Урока: Закрепить понятия «обратимость» и«необратимость»



Дата25.06.2016
өлшемі57 Kb.
түріУрок
Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Цель урока: Закрепить понятия «обратимость» и «необратимость» химических реакций; обобщить и углубить знания учащихся о химическом равновесии, константе равновесия, знать принцип Ле Шателье и уметь применять его для смещения химического равновесия; дать представление о значении знаний о химическом равновесии в производстве и в природе.

Тип урока: комбинированный урок.
Ход урока

I.Организационный момент.
II.Актуализация знаний учащихся

1.Определение скорости химической реакции.

2.Формулы выражения скорости и единицы измерения скорости:

а) гомогенной реакции;

б) гетерогенной реакции.

3.Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции.

4.Как зависит скорость химической реакции от концентрации?

5.Какие вещества называются катализаторами? Ингибиторами? В чем отличие их действия на скорость химической реакции? Значение катализаторов и ингибиторов на производстве, в жизни живых организмов.

6.Что нужно знать о химической реакции, чтобы определить ее скорость?
III.Изучение нового материала

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.

Необратимые химические реакции – это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.
Na2SO4 + BaCl2 à BaSO4↓ + 2NaCl
Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. (Слайд 7).
CuCl2 + 2KOH= Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок
Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O + CO2↑ – образовался слабый электролит, который разлагается на воду и углекислый газ.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – образовалась вода – очень слабый электролит.
Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

H2 + I2 ↔ 2HI (1)

CaCO3 ↔ CaO + CO2 (2)

Рассмотрим уравнение реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечные продукты реакции HI, но и исходные вещества – H2 и I2. Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в реакционной смеси при 350°C всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% H2 и 10% I2. Если в качест - ве исходного вещества взять HI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осу - ществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях [H2] и [I2], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна:

Vпр =kпр [H2] [I2]. Скорость обратной реакции

Vобр=kобр [HI]² в начальный момент времени равна нулю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутствует. Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, т.к. водород и йод вступают в реакцию и их концентрации понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми, наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул HI , сколько их распадается на [H2] и [I2].

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. (Слайд 8, 9).
Химическое равновесие является динамическим равновесием. В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но т.к. скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид:

Кравн =[HI]²/[H2] [I2]



  • Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реагирующих веществ, и зависит от температуры.

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если Кравн<<1, числитель в выражении константы намного меньше зна-менателя, прямая реакция практически не протекает, равновесие смещено влево. Если для какого-либо обра- тимого процесса Кравн>>1, исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.

Химическое равновесие является подвижным и может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый - химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций. Принцип смещения равновесий - самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье. Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье.

Он не был королем и принцем,

Зато открыл прекрасный принцип,

Который химикам полезен

Для сдвигов всяких равновесий.

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию веществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса, который ослабляет произведенное воздействие.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: а) концентрация реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

IV. Закрепление

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Если в равновесную систему вводится какое – либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое – либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например, рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

N2(г) + H2(г)↔ 2 NH3(г)


Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличить их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т.е. уменьшить его концентрацию).

Выводы:

А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, равновесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.

Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преобладает прямая реакция.

В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.

Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.
Влияние температуры.

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермическая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот).

При нагревании системы (т.е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении (понижении температуры) равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

Например, реакция синтеза аммиака является экзотерми-ческой:



N2(г) + H2(г)2 NH3(г) + 92 кДж ,

а реакция разложения аммиака является (обратная реакция) является эндотермической:



2 NH3(г) N2(г) + H2(г) - 92 кДж.

Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.



Выводы:.

А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
Влияние давления.

Давление влияет на равновесие реакции, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например: для увеличения выхода аммиака(смещение вправо) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции

N2(г) + H2(г)↔ 2 NH3(г)

т.к. при протекании прямой реакции число газообразных молекул

уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).

Выводы:

А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.

Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.

3H2 + N2 ↔ 2NH3

в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции - изменение давления не оказывает смещения равновесия.

Н2 + Cl2=2HCl



2V=2V

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.


V. Подведение итогов, выставление оценок в журнал.
Каталог: wp-content -> uploads -> lessons
lessons -> Сабақтың тақырыбы: Қазақстанның Ресейге бодандығы. Әбілқайыр ханның саясаты Сабақтың мақсаты
lessons -> 1. Махамбет Өтемісұлының жауынгер де абзал досын, көтеріліс басшысын табыңыз
lessons -> Сабақтың тақырыбы: Ароматты көмірсутектер. Сабақтың мақсаты
lessons -> Жүргізуші: Саламатсыздар ма, құрметті ұстаздар, әділ-қазылар, оқушылар! Сіздермен бірлесе отырып «Біз информатика әлеміндеміз»
lessons -> Ескерту: Әр кезеңнен кейін оқушылардыі ұпай саны хабарланып отырады. I кезең: «Сәлем-сөздің анасы»
lessons -> Сабақтың тақырыбы: Ж. Аймауытовтың өмірі мен шығармашылығы №1 сабақ
lessons -> Курманов Болат Анарбекович «Тағдырын білем ауған даласының» атты ардагерлермен кездесу кеші сыныптан тыс іс-шараның сценарий
lessons -> Ұлы жеңіс жасасын!
lessons -> «Нұрлы жол» жалпы орта білім беретін мектебі кмм «информатика әлемінде» сыныптан тыс шара Информатика пәні мұғалімі: Оспанова Айжан Жақыпбекқызы
lessons -> Сабақтың өткізілетін күні Пәні: Есептеу кешендерінің операциялық жүйелері


Достарыңызбен бөлісу:




©dereksiz.org 2020
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет