сторону образования N2O4, при температуре 140 0 С – в сторону образования NO2 . промежуточным температурам соответствует состояние равновесия между N2O4 и NO2 . При повышении температуры увеличивается скорость эндотермической реакции.

При повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

2. Влияние изменения давления.

(Слайд №5)

Рассмотрим , как влияет изменение давления. При открывании бутылочки с минеральной газированной водой мы наблюдаем, понижение давления, в связи, с чем углекислый газ выделяется, равновесие смещается в сторону большего объема.

При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону  меньшего объема.

Состояние химического равновесия реакции, в которой не участвуют газы, не зависит от давления. Об объемах газов можно судить на основании их количественного соотношения в уравнении реакции.

3. Влияние изменения концентрации.

(Слайд №6)

Возьмем 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа (III), добавим в 1-ю пробирку – 2-3 капли раствора хлорида железа (III), во 2-ю 1-2 капли концентрированного раствора KNCS, в 3-ю кристаллический KCl. В какую сторону сместится равновесие в каждом случае?

При повышении концентрации одного из веществ химическое равновесие смещается в сторону его расходования.

Закрепление изученного материала (использование тренировочного теста.

Самостоятельная работа (тест) см. приложение.

Домашнее задание (пояснение). §16, в. 3-5 (п).