Химическое равновесие. Закон действующих масс

26.11.2023

Темы кодификатора : обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

По возможности протекания обратной реакции химические реакции делят на обратимые и необратимые.

Обратимые химические реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях могут взаимодействовать друг с другом.

Например , синтез аммиака — реакция обратимая:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Процесс протекает при высокой температуре, под давлением и в присутствии катализатора (железо). Такие процессы, как правило, обратимые.

Необратимые реакции – это реакции, продукты которых при данных условиях взаимодействовать друг с другом не могут.

Например , реакции горения или реакции, протекающие со взрывом — чаще всего, необратимые. Горение углерода протекает необратимо :

C + O 2 = CO 2

Более подробно про классификацию химических реакций можно прочитать .

Вероятность взаимодействия продуктов зависит от условий проведения процесса.

Так, если система открытая , т.е. обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией, то химические реакции, в которых, например, образуются газы, будут необратимыми.

Например , при прокаливании твердого гидрокарбоната натрия:

2NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

выделяется газообразный углекислый газ и улетучиватся из зоны проведения реакции. Следовательно, такая реакция будет необратимой при данных условиях.

Если же рассмотреть замкнутую систему , которая не может обмениваться веществом с окружающей средой (например, закрытый ящик, в котором происходит реакция), то углекислый газ не сможет улететь из зоны проведения реакции, и будет взаимодействовать с водой и карбонатом натрия, то реакция будет обратимой при данных условиях:

2NaHCO 3 ⇔ Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O

Рассмотрим обратимые реакции . Пусть обратимая реакция протекает по схеме:

aA + bB ⇔ cC + dD

Скорость прямой реакции по закону действующих масс определяется выражением:

v 1 =k 1 ·C A a ·C B b

Скорость обратной реакции:

v 2 =k 2 ·C С с ·C D d

Здесь k 1 и k 2 – константы скорости прямой и обратной реакции соответственно, С A , C B , C C , C D – концентрации веществ А, В, С и D соответственно.

Если в начальный момент реакции в системе нет веществ C и D, то сталкиваются и взаимодействуют преимущественно частицы A и B, и протекает преимущественно прямая реакция.

Постепенно концентрация частиц C и D также начнет повышаться, следовательно, скорость обратной реакции будет увеличиваться. В какой-то момент скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции . Это состояние и называют химическим равновесием .

Таким образом, химическое равновесие — это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакции равны .

Так как скорости прямой и обратной реакции равны, скорость образования реагентов равна скорости их расходования, и текущие концентрации веществ не изменяются . Такие концентрации называют равновесными .

Обратите внимание, при равновесии протекает и прямая, и обратная реакции , то есть реагенты взаимодействуют друг с другом, но и продукты взаимодействуют друг с другом с такой же скоростью. При этом внешние факторы могут воздействовать и смещать химическое равновесие в ту или иную сторону. Поэтому химическое равновесие называют подвижным , или динамическим .

Исследования в области подвижного равновесия начались еще в XIX веке. В трудах Анри Ле-Шателье были заложены основы теории, которые позже обобщил ученый Карл Браун. Принцип подвижного равновесия, или принцип Ле-Шателье-Брауна, гласит:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, воздействовать внешним фактором, который изменяет какое-либо из условий равновесия, то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.

Иными словами: при внешнем воздействии на систему равновесие сместится так, чтобы компенсировать это внешнее воздействие.

Этот принцип, что очень важно, работает для любых равновесных явлений (не только химических реакций). Однако мы сейчас рассмотрим его применительно к химическим взаимодействиям. В случае химических реакций внешнее воздействие приводит к изменению равновесных концентраций веществ.

На химические реакции в состоянии равновесия могут воздействовать три основных фактора – температура, давление и концентрации реагентов или продуктов .

1. Как известно, химические реакции сопровождаются тепловым эффектом. Если прямая реакция идет с выделением теплоты (экзотермическая, или +Q), то обратная — с поглощением теплоты (эндотермическая, или -Q), и наоборот. Если повышать температуру в системе, равновесие сместится так, чтобы это повышение компенсировать. Логично, что при экзотермической реакции повышение температуры компенсировать не получится. Таким образом, при повышении температуры равновесие в системе смещается в сторону поглощения теплоты, т.е. в сторону эндотермических реакций (-Q); при понижении температуры — в сторону экзотермической реакции (+Q).

2. В случае равновесных реакций, когда хотя бы одно из веществ находится в газовой фазе, на равновесие также существенно влияет изменение давления в системе. При повышении давления химическая система пытается компенсировать это воздействие, и увеличивает скорость реакции, в которой количество газообразных веществ уменьшается. При понижении давления система увеличивает скорость реакции, в которой образуется больше молекул газообразных веществ. Таким образом: при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления — в сторону увеличения числа молекул газов .

Обратите внимание! На системы, где число молекул газов-реагентов и продуктов одинаково, давление не оказывает воздействие! Также изменение давления практически не влияет на равновесие в растворах, т.е. на реакции, где газов нет.

3. Также на равновесие в химических системах влияет изменение концентрации реагирующих веществ и продуктов. При повышении концентрации реагентов система пытается их израсходовать, и увеличивает скорость прямой реакции. При понижении концентрации реагентов система пытается их наработать, и увеличивается скорость обратной реакции. При повышении концентрации продуктов система пытается их также израсходовать, и увеличивает скорость обратной реакции. При понижении концентрации продуктов химическая система пувеличивает скорость их образования, т.е. скорость прямой реакции.

Если в химической системе увеличивается скорость прямой реакции вправо , в сторону образования продуктов и расходования реагентов . Если увеличивается скорость обратной реакции , мы говорим, что равновесие сместилось влево , в сторону расходования продуктов и увеличения концентрации реагентов .

Например , в реакции синтеза аммиака:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q

повышение давления приводит к увеличению скорости реакции, в которой образуется меньшее число молекул газов, т.е. прямой реакции (число молекул газов-реагентов равно 4, число молекул газов в продуктах равно 2). При повышении давления равновесие смещается вправо, в сторону продуктов. При повышении температуры равновесие сместится в сторну эндотермической реакции , т.е. влево, в сторону реагентов. Увеличение концентрации азота или водорода сместит равновесие в сторону их расходования, т.е. вправо, в сторону продуктов.

Катализатор не влияет на равновесие, т.к. ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов

Химическое равновесие

Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми .

Большинство химических процессов являются обратимыми . Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).

Например:

а) реакция

$CaCO_3{→}↖{t}CaO+CO_2$

в открытой системе необратима;

б) эта же реакция

$CaCO_3⇄CaO+CO_2$

в замкнутой системе обратима.

Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции:

На основании закона действующих масс скорость прямой реакции

${υ}↖{→}=k_{1}·C_{A}^{α}·C_{B}^{β}$

Так как со временем концентрации веществ $А$ и $В$ уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.

Появление продуктов реакции означает возможность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ $С$ и $D$ увеличиваются, а значит, увеличивается и скорость обратной реакции:

${υ}↖{→}=k_{2}·C_{C}^{γ}·C_{D}^{δ}$

Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными

${υ}↖{→}={υ}↖{←}$

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями . На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим .

Константа равновесия

Обозначим равновесные концентрации веществ $[A], [B], [C], [D]$.

Тогда так как ${υ}↖{→}={υ}↖{←}, k_{1}·[A]^{α}·[B]^{β}=k_{2}·[C]^{γ}·[D]^{δ}$, откуда

${[C]^{γ}·[D]^{δ}}/{[A]^{α}·[B]^{β}}={k_1}/{k_2}=K_{равн.}$

где $γ, δ, α, β$ — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; $K_{равн.}$ — константа химического равновесия.

Полученное выражение количественно описывает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.

При неизменной температуре константа равновесия — величина постоянная для данной обратимой реакции. Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной темпера туре.

Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают $K_{равн.} >> 1$, это означает, что при равновесии $[C]^{γ}·[D]^{δ} >> [A]^{α}·[B]^{β}$, т. е. концентрации продуктов реакции преобладают над концентрациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.

При $K_{равн.}

$CH_3COOC_2H_5+H_2O⇄CH_3COOH+C_2H_5OH$

константа равновесия

$K_{равн.}={·}/{·}$

при $20°С$ имеет значение $0.28$ (т.е. меньше $1$). Это означает, что значительная часть эфира не гидролизовалась.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции

константа равновесия выражается так:

$K_{равн.}={^2}/{}$

Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и темпера туры.

От присутствия катализатора константа не зависит, по скольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить наступление равновесия, не влияя на значение константы равновесия.

Смещение равновесия под действием различных факторов

Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: температуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).

Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия .

Рассмотрим разные способы смещения равновесия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:

$N_2+3H_2⇄2HN_3+Q$

$K_{равн.}={^2}/{·^3}$

Влияние изменения концентрации веществ

При добавлении в реакционную смесь азота $N_2$ и водорода $Н_2$ увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции. Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, т.е. в сторону аммиака $NH_3$.

Этот же вывод можно сделать, анализируя выражение для константы равновесия. При увеличении концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как $K_{равн.}$ — величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количество продукта реакции $NH_3$.

Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака $NH_3$ приведет к смещению равновесия влево, в сторону образования исходных веществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.

Влияние изменения давления

Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, увеличивается их концентрация.

Предположим, что давление в замкнутой системе повысили, например, в $2$ раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ ($N_2, H_2, NH_3$) в рассматриваемой нами реакции возрастут в $2$ раза. В этом случае числитель в выражении для $K_{равн.}$ увеличится в 4 раза, а знаменатель — в $16$ раз, т.е. равновесие нарушится. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления.

Влияние изменения температуры

При повышении температуры, как вы знаете, скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем повышение температуры больше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических.

Таким образом, скорость обратной реакции (в нашем примере эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторону процесса, сопровождающегося поглощением энергии.

Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье (1884 г.):

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.

Сделаем выводы:

при увеличении концентрации реагирующих 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 увеличении 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 - в сторону экзотермического процесса.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химических процессов, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.

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.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Ход урока

I. Организационный момент.

II Актуализация знаний учащихся (Слайд 4).

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?

III. Изучение нового материала (Слайд 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.

Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.

(Слайд 6).

Необратимые химические реакции – это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.

Например:

Na 2 SO 4 + BaCl 2 à BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. (Слайд 7).

CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок

Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разлагается на воду и углекислый газ.

H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.

Например:

H 2 + I 2 ↔ 2HI (1)

CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 (2)

Рассмотрим уравнение реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода (Ур-е 1).

Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечные продукты реакции HI , но и исходные вещества – H 2 и I 2 . Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в реакционной смеси при 350°C всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% H 2 и 10% I 2. Если в качест - ве исходного вещества взять HI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осу - ществляются прямая и обратная реакции.

Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях и , то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна:

V пр =k пр . Скорость обратной реакции

V обр =k обр ² в начальный момент времени равна ну- лю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутству-ет. Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, т.к. водород и йод вступают в реакцию и их концентра - ции понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми, насту - пает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул HI , сколько их распадается на и .

Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. (Слайд 8, 9).

динамическим равнове - сием . В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но т. к. скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.

Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия . Для нашего примера константа равновесия имеет вид:

Кравн =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 приро - дой реагирующих веществ, и зависит от температуры. (Слайд 10).

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если Кравн1, исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо. (Слайд 11).

Химическое равновесие является подвижным и может сохраняться 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 . (Слайд 12).

Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Историческая справка.

Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый - химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.

Принцип смещения равновесий - самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.

Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет. (Слайд13) .

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». (Слайд 14) .

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: а) концентрация реагирующих веществ;

б) температура;

в) давление.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Если в равновесную систему вводится какое – либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое – либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.

Например , рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:

N 2(г) + H 2(г) ↔ 2 NH 3(г)

Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реак - ции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличить их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т.е. уменьшить его концентрацию).

Выводы: (Слайд 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 .

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия») (Слайд 16)).

Влияние температуры.

Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермичес – кая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот).

При нагревании системы (т.е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотер - мической реакции; при охлаждении (понижении тем - пературы) равновесие смещается в сторону экзотерми - ческой реакции.

Например , реакция синтеза аммиака является экзотерми-ческой:

N 2(г) + H 2(г) → 2 NH 3(г) + 92 кДж,

а реакция разложения аммиака является (обратная реакция) является эндотермической:

2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) - 92 кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.

Выводы: (Слайд 17).

А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние температуры на смещение химического равновесия») (Слайд 19)).

Влияние давления.

Давление влияет на равновесие реакции, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Например : для увеличения выхода аммиака (смещение вправо ) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции

N 2(г) + H 2(г) ↔ 2 NH 3(г) , т.к. при протекании прямой реакции число газообразных молекул

уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака). Выводы: (Слайд 17).

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

(Эксперимент (видео опыт) «Влияние давления на смещение химического равновесия») (Слайд 18)).

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества. (Слайд 20,21).

IV. Закрепление (Слайд 22).

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?

V. Обобщение и выводы.

Таким образом, на данном уроке мы более углубленно изучили химическое равновесие - которое может возникнуть в обратимых химических реакциях, а также получили представление о факторах, вызывающих смещение химического равновесия в сторону прямой или обратной реакции, экспериментально убедились в этом.

V‌‌‌I . Решение заданий ЕГЭ (часть А). (Слайд 23,24).

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)

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

б) уменьшение температуры

в) увеличение концентрации SO 2

г) уменьшение концентрацииSO 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

Б) уменьшить концентрацию H 2

В) добавить катализатор

Г) повысить давление

А теперь проверьте правильность своих ответов. (Слайд 25).

1 – а

2 – б

3 – в

4 – а

5 – а

6 – г

VII. § 14, упр. 1-8. (Слайд 26).

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

11 класс

(профильный уровень)

Учитель химии МБОУ СОШ с.Кадгарон Хетагурова Ф.А.

2012-2013 уч. год.

Используемая литература.

1. О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова «Химия» - М.: «Дрофа», 2009.

2.О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов «Общая химия» - Олма-учебник, 2008.

3. О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова, А.Г.Введенская «Настольная книга учителя химии», ч.I, 11 кл. - М.: «Дрофа», 2009.

4.Т.П.Троегубов «Поурочные разработки по химии» - М.: «Вако», 2009.

5.А.С.Егоров «Репетитор по химии» - «Феникс», 2008.

6.С.А.Литвинова, Н.В.Манкевич «Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах» - Минск: «Современная школа: Кузьма», 2009.

7.А.Н.Левкин, А.А.Карцова, С.Е.Домбровская, Е.Д.Крутецкая «Химия:ЕГЭ: Учебно-справочные материалы. (Серия «Итоговый контроль:ЕГЭ») – М.;СПб.:Просвещение, 2011.

8.Г.П.Хомченко «Пособие по химии для поступающих в ВУЗы» - М.: «Новая волна».,2004.

9.В.Н.Доронькин,А.Г.Бережная, Т.В.Сажнева, В.А.Февралева «Химия.Тематические тесты.Подготовка к ЕГЭ» - Ростов-на-Дону «Легион», 2010.

10.Д.М.Добротин,А.А.Каверина,М.Г.Снастина «ЕГЭ-2011 . Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов.» - ФИПИ,М.; «Национальное образование». 2011.

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

11 класс

Основные понятия: 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.

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: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции. Например: Na 2 SO 4 +BaCl 2  BaSO 4 ↓ + 2NaCl

Признаки необратимости. CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разла– гается на воду и углекислый газ. H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – 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: V пр = k пр 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: V обр = k обр [ 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: К равн = 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 реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.

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.

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: 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

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: N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж, 2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(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 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)

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 2 SO 2 (г) + O 2 (г) ↔ 2SO 3 (г) + Q смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать 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

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

Домашнее задание. § 14 , упр. 1-8.

Обратимыми в химической кинетике называют такие реакции, которые одновременно и независимо протекают в двух направлениях - прямом и обратном, но с различными скоростями. Для обратимых реакций характерно, что через некоторое время после их начала скорости прямой и обратной реакций становятся равными и наступает состояние химического равновесия.

Все химические реакции обратимы, но при определенных условиях некоторые из них могут протекать только в одном направлении до практически полного исчезновения исходных продуктов. Такие реакции называют необратимыми . Обычно необратимыми бывают реакции, в которых хотя бы один продукт реакции выводится из области реакции (в случае реакции в растворах - выпадает в осадок или выделяется в виде газа), или реакции, которые сопровождаются большим положительным тепловым эффектом. В случае ионных реакций, реакция является практически необратимой, если в результате нее образуется очень малорастворимое или малодиссоциированное вещество.

Рассмотренное здесь понятие обратимости реакции не совпадает с понятием термодинамической обратимости. Обратимая в кинетическом смысле реакция в термодинамическом смысле может протекать необратимо. Для того чтобы реакцию можно было назвать обратимой в термодинамическом смысле, скорость прямого процесса должна бесконечно мало отличаться от скорости обратного процесса и, следовательно, процесс в целом должен протекать бесконечно медленно.

В идеальных газовых смесях и в идеальных жидких растворах скорости простых (одностадийных) реакций подчиняются закону действующих масс . Скорость химической реакции (1.1) описывается уравнением (1.2), а в случае прямой реакции может быть, представлено в виде:

где - константа скорости прямой реакции.

Подобно этому, скорость обратной реакции:

При равновесии , следовательно:

Это уравнение выражает закон действующих масс для химического равновесия в идеальных системах; К - к о н с т а н т а р а в н о в е с и я.

Константа реакции позволяет найти равновесный состав реакционной смеси при данных условиях.

Закон действующих масс для скоростей реакций можно пояснить следующим образом.

Чтобы произошел акт реакции, необходимо столкновение молекул исходных веществ, т.е. молекулы должны сблизиться друг с другом на расстояние порядка атомных размеров. Вероятность найти в некотором малом объеме в данный момент l молекул вещества L , m молекул вещества M и т.д. пропорциональна ..... , следовательно, число столкновений в единице объема за единицу времени пропорционально этой величине; отсюда вытекает уравнение (1.4).

>> Химия: Обратимые и необратимые реакции

СО2+ H2O = H2CO3

Оставим полученный раствор кислоты стоять в штативе. Через некоторое время мы увидим, что раствор снова стал фиолетовым, так как кислота разложилась на исходные вещества.

Это процесс можно провести гораздо быстрее, если подо треть раствор угольной кислоты. Следовательно, реакция получения угольной кислоты протекает как в прямом, так н в обратном направлении, то есть является обратимой. Обратимость реакции обозначается двумя противоположно направленными стрелками:

Среди обратимых реакций, лежащих в основе получения важнейших химических продуктов, в качестве примера назо вем реакцию синтеза (соединения) оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода.

1. Обратимые и необратимые реакции.

2. Правило Бертолле.

Запишите уравнения реакций горения, о которых говорилось в тексте параграфа, зияя, что в результате этих реакций образованы оксиды тех элементов, из которых построены исходные вещества.

Дайте характеристику трех последних реакций, проведенных а конце параграфа, по плану: а) характер и число реагентов и продуктов; б) агрегатное состояние; в) направление: г) наличие катализатора; д) выделение или поглощение теплоты

Какая неточность допущена в предложенной в тексте параграфа записи уравнения реакции обжига известняка?

Насколько справедливо утверждение, что реакции соединения будут, как правило, зкзотермическими реакциями? Обоснуйте свою точку зрения, пользуясь приведенными в тексте учебника фактами.

Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные уроки