Программа по химии предусматривает ознакомление учащихся с понятием ,,химическое равновесие” . Мною накоплен опыт по методике преподавания этой темы с применением опорных схем. В начале занятия знакомлю учащихся с понятием обратимости химических реакций и химического равновесия, а также привожу примеры обратимых реакций.
Важнейшая особенность многих химических реакций – их обратимость: одновременно с прямой реакцией между исходными веществами протекает обратная - химическое взаимодействие между продуктами реакции, приводящее к образованию исходных веществ. Предел протекания такой обратимой реакции – установление химического равновесия. Равновесная смесь содержит все вещества, входящие и в левую, и в правую части стехиометрического уравнения реакции. Пример обратимой гомогенной реакции образования и разложения оксида серы (YI):
2SO2 + O2 = 2SO3 + Q
Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то в начале (t1-время начала реакции) скорость прямой ( Uпр.) должна быть максимальной, а обратной(Uобр.) равна 0, т.е. при:
(t1); Uпр. = мах.; Uобр.=0
Через промежуток времени (
t) концентрация реагирующих
веществ уменьшается, а концентрация продуктов
реакции увеличивается, поэтому скорость прямой
реакции уменьшается (
), а скорость обратной увеличивается (
) , т.е:
t; Uпр.; Uобр.
В определенный момент времени (t2) скорости прямой и обратной реакций становятся равными:
(t2); Uпр.=Uобр.(состояние химического равновесия)
Состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура, давление. Необходимо отметить, что состояние равновесия может быть достигнуто только в замкнутой системе, т.е.системе, содержащей постоянное суммарное( общее) количество вещества при постоянной температуре.
Далее, отмечаю, что факторы влияющие на химическое равновесие, были в свое время проанализированы французским ученым Ле Шателье, сформулировавшим в 1884 году принцип подвижного равновесия (принцип Ле Шателье)
“Если условия, при которых система находится в равновесии, изменить, то равновесие смещается в сторону тех процессов, которые этому изменению противодействуют”
Влияние концентрации на смещение химического равновесия отражаю в схеме:
Сисх.
Спр.
, где
Сисх.- концентрация исходных веществ;
Спр.- концентрация продуктов реакции.
Читается схема:
C увеличением концентрации исходных веществ равновесие смещается вправо, а с увеличением концентрации продуктов реакции равновесие смещается влево.
Делаем вывод, что если мы добавляем вещество, развивается процесс, в результате которого оно “поглощается”, превращаясь в продукты реакции. Удаление продукта из сферы реакции вызывает прямую реакцию при которой он образуется.
Следующая схема показывает влияние температуры на смещение химического равновесия
Где +Q-теплота экзотермической реакции;
-Q- теплота эндотермической реакции.
Читать схему следует, что с увеличением температуры, если реакция протекает с выделением теплоты, то равновесие смещается влево, а с поглощением вправо.
С целью уяснения учащимися влияния температуры на смещение химического равновесия при опросе на следующих уроках можно обсудить условия протекания реакций, обозначенных нижеприведенными уравнениями:
H2S = Н2+S- Q
2SO2+O2= 2SO3+Q
Влияние давления на смещение химического равновесия объясняю по схеме:
Р- давление
Y-объем
При повышении давления, если реакция протекает с увеличением объема, то равновесие смещается влево, а с уменьшением объема вправо.
Изменением давления смещение химического равновесия может быть достигнуто лишь в реакциях, идущих с изменением числа молей газообразных веществ.
Пример. Так, при образовании аммиака N2+3Н2=2NH3 увеличение давления способствует смещению равновесия в сторону образования NH3, а уменьшение давления - усилению противоположного процесса.
С целью рационального использования времени урока условие и решение задания, учащиеся также отражают по схеме.
Задание 1. В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры и давления в следующих системах:
а) N2+3H2=2NH3+Q
б) N2+О2=2NO-Q
Пример ответа учащихся:
а) N2+3H2=2NH3+Q
t; P
б) N2+O2=2NO-Q
t ; P
Завершая обсуждение вопроса о химическом равновесии, отмечаю, что катализатор участвует в химическом процессе; образуя промежуточные соединения, он в равной мере увеличивает скорость обеих реакций – прямой и обратной, при этом не смещает химическое равновесие, но позволяет быстрее его достичь.
Эти знания очень важны для понимания учащимися сущности обратимых химических реакций, лежащих в основе получения многих веществ и выбора условий для проведения процессов на производстве.
Примечание:
Стрелочка
показывает увеличение, - уменьшение, смещение вправо, смещение влево.