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

21.07.2024
1988
0

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 определённая химическая реакция, которая идёт 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 сокращённое 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 определённом этапе. В реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле реакция не прекращается, а только с определённого 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 чём 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

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским учёным 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 рас­чёты, 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 объём 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 идёт 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 четырёх 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 путём 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

 

Реакция C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O необратимая, т. к. в ней 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 экзотермическа.


Предыдущий урок
Скорость химических реакций
Химические взаимодействия
Следующий урок
Окислительно-восстановительные реакции
Химические взаимодействия
Урок подготовил(а)
teacher
Дмитрий Алексеевич
Учитель химии
Опыт работы: 10 лет
Поделиться:
  • Знаки препинания в бессоюзном сложном предложении. Тире

    Русский язык

  • Табличный процессор. Основные сведения
  • А.П. Платонов. Жизнь и творчество. Герои и проблематика повести А.П. Платонова «Котлован»

    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