Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Конспекты / Конспект урока по химии на тему "Обратимость химических реакций. Химическое равновесие", для профильного класса.

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


До 7 декабря продлён приём заявок на
Международный конкурс "Мириады открытий"
(конкурс сразу по 24 предметам за один оргвзнос)

  • Химия

Поделитесь материалом с коллегами:

Выполнила: Емельяненко Т.Ю.

План-конспект урока для 11 класса(2 урока)

Тема: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие .

Цель урока:

  1. Систематизировать и углубить знания учащихся об обратимых и необратимых реакциях, химическом равновесии как динамическом состоянии реагирующей смеси.

  2. Знать факторы, влияющие на смещение химического равновесия, определение принципа Ле-Шателье. Уметь объяснять на конкретных примерах способы смещения химического равновесия, применяя принцип Ле-Шателье.

  3. 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.


  1. Проверка домашнего задания.

  2. 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 + HClNaCl + H2O

б) 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2

в) N2 + 3H2 → 2NH3

г) AgNO3 + KClAgCl + 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.

Рассмотрим механизм протекания обратимой реакции на примере реакции:


А + В С + Д

Составим график, показывающий зависимость скорости прямой и обратной реакции от времени.

пр.р.=обр.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 + dD

согласно 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

=; = Kр Кр = ;

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 =

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 = ;

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) + 2 +2Ag(тв)


2 • 1015 при 250С

2

+ 2NH3 [Ag(NH3)2]+


1,7 • 107 при 250С

3

N2O4 2NO2


0,87 при 550С

4

2HI H2 + I2


1,8 • 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 - ?

2]исх - ?

Решение:

1. Запишем уравнение обратимой реакции: N2 + 3H2 2NH3

Запишем выражение константы равновесия, подставим значения концентраций

веществ и рассчитаем её.

Kр= = = 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

v2) = 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 > (в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р

t < (в сторону прямой реакции) Vпр.р>Vобр.р

б)(+Q) А + В С + DQ

t > (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р

t < (в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р

Лабораторный опыт: Смещение равновесия при изменении температуры для обратимой реакции:

6Н10О5)n + mI2 [(C6H10O5)nmI2]

Инструкция к опыту

( презентация «Химическое равновесие». Слайд 3)

  1. В две пробирки налейте крахмальный клейстер и добавьте в каждую по 2 – 3 капли раствора йода. В какой цвет окрашивается содержимое пробирок?

  2. Одну из пробирок нагрейте, соблюдая правила по ТБ. Что вы наблюдаете? В сторону какой реакции смещается химическое равновесие?

  3. Охладите пробирку (опустите в стакан с холодной водой). Что вы наблюдаете? В сторону какой реакции смещается химическое равновесие?

  4. Сделайте вывод о тепловых эффектах прямой и обратной реакций в этой равновесной системе.

По окончании опыта учащиеся отвечают на поставленные вопросы:

  1. При добавлении йода в крахмальный клейстер образуется комплексное соединение синего цвета, т.е. прямая реакция сопровождается изменением цвета равновесной системы на синий.

6Н10О5)n + mI2 [(C6H10O5)nmI2]

бесцветный синий

  1. При нагревании синяя окраска исчезает, значит, химическое равновесие смещается в сторону исходных веществ, т.е. в сторону обратной реакции.

  2. При охлаждении содержимое пробирки вновь окрашивается в синий цвет, значит, химическое равновесие смещается в сторону продукта реакции, т.е. в сторону прямой реакции.

  3. 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 > (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р

Р < (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)

  1. 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.

  2. Составьте уравнение обратимой реакции.

  3. Из стакана налейте равные объемы раствора в 4 пробирки.

  4. В 1-ю пробирку добавьте 2-3 капли раствора хлорида железа(III) FeCl3. Что вы наблюдали?

  5. Во 2-ю пробирку добавьте 1-2 капли раствора роданида калия KSCN. Что вы наблюдали?

  6. В 3-ю пробирку ложечкой добавьте небольшое количество хлорида калия и сильно взболтайте. Что вы наблюдали?

  7. Сравните интенсивность окраски в пробирках 1,2,3 с окраской раствора в пробирке 4.

  8. 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 + KCl

  1. При 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.

  2. 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] > (в сторону прямой реакции) Vпр.р> Vобр.р [C] > (в сторону обратной реакции) Vпр.р<Vобр.р

[A] < (в сторону обратной реакции) Vпр.р< Vобр.р [C] < (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= = = 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 + х

4. Выразим константу химического равновесия с учетом новых равновесных концентраций и найдем значение х:

Kр= = 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
[COСl
2] 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 > (в сторону прямой реакции)

Р > влияет на химическое равновесие

[NO] > (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.

  1. 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).

  1. На состояние химического равновесия, как правило, не влияет: 1) изменение давления, 2) изменение температуры, 3) использование избытка реагентов 4) применение катализатора.

  2. Увеличение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону: 1) прямой реакции, 2) обратной реакции, 3) эндотермической реакции, 4) экзотермической реакции

  3. При нагревании равновесие некоторой реакции смещается вправо. Реакция протекает с: 1) выделением теплоты, 2) поглощением теплоты, 3) участием катализатора, 4) увеличением числа частиц.

  4. 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.

  1. 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.

  2. 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

  1. 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

  2. Какое действие не повлияет на положение равновесия Н2(г) + I2(г) 2HI(г) + Q: 1) повышение давления, 2) охлаждение, 3) нагревание, 4) добавление водорода.

  3. 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.

  1. 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).

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.
  1. Домашнее задание.

§14,упр.1-4 Учитель комментирует домашнее задание. Учащиеся записывают его в дневники.

Анализ урока: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.


7


57 вебинаров для учителей на разные темы
ПЕРЕЙТИ к бесплатному просмотру
(заказ свидетельства о просмотре - только до 11 декабря)

Автор
Дата добавления 01.10.2016
Раздел Химия
Подраздел Конспекты
Просмотров101
Номер материала ДБ-228549
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх