Методическая разработка. Практическое занятие:"Решение задач по теме: «Химические реакции»".

Практическое занятие № 3

Решение задач по теме: «Химические реакции».

Учебная цель: формировать умение решать задачи по теме: «Химические реакции».

Учебные задачи:

1. повторить классификацию химических реакций, основные понятия и законы химической кинетики, факторы, влияющие на скорость химической реакции, химическое равновесие.

2. научиться решать задачи по теме: «Скорость химической реакции»;

3. научиться пользоваться правилом Ле Шателье для смещения химического равновесия.

Ожидаемые результаты:

Студент должен:

иметь практический опыт: применения законов химической кинетики при решении задач;

знать: классификацию химических реакций, основные понятия и законы химической кинетики, факторы, влияющие на скорость химической реакции, химическое равновесие, факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

уметь: выполнять расчёты по формулам;

владеть: навыками работы с калькулятором.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1. Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий по учебной дисциплине «Химия».

2. Рабочая тетрадь

3. Карточки – задания.

4. Калькулятор.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы по теме практического занятия.

Химические реакции – это явления, при которых из одних веществ получаются другие. Можно осуществить классификацию химических реакций по различным признакам.

Химические реакции происходят во времени и поэтому характеризуются той или иной скоростью.

Учение о скоростях химических реакций называется химической кинетикой.

Многие химические реакции протекают мгновенно, т.е. превращение одних веществ в другие заканчивается в десятитысячные миллионные доли секунды. Часто скорость одной и той же химической реакции изменяется в зависимости от условий.

Чтобы судить о скорости химической реакции, надо знать, как изменяется концентрация в определенные промежутки времени. Концентрацию в данном случае выражают числом молей вещества, содержащегося в одном литре раствора. Если в течение промежутка времени (t) концентрации одного из реагирующих веществ уменьшилась от С₁ до С₂, то средняя скорость реакции за этот промежуток времени была:

ᴠ═

Скорость химических реакций зависит от концентрации участвующих в них веществ, температуры, катализатора, природы реагирующих веществ,

величии поверхности соприкосновения веществ.

Давление влияет на скорость химических реакций не непосредственно, а

через увеличение концентрации реагирующих веществ, находящихся в

газообразном состоянии.

Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ. Этот закон, открытый Гульдбергом и Ваге в 1867 голу получил название закона действующих масс.

Так для реакции: А + В = С

ᴠ ═ K[A] · [Β], где

ᴠ – скорость;

К – коэффициент пропорциональности или константа скорости,

[A] и [Β] – концентрации веществ А и В.

Константа скорости – величина постоянная для данной реакции. Она не зависит от времени и концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

Известно, что многие химические процессы значительно ускоряются при повышении температуры, рост которой усиливает скорость движения молекул, увеличивая тем самым число столкновений между ними. Как правило, в большинстве случаев повышение температуры на 10⁰ скорость увеличивается от двух до четырех раз (правило Вант – Гоффа). Число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10⁰, называется температурным коэффициентом скорости.

ᴠ _t ═ ᴠ _t1 · γ , где ᴠ _t1 – скорость реакции после повышения температуры до t₂

ᴠ _t – начальная скорость реакции при температуры t₁

γ – температурный коэффициент реакции, т.е. число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

В обратимых реакциях, состояние, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции называется химическим равновесием.

где K - постоянная при данной температуре величина, называемая константой равновесия.

Переход из одного состояния равновесия в другое называется смещением химического равновесия. Правило смещения химического равновесия под влиянием давления, температуры и концентрации веществ сформулировал Ле-Шателье (принцип Ле-Шателье): Если на систему, находящуюся в равновесии, произвести внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, препятствующее этому воздействию.

Пример 1: Определите, как изменится скорость некоторой реакции: а) при повышении температуры от 10 до 50С; б) при понижении температуры от 10 – 0С. Температурный коэффициент реакции равен 3.

скорость реакции увеличится в 81 раз.

б)

Скорость реакции уменьшится в 3 раза.

Пример 2: Как изменится скорость реакции, имеющей кинетическое уравнение

v= k C_A ²C_B, если

А) концентрацию вещества А увеличить в 3 раза;

Б) концентрацию обоих веществ увеличить в 2 раза.

Решение. Подставим соответствующие данные в кинетическое уравнение, сравним скорости реакций. (Слайд 6)

а) скорость реакции увеличится в 9 раз.

б) скорость реакции увеличится в 8 раз.

Пример 3: Скорость химической реакции

2NO + O₂ = 2NO₂ описывается уравнением  . Во сколько раз возрастет скорость данной реакции при увеличении давления в смеси исходных газов в два раза?

Решение: увеличение давления вдвое равноценно двойному увеличению концентраций NO и O₂. Поэтому скорости взаимодействия примут в соответствии с законом действия масс следующие выражения:

Ответ: в 8 раз.

Пример 4: Равновесие реакции,
протекающей в закрытом сосуде (например, стеклянной колбе). В какой-то момент в колбу ввели дополнительное количество углекислого газа. Спустя некоторое время коричневая окраска в колбе усилилась.
Почему?

Решение:  Ответ можно получить, пользуясь принципом Ле Шателье. В системе развивается процесс, противодействующий нашему вмешательству. Это процесс, в результате которого концентрация углекислого газа понижается, то есть равновесие сдвигается в сторону прямой реакции.

Важно, что при переходе к новому равновесию изменяется не только концентрация углекислого газа, но и концентрации всех участников равновесия, в том числе NO₂, усиление окраски которого мы наблюдаем.

Выполнение работы.

1 Вариант

Решите задачи:

1. Проведите классификацию реакции по всем возможным признакам:

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ + Q

1. Начальная скорость реакции при 40⁰ С составляет 0,54 моль/л∙мин. Вычислите скорость этой реакции при температуре 10⁰ С, если ее температурный коэффициент равен 3.

2. Как можно сместить равновесие в системе:

H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г) в сторону продуктов реакции. Напишите выражение для константы равновесия.

2 Вариант

Решите задачи

1. Проведите классификацию реакции по всем возможным признакам:

Cu(OH)₂ CuO + H₂O – Q

1. Как изменится скорость реакции С_(тв)+2Н_2(г)= СН_{4(г) ,} если увеличить давление системы в 3 раза?

2. Как можно сместить равновесие в системе:

2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г)+ Q в сторону продуктов реакции. Напишите выражение для константы равновесия.

1. Контрольные вопросы:

Устно ответьте на вопросы.

1. По каким признакам можно классифицировать химические реакции?

2. Дайте определение скорости химической реакции?

3. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции.

4. Дайте определения закона действия масс.

5. Когда наступает химическое равновесие в обратимых реакциях?

6. Перечислите факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

7. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

Порядок выполнения отчёта по практическому занятию

1. В тетради напишите номер, название и учебную цель занятия.

2. Выполните задания по вариантам.

3. Устно ответьте на вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию. Подготовьтесь к защите работы.