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.

Основные понятия:
Обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, равновесные концентрации, константа равновесия, скорость реакции, принцип Ле Шателье.
Оборудование: раствор FeCl3; 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: 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

Признаки необратимости.
CuCl2 + 2KOH=Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок
Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O + CO2↑ – образовался слабый электролит , который разла– гается на воду и углекислый газ.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – 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:
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=kобр [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.

Константа химического равновесия.
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 реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обрати- мой реакции. Если Кравн<<1, числитель в выражении кон- станты 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.

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.

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: 3H2 + N2 ↔ 2NH3
в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия.
Пример: Н2 + Cl2=2HCl
2V=2V

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:
N2(г)+H2(г)→2NH3(г)+92 кДж ,
2NH3(г) → N2(г) + H2(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
CaCO3(т) ↔ CaO(т)+CO2(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) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(г) + 2SO2(г)
б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O (г)
в) H2(г) + I2(г) = 2HI (г)
г) SO2(г) + CL2(г) = SO2CL2(г)

4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе
2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(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
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) + Q
смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать
а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO2
б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO3
6. Химическое равновесие в системе
C4H10 (г) ↔ C4H6(г) + 2H2(г) -Q
сторону обратной реакции , если
а) повысить температуру в) добавить катализатор
б) уменьшить концентрацию H2 г ) повысить давление

Проверь себя!
1 – а
2 – б
3 – в
4 – а
5 – а
6 – г