Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Цели и задачи:

Обратимость химических реакций.
Химическое равновесие.
Цели и задачи:
 продолжить формировать понятие о классификации химических
реакций;
 сформировать понятие об обратимости химических реакций;
 сформировать понятие о химическом равновесии;
 закрепить знания о способах смещения химического равновесия.
 умение выделить главное
 умение ориентироваться во времени
 аккуратность ведения записей; умение работать в коллективе,
подготовка своего рабочего места, дисциплинированность.
Оборудование и реактивы:
мультимедиапроектор, плакат со способами смещения химического
равновесия, бутылочка с газированной водой, пробирка с негустым
свежеприготовленным крахмальным клейстером, раствор йода ( с небольшим
количеством KI), 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа
(III), раствор хлорида железа (III), концентрированный раствор KNCS,
кристаллический KСl.
Организационный момент.
Проверка домашнего задания. §13, задача в тетр.
(Слайд №1)
Для реакции были взяты вещества при температуре 40о С. Затем их
нагрели до температуры 70о С. Как изменится скорость химической реакции,
если температурный коэффициент ее равен 2?
(Слайд №2)
Решение:
t2− t1
Vt2 = Vt1 · γ
10
;
70−40
Vt2 = Vt1 · 2
10
;
Vt2 = Vt1 · 23;
(Vt2 )/Vt1= 8
Обратимые химические реакции. Химическое равновесие.
(Слайд №3)
По обратимости химические реакции делятся на:
обратимые и необратимые.
Обратимыми назывют реакции, которые одновременно протекают в прямом и
обратном напрвлениях.
Необратимые реакции идут
Н2 + I2
2 HI
только в одном направлении и сопровождаются образованием веществ,
уходящих из зоны реакции.
Необратимыми являются реакции горения, реакции ионного обмена (согласно
правилу Бертолле) протекающих с образованием газа, осадка или очень
слабого электролита (например Н2О), некоторые процессы разложения.
Необратимых реакций практически не существует, и любой необратимый
процесс может быть превращен в обратимый.
Например, реакция разложения карбоната кальция
(СаСО3 → СаО + СО2)
Необратимая, если осуществляется в открытой системе, т.е. Когда
возможно удаление углекислого газа из зоны реакции.
Если же осуществлять данную реакцию в замкнутой системе, реакция
будет продолжаться до тех пор, пока давление газа, не достигнет
определенного значения, препятствующего разложению, а углекислый газ и
оксид кальция будут участвовать в обратной реакции.
Рассмотрим процессы, протекающие в обратимых реакциях на примере
системы: (плакат со способами смещения химического равновесия),
2 SO2 + O2
2SO3
Со временем скорость прямой реакции уменьшается, а скорость
обратной реакции увеличивается, следовательно должен наступить момент,
когда скорости прямой и обратной реакции станут равными.
v пр. = v обр.
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.
Химическое равновесие имеет характерную особенность – оно
динамичное, - подвижное, т.е. прямая и обратная реакция продолжают
протекать, но так как скорости их равны, то концентрации всех реагирующих
веществ в системе остаются постоянными, равновесными при сохранении
постоянных внешних условий.
1. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
Переход из одного равновесного состояния в другое называется
смещением или сдвигом равновесия.
Согласно принципу Ле Шателье (принцип подвижного равновесия):
Внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, приводит к смещению равновесия в направлении, при котором
ослабляется данное воздействие.
(Слайд №4)
Какие же факторы влияют на смещение химического равновесия?
Давайте рассмотрим эти факторы:
1. Влияние изменения температуры.
прямая реакция
2 NO2
N2O4 + 54,39 кДж
обратная реакция
Оксид азота (IV) подвергается димеризации, образуя бесцветную
жидкость – димер оксида азота (IV). При температуре - 110 С равновесие
полностью смещено в сторону образования N2O4, при температуре 140 0 С – в
сторону образования NO2 . промежуточным температурам соответствует
состояние равновесия между N2O4 и NO2 . При повышении температуры
увеличивается скорость эндотермической реакции.
При повышении температуры химическое равновесие смещается в
сторону эндотермической реакции.
2. Влияние изменения давления.
(Слайд №5)
Рассмотрим , как влияет изменение давления. При открывании
бутылочки с минеральной газированной водой мы наблюдаем, понижение
давления, в связи, с чем углекислый газ выделяется, равновесие смещается в
сторону большего объема.
При повышении давления химическое равновесие смещается в сторону
меньшего объема.
Состояние химического равновесия реакции, в которой не участвуют
газы, не зависит от давления. Об объемах газов можно судить на основании
их количественного соотношения в уравнении реакции.
3. Влияние изменения концентрации.
(Слайд №6)
Возьмем 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа
(III), добавим в 1-ю пробирку – 2-3 капли раствора хлорида железа (III), во 2ю 1-2 капли концентрированного раствора KNCS, в 3-ю кристаллический
KCl. В какую сторону сместится равновесие в каждом случае?
При повышении концентрации одного из веществ химическое
равновесие смещается в сторону его расходования.
Закрепление изученного материала (использование тренировочного теста.
Самостоятельная работа (тест) см. приложение.
Домашнее задание (пояснение). §16, в. 3-5 (п).