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

07.12.2024
2068
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

 

Введение

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; использованию катализатора; агрегатному состоянию веществ; направлению процесса. Если рассматривать последнюю характеристику, то 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. Необратимости реакции способствуют условия, при которых хотя бы один из продуктов взаимодействия уходит из реакционной зоны в виде осадка или газообразного вещества или представляет собой малодиссоциирующее в реакционной среде вещество.

 

Рассмотрим пример необратимой реакции.


Пример 1

 

Записать уравнение реакции взаимодействия между нитратом серебра и хлоридом натрия.


Решение

 

1. Составить схему взаимодействия между нитратом серебра и хлоридом натрия. Расставить коэффициенты (при необходимости) и отметить растворимость веществ:  

 

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 вправо, 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

Существует множество реакций, которые протекают не до полного превращения реагентов в продукты, то есть взаимодействие как бы прекращается на определённом этапе. При этом в реакционной смеси обнаруживаются как продукты реакции, так и исходные вещества. На самом деле процесс не прекращается, 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

 

Записать уравнение реакции образования оксида азота (II) из простых веществ.


Решение

 

1. Запишем схему реакции 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 «↔».


Упражнение 1

 

Обратимой или необратимой является реакция взаимодействия C2H5OH + O2? Почему? Запишите уравнение реакции.


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 установится 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)

Так как химическое равновесие является подвижным, то при изменении внешних условий скорости прямой и обратной реакций могут стать неодинаковыми, что приведет к смещению (сдвигу) равновесия.

Рис. 1. Анри Луи Ле Шателье (1850—1936), автор неизвестен

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: концентрация веществ, температура и 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 понижении давления – наоборот, в сторону большего объёма газообразных веществ;
  • 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

 

Запишите уравнение реакции образования аммиака из водорода и азота. Укажите условие, способствующее повышению количества образующегося аммиака. 


Решение

 

Давайте рассмотрим, как идёт процесс образования аммиака.

 

1. Запишем схему реакции. Уравняем её и установим, обратимая реакция или же необратимая.

 

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).


Упражнение 2

 

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


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?


Ответы

 

Упражнение 1

 

Реакция C2H5OH + 3O2  2CO2 + 3H2O необратимая, т. к. в ней выделяется углекислый газ и вода, которые удаляются из системы.

 

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
Классификация химических реакций
Химические взаимодействия
Следующий урок
Электролиз расплавов и растворов. Практическое применение электролиза
Теория электролитической диссоциации
Урок подготовил(а)
teacher
Дмитрий Алексеевич
Учитель химии
Опыт работы: 10 лет
Поделиться:
  • Теоремы об отрезках, связанных с окружностью. Углы с вершинами внутри и вне круга

    Геометрия

  • Действие магнитного поля на рамку с током. Электромотор постоянного тока. Гальванометр. Динамик

    Физика

  • Зарубежная Азия в современном мире

    География

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