Методическая разработка урока в 11 классе
по теме: Скорость химической реакции. Химическое равновесие.
Цели:
образовательные:
Сформировать понятие о скорости химической реакции; факторах, влияющих на скорость химической реакции: природа реагирующих веществ, температура, концентрация, поверхность соприкосновения реагирующих веществ, катализаторы и ингибиторы.
Актуализировать, расширить и углубить знания о химическом равновесии и условиях его смещения.
развивающие:
Продолжить развивать у учащихся умение связывать уже имеющиеся знания с вновь приобретенными, умение анализировать и выделять главное в изученном материале.
воспитательные:
Воспитание ответственного отношения к учебе, стремления к творческой, познавательной деятельности.
Тип: изучение нового материала
Вид: лекция
Метод: объяснительно-иллюстративный с элементами беседы
Оснащение: компьютер, мультимедийный проектор, интерактивная доска, презентация для интерактивной доски.
План проведения занятия
1. Организационный момент
2. Мотивация
Как и всякие другие процессы, химические реакции происходят во времени и поэтому характеризуются той или иной скоростью. Раздел химии, в котором изучаются скорости и механизмы химических реакций, называется химической кинетикой. Что такое скорость химической реакции и почему скорость разных реакций не одинакова, как можно увеличить или замедлить скорость реакции, как сместить равновесие для обратимых реакций – вот основные вопросы, на которые нам предстоит дать ответ.
3. Изложение учебного материала по плану
План лекции:
1. Понятие о скорости химической реакции.
2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие.
Принцип Ле Шателье.
4. Домашнее задание
Литература:
Основная
1. Ерохин Ю.М. Химия, М, 2001, гл. 5
2. Габриелян О.С., Лысова Г.Г. Химия, 11 класс, гл.3, § 11 - 14
Дополнительная
Егоров А.С. Химия, Пособие-репетитор, Феникс, 1999, раздел 4, § 4.3 – 4.4
Лекция по теме:
Скорость химических реакций. Химическое равновесие
План:
1. Понятие о скорости химической реакции.
2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.
3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.
1. Понятие о скорости химической реакции
Химические реакции протекают с разными скоростями. Очень быстро протекают реакции в водных растворах. Например, если слить растворы хлорида бария и сульфата натрия, то тут же немедленно выпадает белый осадок сульфата бария. Быстро, но не мгновенно этилен обесцвечивает бромную воду. Медленно образуется ржавчина на железных предметах, появляется налет на медных и бронзовых изделиях, гниет листва.
Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.
(слайд 3.)
Если реакции протекают в однородной среде, например, в растворе или газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объёме. Такие реакции называются гомогенными.
Если реакция идет между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях (например, между твердым веществом и газом или жидкостью) или между веществами, не способными образовывать гомогенную среду (например, между двумя несмешивающимися жидкостями), то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называются гетерогенными.
(слайд 4, 5)
υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу в единице объёма:
υ =Δ n / Δt ∙V
где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);
Δt – интервал времени (с, мин);
V – объем газа или раствора (л)
Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то
υ =Δ С / Δt ( моль/л∙ с)
(слайд 6)
υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.
υ =Δ n / Δt ∙ S
где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);
Δt – интервал времени (с, мин);
S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см2, м2)
(слайд 7.)
Почему скорость разных реакций не одинакова?
Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Еакт. Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).
Энергетический барьер (величина Еакт) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.
2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).
(слайд 8.)
1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации
▪ чем меньше Еакт, тем больше υ;
(слайд 9.)
Если Еакт < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.
(слайд 10.)
Если Еакт > 120 кДж/моль, то это означает, что лишь ничтожная часть столкновений между взаимодействующим частицами приводит к реакции. Скорость таких реакций очень мала. Например, ржавление железа, или
протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заметить практически невозможно.
(слайд 11.)
Если Еакт имеют промежуточные значения (40 – 120 кДж/моль), то скорость таких реакций будут средними. К таким реакциям можно отнести взаимодействие натрия с водой или этанолом, обесцвечивание этиленом бромной воды и др.
(слайд 12 - 13.)
2) Температура: при ↑ t на каждые 100 С, υ ↑ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).
υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10
При ↑ t, ↑ количество активных частиц (с Еакт) и их активных соударений.
(слайд 14.)
Задача 1. Скорость некоторой реакции при 00С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 300С?
Решение:
υ2 = υ1 ∙ γ Δt/10
υ2 =1∙3 30-0/10= 33=27 моль/л∙ч
(слайд 15- 16.)
3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ ↑. При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:
υ = k ∙ СAm ∙ CBn
где k – константа скорости;
С – концентрация (моль/л)
Закон действующих масс:
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.
З.д.м. не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твердом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности и их концентрации обычно остаются постоянными.
(слайд 17.)
Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?
Решение: υ = k ∙ СAm ∙ CBn
υ = k ∙ СA ∙ CB2
υ1 = k ∙ а ∙ в2
υ2 = k ∙ а ∙ 3 в2
υ1/ υ2 = а ∙ в2 / а ∙ 9 в2 = 1/9
Ответ: увеличится в 9 раз
(слайд 18.)
Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления
Чем больше давление, тем выше скорость.
(слайд 19.)
4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Еакт => υ ↑.
▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции
▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.
▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ
(слайд 20.)
5) Для гетерогенных реакций υ зависит также:
▪ от состояния поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Сравните: в 2 пробирки налили одинаковые объёмы раствора серной кислоты и одновременно опустили в одну – железный гвоздь, в другую – железные опилки. Измельчение твердого вещества приводит к увеличению числа его молекул, которые могут одновременно вступить в реакцию. Следовательно, во второй пробирке скорость реакции будет больше, чем в первой.
3. Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.
(слайд 21.)
Химические реакции по направлению их протекания можно разделить
▪ Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с ↑, ↓, мдс, горения и некоторые др.)
Например, AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
▪ Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).
Например, N2 + 3H2 ↔ 2NH3
(слайд 22.)
Состояние обратимой реакции, при котором υ→ = υ← называется химическим равновесием.
Химическое равновесие – динамическое.
Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):
(слайд 23-24.)
Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие.
Равновесие смещается:
(слайд 25.)
1) при ↑ Среаг →,
при ↑ Спрод ← ;
(слайд 26.)
2) при ↑ p (для газов) - в сторону уменьшения объема,
при ↓ р – в сторону увеличения V;
если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
(слайд 27.)
3) при ↑ t – в сторону эндотермической реакции (- Q),
при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q).
Катализатор не смещает равновесие, но ускоряет его достижение.
(слайд 28.)
Задача 3. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl5 ↔ PCl3 + Cl2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl5 (→)
Решение:
↑ С (PCl5)
↓ С (PCl3) и С (Cl2)
↓ р
↑ t
(слайд 29.)
Задача 4. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q при
а) повышении температуры;
б) повышении давлении
Ответ:
а) ←
б) →
(слайд 30.)
Литература
|