Класс: 9
Дата: 02.11.2021
Предмет: Химия
Тема: Химическое равновесие.
Цель: продолжить формировать понятие о классификации химических реакций; сформировать понятие об обратимости химических реакций; сформировать понятие о химическом равновесии.
Ход урока
Изучение нового учебного материала
По обратимости химические реакции делятся на: обратимые и необратимые.
Обратимыми называют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном направлениях.
Н2 + I2 2 HI
Необратимые реакции идут 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 (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:
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.
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.
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 0С равновесие полностью смещено в сторону образования N2O4, при температуре 140 0С – 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.
1. Влияние изменения 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 объёма.
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.
2. Влияние изменения концентрации.
При повышении концентрации одного из веществ химическое равновесие смещается в сторону его расходования.
Предлагаю посмотреть видеоурок «Обратимость химических реакций. Химическое равновесие » переходя по ссылке: https://www.youtube.com/watch?v=f1_sZm_KqUc
Закрепление изученного материала (использование тренировочного теста).
1. Cостояние химического равновесия характеризуется:
а) изменением химической природы продуктов
б) повышением температуры
в) понижением давления
г) постоянством концентрации веществ
2. Какое внешнее воздействие не будет смещать равновесия:
а) давление
б) концентрация
в) катализатор
г) температура
3. Направление смещения химического равновесия можно определить, руководствуясь:
а) правилом Вант-Гоффа
б) правилом Марковникова
в) принципом Ле Шателье.
г) принципом неопределенности Гейзенберга
4. При увеличении давления возрастает скорость реакции, сопровождающейся:
а) увеличением объема
б) без изменения объема
в) уменьшением объема
г) понижением температуры
5. Для смещения равновесия вправо в реакции, уравнение которой
2 CO (г)+O2 (г) D2CO2 (г) +Q, необходимо
а) увеличить концентрацию CO2
б) увеличить давление
в) уменьшить концентрацию CO
г) повысить температуру
6. Химическое равновесие системы, соответствующей уравнению
NH3+HCl D NH4Cl + Q, при понижении температуры сместится в сторону
образования соли, так как
а) это реакция соединения
б) прямая реакция идет с уменьшением объема
в) прямая реакция экзотермическая
г) элементы не меняют степень окисления
7. На состояние химического равновесия в системе 2SO2 + O2 D 2SO3 + Q, не оказывает влияние:
а) действие катализатора
б) изменение концентрации исходных веществ
в) изменение температуры
г) изменение давления
8. В ходе химической реакции между оксидом углерода (II) и хлором по уравнению
CO (г)+Cl2 (г) DCOCl 2 (г) скорость прямой реакции с течением времени
а) уменьшается
б) увеличивается
в) не изменяется
г) сначала уменьшается, потом остается постоянной
9. Выберите систему, в которой повышение давления не вызовет смещения равновесия:
а) CO2 (г)+C(ТВ.) D2CO(г) +Q
б) 3Fe2O3(ТВ.) + H2(г) D2Fe3O4(ТВ.) + H2O(г)
в) 2ZnS(ТВ.) + 3O2(г) D 2ZnO(ТВ.) + 2SO2(г)
г) C(ТВ.)+ 2N2 O (г) D -CO2 (г) + 2N2 (г)
10. С помощью какого воздействия на равновесную систему 2SO2 + O2 D 2SO3 + Q,
можно максимально сместить равновесие вправо?
а) уменьшить температуру, уменьшить давление
б) увеличить температуру, увеличить давление
в) уменьшить температуру, увеличить давление
г) увеличить температуру, уменьшить давление
Домашнее задание: Выучить §5, выполнить упр. №2,3 стр. 18,19