Урок химии в 11 классе на тему "Обратимость химических реакций. Химическое равновесие"

Урок химии в 11 кл Тема урока: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие Цель 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).  Оборудование: штатив с пробирками, растворы CuCl2 ,KOH, Na2CO3, HCl, H2SO4, KOH, индикатор, компьютер, проектор Тип урока: комбинированный урок. Ход урока I.   Организационный момент. II    Мотивация учебной деятельности учащихся     Мы изучаем большую главу «Химические реакции». Часть знаний получили в основной школе, в 9 классе. Эти знания необходимо повторить и привести в систему. На предыдущем уроке изучалось важнейшее понятие химической кинетики – скорость химической реакции и влияние на нее различных факторов.       Химик толкает реакцию в спину: «Давай­ка 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, Ступай­ка, 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?  Запишите тему урока «Обратимость химических реакций. Химическое равновесие» Что же сегодня нам предстоит изучить? - обратимые реакции, химическое равновесие и условия его смещения. Для того, чтобы успешно усвоить изучаемую тему, нам нужно вспомнить знания, полученные на предыдущих уроках. III. Фронтальный опрос по предыдущим темам: Учитель: Что такое скорость химических реакций? Ученик: Понятие скорость химической реакции, используют, чтобы  характеризовать быстроту течения химической реакции. Под скоростью  химической реакции понимают изменение концентрации в единицу времени. Учитель: От каких факторов зависит скорость химических реакций? Ученик: Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих  веществ, температуры, концентрации реагирующих веществ, давления,  действия катализатора, величины площади поверхности соприкосновения  реагентов. Учитель: Какие реакции называют а) необратимыми, б) обратимыми? Ученик: Необратимые реакции идут только в одном направлении и  сопровождаются образованием веществ, уходящих из зоны реакции. Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях. Учитель: Какие реакции относятся к необратимым? Ученик: Необратимыми являются реакции горения, реакции ионного обмена с образованием осадка, выделением газа, образованием очень слабого  электролита (например, воды). Учитель: Какие две реакции протекают в обратимом процессе? Ученик: В обратимых реакциях одновременно протекают прямая и обратная реакции. Учитель: Какая реакция будет называться прямой, какая обратной? Ученик: Реакция, которая протекает в направлении слева направо, называется прямой, а реакция, которая идет в направлении справа налево ­  обратная. Учитель: Как вы думаете, каких реакций больше в природе? Ученик: Обратимых реакций больше, т.к. при определенных условиях  необратимая реакция может стать обратимой. Учитель: Итак, обратимыми называют реакции, которые  одновременно протекают в двух взаимно противоположных  направлениях. В обратимых реакциях с течением времени изменяются скорости  прямой и обратной реакции. Учитель: Как вы считаете, почему они будут изменяться? Ученик: В начале реакции концентрации исходных веществ будут большими,  скорость прямой реакции велика. С течением времени вещества будут  расходоваться, их концентрации уменьшаться, скорость прямой реакции  станет меньше, по сравнению с первоначальной. Концентрации продуктов реакции с течением времени будут увеличиваться, следовательно, будет  возрастать и скорость обратной реакции. IV.   Изучение нового материала               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.       1. Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.           Необратимые химические реакции – это реакции, протекающие в одном  направлении до полного превращения реагирующих веществ  в  продукты  реакции.          +↓   2NaCl                               Например :              Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 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.  (Демонстрационные опыты. ТБ. Помощь ученика – ассистента, записать  уравнения реакций на доске и в тетрадях учащихся) ↓ ↑  +2KOH    …. выпал осадок  … образовался углекислый газ и вода – CuCl2 + 2KOH= Cu(OH)2 Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O + CO2 слабый электролит H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O ….образовалась вода – очень слабый  электролит. Обратимые химические  реакции – это реакции, одновременно  протекающие в прямом и обратном направлениях  в одних и тех же условиях. Например: H2 + I2  CaCO3  Рассмотрим  уравнение реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода  (Уравнение 1).  ↔ ↔  2HI (1)  CaO + CO 2 (2) Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси  можно обнаружить не только конечные продукты реакции HI, но и исходные  вещества – H2 и  I2.  Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в  реакционной смеси при 350°C  всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% H2  и 10% I2. Если в качестве  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  осуществляются  прямая и обратная реакции. Если в качестве исходных веществ  взяты  водород и йод  в концентрациях  [H2] и [I2], то скорость прямой реакции в начальный момент времени была  равна:  Vпр =kпр [H2] [I2].   Скорость обратной реакции  Vобр=kобр [HI] ²  в  начальный момент времени  равна  нулю, так как йодоводород в  реакционной смеси отсутствует.  Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, т.к. водород и йод  вступают в реакцию и их концентрации  понижаются. При этом скорость  обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося  йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной  реакции станут одинаковыми,  наступает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же  молекул  HI , сколько их  распадается на  [H2] и [I2].    Состояние обратимого процесса, при котором скорости   прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.  Химическое равновесие является динамическим равновесием.  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 =[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 реагирующих  веществ, и зависит от температуры.    Величина константы равновесия характеризует   полноту протекания  обратимой реакции. Если Кравн<<1, числитель в выражении константы  намного меньше знаменателя, прямая реакция практически не протекает,  равновесие смещено влево.   Если для какого­либо обратимого процесса Кравн>>1, исходных реагентов в равновесной системе практически не  остается, равновесие смещено вправо.        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.    Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.    Историческая справка. Анри Луи Ле Шателье (1850­ 1936), французский  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.       Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию  веществ или температуру), то равновесие сместится в сторону  преимущественного протекания того процесса, который ослабляет  произведенное воздействие.      Принцип Ле Шателье ­ это принцип «вредности», принцип «наоборот».  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: N2(г) + H2(г) 3(г)             ↔  2 NH Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реакции 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: 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»)  2NH↔ 3 в) если объемы газообразных продуктов одинаковы  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  как в прямой, так и в обратной реакции­ изменение давления не оказывает  смещения равновесия.  Пример:  Н2 + Cl2=2HCl         2V=2V  (Эксперимент – видео) Влияние изменения температуры.  А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону  эндотермической реакции. Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону  экзотермической реакции. Пример: N2(г)+H2(г) 2NH→ Значение принципа Ле Шателье.  3(г)+92 кДж , 2NH3(г)   N→ 2(г) + H2(г) ­ 92 кДж.  V. Решение заданий ЕГЭ. 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)  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   CaO(т)+CO 2(т) – Q ↔ а) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(г) + 2SO2(г) б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O (г) в) H2(г) + I2(г) = 2HI (г)  2CO↔ 2(г) + Q ?  4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в  системе 2CO(г) + O2(г)  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 б) верно только Б в) верны оба суждения г) оба суждения неверны  2SO↔ 5. В системе 2SO2(г) + O2(г)  в сторону исходных веществ будет способствовать  а) уменьшение давления 3(г) + Q смещению химического равновесия в) увеличение концентрации SO2 б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO3  C↔ 4H6(г) + 2H2(г) –Q 6. Химическое равновесие в системе C4H10 (г)  Смещается в 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 Домашнее задание.  § 14 , упр. 1­8.