Презентация "Обратимость химических реакций. Химическое равновесие."

Цели 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, развитие навыков в решении заданий ЕГЭ  (часть А).  

Тип урока: комбинированный урок.

Обратимые химические  реакции – это реакции,  одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях  в одних и тех же условиях.

Например:

H₂ + I₂ ↔ 2HI

CaCO₃ ↔ CaO + CO₂

Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Например:

Na₂SO₄  +BaCl₂ - BaSO₄ ↓+  2NaCl

В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой     момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными.

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Учитель химии МОУ СОШ №1 с. Гизель

Солтанова В.К.

Цели 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, развитие навыков в решении заданий ЕГЭ (часть А).
• Тип урока: комбинированный урок.

Основные понятия:

• Обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, равновесные концентрации, константа равновесия, скорость реакции, принцип Ле Шателье.
• Оборудование: раствор F eCl 3; KNCS; KCl ; крахмальный клейстер; пробирки, вода, спиртовка,держатель.

Ход урока.

• Фронтальный опрос
• 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?

Изучение нового материала.

• План изложения.
• 1.Реакции обратимые и необра-тимые. Признаки необратимости
• 2. Химическое равновесие. Константа химического равнове-сия.
• 3.Факторы, вызывающие смеще-ние химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент.
• 4. Применение Принципа Ле Шателье.
• 5. Решение заданий ЕГЭ.

Обратимые и необратимые реакции.

• Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протека – ющие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
• Например: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2

• Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции .
• Например :

Na 2 SO 4 +BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Признаки необратимости.

• CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок
• Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑ – образовался слабый электролит , который разла– гается на воду и углекислый газ.
• H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Химическое равновесие.

• Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:

V пр = k пр [H 2 ] [I 2 ] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:

V обр = k обр [ HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

Изменение концентраций веществ (а) и скоростей (б) прямой и обратной реакций в системе с течением времени.

Константа химического равновесия.

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

К равн = [HI] ² /[H 2 ] [I 2 ]

• 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 реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.

1 , исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо. " width="640"

• Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обрати- мой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

• Состояние химического равновесия может сохранять-ся 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, отвечаю- щее новым условиям.

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

Историческая справка .

• Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый- химик, занимался исследова-ниями процессов протекания химических реакций.
• Принцип смещения равнове-сий- самое известное, но далеко не единственное на-учное достижение Ле Ша- телье.
• Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

Принцип Ле Шателье.

• 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 ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
• Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

Изменение концентрации:

• А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
• Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает 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.

Эксперимент.

Влияние изменения давления.

• 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.

Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

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

Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl

2V=2V

Эксперимент.

Влияние изменения температуры.

• А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
• Б) при понижении темпера- туры химическое равновесие смещается в сторону экзо- термической реакции.
• Пример:

N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж ,

2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) - 92 кДж.

Значение принципа Ле Шателье.

Производство аммиака и метанола.

Закрепление.

• Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину ! » Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня ! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление ! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно ! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта ! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?

Задания ЕГЭ .

1. Условие необратимости химического превращения.

а) образование слабого электролита

б) поглощение большого количества теплоты

в) взаимодействие слабого и сильного электролитов

г) ослабление окраски раствора.

2. Для смещения равновесия в системе

CaCO 3( т) ↔ CaO (т) + CO 2( т) – Q

в сторону продуктов реакции необходимо

а) увеличить давление б) увеличить температуру

в) ввести катализатор г) уменьшить температуру

3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе

а) 2H 2 S ( г) + 3O 2 (г) = 2H 2 O (г) + 2SO 2 (г)

б) 2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 O (г)

в) H 2 (г) + I 2 (г) = 2HI (г)

г) SO 2 (г) + CL 2 (г) = SO 2 CL 2 (г)

4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе

2CO (г) + O 2 (г) ↔ 2CO 2 (г) + Q ?

А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.

Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.

а) верно только А в) верны оба суждения

б) верно только Б г) оба суждения неверны

5. В системе

2 SO 2 (г) + O 2 (г) ↔ 2SO 3 (г) + Q

смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать

а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO 2

б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO 3

6. Химическое равновесие в системе

C 4 H 10 (г) ↔ C 4 H 6 (г) + 2H 2 (г) -Q

сторону обратной реакции , если

а) повысить температуру в) добавить катализатор

б) уменьшить концентрацию H 2 г ) повысить давление

Проверь себя!

• 1 – а
• 2 – б
• 3 – в
• 4 – а
• 5 – а
• 6 – г

Домашнее задание.

• § 14 , упр. 1-8.