Поурочный план по химии "Химическое равновесие"

Тема: Химическое равновесие 10 класс

Цель: Сформировать понятие о химическом равновесии, показать динамический характер химического равновесия и изучить влияния различных факторов на смещение химического равновесия, сформулировать принцип Ле-Шателье, закрепить умение решать расчетные задачи.

Вводимые понятия:           обратимые и необратимые реакции, химическое равновесие, константа химического равновесия, принцип Ле-Шателье.

Оборудование:         пробирки, пипетки, растворы хлорида железа (III), роданида калия разбавленные и концентрированные, кристаллический хлорид калия.

Тип урока:   урок-лекция.

Ход урока.

I.          Организационный момент.

1.      Объявление цели урока.

2.      Актуализация знаний.

II.       Изучение нового материала.

1.      Предварительная беседа по вопросам:

А) Что такое химическая кинетика?

Б) Основной закон химической кинетики.

В) Какие факторы влияют на скорость химических реакций?

Г) Как влияю на скорость химической реакции температура, концентрации реагирующих веществ?

Д) Как влияют на скорость химических реакций катализаторы, ингибиторы?

Е) Что такое катализ, автокатализ?

Ж) Как современные теории катализа рассматривают действия катализаторов?

2.      Знакомство учащихся с темой урока.

В зависимости от природы реагирующих веществ и условий протекания химического процесса различают обратимые и необратимые реакции. Учащиеся определяют понятия обратимые и необратимые реакции. Приводят примеры.

3.      Учитель мотивирует необходимость изучать явления равновесия обратимых реакций той ролью, которую эти процессы играют в природе и на производстве. На примере реакции синтеза аммиака дается определение понятий «прямая реакция», «обратная реакция», «химическое равновесия», «равновесные концентрации».

4.      Учитель обращает внимание на то, что математическое выражение закона действия масс может быть использовано для количественной характеристики состояния равновесия и выводит выражения константы равновесия, указывает от каких факторов зависит эта величина.

                 прямая

аА+вВ  ↔    сС+дД

                обратная

[А], [В], [С], [Д] – равновесные концентрации

                           а        в                                 с        д

ν      =κ [А] [В];     ν    =κ [С] [Д]

  прям.      1                               обр.     2

в момент равновесия:  ν _прям     = ν_обрат

              а        в                с        д

κ₁  [А] [В]  =κ₂ [С] [Д]

                        с        д

κ1   =   [С] [Д]   ;           κ1   = К

                        а        в

κ2        [А] [В]                κ2

                   с        д

К=   [С] [Д]   ;           К- константа равновесия.

                   а        в

        [А] [В]               

При К ≥ 1 равновесие смещено в сторону образования продуктов, при К<1 – в сторону исходных веществ. При химическом равновесии концентрации реагентов и продуктов остаются неизменными.

5.      Динамическое химическое равновесие.

Так как и прямая и обратная реакция после достижения равновесия не прекращаются, а продолжают идти с равной скоростью, поэтому химическое равновесие называется динамическим. В условиях равновесия концентрации всех веществ связаны между собой. В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят только концентрации веществ в газовой или жидкой фазе. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры.

6.      Смещение химического равновесия.

Если изменятся условия проведения реакции, то система выйдет из равновесия. Переход реакционной системы от одного состояния равновесия к другому называют смещением химического равновесия.

А)   Влияние концентрации.

       Демонстрационный опыт. Взаимодействие хлорида железа (III) с роданидом калия.

FeCl₃+3KSCN↔Fe(SCN)₃+KCL

В 4 пробирки внесите по 5-8 капель разбавленных растворов хлорида железа(III) и роданида калия. В первую пробирку внесите дополнительно 1-2 капли насыщенного раствора хлорида железа(III), в другую столько же концентрированного раствора роданида калия и в третью несколько кристалликов хлорида калия.

Пробирки встряхните. Сравните интенсивность окраски в первых трех пробирках с интенсивностью окраски раствора, содержащегося в четвертой пробирке.

Вывод: при увеличении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

Б) Влияние давления

Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении давления (путем уменьшения или увеличения объема системы или вводом газообразных реагентов, которые повышают давление в системе). На примере реакции 2NO+O₂↔2NO₂

Вывод: при увеличении давления равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления сдвигаетсяв сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.

В) Влияние температуры

Фактором, определяющим направление смещения равновесия, является знак теплового эффекта реакции.

При повышении температуры равновесия смещается в направлении эндотермической, а при понижении температуры- в направление экзотермической реакции.

2CO↔CO₂+C           ∆H= - 171 кДж/моль

7.   Принцип Ле-Шателье.

Влияние различных факторов на смещение химического равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему  в состоянии равновесия оказать какое-либо воздействие, то в системе развивается процесс, ослабляющий это воздействие.

III.  Закрепление

1.     В какую сторону сместится равновесие реакций

COCl₂↔Co+Cl₂                ∆H= 113 кДж/моль

2CO↔CO₂+C                   ∆H= -171 кДж/моль

2SO₃↔2SO₂+O₂               ∆H= 192 кДж/моль 

А) при понижении температуры

Б) при повышении давления.

2.   упр. 6 с. 113

3. Решите задачу: равновесие реакции H₂+I₂→2HI  установилось при следующих концентрациях:

[H₂]=0,5 моль/л; [I₂]=0,1 моль/л; [HI]=1,8 моль/л

Определите исходные концентрации йода и водорода и константу химического равновесия.

0,9 моль/л    0,9 моль/л     1,8 моль/л

H₂   +   I₂   →  2HI  

К моменту равновесия израсходовано по 0,9 моль водорода и йода

С (H₂)=0,5+0,9=1,4 моль/л

С(I₂)=0,1+0,9=1 моль/л.

К=   [HI]²  __    =   1,8²        = 64,8                         

        [H₂] [I₂]            0,5*0,1   

3.При 1000°С константа равновесия реакции  FeO +CO↔Fe+CO₂ равна 0,5. Каковы равновесные концентрации СО и CO_2, если начальные концентрации этих веществ  составляли: С(СО)=0,05 моль/л; [CO₂]=0,01 моль/л.

Решение:

С(СО)= х моль/л.

   израсх.

                             х                       х     

      FeO +CO↔Fe+CO₂

      [CO]=0,05-х;    [CO₂]=0,01+х.

К=   [СО₂]   ;     0,5=0,01+х;

        [СО]                0,05-х

0,01+х=0,025-0,5х

1,5 х=0,015;   х=0,015_=0,01

                               1,5

[CO]=0,04;  [CO₂]=0,02

IV.  Задание на дом: §4,4; §4,5. Упр. 7,8 с.118

ν _1пр     =R[NO]²*[O₂]        ν₁=R*[NO₂]²

ν_{2 =} R₁ 4[NO]²2[O₂]       ν₂=R*4[NO₂]²