Учебник: О.С.Габриелян Химия 11 класс базовый уровень, учебник для общеобразовательных учреждений 3-е издание, М.:Дрофа, 2008
Программа: Программа курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений под редакцией О.С.Габриеляна
Учитель высшей квалификационной категории Смирнова Елена Александровна
Урок систематизации и углубления предметных знаний в аспекте требований ЕГЭ.
Цель урока: систематизировать и углубить знания учащихся о химическом равновесии в аспекте требований ЕГЭ
Задачи:
- Формирование предметных компетенций, основанных на знаниях, умениях и навыках в рамках раздела “Химическая реакция” при подготовке к ЕГЭ по химии.
- Формирование информационных компетенций, умение анализировать, сравнивать, делать выводы при работе с компьютерной программой.
- Развитие коммуникативных способностей учащихся (сотрудничество, обмен мнениями при выполнении виртуальной лабораторной работы и компьютерных тестов)
Межпредметные связи: химия, информатика
Девиз урока: “Границ познанию предвидеть невозможно” Д.И.Менделеев.
Оборудование и реактивы:
Компьютер, медиапроектор, экран, презентация учителя: “Химическое равновесие” презентация учащихся: “Применение принципа Ле Шателье в производстве аммиака”, Электронное издание “Химия 8-11. Виртуальная лаборатория”
На уроке присутствуют элементы новизны:
- Демонстрационный элемент “Получение амфотерного гидроксида алюминия” (при создании проблемной ситуации), представленный цифровым видео, сделанным учащимися совместно с учителем.
- Понятие о константе химического равновесия, зависимость ее от разных факторов.
- Виртуальная лабораторная работа с использованием ЭН “Виртуальная лаборатория”
- Заполнение учащимися экспериментального дневника, содержащего наблюдения и выводы по лабораторной работе, отработка коммуникативных навыков.
- Мультимедийная презентация ученика по теме “Применение принципа Ле-Шателье при изучении реакции синтеза аммиака”
На уроке используются эвристические методы организации учебно-познавательной деятельности учащихся.
- частично-поисковый метод: проведение и видеосъемка реакции получения амфотерного гидроксида алюминия
- использование ИКТ (виртуальная лабораторная работа в парах)
- самоконтроль (компьютерное тестирование в конце урока)
- проблемный метод (на этапе мотивации)
Учащиеся в конце урока должны:
Знать: теоретические положения данного раздела общей химии в аспекте требований ЕГЭ
Уметь: применять знания компьютерных технологий к решению химических проблем
Обладать навыками работы в группах при выполнении виртуальной лабораторной работы
Вызов: (связь между изученным материалом и темой урока)
Учитель: В 8-м классе вы изучали тему “Химическое равновесие”. Какие термины из этой темы помните?
Ученик: Понятие о химическом равновесии, принцип смещения химического равновесия, обратимые реакции, необратимые реакции.
Учитель: Исходя из девиза урока, можно предположить, что тема урока, предусматривает расширение теоретических и практических знаний по данному разделу химии. На уроке вы узнаете: (конкретизация целей)
- Что такое константа равновесия
- От чего она зависит
- Практическое применение принципа Ле-Шателье:
а) в производстве
б) при выполнении лабораторных работ
Создание проблемной ситуации
Учитель: Могут ли находиться в одной пробирке вместе основание и кислота?
В реакции гидролиза хлорида алюминия (при растворении хлорида алюминия в воде) образуется мутный раствор амфотерного гидроксида алюминия (показывает опыт (видео)) Приложение 1.
2 AL Cl3 + 6 H2O; 2AL (OH)3 + 6HCl (1)
Учитель: Почему же могут сосуществовать основание AL(OH)3 и кислота HCl в одной пробирке?
Ученики: Потому что в той же пробирке есть еще избыток воды и хлорид алюминия, способные реагировать друг с другом.
Учитель: Одновременно идут с одинаковой скоростью реакции:
2 ALCl3 + 6H2O —> 2 AL (OH)3 + 6HCl (2)
6 HCl + 2AL (OH)3 <— 2 ALCl3 + 6H2O (3)
Реакция (1) – идет в двух противоположных направлениях, она обратима
Учитель: Дайте определение обратимой и необратимой реакции
Ученики: Обратимые реакции – химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях. Химические реакции, в результате которых исходные вещества практически полностью превращаются в конечные продукты, называются необратимыми.
Учитель: Вспоминаем правило К.Бертолле
Ученики: называют условия протекания реакций до конца
Учитель: (объясняет с использованием презентации) Приложение 2.
Пусть есть обратимая реакция: А + Б В (4)
А + Б —> В (прямая реакция)
V1 = K1 · СA · СБ (по закону действующих масс)
В —> А + Б (обратная реакция)
V2 = K2 · СB (по закону действующих масс)
По мере протекания прямой реакции концентрации исходных веществ снижаются, соответственно, уменьшается и скорость прямой реакции. Скорость обратной реакции, которая в начальный момент равна нулю (нет продуктов), постепенно увеличивается. Рано или поздно наступит момент, когда скорости прямой и обратной реакций сравняются. После этого концентрации всех реагентов А, Б, В не изменяются со временем. Это значит, что реакция достигла положения равновесия, а не изменяющиеся со временем концентрации называются равновесными. В отличие от механического равновесия, при котором всякое движение прекращается, при химическом равновесии обе реакции (прямая и обратная) продолжают идти, но скорости их равны и, поэтому, никаких изменений в системе не происходит.
Химическое равновесие – состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).
Состояние равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (К1) и обратной (К2) реакций.
Для реакции (4) константа равновесия равна:
К1 [ В ]
К = К2 = [А] [Б] где [А], [Б], [В], – равновесные концентрации веществ А, Б, В в мол/л
Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ, но не зависит от давления. При К > 1 в равновесной системе преобладают продукты реакции
При К < 1 – исходные вещества
Учитель: В практике часто приходится выводить систему из состояния равновесия, рассмотрим
способы смещения равновесия под влиянием внешних факторов.
Ученик: показывает и комментирует презентацию “Применение принципа Ле Шателье к реакции синтеза аммиака” (См. Приложение 3)
Принцип Ле Шателье (французский физик, химик и металловед):
Если изменить одно из условий – температуру, давление или концентрацию веществ, при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое ослабляет это воздействие.
Реакция синтеза аммиака обратимая
3 Н2 + N2 
2 NH3
+ Q
Согласно принципу Ле Шателье:
- Чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака, необходимо увеличить концентрацию исходных веществ (азота и водорода) и уменьшить концентрацию продукта, аммиака, то есть вывести его из сферы реакции. Это происходит потому, что прямая реакция идет с уменьшением числа молей реагирующих веществ.
- Изменение давления. Синтез аммиака сопровождается уменьшением объема: из 4 моль исходных веществ образуется только 2 моль аммиака.
- Изменение температуры
В закрытом аппарате (колонна синтеза) продукты этой реакции создают меньшее давление, чем исходные вещества. Прямая реакция сопровождается уменьшением давления; обратная, наоборот – увеличением давления. При увеличении давления (сжатии реакционной смеси) равновесие смещается вправо, в сторону образования аммиака, так как эта реакция приводит к уменьшению давления. Уменьшение давления, наоборот, смещает равновесие влево, в сторону увеличения давления, в направлении разложения аммиака.
Реакция образования аммиака – экзотермический процесс, а обратная реакция – эндотермическая.
При повышении температуры равновесие реакции сместиться влево, в направлении реакции разложения аммиака, происходящей с поглощением тепла.
Наоборот, охлаждение реакционной смеси смещает равновесие вправо, в сторону экзотермической реакции, которая противодействует охлаждению.
Но при производстве аммиака выбирают оптимальные условия: интервал температур 500-5500 С, при котором и равновесие не слишком смещено влево, и скорость реакции достаточно высока.
Принцип Ле Шателье позволяет управлять обратимой реакцией синтеза аммиака.
Синтез аммиака – реакция экзотермическая, и теплота, выходящих из колонны синтеза газов в теплообменнике используется на подогревание азотоводородной смеси до 400-5000С. Так осуществляется принцип теплообмена. При указанных условиях синтеза (400-5000С.) и давлении 30 МПА в состоянии равновесия выход аммиака составляет 0,1-0,4 объемных долей. Поэтому смесь охлаждают, а не вступившие в реакцию азот и водород, снова направляют в колонну синтеза (циркуляционный процесс)
Виртуальная лабораторная работа (проводится в парах) (осмысление)
Учитель: Изучим химическое равновесие в растворах на примере обратимой реакции хлорида железа (III) с роданидом калия.
Учитель дает инструктаж по проведению лабораторной работы.
На всех этапах выполнения лабораторной работы осуществляется контроль действий учащихся, даются комментарии и рекомендации, предусмотренные программой “Химия 8-11. Виртуальная лаборатория”
Результаты выполнения лабораторной работы учащихся хранятся в индивидуальном файле. Учитель через преподавательский компьютер оценивает результаты.
Закрепление изученного материала.
Контроль по изученной теме осуществляется с помощью компьютерного тестирования: ЭН “Химия 8-11. Виртуальная лаборатория”
1. Какое состояние означает понятие “равновесие”?
2. Какая реакция обратимая?
NaOH + HCl = NaCl + H2O
H2 + Y2 = 2HY
C + O2 = CO2
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
3. При каком условии сместится влево равновесие реакций
CH4 + 4S; CS2 + 2H2S + Q
При понижении давления
При понижении температуры
Дополнительном введении серы
Увеличении концентрации Н2S
Разбор домашнего задания
- По учебнику О.С.Габриелян “Химия 11 класс” базовый уровень §16; Ответить на вопросы после § 16: № 3,4,5,6 – письменно на оценку “4”
- Придумать десять тестовых вопросов (для каждого 4 варианта ответов) по теме “Химическая реакция” – на оценку “5”
На оценку “3” вопрос № 1 и № 2 после § письменно
Подведение итогов урока
В контексте девиза (вместе с учащимися) учитель делает выводы по уроку, обсуждает результаты лабораторной работы и презентации учащихся, благодарит за сотрудничество.