Обратимость химических реакций. Химическое равновесие. Цели и задачи: продолжить формировать понятие о классификации химических реакций; сформировать понятие об обратимости химических реакций; сформировать понятие о химическом равновесии; закрепить знания о способах смещения химического равновесия. умение выделить главное умение ориентироваться во времени аккуратность ведения записей; умение работать в коллективе, подготовка своего рабочего места, дисциплинированность. Оборудование и реактивы: мультимедиапроектор, плакат со способами смещения химического равновесия, бутылочка с газированной водой, пробирка с негустым свежеприготовленным крахмальным клейстером, раствор йода ( с небольшим количеством KI), 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа (III), раствор хлорида железа (III), концентрированный раствор KNCS, кристаллический KСl. Организационный момент. Проверка домашнего задания. §13, задача в тетр. (Слайд №1) Для реакции были взяты вещества при температуре 40о С. Затем их нагрели до температуры 70о С. Как изменится скорость химической реакции, если температурный коэффициент ее равен 2? (Слайд №2) Решение: t2− t1 Vt2 = Vt1 · γ 10 ; 70−40 Vt2 = Vt1 · 2 10 ; Vt2 = Vt1 · 23; (Vt2 )/Vt1= 8 Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. (Слайд №3) По обратимости химические реакции делятся на: обратимые и необратимые. Обратимыми назывют реакции, которые одновременно протекают в прямом и обратном напрвлениях. Необратимые реакции идут Н2 + I2 2 HI 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 (например 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: (плакат со способами смещения химического равновесия), 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. 1. 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. (Слайд №4) Какие же факторы влияют на смещение химического равновесия? Давайте рассмотрим эти факторы: 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 С равновесие полностью смещено в сторону образования N2O4, при температуре 140 0 С – 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. 2. Влияние изменения давления. (Слайд №5) Рассмотрим , как влияет изменение 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 объема. 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. 3. Влияние изменения концентрации. (Слайд №6) Возьмем 4 пробирки с раствором роданида калия и хлорида железа (III), добавим в 1-ю пробирку – 2-3 капли раствора хлорида железа (III), во 2ю 1-2 капли концентрированного раствора KNCS, в 3-ю кристаллический KCl. В какую сторону сместится равновесие в каждом случае? При повышении концентрации одного из веществ химическое равновесие смещается в сторону его расходования. Закрепление изученного материала (использование тренировочного теста. Самостоятельная работа (тест) см. приложение. Домашнее задание (пояснение). §16, в. 3-5 (п).