Конспект урока по химии на тему Обратимость химических реакций. Химическое равновесие, для профильного класса.

Выполнила: Емельяненко Т.Ю.
План-конспект урока для 11 класса(2 урока)
Тема: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие .
Цель урока:
Систематизировать и углубить знания учащихся об обратимых и необратимых реакциях, химическом равновесии как динамическом состоянии реагирующей смеси.
Знать факторы, влияющие на смещение химического равновесия, определение принципа Ле-Шателье. Уметь объяснять на конкретных примерах способы смещения химического равновесия, применяя принцип Ле-Шателье.
Иметь представление о константе химического равновесия для гомогенных и гетерогенных реакций. Развить навыки в решении расчетных задач с использованием понятия о константе равновесия.
Средства обучения: Компьютер, мультимедийный проектор, экран, презентация «Химическое равновесие»
Оборудование и реактивы:
На демонстрационном столе: бутылка с газированной водой, кристаллизатор.
На столах учащихся: свежеприготовленный крахмальный клейстер, раствор йода(с добавлением KI), концентрированные растворы хлорида железа(III) FeCl3, роданида калия KSCN, кристаллического хлорида калия KCl, спиртовка, держатель пробирок, стакан, ложечка, штатив с пробирками.
Методы обучения: Словесные, наглядные, практические, интерактивные.
Тип урока: комбинированный.
Ход урока.
Проверка домашнего задания.
Изучение нового материала.
(По ходу урока учащиеся записывают в тетрадь - определения, формулы, уравнения реакций, выводы)
Учитель: На прошлых уроках мы говорили с вами о том, что предмет изучения химии – химическая реакция, о сущности и классификации химических реакций. Мы говорили о том, что химические реакции можно классифицировать по разным признакам.
Вопрос: По каким признакам классифицируют химические реакции?
Ученик: По изменению степени окисления атомов элементов, по числу и составу реагирующих и образующихся веществ, по тепловому эффекту, по участию катализатора, по направлению, по фазовому составу, по механизму протекания, по виду энергии инициирующей реакцию.
Вопрос: Как классифицируют химические реакции по направлению?
Ученик: По направлению химические реакции разделяют на обратимые и необратимые.
Вопрос: Определите , какие из химических реакций, предложенных на слайде, являются обратимыми, а какие необратимыми? (презентация «Химическое равновесие». Слайд 1)
а) NaOH + HCl → NaCl + H2O
б) 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
в) N2 + 3H2 → 2NH3
г) AgNO3 + KCl → AgCl + KNO3
д) SO3 + H2O → H2SO4
е) CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
ж) 2SO2 + O2 → 2SO3
з) CH3COOH + C2H5OH → CH3COOC2H5 + H2O
Ученик: Необратимыми являются реакции под буквами а, б, г, е, а обратимыми – в, д, ж, з.
Вопрос: По каким признакам вы определили необратимые и обратимые реакции?
Ученик: В необратимых реакциях образовались газ, осадок или вода, а в обратимых реакциях исходные вещества взаимодействуют с образованием продуктов реакции, из которых вновь могут быть получены исходные вещества.
Вопрос: Сформулируйте определение обратимых реакций.
Ученик: Обратимые реакции – это реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях при одних и тех же условиях.
Вопрос: Как в уравнениях реакций обозначается обратимость процесса?
Ученик: стрелочками, направленными в разные стороны, показывающими направление прямой и обратной реакции.
Вопрос: Сформулируйте определение необратимых реакций.
Ученик: Необратимые реакции – это реакции, при которых одно из образующихся веществ удаляется из сферы реакции в виде газа, осадка, малодиссоциируемого вещества( чаще Н2О)
Учитель: Но, строго говоря, необратимых реакций практически нет, и любой процесс, рассматриваемый как необратимый, все же обратимый или может быть превращен в обратимый.
Например, реакция разложения карбоната кальция:
СаСО3 → СаО + СО2↑
необратимая, если протекает в открытой системе, т.е. когда улетучивается углекислый газ. А если осуществить эту реакцию в замкнутой системе, то разложение СаСО3 будет идти до тех пор, пока давление газа не достигнет определенного значения, препятствующего разложению, а углекислый газ и оксид кальция будут участвовать в обратной реакции.
Большинство химических реакций обратимы. Поэтому важно знать условия их протекания.
пр.р.
Рассмотрим механизм протекания обратимой реакции на примере реакции:
обр.р.
А + В ⇄ С + Д
Составим график, показывающий зависимость скорости прямой и обратной реакции от времени.
V пр.р.
𝒱
τ
Vобр.р.
Vпр.р.= Vобр.р.
Вначале скорость прямой реакции больше, т.к. больше молекул исходных веществ А и В ⟹чаще столкновения. Затем, по мере уменьшения количества молекул исходных веществ, реже будут происходить их столкновения ⟹скорость прямой реакции уменьшается. Зато возрастает число молекул продуктов реакции С и Д ⟹они сталкиваются чаще ⟹ скорость обратной реакции возрастает. Наконец, наступит такой момент, когда скорости прямой и обратной реакции сравняются. Это означает, что в единицу времени будет образовываться столько молекул продукта реакции, сколько их будет разлагаться на исходные вещества. С этого момента концентрации всех веществ остаются постоянными. Наступило химическое равновесие, которое означает не состояние покоя, а то, что равны скорости двух противоположных процессов.
Vпр.р.= Vобр.р.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия.
Для обратимой реакции: аА + bВ ⇄ сС + dDсогласно закону действующих масс, скорости прямой и обратной реакций можно записать:
Vпр.р.= k1[A]a[B]b Vобр.р= k2[C]c[D]d
[A],[B],[C],[D] – равновесные концентрации веществ.
а, b, c, d – показатели степени, равны коэффициентам в реакции.
В момент достижения состояния химического равновесия скорость прямой и обратной реакций равны.
Vпр.р = Vобр.р k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d
k1k2 =[C]c[D]d[A]a[B]b; = Kр Кр = [C]c[D]d[A]a[B]b;
Кр – константа химического равновесия, количественно описывает состояние химического равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.
При постоянной температуре константа равновесия – величина постоянная для данной обратимой реакции и показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, которое устанавливается при химическом равновесии.
Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.
Задание: Запишите выражение константы равновесия для реакции:
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Ученик у доски: выводит формулу Kр для данной реакции
Ѵ пр.р.= k1[N2] [H2]3 Ѵ обр.р= k2[NH3]2
Ѵ пр.р = Ѵ обр.р k1[N2] [H2]3 = k2[NH3]2 Kр = [NH3] 2[N2][H2]3
Задание: Запишите выражение константы равновесия для реакции:
СО2 + С ⇄ 2СО
Ученик у доски: выводит формулу Kр для данной реакции, поясняя, что реакция является гетерогенной и в выражение константы равновесия могут войти концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Для данной реакции – только в газовой фазе.
Ѵ пр.р.= k1[СО2] Ѵ обр.р= k2[СО]2
Ѵ пр.р = Ѵ обр.р k1[СО2] = k2[СО]2 Kр = [СО] 2 [СО2];
Вопрос: Сделайте вывод, от чего зависит значение константы равновесия?
Ученик: Значение константы равновесия зависит от температуры, от природы реагирующих веществ.
Учитель: Константа химического равновесия имеет большое теоретическое и практическое значение, так как позволяет определить полноту протекания процесса.
При Кр = 1 – система находится в состоянии химического равновесия.
При Кр > 1 – химическое равновесие смещено в сторону прямой реакции.
При Кр < 1 – химическое равновесие смещено в сторону обратной реакции.
Задание: Ознакомьтесь со значениями констант равновесия химических реакций, приведенными в таблице и сделайте вывод о наиболее и наименее полно протекающем процессе.( презентация «Химическое равновесие». Слайд 2)
Константы равновесия некоторых реакций
№ Уравнение реакции Выражение для константы равновесия Значение константы равновесия
1 Сu(тв) + 2Ag(р-р)+ ⇄Сu(р-р)2+ +2Ag(тв) [Сuр-р2+] [Ag(р-р)+]22 • 1015 при 250С
2 Ag+ + 2NH3 ⇄ [Ag(NH3)2]+ [Ag(NH3)2]+[Ag+]•[NH3]21,7 • 107 при 250С
3 N2O4 ⇄ 2NO2 [NO2]2[N2O4]0,87 при 550С
4 2HI ⇄ H2 + I2 [H2]•[I2][HI]21,8 • 10-2 при 4230С
5 AgI ⇄ Ag+ + I-- [Ag+] • [I--] 1 • 10—16 при 250С
Учащиеся делают выводы:
1. Константы равновесия могут изменяться в широких пределах.
2. Значение Кр для реакции 1(2•1015) показывает, что скорость прямой реакции во много раз больше скорости обратной реакции, и поэтому медь, погруженная в раствор соли серебра, практически полностью вытесняет его в свободном виде.
3. Значение Кр для реакции 5 (1•10-16) показывает, что в состоянии равновесия иодид серебра лишь в ничтожной степени диссоциирует на ионы.
Задание: Решить задачу: При синтезе аммиака равновесие установилось при следующих концентрациях (моль/л): [N2] = 2,5; [H2] = 1,8; [NH3] = 3,6. Рассчитайте константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.
Ученик у доски решает задачу с помощью учителя:
Дано:
[N2]р = 2,5 моль/л
[H2]р = 1,8 моль/л
[NH3]р = 3,6 моль/л
Кр - ?
[N2]исх - ?
[Н2]исх - ? Решение:
1. Запишем уравнение обратимой реакции: N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
Запишем выражение константы равновесия, подставим значения концентраций
веществ и рассчитаем её.
Kр = [NH3] 2[N2][H2]3 = 3,622,5∙1,83 = 0,89
2. Определим, сколько моль азота и водорода израсходовалось в реакции при получении 3,6 моль аммиака.
N2 + 3H2 ⇄ 2NH3
1 моль 3 моль 2 моль
v(N2) = 1/2 v(NH3) = 3,6 : 2 = 1,8 моль
v(Н2) = 3/2 v(NH3) =3• 3,6 : 2 = 5,4 моль
3. Определим исходные концентрации азота и водорода.
[N2]исх = 2,5 + 1,8 = 4,3 моль/л [Н2]исх = 1,8 + 5,4 = 7,2 моль/л
Ответ: Kр = 0,89; [N2]исх = 4,3 моль/л; [Н2]исх = 7,2 моль/л
Условия смещения химического равновесия:
Учитель: Состояние химического равновесия при неизменных условиях может сохраняться бесконечно долго. Но при изменении внешних условий можно сместить химическое равновесие в сторону прямой или обратной реакции. Происходит смещение при изменении температуры, давления, концентрации веществ, согласно принципу Ле-Шателье:
При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции(прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.
1. Изменение температуры.
При повышении температуры химическое равновесие(ХР) смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры в сторону экзотермической реакции.
а) (-Q) А + В ⇄С + D + Q
t > ХР(в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р t < ХР (в сторону прямой реакции) Vпр.р>Vобр.р б)(+Q) А + В ⇄ С + D – Q
t > ХР (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р t < ХР(в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.рЛабораторный опыт: Смещение равновесия при изменении температуры для обратимой реакции:
(С6Н10О5)n + mI2 ⇄ [(C6H10O5)nmI2]
Инструкция к опыту
( презентация «Химическое равновесие». Слайд 3)
В две пробирки налейте крахмальный клейстер и добавьте в каждую по 2 – 3 капли раствора йода. В какой цвет окрашивается содержимое пробирок?
Одну из пробирок нагрейте, соблюдая правила по ТБ. Что вы наблюдаете? В сторону какой реакции смещается химическое равновесие?
Охладите пробирку (опустите в стакан с холодной водой). Что вы наблюдаете? В сторону какой реакции смещается химическое равновесие?
Сделайте вывод о тепловых эффектах прямой и обратной реакций в этой равновесной системе.
По окончании опыта учащиеся отвечают на поставленные вопросы:
При добавлении йода в крахмальный клейстер образуется комплексное соединение синего цвета, т.е. прямая реакция сопровождается изменением цвета равновесной системы на синий.
(С6Н10О5)n + mI2 ⇄ [(C6H10O5)nmI2]
бесцветный синий
При нагревании синяя окраска исчезает, значит, химическое равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. в сторону обратной реакции.
При охлаждении содержимое пробирки вновь окрашивается в синий цвет, значит, химическое равновесие смещается в сторону продукта реакции, т.е. в сторону прямой реакции.
Так как нагревание смещает химическое равновесие в сторону обратной реакции, а охлаждение – в сторону прямой реакции, следовательно, прямая реакция является экзотермической, а обратная реакция – эндотермической.
Учитель:
2. Изменение давления.
Демонстрационный опыт: Учитель акцентирует внимание учащихся на опыте и открывает бутылочку с газированной водой.
Вопрос: Что вы наблюдали?
Ученик: Шипение, бурное выделение газа, пену.
Вопрос: Что изменилось в равновесных системах содержимого данной бутылки?
Ученик: Понизилось давление и стал выделятся углекислый газ.
Учитель: то есть химическое равновесие данной системы смещается в сторону большего объема.
Давление влияет на химическое равновесие только в газовых системах.
Повышение давления смещает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением объема, а понижение давления - в сторону реакции идущей с увеличением объема.
А + 2В ⇄2АВ
3V 2V
Р > ХР (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р Р < ХР(в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р При одинаковых объемах давление не влияет на химическое равновесие.
3. Изменение концентрации.
Лабораторный опыт: «Влияние изменения концентрации веществ на химическое равновесие»
Инструкция к опыту
( презентация «Химическое равновесие». Слайд 4)
В станчик с 30 мл воды добавьте по 1-2 капли растворов хлорида железа(III) FeCl3 и роданида калия KSCN. Раствор должен иметь светло-красный цвет.
Составьте уравнение обратимой реакции.
Из стакана налейте равные объемы раствора в 4 пробирки.
В 1-ю пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида железа(III) FeCl3. Что вы наблюдали?
Во 2-ю пробирку добавьте 1-2 капли раствора роданида калия KSCN. Что вы наблюдали?
В 3-ю пробирку ложечкой добавьте небольшое количество хлорида калия и сильно взболтайте. Что вы наблюдали?
Сравните интенсивность окраски в пробирках 1,2,3 с окраской раствора в пробирке 4.
В какую сторону смещалось равновесие в каждом случае? Дайте объяснения. Сделайте выводы.
По окончании опыта учащиеся записывают на доске уравнение реакции и отвечают на поставленные вопросы.
FeCl3 + 3KSCN ⇄ Fe(SCN)3 + KClПри добавлении исходных веществ в пробирки 1 и 2, увеличилась их концентрация, а значит увеличилась скорость прямой реакции, в которой эти вещества расходуются. При этом образовалось больше продукта реакции Fe(SCN)3 красного цвета, поэтому интенсивность окраски в пробирках 1 и 2 усилилась.
При добавлении хлорида калия KCl в пробирку 3 интенсивность окраски уменьшилась, так как увеличилась концентрация продукта реакции KCl, а значит, увеличилась скорость обратной реакции, в которой расходуется это вещество.
Вывод: Увеличение концентрации какого-либо компонента, смещает химическое равновесие в сторону реакции, идущей с уменьшением концентрации этого компонента и наоборот.
А + В ⇄ С + D
[A] > ХР (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р [C] > ХР(в сторону обратной реакции) Vпр.р<Vобр.р
[A] < ХР(в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р [C] < ХР (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р
Задание: Решить задачу: Равновесие в реакции СО + Cl2 ⇄ СОСl2 установилось при следующих концентрациях (моль/л): [CO] = 0,15; [Cl2] = 0,08; [СОСl2] = 0,3. Рассчитайте константу равновесия и новые равновесные концентрации веществ после того, как добавили хлор в количестве 0,02 моль.
Ученик у доски решает задачу с помощью учителя:
Дано:
[CO]р1 = 0,15моль/л
[Cl2]р1 = 0,08моль/л [СОСl2]р1= 0,3моль/л
Кр - ?
[CO]р2 - ?
[Cl2]р2 - ?
[СОСl2]р2 - ? Решение:
1. Запишем уравнение обратимой реакции: СО + Cl2 ⇄ СОСl2
Запишем выражение константы равновесия, подставим значения концентраций
веществ и рассчитаем её. Константа равновесия останется неизменной, так как не
зависит от концентрации веществ.
Kр = [СОСl2] [СО][Cl2] = 0,30,15∙0,08 = 25
2. Добавление хлора приведет к увеличению скорости прямой реакции. При этом концентрация СО уменьшится, а концентрация СОСl2 увеличится.
Пусть х – изменение концентрации Cl2 в ходе реакции, тогда согласно уравнению изменение концентраций СО и СОСl2 будет:
СО + Cl2 ⇄ СОСl2
1 моль 1 моль 1 моль
v(СО) = v(Cl2) = х v(СОСl2) = v(Cl2) = х
3. Новые равновесные концентрации будут равны:
[Cl2]р2 = 0,08+ 0,02-х ; [СО]р2 = 0,15 – х ; [СОСl2]р2 = 0,3 + х4. Выразим константу химического равновесия с учетом новых равновесных концентраций и найдем значение х:
Kр = (0,3+х)0,15-х•(0,1-х) = 25 х = 0,01075 моль/л
5. Рассчитаем новые равновесные концентрации веществ:
[Сl2] р2 = 0,1–0,01075 = 0,08925 моль/л; [CO] р2 = 0,15–0,01075 = 0,1393 моль/л[COСl2] р2 = 0,3+0,01075 = 0,3108 моль/л
Ответ: Kр = 25; [Сl2]р2= 0,08925 моль/л; [CO]р2= 0,1393 моль/л; [COСl2]р2= 0,3108 моль/л
Задание:
1. Определите, как смещается химическое равновесие в системе: N2 + О2 ⇄ 2NО – Q
При повышении температуры, давления, концентрации продукта реакции.
Ученик отвечает у доски: реакция N2 + О2 ⇄ 2NО – Q эндотермическая, идет без изменения объема, поэтому: t > ХР (в сторону прямой реакции)
Р > не влияет на химическое равновесие
[NO] > ХР(в сторону обратной реакции)
2. Как нужно изменить температуру, давление, концентрацию одного из реагирующих веществ, чтобы сместить химическое равновесие в реакции 2SO2(г) + O2(г) ⇄ 2SO3(г) + Q в сторону продуктов реакции.
Ученик отвечает у доски: реакция 2SO2(г) + O2(г) ⇄ 2SO3(г) + Q экзотермическая, идет с уменьшением объема, поэтому, чтобы сместить химическое равновесие в сторону продуктов реакции, надо: температуру – уменьшать, давление – увеличивать, концентрацию исходного вещества – увеличивать.
Закрепление Итак, подходит к концу наш урок. Чтобы проверить, как усвоен материал, вам предлагается выполнить тестовые задания ( презентация ««Химическое равновесие. Вопросы для закрепления» Слайды 5-14).
На состояние химического равновесия, как правило, не влияет: 1) изменение давления, 2) изменение температуры, 3) использование избытка реагентов 4) применение катализатора.
Увеличение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону: 1) прямой реакции, 2) обратной реакции, 3) эндотермической реакции, 4) экзотермической реакции
При нагревании равновесие некоторой реакции смещается вправо. Реакция протекает с: 1) выделением теплоты, 2) поглощением теплоты, 3) участием катализатора, 4) увеличением числа частиц.
При увеличении давления равновесие некоторой реакции смещается вправо. Реакция протекает с:
1) поглощением теплоты, 2) уменьшением числа молекул в газовой фазе, 3) увеличением числа молекул в газовой фазе, 4) участием твердого катализатора.
Приведет к смещению равновесия в реакции 2НСl(г) Н2(г) + Cl2(г) – Q 1) перемешивание смеси 2) повышение давления, 3) применение катализатора, 4) понижение температуры.
Химическое равновесие в системе 2HBr(г) Н2(г) + Br2(г) – Q сместится в сторону продуктов реакции при:
1) повышении давления 2) повышении температуры
3) понижении давления 4) использовании катализатора
Равновесие СО(г) + 2Н2(г) ⇄ СН3ОН(г) + Q смещается в сторону исходных веществ при: 1) охлаждении, 2) увеличении концентрации водорода, 3) добавлении метанола, 4) увеличении давления
Какое действие не повлияет на положение равновесия Н2(г) + I2(г) 2HI(г) + Q: 1) повышение давления, 2) охлаждение, 3) нагревание, 4) добавление водорода.
Максимальный выход продукта реакции 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q будет при одновременном:
1) увеличении давления и понижении температуры, 2) уменьшении давления и повышении температуры, 3) увеличении давления и повышении температуры, 4) уменьшении давления и понижении температуры.
При одновременном повышении температуры и понижении давления химическое равновесие сместится вправо в системе: 1) Н2(г) + S(г) 2H2S(г) + Q 2) 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) + Q 3) 2NH3(г) N2(г) + 3Н2(г) - Q 4) 2НСl(г) Н2(г) + Cl2(г) – Q
По окончании работы учащиеся обмениваются тетрадями и проводят взаимопроверку теста (слайд 15).
Задние 1 4 Задние 6 2
Задние 2 3 Задние 7 3
Задние 3 2 Задние 8 1
Задние 4 2 Задние 9 1
Задние 5 4 Задние 10 3
Результаты проверки сообщают учителю следующим образом: учитель называет номер задания и просит учащихся, обнаруживших ошибку в этом задании поднять руки. Количество ошибок заносит в таблицу (слайд 16). После того как таблица заполнена, учитель возвращается к тем вопросам (на слайдах), на которые было дано большее количество неверных ответов и еще раз проговаривает с учащимися правильные ответы.
Домашнее задание.
§14,упр.1-4 Учитель комментирует домашнее задание. Учащиеся записывают его в дневники.
Анализ урока: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.