Урок по химии на тему 'Обратимость химических реакций'

министерство образования и науки Российской Федерации

Старооскольский технологический институт им. А.А. УГАРОВА

(филиал) федерального государственного автономного образовательного учреждения

высшего профессионального образования

«Национальный исследовательский технологический университет «МИСиС»

ОСКОЛЬСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

(разработка урока)

Подготовила:

Умеренкова Т.И.

2015

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Цели: актуализировать и расширить знания обучающихся об особенностях протекания обратимых химических реакций; изучить факторы, влияющие на смещение химического равновесия;

развивать логическое мышление, память, внимание, умение сравнивать и анализировать, умение применять полученные знания и навыки при выполнении практических упражнений;

показать значение теоретических знаний для объяснения химических явлений, раскрыть важные области применения знаний по химической кинетике; воспитывать культуру речи и самостоятельность в выборе решения проблемы.

Оборудование и реактивы: компьютерная презентация, диск «Виртуальная лаборатория», опорный конспект, портреты ученых, бутылка с газированной водой, пробирки, круглодонная колба, шарик, спиртовка, держатель, реактивы: раствор йода в водном растворе KI, крахмальный клейстер, FeCl₃, KCNS, KCl.

Ход урока

1. Организационный момент

2. Сообщение темы и цели урока, самоопределение

Древнекитайсий философ Лао-цзы сказал: «Бытие и небытие порождают друг друга, трудное и легкое создают друг друга, длинное и короткое взаимно соотносятся, высокое и низкое взаимно определяются, звуки, сливаясь, переходят в гармонию, предыдущее и последующее следуют друг за другом».

III. Актуализация знаний.

Классификация предложенных химических реакций с использованием различных признаков.

1. SO₂ +H₂O D H₂SO₄ + Q

2. CH₄ D C(тв) +2H₂ - Q

3. FeCl₃+3KOH → Fe(OH)₃↓ +3KCl

4. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ ↑ + Q

IV. Изучение нового материала

1.Обратимость химических реакций

1.1. Необратимые химические реакции

В соответствии с правилом : реакции обмена протекают только тогда, когда образуется малорастворимое соединение (), легколетучее вещество (), или (очень слабый , в том числе и вода). В таких случаях реакции будут практически не обратимы.

1.2. Обратимые химические реакции

1.3. Задание: Какие из химических реакций, уравнения которых предложены, обратимы? Почему?

а) NaOH + HCI = NaCI + H₂O;
б) N₂ + 3H₂ = 2NH₃;
в) AgNO₃ + NaCI = AgCI + NaNO₃;
г) 2SO₂ + O₂ = 2SO_3.

2. Химическое равновесие

2.1.Создание проблемной ситуации

Посмотрите на бутылку с газированной водой. Наблюдаем ли мы признаки каких-либо химических процессов, пока бутылка закрыта? Нет.

А что же на самом деле происходит? Одновременно протекают три обратимых процесса: конденсация, испарение и обратимая химическая реакция. Система находится в состоянии динамического равновесия, поэтому давление СО₂ (г), паров Н₂О, концентрация растворенного СО₂ и кислотность раствора остаются постоянными.

2.2. Понятие «равновесие»

В толковом словаре С.И.Ожегова: «Равновесие - это устойчивое соотношение между чем-либо».

Равновесие мы встречаем в изобразительном искусстве, в музыке, в природе.

Приведите примеры равновесия, известного вам из курса биологии, физики, экономики, используя материалы самостоятельной работы.

2.3. Химическое равновесие

Момент, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции

(V_пр = V_об ), устанавливается химическое равновесие.

Химическое равновесие - динамическое состояние химической системы, в которой при неизменных условиях скорости прямой и обратной реакций равны. Как только эти условия изменяются, система переходит из одного состояния равновесия в другое. Химическое равновесие - самое энергетически выгодное состояние системы (энергетическая яма), в котором она наиболее устойчива. Аналогия: если шарик положить на край вогнутого стекла, то он неминуемо скатится вниз.

2.4. Демонстрация круглодонной колбы, внутри которой находится шарик.

3. Константа химического равновесия

3.1. Понятие о константе химического равновесия

Количественной характеристикой химического равновесия служит константа равновесия, которая зависит от природы реагирующих веществ и от температуры (но не зависит от концентрации реагентов и давления). С повышением температуры константа равновесия экзотермической реакции уменьшается, а эндотермической возрастает.

Чем больше значение К_равн , тем в большей степени равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции.

При К = 1 наступило химическое равновесие,

При К > 1 преобладают продукты реакции,

При К < 1 преобладают исходные вещества.

3.2. Константа равновесия для гомогенной реакции

N₂ +3H₂ 2NH₃ + Q

[N Н₃]²

К_равн. = --------------

[ N₂ ] . [H₂]³

3.3. Константа равновесия для гетерогенной реакции

CO₂ + C_(тв)  2CO - Q

[CO]²

К_равн. = --------------

[ CO₂]

В выражение для константы равновесия не входят концентрации твёрдых веществ, учитываются равновесные концентрации только в жидком и газообразном состоянии

4. Условия смещения химического равновесия

4.1. Создание проблемной ситуации

Если явление химического равновесия так важно для человека, значит он

должен уметь им управлять.

По вашему мнению, можно ли сместить химическое равновесие?

Как вы предлагаете это делать?

Итак, для того чтобы сместить химическое равновесие, нужно управлять скоростью реакции, а значит, изменять какие - то внешние условия.

Вернемся к бутылке с газированной водой и откроем ее. Что произойдет? Нарушили ли мы равновесие?

Скорость какой реакции возросла?

Как управлять химическим равновесием?

Какие факторы влияют на смещение равновесия?

4.2. Принцип Ле Шателье (1840- 1939г)

4.2.1.Нарушение химического равновесия

Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то равновесие сместится в сторону ослабления этого воздействия.

Этот принцип можно назвать «принцип вредности» или «принципом наоборот».

4.2.2.Сообщение учащегося о французском химике Анри Ле Шателье

4.3. Изменение температуры

4.3.1. Смещение равновесия под действием температуры

В каждой обратимой реакции один из процессов - экзотермический, другой - эндотермический. Например:

N₂ + 3H₂D 2NH₃ + Q.

Здесь прямая реакция - экзотермическая, а обратная - эндотермическая. При изменении температуры положение равновесия определяется следующим правилом:

При повышении температуры химическое равновесие смещается в направлении эндотермической реакции, при понижении температуры - в направлении экзотермической реакции.

4.3.2.Задание: Определить, куда сместится равновесие реакции вследствие увеличения температуры?

N₂ + O₂D 2NO - 180 кДж.

4.3.3.Демонстрационный опыт:

В пробирку налить 0,5-1 мл раствора йода в водном йодиде калия, добавить 1-2 капли раствора крахмала. Раствор окрашивается в сине-фиолетовый цвет. Полученный раствор нагреть до обесцвечивания. Бесцветный раствор охладить, до появления синей окраски.

(C₆H₁₀O₅)n + m J₂ D [(C₆H₁₀O₅)n m J₂] + Q.

бесцветный синий

4.3.4. В процессе демонстрационного опыта ответить на вопросы:

Что вы наблюдаете при нагревании?

В какую сторону смещается равновесие?

Что вы наблюдаете при охлаждении?

В какую сторону смещается равновесие?

Объяснить смещение равновесия в системе под действием температуры.

Учащиеся на основе наблюдений и принципа Ле Шателье определяют тепловые эффекты прямой и обратной реакций в этой равновесной системе.

4.4. Изменение давления

4.4.1. Смещение равновесия под действием давления

Для реакций, протекающих в газовой фазе, при изменении давления положение равновесия определяется следующим правилом:

При повышении давления равновесие смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема.

Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияния на химическое равновесие.

Например, для реакции

N₂ (г.) + 3Н₂ (г.) D 2NН₃ (г.)

при переходе от исходных веществ к продуктам реакции объем газов уменьшается вдвое:

N₂+H₂+H₂+H₂ DNH₃+NH₃

4 объема 2 объема

Это означает, что при увеличении давления равновесие в этой системе сместится вправо.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону той реакции, которая сопровождается уменьшением суммарного объема газообразных веществ.

Катализаторы и ингибиторы не смещают химического равновесия. Они одинаково влияют на скорость прямой и обратной реакции.

4.4.2. Демонстрация виртуального эксперимента

2NO₂ D N₂O₄

бурый бесцветный

4.5. Изменение концентрации

4.5.1. Смещение равновесия под действием изменения концентрации

При изменении концентрации веществ в реакционной системе положение равновесия определяется следующим правилом.

Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции, добавление продуктов реакции - в сторону обратной реакции, удаление из системы одного из продуктов реакции смещает равновесие в сторону его образования.

Изучим химическое равновесие в растворах на примере обратимой реакции хлорида железа(III) с роданидом калия.

4.5.2.Демонстрационный опыт:

FeCl₃ + 3KCNSD Fe(CNS)₃ + 3KCl

Продукт реакции - кроваво-красный роданид трехвалентного железа Fe(CNS)₃

Для наглядности опыта разбавим раствор: пусть окраска будет менее интенсивной. Важно, что исходные вещества не полностью превратились в роданид, в колбах есть некоторый избыток исходных веществ.

На равновесие обратимой реакции можно влиять, добавляя исходные вещества или продукты реакции.

В первую колбу добавляем одно из исходных веществ -хлорид железа FeCl₃. Окраска раствора становится интенсивнее; это значит, что роданида железа стало больше.

Увеличение концентрации исходных веществ способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции.

Во вторую колбу добавим раствор другого исходного вещества - роданида калия KCNS. Происходит тоже, что и в первой колбе: увеличивается концентрация продукта реакции - роданида железа.

В третью колбу добавим хлорид калия KCl - это один из продуктов реакции. Раствор светлеет, значит роданида железа становится меньше, а исходных веществ больше.

Добавление продуктов реакции смещает химическое равновесие в сторону образования исходных веществ.

4.6.Выводы

• При увеличении концентрации исходных веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции.

• При увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.

• При повышении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше.

• При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции.

• При понижении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону экзотермической реакции.

V. Закрепление материала

Первичная проверка умения использовать полученные знания.

Задание:

В приведенных системах установилось состояние химического равновесия. Назовите возможные условия, при которых равновесие будет смещено в сторону прямой реакции:

1) СО₂ (г.) + С D 2СО (г.) - Q ;

2) 3NО₂ (г.) + Н₂О D 2НNO₃ + NO (г.) + Q;

3) CO (г.) + CI ₂ (г.) D CO CI₂ (г.) + Q;

4) 2 SO₂ (г.) + О₂ (г.) D 2 SO₃ (г.) + Q;

VI. Обобщение и выводы по уроку

Применение принципа Ле Шателье к обратимым химическим процессам открывает путь к управлению химическими реакциями. В основе важнейших химических процессов лежат обратимые химические реакции. Смещение химического равновесия в сторону увеличения выхода продукта на доли процента, в масштабе страны оборачивается дополнительными миллионами тонн продукции. Повышается рентабельность производства.

Принцип Ле Шателье универсален. Его можно использовать для управления химическими процессами, но не обязательно система должна быть химической. Множество примеров можно найти и в жизни.

Однако, иногда оказывается не менее важным умение сохранять

равновесие. Рассмотрим схему круговорота кислорода в природе. Мы наблюдаем равновесие между процессами дыхания, горения и фотосинтеза. Если равновесие будет нарушено, это приведет к катастрофическим последствиям для всего живого. (Использование электронного учебника по биологии)

Мы изучили химическое равновесие и условия его смещения, научились находить равновесные процессы в окружающей нас природе. И самое главное, поняв всю ценность этих знаний, вы сможете использовать их во благо.

VII. Подведение итогов урока

Составление синквейна по изученной теме.

Синквейн в переводе с французского - 5 строк:

Синквейн

1. Назовите самое главное слово сегодняшнего урока (существительное).

2. Опишите его (прилагательные).

3. Назовите действия предмета речи (глаголы).

4. Сформулируйте свое отношение к теме.

5. Приведите слова, с которыми ассоциируется у вас понятие «равновесие».

Ответы. 1. Равновесие.

2. Химическое, динамическое… .

3. Cмещается, устанавливается… .

4. Равновесные процессы встречаются повсеместно: в природе, музыке, экономике.

5. Устойчивость, гармония, баланс… .

Выставление оценок за урок.

VIII. Домашнее задание

Учебник (О.С.Габриелян Химия для профессий и специальностей технического профиля), §6.4, упр. 5, 6, с. 109.