Как поступить
в Онлайн-школу и получить аттестат?

Подробно расскажем о том, как перевестись на дистанционный формат обучения, как устроены онлайн-уроки и учебный процесс, как улучшить успеваемость и повысить мотивацию!

Нажимая на кнопку, я соглашаюсь на обработку персональных данных

Конспект урока: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения

Химические взаимодействия

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и способы его смещения

План урока

  • Необратимость реакции.
  • Обратимость реакции.
  • Химическое равновесие.
  • Принцип Ле Шателье.

Цели урока

  • Иметь представление о процессе обратимости.
  • Уметь составлять обратимые и необратимые реакции.
  • Знать способы смещения равновесия.
  • Уметь применять способы смещения равновесия для химических процессов.

Вы уже знаете, что химия изучает не только свойства веществ, но и их превращения, а также стремится использовать такие процессы для получения соединений с новыми, полезными для человека свойствами. Имеются достаточно большие группы реакций, одни из которых не сопровождаются изменением состава вещества, а другие протекают с изменением состава вещества. Последняя группа химических реакций тоже делится по различным признакам: изменению числа, состава реагентов и продуктов реакции; выделению или поглощению теплоты; изменению степеней окисления атомов, образующих вещества, направлению процесса; использованию катализатора; агрегатному состоянию веществ. Направление реакции может быть как прямым, так и обратным. Соответственно и реакции могут быть как обратимыми, так и необратимыми.

 

Необратимость реакции

 

Вы уже знаете, что существуют химические реакции, которые протекают только в одном направлении — в сторону образования продуктов реакции. Такие реакции называются необратимыми.


Необратимая реакция  — это определенная химическая реакция, которая идет до конца в одном конкретном направлении.


В этих реакциях исходные вещества (реагенты) практически полностью превращаются в стехиометрическом соотношении в продукты реакции. Необратимости реакции способствуют условия, при которых хотя бы один из продуктов реакции уходит из реакционной зоны в виде осадка или газообразного вещества, или представляет собой малодиссоциирующее в реакционной среде вещество.

 

Рассмотрим пример необратимой реакции.


Пример 1

 

Написать реакцию взаимодействия между нитратом серебра и хлоридом натрия.


Решение

 

1. Записать реакцию между нитратом серебра и хлоридом натрия. Уравниваем и отмечаем растворимость: 

 

AgNO3+NaCl  AgCl+NaNO3 

  Н                 P               Н                       Р

Реакция протекает с выпадением осадка, значит относится к необратимым

 

2. Записать реакцию в полном ионном виде:

 

Ag+ + NO3-+ Cl- + Na AgCl  + NO3- + Na+ 

 

3. Записать сокращенное – ионное уравнение: 

 

Ag+ + Cl-  AgCl

 

Необратимую реакцию нельзя повернуть в обратную сторону без ввода новых реагентов и без затраты энергии.


Аналогично можно рассмотреть и электролитическую диссоциацию. Так сильные электролиты диссоциируют необратимо:

 

КОН  К+ + ОН-

 

Эту особенность отражают с помощью стрелок. При необратимом процессе используется одна стрелка, указывающая справа налево, а при обратимых — две стрелки, направленные в противоположные стороны. Таким образом, стрелка, указывающая слева направо, отражает процесс диссоциации, а в обратном направлении — ассоциации.

 

Если сильные электролиты участвуют в необратимом процессе, то слабые в свою очередь — в обратимом:

 

HOOCCH3  Н+ + CH3 CОО-

 

Обратимость реакции

 

Процесс электролиза расплавов протекает при участии молекул воды, которые не всегда остаются безразличными к воздействию электрического разряда на электродах. Процессы электролиза для различных типов солей на катоде и аноде протекают неодинаково. Рассмотрим эти процессы. В растворе солей катод притягивает катионы металлов. Катионы металлов могут выступать в качестве окислителей. 

 

Окислительные способности

 

Существует множество реакций, которые не идут до полного превращения реагентов в продукты, взаимодействие как бы прекращается на определенном этапе. В реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле реакция не прекращается, а только с определенного момента продукты реакции начинают взаимодействовать и выделять исходные вещества, а значит начинает протекать обратная реакция. Такие реакции называются обратимыми. 


Обратимыми называются реакции, которые при данных условиях одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях.


Рассмотрим пример обратимой реакции.


Пример 2

 

Написать реакцию образования оксида азота (II).


Решение

 

1. Запишем реакцию между азотом и кислородом: 

 

N20 + О20   N+2О-2

 

2. Запишем окислительно-восстановительный процесс этой реакции:

 

N20 - 2×2ē   2N+2     4            1           восстановитель

                                                            4

О20 + 2×2ē  2О-2       4            1           окислитель

 

3. Расставим коэффициенты: N20 + О20  2NO

 

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция.


Обратимые реакции могут протекать одновременно в двух противоположных направлениях и не заканчиваются полным расходованием всех, либо одного из исходных веществ, поэтому вместо знака равенства «=» или «=>» в уравнениях таких реакций ставится знак обратимости «⇆» или «↔».


Контрольные вопросы

 

1. Что заключается в понятии «обратимость»?

2. В чем отличие процессов ассоциации и диссоциации?

3. Почему процессам электролитической диссоциации также присуще понятие обратимости?


Упражнение 1

 

Обратимой или необратимой является реакция взаимодействия C2H5OH + O2? Почему? Закончите реакцию.


Химическое равновесие

 

Скорость химической реакции прямо пропорционально зависит от концентрации исходных веществ: чем выше (больше) концентрация веществ, тем больше скорость реакции и наоборот, чем ниже концентрация веществ, тем меньше скорость реакции.

 

Так в обратимых реакциях, в результате протекания прямой реакции в системе появляются и начинают накапливаться конечные продукты реакции, которые по мере накопления начинают вступать в противоположную по направлению (обратную) реакцию, идущую справа-налево. Следовательно, в соответствии с законом действующих масс, в реакционной системе скорость прямой реакции постепенно уменьшается, а скорость обратной реакции — увеличивается.

 

В результате через какое-то время эти скорости станут равными, и устанавливается состояние, именуемое химическим равновесием.


Химическим равновесием называют такое состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.


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.

Принцип Ле Шателье (смещение химического равновесия)

 

Химическое равновесие является подвижным. При изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что обусловливает смещение (сдвиг) равновесия.

Рис. 1. Анри Луи Ле Шателье Рис. 1. Анри Луи Ле Шателье

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским ученым Ле-Шателье в 1884 году:

Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая противодействует этому воздействию.

 

Этот принцип часто называют принципом «бегства от насилия» или принципом «наоборот». 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.

Важнейшими внешними факторами, которые могут приводить к смещению химического равновесия, являются: концентрации реагирующих веществ, температура, давление.

 

Выделим основные закономерности:

 

  • 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.

 

Рассмотрим пример реакции образования аммиака. 


Пример 3

 

Написать реакцию образования аммиака из водорода и азота.


Решение

 

Давайте рассмотрим, как идет процесс образования аммиака.

 

1. Запишем реакцию. Уравняем и установим: обратимая или необратимая реакция.

 

N2 + 3H2  2NH3

 

Оба вещества газообразные, не происходит образования осадка или воды, соответственно реакция обратимая.

 

2. Задача: увеличить выход продукта реакции. 

 

3. Решение: необходимо повышать давление в системе обратимой реакции, так как при протекании прямой реакции число газообразных молекул уменьшается (из четырех молекул газов азота и водорода образуются две молекулы газа аммиака).


Контрольные вопросы

 

1. Что заключается в понятии «скорость химической реакции»?

2. Что обозначают понятия: экзотермический и эндотермический процесс?

3. Почему в необратимых реакциях нельзя сместить равновесие путем увеличения давления?


Упражнение 1

 

В примере 3 указан один из способов повышения выхода продукта реакции N2 + 3H2  2NH3. Запишите остальные способы смещения равновесия в сторону продуктов реакции.


Ответы

 

Упражнение 1

 

C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O, необратимая т.к. в реакции выделяется угарный газ и вода, которые при н.у. не взаимодействуют друг с другом

 

Упражнение 2

 

1. Чтобы сместить равновесие вправо в реакции синтеза аммиака: 

 

N2 + 3H2  2NH3, т.е. увеличить выход аммиака необходимо: 

 

1) Повысить концентрацию N2 и Н2;

2) Понизить концентрацию 3 (отводить продукт из сферы реакции). 

3) Понизить температуру, т.к. прямая реакция экзотермическая 


Предыдущий урок
Металлы
Металлы
Следующий урок
Окислительно-восстановительные реакции
Химические взаимодействия
  • Объёмы шарового сегмента, шарового слоя и шарового сектора

    Геометрия

  • Возрастание и убывание функции

    Алгебра

  • А.А. Блок. Тема Родины и исторического пути России в лирике А.А.Блока

    Литература

Зарегистрируйся, чтобы присоединиться к обсуждению урока

Добавьте свой отзыв об уроке, войдя на платфому или зарегистрировавшись.

Отзывы об уроке:
Пока никто не оставил отзыв об этом уроке