План изложения.
1.Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости.
2. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
3.Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент.
4. Применение Принципа Ле Шателье.
5. Решение заданий ЕГЭ.
Ход урока
I. Организационный момент.
II Актуализация знаний учащихся (Слайд 4).
1 . Определение скорости химической реакции.
2 . Формулы выражения скорости и единицы измерения скорости: а) гомогенной реакции; б) гетерогенной реакции.
3 . Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции .
4. Как зависит скорость химической реакции от концентрации?
5 . Какие вещества называются катализаторами? Ингибиторами? В чем отличие их действия на скорость химической реакции? Значение катализаторов и ингибиторов на производстве, в жизни живых организмов.
6. Что нужно знать о химической реакции, чтобы определить ее скорость?
III. Изучение нового материала (Слайд 5).
План изложения.
1. Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости.
2. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
3. Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент.
4. Применение Принципа Ле Шателье.
5. Решение заданий ЕГЭ.
Все химические реакции делятся на обратимые и необратимые.
(Слайд 6).
Например:
Na 2 SO 4 + BaCl 2 à BaSO 4 ↓ + 2NaCl
Необратимая реакция заканчивается тогда, когда полностью расходуется хотя бы одно из исходных веществ. Необратимыми являются реакции горения; многие реакции термического разложения сложных веществ; большинство реакций, в результате которых образуются осадки или выделяются газообразные вещества, и др. (Слайд 7).
CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок
Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разлагается на воду и углекислый газ.
H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.
Например:
H 2 + I 2 ↔ 2HI (1)
CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 (2)
Рассмотрим уравнение реакции синтеза йодоводорода из водорода и йода (Ур-е 1).
Через некоторое время после начала химической реакции в газовой смеси можно обнаружить не только конечные продукты реакции HI , но и исходные вещества – H 2 и I 2 . Как бы долго не продолжалась химическая реакция, в реакционной смеси при 350°C всегда будет содержаться приблизительно 80% HI, 10% H 2 и 10% I 2. Если в качест - ве исходного вещества взять HI и нагреть его до той же температуры, то можно обнаружить, что через некоторое время соотношение между количествами всех трех веществ будет таким же. Таким образом, при образовании йодоводорода из водорода и йода одновременно осу - ществляются прямая и обратная реакции.
Если в качестве исходных веществ взяты водород и йод в концентрациях и , то скорость прямой реакции в начальный момент времени была равна:
V пр =k пр . Скорость обратной реакции
V обр =k обр ² в начальный момент времени равна ну- лю, так как йодоводород в реакционной смеси отсутству-ет. Постепенно скорость прямой реакции уменьшается, т.к. водород и йод вступают в реакцию и их концентра - ции понижаются. При этом скорость обратной реакции увеличивается, потому что концентрация образующегося йодоводорода постепенно возрастает. Когда скорости прямой и обратной реакции станут одинаковыми, насту - пает химическое равновесие. В состоянии равновесия за определенный промежуток времени образуется столько же молекул HI , сколько их распадается на и .
Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием. (Слайд 8, 9).
динамическим равнове - сием . В равновесном состоянии продолжают протекать и прямая, и обратная реакции, но т. к. скорости их равны, концентрации всех веществ в реакционной системе не изменяются. Эти концентрации называются равновесными концентрациями.
Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия . Для нашего примера константа равновесия имеет вид:
Кравн =²/
Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если Кравн1, исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо. (Слайд 11).
Химическое равновесие является подвижным и может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).
Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.
Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия . (Слайд 12).
Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.
Историческая справка.
Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый - химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.
Принцип смещения равновесий - самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет. (Слайд13) .
Принцип Ле Шателье - это принцип «вредности», принцип «наоборот». (Слайд 14) .
Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: а) концентрация реагирующих веществ;
б) температура;
в) давление.
Влияние концентрации реагирующих веществ.
Если в равновесную систему вводится какое – либо из участвующих в реакции веществ, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество расходуется. Если из равновесной системы выводится какое – либо вещество, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой данное вещество образуется.
Например , рассмотрим, какие вещества следует вводить и какие выводить из равновесной системы для смещения обратимой реакции синтеза аммиака вправо:
N 2(г) + H 2(г) ↔ 2 NH 3(г)
Для смещения равновесия вправо (в сторону прямой реак - ции образования аммиака) необходимо в равновесную смесь вводить азот и водород (т. е. увеличить их концентрации) и выводить из равновесной смеси аммиак (т.е. уменьшить его концентрацию).
Выводы: (Слайд 15).
А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, равновесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преобладает прямая реакция.
В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.
Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция .
(Эксперимент (видео опыт) «Влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия») (Слайд 16)).
Влияние температуры.
Прямая и обратная реакции имеют противоположные тепловые эффекты: если прямая реакция экзотермичес – кая, то обратная реакция эндотермическая (и наоборот).
При нагревании системы (т.е. повышении ее температуры) равновесие смещается в сторону эндотер - мической реакции; при охлаждении (понижении тем - пературы) равновесие смещается в сторону экзотерми - ческой реакции.
Например , реакция синтеза аммиака является экзотерми-ческой:
N 2(г) + H 2(г) → 2 NH 3(г) + 92 кДж,
а реакция разложения аммиака является (обратная реакция) является эндотермической:
2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) - 92 кДж. Поэтому повышение температуры смещает равновесие в сторону обратной реакции разложения аммиака.
Выводы: (Слайд 17).
А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
(Эксперимент (видео опыт) «Влияние температуры на смещение химического равновесия») (Слайд 19)).
Влияние давления.
Давление влияет на равновесие реакции, в которых принимают участие газообразные вещества. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при протекании которой число молекул газа уменьшается. И наоборот, равновесие смещается в сторону образования большего числа газообразных молекул при понижении внешнего давления. Если реакция протекает без изменения числа газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
Например : для увеличения выхода аммиака (смещение вправо ) необходимо повышать давление в системе обратимой реакции
N 2(г) + H 2(г) ↔ 2 NH 3(г) , т.к. при протекании прямой реакции число газообразных молекул
уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака). Выводы: (Слайд 17).
Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3
Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl
2V=2V
(Эксперимент (видео опыт) «Влияние давления на смещение химического равновесия») (Слайд 18)).
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химического процесса, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества. (Слайд 20,21).
IV. Закрепление (Слайд 22).
V. Обобщение и выводы.
Таким образом, на данном уроке мы более углубленно изучили химическое равновесие - которое может возникнуть в обратимых химических реакциях, а также получили представление о факторах, вызывающих смещение химического равновесия в сторону прямой или обратной реакции, экспериментально убедились в этом.
VI . Решение заданий ЕГЭ (часть А). (Слайд 23,24).
1. Условие необратимости химического превращения.
А) образование слабого электролита
Б) поглощение большого количества теплоты
В) взаимодействие слабого и сильного электролитов
Г) ослабление окраски раствора.
2. Для смещения равновесия в системе
CaCO 3(т) ↔ CaO (т) + CO 2(т) – Q
В сторону продуктов реакции необходимо
А) увеличить давление б) увеличить температуру
В) ввести катализатор г) уменьшить температуру
3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе
А) 2H 2 S (г) + 3O 2(г) = 2H 2 O (г) + 2SO 2(г)
Б) 2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г)
В) H 2(г) + I 2(г) = 2HI (г)
Г) SO 2(г) + CL 2(г) = SO 2 CL 2(г)
4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе
2CO (г) + O 2(г) ↔ 2CO 2(г) + Q ?
А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.
Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.
а) верно только А в) верны оба суждения
б) верно только Б г) оба суждения неверны
5 . В системе
2SO 2(г) + O 2(г) ↔ 2SO 3(г) + Q
Смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способствовать
а) уменьшение давления
б) уменьшение температуры
в) увеличение концентрации SO 2
г) уменьшение концентрацииSO 3
6. Химическое равновесие в системе
C 4 H 10 (г) ↔ C 4 H 6(г) + 2H 2(г) -Q
сторону обратной реакции, если
А) повысить температуру
Б) уменьшить концентрацию H 2
В) добавить катализатор
Г) повысить давление
А теперь проверьте правильность своих ответов. (Слайд 25).
1 – а
2 – б
3 – в
4 – а
5 – а
6 – г
VII. § 14, упр. 1-8. (Слайд 26).
Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.
11 класс
(профильный уровень)
Учитель химии МБОУ СОШ с.Кадгарон Хетагурова Ф.А.
2012-2013 уч. год.
Используемая литература.
1. О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова «Химия» - М.: «Дрофа», 2009.
2.О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов «Общая химия» - Олма-учебник, 2008.
3. О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова, А.Г.Введенская «Настольная книга учителя химии», ч.I, 11 кл. - М.: «Дрофа», 2009.
4.Т.П.Троегубов «Поурочные разработки по химии» - М.: «Вако», 2009.
5.А.С.Егоров «Репетитор по химии» - «Феникс», 2008.
6.С.А.Литвинова, Н.В.Манкевич «Неорганическая химия. Весь школьный курс в таблицах» - Минск: «Современная школа: Кузьма», 2009.
7.А.Н.Левкин, А.А.Карцова, С.Е.Домбровская, Е.Д.Крутецкая «Химия:ЕГЭ: Учебно-справочные материалы. (Серия «Итоговый контроль:ЕГЭ») – М.;СПб.:Просвещение, 2011.
8.Г.П.Хомченко «Пособие по химии для поступающих в ВУЗы» - М.: «Новая волна».,2004.
9.В.Н.Доронькин,А.Г.Бережная, Т.В.Сажнева, В.А.Февралева «Химия.Тематические тесты.Подготовка к ЕГЭ» - Ростов-на-Дону «Легион», 2010.
10.Д.М.Добротин,А.А.Каверина,М.Г.Снастина «ЕГЭ-2011 . Химия: типовые экзаменационные варианты: 30 вариантов.» - ФИПИ,М.; «Национальное образование». 2011.
Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.
11 класс
Основные понятия: Обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, равновесные концентрации, константа равновесия, скорость реакции, принцип Ле Шателье. Оборудование: раствор F eCl 3; KNCS; KCl ; крахмальный клейстер; пробирки, вода, спиртовка,держатель.
Ход урока. Фронтальный опрос 1. Определение скорости химической реакции. 2. Формулы выражения скорости и единицы измерения скорости: а) гомогенной реакции; б)гетерогенной реакции. 3. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции. 4. Как зависит скорость химической реакции от концентрации? 5. Какие вещества называются катализаторами? Ингибиторами? В чем отличие их действия на скорость химической реакции? Значение катализаторов и ингибиторов на производстве, в жизни живых организмов. 6. Что нужно знать о химической реакции, чтобы определить ее скорость?
Изучение нового материала. План изложения. 1.Реакции обратимые и необра-тимые. Признаки необратимости 2. Химическое равновесие. Константа химического равнове-сия. 3.Факторы, вызывающие смеще-ние химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Эксперимент. 4. Применение Принципа Ле Шателье. 5. Решение заданий ЕГЭ.
Обратимые и необратимые реакции. Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протека – ющие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях. Например: H 2 + I 2 ↔ 2HI CaCO 3 ↔ CaO + CO 2 Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции. Например: Na 2 SO 4 +BaCl 2 BaSO 4 ↓ + 2NaCl
Признаки необратимости. CuCl 2 + 2KOH= Cu(OH) 2 ↓ +2KOH – выпал осадок Na 2 CO 3 + 2HCl=2NaCl + H 2 O + CO 2 – образовался слабый электролит, который разла– гается на воду и углекислый газ. H 2 SO 4 + 2KOH = K 2 SO 4 + 2H 2 O – образовалась вода – очень слабый электролит.
Химическое равновесие. Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид: V пр = k пр С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения: V обр = k обр [ HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.
Константа химического равновесия. Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид: К равн = ² / Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.
Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обрати- мой реакции. Если К равн 1 , исходных реагентов в равно- весной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.
Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия может сохранять-ся долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы). Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечаю- щее новым условиям. Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предска- зать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.
Историческая справка. Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936), французский ученый- химик, занимался исследова-ниями процессов протекания химических реакций. Принцип смещения равнове-сий- самое известное, но далеко не единственное на-учное достижение Ле Ша- телье. Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.
Принцип Ле Шателье. Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье. Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен Для сдвигов всяких равновесий. Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие. Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».
Изменение концентрации: А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция. Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция. В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция. Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.
Влияние изменения давления. А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается. Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается. Пример: 3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3 в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия. Пример: Н 2 + Cl 2 =2HCl 2V=2V
Влияние изменения температуры. А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции. Б) при понижении темпера- туры химическое равновесие смещается в сторону экзо- термической реакции. Пример: N 2(г) + H 2(г) →2 NH 3(г) +92 кДж, 2 NH 3(г) → N 2(г) + H 2(г) - 92 кДж.
Значение принципа Ле Шателье.
Производство аммиака и метанола.
Закрепление. Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину! » Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти: я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он?
Задания ЕГЭ. 1. Условие необратимости химического превращения. а) образование слабого электролита б) поглощение большого количества теплоты в) взаимодействие слабого и сильного электролитов г) ослабление окраски раствора. 2. Для смещения равновесия в системе CaCO 3(т) ↔ CaO (т) + CO 2(т) – Q в сторону продуктов реакции необходимо а) увеличить давление б) увеличить температуру в) ввести катализатор г) уменьшить температуру 3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе а) 2H 2 S (г) + 3O 2 (г) = 2H 2 O (г) + 2SO 2 (г) б) 2H 2 (г) + O 2 (г) = 2H 2 O (г) в) H 2 (г) + I 2 (г) = 2HI (г) г) SO 2 (г) + CL 2 (г) = SO 2 CL 2 (г)
4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе 2CO (г) + O 2 (г) ↔ 2CO 2 (г) + Q ? А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции. Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции. а) верно только А в) верны оба суждения б) верно только Б г) оба суждения неверны 5. В системе 2 SO 2 (г) + O 2 (г) ↔ 2SO 3 (г) + Q смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO 2 б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO 3 6. Химическое равновесие в системе C 4 H 10 (г) ↔ C 4 H 6 (г) + 2H 2 (г) -Q сторону обратной реакции, если а) повысить температуру в) добавить катализатор б) уменьшить концентрацию H 2 г) повысить давление
Проверь себя! 1 – а 2 – б 3 – в 4 – а 5 – а 6 – г
Домашнее задание. § 14 , упр. 1-8.
Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций.
Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции.
Принцип Ле-Шателье — внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется.
Обратимые реакции - химические реакции, в данных условиях протекающие одновременно в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), исходные вещ-ва превращ в продукты не полностью. например: 3H 2 + N 2 ⇆ 2NH 3
Направление обратимых реакций зависит от концентраций веществ - участников реакции. По завершении обратимой реакции, т. е. при достижении химического равновесия , система содержит как исходные вещества, так и продукты реакции.
Простая (одностадийная) обратимая реакция состоит из двух происходящих одновременно элементарных реакций, которые отличаются одна от другой лишь направлением химического превращения. Направление доступной непосредственному наблюдению итоговой реакции определяется тем, какая из этих взаимно-обратных реакций имеет большую скорость. Например, простая реакция
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2
складывается из элементарных реакций
N 2 O 4 ⇆ 2NO 2 и 2NO 2 ⇆ N 2 O 4
Для обратимости сложной (многостадийной) реакции, необходимо, чтобы были обратимы все составляющие её стадии.
Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом А + В АВ.
Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция
Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. С точки зр. Термодинамики – исходные вещ-вы полностью превр в родукты. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании 2КСlО3 > 2КСl + ЗО2,
Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:
1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSО 4 ↓ + 2НСl Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + CO 2 ↓ + H 2 O
2) образуется малодиссоциированное соединение, например вода: НСl + NаОН = Н 2 О + NаСl
3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния
Mg + 1 / 2 О 2 = МgО, ∆H = -602,5 кДж / моль
Химическое равновесие – это состояние реакционной системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны.
Равновесная концентрация веществ – это концентрации веществ в реакционной смеси, находящихся в состоянии химического равновесия. Равновесная концентрация обозначается химической формулой вещества, заключенной в квадратные скобки.
Например, следующая запись обозначает, что равновесная концентрация водорода в равновесной системе составляет 1 моль/л.
Химическое равновесие отличается от привычного для нас понятия «равновесие». Химическое равновесие – динамическое. В системе, находящейся в состоянии химического равновесия, происходят и прямая, и обратная реакции, но их скорости равны, и поэтому концентрации участвующих веществ не меняются. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, равной отношению констант скоростей прямой и обратной реакций.
Константы скорости прямой и обратной реакции – это скорости данной реакции при концентрациях исходных для каждой из них веществ в равных единицах. Также константа равновесия равна отношению равновесных концентраций продуктов прямой реакции в степенях стехиометрических коэффициентов к произведению равновесных концентраций реагентов.
Н2+I2 = 2НI
Если , то в системе больше исходных веществ. Если , то в системе больше продуктов реакции. Если константа равновесия значительно больше 1, такую реакцию называют необратимой.
Положение химического равновесия зависит от следующих параметров реакции: температуры, давления и концентрации веществ. Влияние, которое оказывают эти факторы на химическую реакцию, подчиняются закономерности, которая была в общем виде высказана в 1884 г. французским физико-химиком Ле-Шателье, подтверждена в том же году голландским физико-химиком Вант-Гоффом. Современная формулировка принципа Ле-Шателье такова: если система находится в со стоянии равновесия, то любое воздействие, которое выражается в изменении одного из факторов, определяющих равновесие, вызывает в ней изменение, стремящееся ослабить это воздействие.
В принципе Ле-Шателье речь идет о смещении состояния динамического химического равновесия, этот принцип называется также принципом подвижного равновесия, или принципом смещения равновесия.
Рассмотрим использование этого принципа для различных случаев:
Влияние температуры. При изменении темпер сдвиг хим-о равновесия определяется знаком теплового эффекта хим-й реакции. В случае эндотермич реакции, т. е. реакции, идущей с поглощением тепла, повышение температуры способствует ее протеканию, поскольку в ходе реакции температура понижается. В результате равновесие смещается вправо, концентрации продуктов увеличиваются, их выход растет. Если температура понижается, то наблюдается обратная картина: равновесие смещается влево (в сторону обратной реакции, протекающей с выделением тепла), концентрация и выход продуктов уменьшаются.
Для экзотермической реакции, наоборот, повышение температуры приводит к смещению равновесия влево, а понижение температуры - к смещению равновесия вправо.
Изменения концентр продуктов и реагентов связаны с тем, что при изменении темпер изменяется константа равновесия реакции. Увеличение константы равновес приводит к повыш выхода продуктов, уменьшение - к понижению.
Так, например, повышение температуры в случае эндотермического процесса разложения карбоната кальция CaCO 3 (т) Û CaO(т)+ CO 2 (г) − Q
вызывает смещение равновесия вправо, а в случае экзотермической реакции распада монооксида азота на простые вещества
2NO Û N 2 + O 2 +Q
повышение температуры смещает равновесие влево, т. е. способствует образованию NO.
Влияние давления. Давление оказывает заметное влияние на состояние химического равновесия только в тех случаях, когда хотя бы один из участников хим-й реакции - газ. Повыш давления в таких сис-х сопровождается уменьш объема и увелич концентрации всех газообразных участников реакции.
Если в ходе прямой реакции количество газообразных веществ увеличивается, то повышение давления приводит к смещению равновесия влево (количество газов уменьшается при обратной реакции). Если в ходе реакции количество газообразных веществ уменьшается, при повышении давления равновесие смещается вправо. Если количества газообразных реагентов и продуктов равны между собой, изменение давления не приводит к смещению химического равновесия.
Следует отметить, что изменение давления не оказывает влияния на константу равновесия.
Влияние концентрации. Согласно принципу Ле-Шателье, повышение концентрации одного из участников реакции должно привести к его расходованию. Таким образом, если в систему при V = const добавлять реагент, равновесие сместится вправо, а если продукт реакции - влево. Удаление того или иного вещества из системы (уменьшение его концентрации) дает обратный эффект.
Все сказанное выше относится и к жидким, и к газообразным растворам (смесям газов)
Химические реакции, протекающие в одном направлении, называют необратимыми .
Большинство химических процессов являются обратимыми
. Это значит, что при одних и тех же условиях протекают и прямая, и обратная реакции (особенно если речь идет о замкнутых системах).
Например:
а) реакция
в открытой системе необратима ;
б) эта же реакция
в замкнутой системе обратима .
Рассмотрим более подробно процессы, протекающие при обратимых реакциях, например, для условной реакции:
На основании закона действующих масс скорость прямой реакции :
Так как со временем концентрации веществ А и В уменьшаются, то и скорость прямой реакции тоже уменьшается.
Появление продуктов реакции означает возможность обратной реакции, причем со временем концентрации веществ С и D увеличиваются, а значит, увеличивается и скорость обратной реакции .
Рано или поздно будет достигнуто состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций станут равными = .
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием .
При этом концентрации реагирующих веществ и продуктов реакции остаются без изменения. Их называют равновесными концентрациями. На макроуровне кажется, что в целом ничего не изменяется. Но на самом деле и прямой, и обратный процессы продолжают идти, но с равной скоростью. Поэтому такое равновесие в системе называют подвижным и динамическим.
Обозначим равновесные концентрации веществ [A], [B], [C], [D]. Тогда так как = , k 1 [A] α [B] β = k 2 [C] γ [D] δ , откуда
где α, β, γ, δ - показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции ; К равн - константа химического равновесия .
Полученное выражение количественно описывает состояние равновесия и представляет собой математическое выражение закона действующих масс для равновесных систем.
При неизменной температуре константа равновесия - величина постоянная для данной обратимой реакции . Она показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.
Константы равновесия рассчитывают из опытных данных, определяя равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции при определенной температуре.
Значение константы равновесия характеризует выход продуктов реакции, полноту ее протекания. Если получают К » 1, это означает, что при равновесии [C] γ [D] δ » [A] α [B] β , т. е. концентрации продуктов реакции преобладают над концентрациями исходных веществ, а выход продуктов реакции большой.
При К равн « 1 соответственно выход продуктов реакции мал. Например, для реакции гидролиза этилового эфира уксусной кислоты
константа равновесия:
при 20 °C имеет значение 0,28 (то есть меньше 1).
Это означает, что значительная часть эфира не гидролизовалась.
В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой или жидкой фазе. Например, для реакции
Константы равновесия выражается так:
Значение константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры.
От присутствия катализатора константа не зависит , поскольку он изменяет энергию активации и прямой, и обратной реакции на одну и ту же величину. Катализатор может лишь ускорить наступление равновесия, не влияя на значение константы равновесия.
Состояние равновесия сохраняется сколь угодно долго при неизменных внешних условиях: температуре, концентрации исходных веществ, давлении (если в реакции участвуют или образуются газы).
Изменяя эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям. Такой переход называют смещением или сдвигом равновесия .
Рассмотрим разные способы смещения равновесия на примере реакции взаимодействия азота и водорода с образованием аммиака:
При добавлении в реакционную смесь азота N 2 и водорода H 2 увеличивается концентрация этих газов, а значит, увеличивается скорость прямой реакции . Равновесие смещается вправо, в сторону продукта реакции, то есть в сторону аммиака NH 3 .
N 2 +3H 2 → 2NH 3
Этот же вывод можно сделать, анализируя выражение для константы равновесия. При увеличении концентрации азота и водорода знаменатель увеличивается, а так как K равн. - величина постоянная, должен увеличиваться числитель. Таким образом, в реакционной смеси увеличится количество продукта реакции NH 3 .
Увеличение же концентрации продукта реакции аммиака NH 3 приведет к смещению равновесия влево, в сторону образования исходных веществ. Этот вывод можно сделать на основании аналогичных рассуждений.
Изменение давления оказывает влияние только на те системы, где хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии. При увеличении давления уменьшается объем газов, а значит, увеличивается их концентрация.
Предположим, что давление в замкнутой системе повысили, например, в 2 раза. Это значит, что концентрации всех газообразных веществ (N 2 , H 2 , NH 3) в рассматриваемой реакции возрастут в 2 раза. В этом случае числитель в выражении для К равн увеличится в 4 раза, а знаменатель - в 16 раз, т. е. равновесие нарушится. Для его восстановления должна увеличиться концентрация аммиака и должны уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Изменение давления практически не сказывается на объеме жидких и твердых тел, т. е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, состояние химического равновесия реакций, в которых не участвуют газы, не зависит от давления .
При повышении температуры скорости всех реакций (экзо- и эндотермических) увеличиваются. Причем повышение температуры больше сказывается на скорости тех реакций, которые имеют большую энергию активации, а значит, эндотермических .
Таким образом, скорость обратной реакции (эндотермической) увеличивается сильнее, чем скорость прямой. Равновесие сместится в сторону процесса, сопровождающегося поглощением энергии.
Направление смещения равновесия можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье :
Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие (изменяется концентрация, давление, температура), то равновесие смещается в ту сторону, которая ослабляет данное воздействие.
Таким образом:
При увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции;
При увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ;
При увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше;
При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции;
При понижении температуры - в сторону экзотермического процесса.
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим реакциям, но и ко многим другим процессам: к испарению, конденсации, плавлению, кристаллизации и др. При производстве важнейших химических продуктов принцип Ле Шателье и расчеты, вытекающие из закона действующих масс, дают возможность находить такие условия для проведения химических процессов, которые обеспечивают максимальный выход желаемого вещества.
Справочный материал для прохождения тестирования:
Таблица Менделеева
Таблица растворимости
Видеоурок 2:
Смещение химического равновесия
Лекция: Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
Из предыдущего урока вы узнали, что такое скорость химической реакции и какие факторы оказывают на неё влияние. На данном уроке рассмотрим, как эти реакции протекают. Зависит это от поведения исходных веществ, участвующих в реакции – реагенты. Если они полностью превращаются в конечные вещества – продукты, то реакция является необратимой. Ну, а если конечные продукты вновь превращаются в исходные вещества, то реакция обратимая. Учитывая это сформулируем определения:
Обратимая реакция - это определенная реакция, протекающая при одних условиях в прямом и обратном направлениях.
Вспомните, на уроках химии вам демонстрировали наглядный пример обратимой реакции получения угольной кислоты:
CO 2 + H 2 O <-> H 2 CO 3
Необратимая реакция - это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.
Примером является реакция горения фосфора: 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5
Одними из свидетельств необратимости реакции являются выпадение осадка или выделение газа.
Химическое равновесиеКогда скорости прямой и обратной реакции равны возникает химическое равновесие .
То есть в обратимых реакциях образуются равновесные смеси реагентов и продуктов. Увидим на примере как образуется химическое равновесие. Возьмем реакцию образования йодоводорода:
H 2 (г) + I 2 (г) <-> 2HI(г)
Мы можем нагревать смесь газообразных водорода и йода или же уже готовый йодовород, результат в обоих случаях будет один: образование равновесной смеси трех веществ H 2 , I 2 , HI.
В самом начале реакции, до образования йодоводорода идет прямая реакция со скоростью (v пр ). Выразим её кинетическим уравнением v пр = k 1 , где k 1 – это константа скорости прямой реакции. Постепенно образуется продукт HI, который в тех же условиях начинает разлагаться на H 2 и I 2 . Уравнение данного процесса выглядит следующим образом: v обр = k 2 2 , где v обр – скорость обратной реакции, k 2 – константа скорости обратной реакции. В тот момент, когда HI достаточно для выравнивания v пр и v обр наступает химическое равновесие. Количество веществ, находящихся в равновесии, в нашем случае это H 2 , I 2 и HI не меняется со временем, но только если нет внешних воздействий. Из сказанного следует, что химическое равновесие динамично. В нашей реакции йодоводород то образуется, то расходуется.
Помните, изменение условий реакции позволяет сдвинуть равновесии в нужном направлении. Если мы увеличим концентрацию йода или водорода, то увеличится v пр, произойдет сдвиг вправо, больше будет образовываться йодоводорода. Если же мы увеличим концентрацию йодоводорода, увеличится v обр, а сдвиг будет влево. Можем получить больше/меньше реагентов и продуктов.
Таким образом, химическому равновесию свойственно сопротивляться внешнему воздействию. Добавление H 2 или I 2 в итоге приводит к увеличению их расходования и возрастанию HI. И наоборот. Этот процесс в науке получил название принципа Ле – Шателье . Он гласит:
Если на систему, пребывающую в устойчивом равновесии, воздействовать извне (меняя температуру, или давление, или концентрацию), то наступит сдвиг в направлении процесса, ослабляющего это воздействие.
Помните, катализатор не в состоянии сместить равновесие. Он может только ускорить его наступление.
Изменение концентрации . Выше мы рассмотрели каким образом, данный фактор сдвигает равновесие то в прямом, то в обратном направлениях. Если увеличить концентрацию реагирующих веществ, равновесие смещается на сторону, где это вещество расходуется. Если уменьшить концентрацию – смещается на сторону, где это вещество образуется. Помните, реакция обратимая, и реагирующими веществами могут быть вещества как на правой стороне, так и на левой, в зависимости от того, какую реакцию рассматриваем (прямую или обратную).
Влияние t . Её рост провоцирует сдвиг равновесия в сторону эндотермической реакции (- Q), а снижение в сторону экзотермической реакции (+ Q). В уравнениях реакций указывается тепловой эффект прямой реакции. Тепловой эффект обратной реакции ему противоположен. Данное правило подходит только для реакций с тепловым эффектом. Если его нет, то t не способна смещать равновесие, но её повышение ускорит процесс возникновения равновесия.
Влияние давления . Этот фактор может быть использован в реакциях с участием газообразных веществ. В случае если моли газа равны нулю, изменения проходит не будут. При повышении давления, равновесие смещается в сторону меньших объемов. При понижении давления, равновесие сместится в сторону больших объемов. Объемы – смотрим на коэффициенты перед газообразными веществами в уравнении реакции.
| |