* З акрепить понятия «обратимость» и «необратимость» химических реакций; обобщить и углубить знания учащихся о химическом равновесии, константе равновесия, - презентация

1

2 * З акрепить 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). *Т*Т ип урока: комбинированный урок.

3 * 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.

4 * 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?

5 * План изложения. * 1. Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости * 2. Химическое равновесие. Константа химического равновесия. * 3.Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент. * 4. Применение Принципа Ле Шателье. * 5. Решение заданий ЕГЭ.

6 О братимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях. Н апример: H2 + I2 2HI CaCO 3 CaO + CO 2 *Н*Н еобратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции. *Н*Н апример : Na 2 SO 4 +BaCl 2 BaSO 4 + 2NaCl

7 *C*C uCl 2 + 2KOH=Cu(OH) 2 +2KOH – выпал осадок *N*N a 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разлагается на воду и углекислый газ. *H*H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

8 Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид: Vпр =kпр[H2] [I2] 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: Vобр=добр [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.

9

10 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 реагирующих веществ, и зависит от температуры.

11 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.

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

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

14 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. * Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

15 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.

16 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

17 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) 2NH 3(г) +92 к Дж, 2NH 3(г) N 2(г) + H 2(г) - 92 к Дж.

18

19

20 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 ?

21 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)

22 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 2SO 2(г) + O 2(г) 2SO 3(г) + Q смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать 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

23 * 1 – а * 2 – б * 3 – в * 4 – а * 5 – а * 6 – г

24 * § 14, упр. 1-8.