Конспект урока "Химическое равновесие"
план-конспект урока по химии (11 класс) на тему

Евсеева Евгения Павловна
Опубликовано 15.10.2018 - 9:11 - Евсеева Евгения Павловна

Тема "Химическое равновесие" очень трудна в осмыслении и особенно в применении теории к реакциям при смещении химических реакции. Материалы взяты из разных источников и обобщены в конспекте.

Скачать:

ВложениеРазмер
Файл himicheskoe_ravnovesie.docx328.88 КБ

Предварительный просмотр:

© Евсеева Евгения Павловна  «Химическое равновесие и способы его смещения»

Тема урока «Химическое равновесие и способы его смещения»

Цель урока: Расширить знания о химической реакции, как системы, изменяющейся со временем и от факторов окружающей среды.

Необходимое оборудование: Мультимедийный проектор

Материал: Презентация «Химическое равновесие и способы его смещения», подготовленный химический диктант на оксиды, чистые листочки.

Новые понятия: Прямая и обратная реакции, обратимые и необратимые реакции, химическое равновесие, принцип Ле-Шателье.

Ход урока:

Здравствуйте, садитесь.

  1. Начинаем наш урок с диктанта (химический диктант  на листочках, 10 оксидов и гидрооксидов). 2-3 минуты. Во время сбора листочков, оглашение оценок за предыдущий диктант.
  2. А теперь ответьте на такие вопросы (4-5минут):
  1. Что называют тепловым эффектом химической реакции?
  2. На какие типы химических реакций делят по тепловому эффекту?
  3. Что такое скорость химической реакции?
  4. Дайте объяснение данному термину.
  5. Что может подразумеваться под терминами «прямая реакция» и «обратная реакция»?
  1. Наша тема «Химическое равновесие и способы его смещения». План нашего урока на доске.
  2. Химическое равновесие.
  1. Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.
  2. Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях.
  3. Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении C:\Users\Валера\YandexDisk\Скриншоты\2014-12-08 00-28-34 Скриншот экрана.png
  4. Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия.
  5. Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

17 

  1. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны.
  2. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.
  3. Смещение химического равновесия.
  1. Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции (принцип Ле-Шателье).
  2. Принцип Ле-Шателье -Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия.
  1. 1 фактор. Температура. Вы видите, что изображена одна и та же химическая реакция, и вы должны понимать, что в каждой обратимой реакции одно из направлений отвечает экзотермическому процессу, а другое - эндотермическому. Рассмотрим модельную демонстрацию влияния температуры на смещение равновесия в системе

N2 + 3H2 ↔  2NH3 + Q.  Следует, что при  t↑ химическое равновесие смещается в сторону        эндотермической реакции, а при  t↓, в сторону экзотермической реакции

  1. 2 фактор. Концентрация. Снова рассмотрим модельную демонстрацию. Посередине у нас равновесная система. Слева увеличено количество реагентов, а справа продуктов реакции. При увеличении   концентрация реагентов ↑ равновесие смещается  в сторону продуктов, и наоборот, концентрация продуктов ↑, в сторону реагентов.
  2. 3 фактор. Давление. C:\Users\Валера\YandexDisk\Скриншоты\2014-12-07 23-09-27 Скриншот экрана.png
  1. Рассмотрим модельную демонстрацию. И вы видите, что при увеличении давления, молекулы реагентов встречаются чаще, чем при низком давлении. И еще раз: Р ↑, смещается в сторону    меньшего объема, Р ↓, смещается в сторону большего объема.
  2. Влияние давления на состояние равновесия проявляется только при наличии в системе газов !!!
  1. КАТАЛИЗАТОРЫ В РАВНОЙ СТЕПЕНИ УСКОРЯЮТ И ПРЯМУЮ И ОБРАТНУЮ , ИЗМЕНЯЯ ЭНЕРГИЮ АКТИВАЦИИ И ТОЙ И ДРУГОЙ НА ОДНУ И ТУЖЕ ВЕЛИЧИНУ – а значит Катализаторы не влияют на положение равновесия!
  2. Принцип        Ле-Шателье  (принцип         смещения  хим.  равновесия)         (принцип противоположностей)         был высказан в общем виде в 1884 году французским ученым  Ле-Шателье.       А теоретически обоснован Ф. Брауном в 1887 г.
  3. УНИВЕРСАЛЬНОСТЬ ПРИПЦИПА
  1. В химии  используется для увеличения выхода реакции;
  2.  В фармакологии – для уточнения условий баланса биологической системы ;
  3.  В экономике принцип позволяет объяснить равновесие цен в эффективных экономических системах;
  4.  Принцип объясняет многие стороны живых систем и поведения человека как природной системы.
  1. Ну а теперь попробуем применить новые знания.

1. Концентрацию, каких веществ надо увеличить, чтобы сместить равновесие 2NO + Cl2 = 2NOCl + Q влево?

 а) NO;
б) Cl2;
в) NOCl;
г) само сместится со временем. C:\Users\Валера\YandexDisk\Скриншоты\2014-12-08 00-59-49 Скриншот экрана.png

 

  1. Домашнее задание.
  1.  Прочитать параграф 14 и выполнить задания к параграфу
  2. Где можно использовать полученные знания в жизни? (написать сообщение на 1 страницу А4).
  3. Cродство гемоглобина к оксиду углерода (II)  в 200 раз превышает его сродство к кислороду и гемоглобин обратимо превращается в карбоксигемоглобин:

Hb      +         CO       ↔            HbCO

Гемоглобин                            Карбокси-

                                                гемоглобин

В норме на долю карбоксигемоглобина приходится 1% общего количества гемоглобина крови. У курильщиков содержание HbCO составляет более 3%  Предложите практические рекомендации для этой и других категорий риска по смещению равновесия в данной реакции в сторону диссоциации карбоксигемоглобина (влево).