Узбекистан, Ташкент
СДЕЛАЙТЕ СВОИ УРОКИ ЕЩЁ ЭФФЕКТИВНЕЕ, А ЖИЗНЬ СВОБОДНЕЕ
Благодаря готовым учебным материалам для работы в классе и дистанционно
Скидки до 50 % на комплекты
только до
Готовые ключевые этапы урока всегда будут у вас под рукой
Организационный момент
Проверка знаний
Объяснение материала
Закрепление изученного
Итоги урока
Была в сети 30.04.2020 11:53
Юзбашева Саида Дамировна
Учитель химии
60 лет
1 057
57 124 
Местоположение
Открытый урок на тему: Химическое равновесие
Категория:
Химия
30.04.2020 11:46
Просмотр содержимого документа
«Открытый урок на тему: Химическое равновесие»
Дата: _____________________
Урок на тему: Химическое равновесие и условия его смещения
Цель: изучить факторы, влияющие на скорость химической реакции; уметь объяснить влияние каждого фактора, расширить понятия «катализ», «ингибиторы»;
1. Образовательные задачи:продолжить обработку навыков работы с лабораторным оборудованием, реактивами; продолжить формирование у учащихся исследовательских навыков.
2. Развивающая: создание условий для развития умения самостоятельно приобретать знания, используя различные источники информации; развитие критического мышления, памяти, внимания, наблюдательности; развивать навыки записывать электронные и графические формулы;проведение экспериментов, наблюдение, обобщения, умение делать выводы.
3. Воспитательная: воспитание положительной мотивации учения, правильной самооценки и чувства ответственности; воспитывать у учащихся уважение к мнению других членов коллектива; обратить особое внимание учащихся на проблемы, связанные с охраной окружающей среды.
Тип урока:комбинированный урок.
Оборудование:периодическая таблица химических элементов, кодоскоп, слайды, учебники.
Вещества: вода, оксид кальция, оксид меди (II), фенолфталеин, раствор Na2S2O3, H2SO4, Zn, Cu, раствор соляной кислоты.
Приборы: термометр, пробирки, стакан, стеклянная палочка.
ПЛАН УРОКА.
1. Орг. момент.
2. Сообщение целей урока.
3. Актуализация знаний:
• Фронтальный опрос: по вопросам к предыдущему параграфу.
Изучение нового материала:
1. Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. (вспомните их).
Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO2 + H2O → H2SO3. Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная(разложение сернистой кислоты). SO2 + H2O ↔ H2SO3.
Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.
2. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции (υпр ) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции (υобр) равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:
Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия:
υпр = υобр
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.
В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.
| Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс. При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси. Эта постоянная величина называется константой равновесия - k Так для реакции: N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж константа равновесия выражается так: υ1 = υ2 υ1 (прямой реакции) = k1[N2][H2]3 , где [] – равновесные молярные концентрации, [] = моль/л υ2 (обратной реакции) = k2 [NH3]2 k1[N2][H2]3 = k2 [NH3]2 Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 – константа равновесия. Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры. Принцип Ле-Шателье определяет направление смешения равновесия: Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию. 1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Например, Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 При добавлении в реакционную смесь, например азота, т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта. Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции. Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия. 2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. а) N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение тепла) При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака (←) б) N2 (Г) + O2 (Г) ↔ 2NO (Г) – 180,8 кДж (эндотермическая - поглощение тепла) При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO(→) 3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём. N2 (Г) + 3H2 (Г) ↔ 2NH3 (Г) 1V - N2 3V - H2 2V – NH3 При повышении давления (P): до реакции 4V газообразных веществ → после реакции 2Vгазообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо (→) При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. Kp = k1/k2 = [NH3]2/ [N2][H2]3 В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16 раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма. Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления. ! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается. 5. Закрепление: Решите задачи: №1. Исходные концентрации СO и O2 в обратимой реакции 2CO (г) + O2 (г)↔ 2 CO2 (г) Равны соответственно 6 и 4 моль/л. Вычислите константу равновесия, если концентрация CO2 в момент равновесия равна 2 моль/л. №2. Реакция протекает по уравнению 2SO2 (г) + O2 (г) = 2SO3 (г) + Q Укажите, куда сместится равновесие, если а) увеличить давление б) повысить температуру в) увеличить концентрацию кислорода г) введение катализатора? 6. Подведение итогов урока 7.а) Домашнее задание: Прочитать §конспектировать, ответить на вопросыи выполнить задания. б) Выставление оценок с комментариями.
Учитель Юзбашева С.Д. _________________________
|
Вебинар для учителей
Свидетельство об участии БЕСПЛАТНО!
