Программа курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений, авторы: Н.Е. Кузнецова, И.М. Титова, А.Ю. Жегин; программа реализована в учебнике, созданном авторским коллективом под руководством Н.Е. Кузнецовой.
Цели урока: Рассмотреть ещё одну классификацию химических реакций – по признаку обратимости. Повторить условия протекания необратимых реакций. Дать понятие о химическом равновесии, его динамическом характере и условиях его смещения для обратимых реакций.
Форма организации учебного процесса: урок.
Педагогические приемы:
- побуждение к действию (просьба, задание)
- оценка (поощрение)
Методы педагогического воздействия:
- методы организации учебно-познавательной деятельности (словесный, наглядный и практический, проблемно-поисковый
- методы стимулирования и мотивации учебно-познавательной деятельности (учебная дискуссия)
- контроль и самоконтроль
Оборудование и реактивы. Фосфор красный, ложечка для сжигания, спички; растворы HNO3, Na2CO3, CuSO4, HCl, H2SO4, FeCl3 или Fe2(SO4)3, KCNS или NH4CNS, KCl; прибор для получения газов, мрамор, лакмус.
Ход урока
I. Необратимые и обратимые химические реакции.
Существуют реакции, которые протекают только в одном направлении – в сторону образования конечных продуктов. Они называются необратимыми.
Примером таких реакций могут быть:
- реакции горения (определение дают учащиеся). Демонстрация горения фосфора: 4P + 5O2 = 2P2O5
- реакции, идущие между растворами веществ с образованием осадка, газа или малорастворимого вещества (по правилу Бертолле) (условия протекания называют учащиеся) .
Лабораторная работа:
- 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
- 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2
- Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
- 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Но существуют такие реакции, которые идут в двух взаимно противоположных направлениях: как в сторону образования продуктов, так и в сторону образования из этих продуктов исходных веществ. Они называются обратимыми (определение учащиеся читают в учебнике). Демонстрация обратимого процесса на примере получения угольной кислоты. В пробирку к соляной или азотной кислоте опустить кусочек мрамора, пробирку закрыть пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустить в другую пробирку с водой, подкрашенной фиолетовым лакмусом. Через некоторое время он краснеет из-за образовавшейся кислоты. Но через некоторое время (для скорости – подогреть) раствор снова станет фиолетовым – кислота распалась на исходные вещества:
CO2 + H2O <-> H2CO3
(Учащиеся дают характеристику прямой и обратной реакций в свете изученных классификаций)
II. Химическое равновесие.
Обратимые реакции не доходят до конца (учащиеся читают текст объяснения и определение химического равновесия в учебнике).
Но не для всех обратимых реакций возможно установление равновесия. Для самопроизвольного протекания оеакций энтальпия (количество внутренней энергии системы, которое можно превратить в теплоту) должно понижаться и при этом энтропия (мера неоднородности, беспорядка системы) тоже должно уменьшаться. Рассмотрим реакцию:
CO2 + H2O = H2CO3 + Q
Здесь энтальпия понижается, т.к. реакция экзотермическая, т.е. идущая с выделением тепловой энергии и энтропия тоже понижается, т.к. упорядоченность атомов в кристаллической решетке карбоната кальция выше, чем в газообразном оксиде углерода (IV).
Возможно протекание и обратной реакции:
H2CO3 = CO2 + H2O – Q
Здесь внутренняя энергия системы возрастает и одновременно увеличивается энтропия.
Следовательно рассмотренные процессы обратимы.
Второй пример: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O + Q
Реакция экзотермическая, значит энтальпия понижается, но энтропия возрастает! (азот – газ, вода – жидкость). Следовательно, установление равновесия невозможно.
III. Смещение химического равновесия.
Важнейшей особенностью химического равновесия является его динамический характер, т.е. подвижность. Для примера демонстрируются рычажные весы: любое давление на какую-либо из чаш вызывает смещение равновесия.
При лабораторном синтезе или промышленном производстве очень важно знать, как можно сместить химическое равновесие в сторону образования продуктов реакции. Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье (учащиеся читают формулировку в учебнике и с помощью учителя разбирают направления смещения химического равновесия по таблице)
Чтобы было нагляднее послушайте "страшную" историю. Три мальчика добиваются благосклонности одной и той же девочки. Один из них, который умеет плавать, решил устранить соперников, которые плавать не умеют, и пригласил их кататься на лодке. Заплыли они на середину озера, и тут кровожадный "злодей", ударяет, как бы нечаянно по дну лодки веслом и делает в нём дыру. В лодку начинает поступать вода. Двое несчастных, неумеющих плавать, пугаются, хватают что под руку попало: один – консервную банку, другой – кастрюльку – и начинают вычерпывать поступающую в лодку воду. В лодке наступает динамическое равновесие: сколько воды поступает в лодку (концентрация исходных веществ), столько её успевают вылить за борт (концентрация продуктов реакции). Что нужно сделать "злодею"? (предложения учащихся). Шутки шутками, но вы сами назвали условие смещения равновесия в сторону продуктов прямой реакции: концентрацию исходных веществ (воды в лодке) увеличить, а концентрацию продуктов (выливаемая вода) уменьшить. Но эта история закончилась хорошо: "злодей" не воспользовался предложенными вами способами, и ребята не умеющие плавать выбрались на берег. Но на следующее утро они пришли в класс с понятно какими намерениями и поджидают "злодея". Тот, ничего не подозревая, заходит в класс, но видя своих соперников, выскакивает в коридор и пытается изо всех сил удержать дверь из коридора. На дверь из коридора давит один мальчик, а со стороны класса – двое. Установилось динамическое равновесие. Как его сместить? (предложения учащихся). Таким образом, чтобы сместить равновесие в сторону реакции, протекающей с меньшим давлением, разумеется, давление нужно повысить.
Демонстрация влияния на химическое равновесие концентраций реагирующих веществ:
FeCl3 + 3KCNS <- Fe (CNS)3 + 3KCl
Цвет хлорида железа (III) – бурый, а роданит железа (III) – кроваво-красный. При приливании в пробирку FeCl3 или KCNS раствор становится интенсивного красного цвета и, наоборот, при добавлении KCl он светлеет.
Домашнее задание.
Параграф 5 стр.17-18, знать основные понятия, таблицу 1 стр.18; ответить на вопросы № 1-3 устно.