Общие признаки химического равновесия

Содержание
  1. Химическое равновесие
  2. 1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.
  3. Обратимые и необратимые химические реакции
  4. Смещение химического равновесия под действием различных факторов
  5. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье
  6. Понятие химического равновесия
  7. Признаки химического равновесия
  8. Принцип Ле Шателье
  9. Влияние температуры на химическое равновесие
  10. Влияние давления на химическое равновесие
  11. Влияние концентрации на химическое равновесие
  12. Константа химического равновесия
  13. Примеры решения задач
  14. Задачи для самостоятельного решения
  15. Урок химии по теме «Химическое равновесие и условия его смещения». 9-й класс
  16. Ход урока
  17. 1. Организационный момент.
  18. 2. Мотивация и актуализация знаний.
  19. 3. Вводная информация учителя и формирование цели урока.
  20. 4. Изучение нового материала.
  21. 5. Закрепление нового материала.
  22. 6. Подведение итогов.
  23. 7. Рефлексия. Выставление оценок.
  24. 8. Домашнее задание.

Химическое равновесие

Принцип Ле Шателье

В 1884 году французским химиком Анри Ле Шателье был предложен принцип, согласно которому, если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить температуру, давление, концентрацию), то система будет стремиться компенсировать внешнее воздействие.

Это принцип обоснован термодинамически и доказан. Однако в такой абстрактной формулировке его сложно применить для решения конкретных задач по химическому равновесию. В этой статье я покажу конкретные примеры и обозначу алгоритм действия, чтобы вы могли успешно справляться с заданиями.

Влияние изменения концентрации на химическое равновесие

При увеличении концентрации какого-либо компонента химической реакции, система будет стремиться восстановить равновесие: равновесие будет смещаться в сторону расходования добавленного компонента.

Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы (уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться заполнить «пустое» место, которые мы создали. Наглядно демонстрирую на примере:

Изменения давления и химическое равновесие

Если речь в задании идет об изменении давления, то первое, что нужно сделать, это посчитать количество газов в уравнении слева и справа. Твердые вещества и жидкости считать не нужно. Например:

В случае, если слева и справа количество молекул газа одинаково, например, в реакции:

Изменение температуры и химическое равновесие

Если в задании увеличивают или уменьшают температуру, то первое, что вы должны оценить: экзотермическая это реакция или эндотермическая.

Поэтому данное правило универсально и применимо для всех реакций. Для примера разберем следующие задачи:

Чтобы не осталось белых пятен, возьмем экзотермическую реакцию и повторим с ней подобный эксперимент.

Катализатор и ингибитор

Действие катализатора и ингибитора соответственно касается только ускорения и замедления химической реакции. Они никоим образом не влияют на равновесие.

Константа равновесия

Константой равновесия называют отношения скоростей прямой и обратной реакции. Для реакции типа aA + bB = cC + dD константа равновесия будет записана следующим образом:

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов.

Обратимые и необратимые химические реакции

Химические реакции бывают обратимые и необратимые.

Необратимыми реакциями называют такие реакции, которые идут только в одном (прямом →) направлении:

т.е. если некоторая реакция A + B = C + D необратима, это значит, что обратная реакция C + D = A + B не протекает.

Обратимые реакции – это такие реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении (⇄):

т.е., например, если некая реакция A + B = C + D обратима, это значит, что одновременно протекает как реакция A + B → C + D (прямая), так и реакция С + D → A + B (обратная).

По сути, т.к. протекают как прямая, так и обратная реакции, реагентами (исходными веществами) в случае обратимых реакций могут быть названы как вещества левой части уравнения, так и вещества правой части уравнения. То же самое касается и продуктов.

Однако, условно принято считать, что реагентами в каждом конкретном уравнении обратимой реакции являются те вещества, которые записаны в его левой части, а продуктами – те, что записаны в правой, т.е.:

Для любой обратимой реакции возможна ситуация, когда скорость прямой и обратной реакций равны. Такое состояние называют состоянием равновесия.

В состоянии равновесия концентрации как всех реагентов, так и всех продуктов неизменны. Концентрации продуктов и реагентов в состоянии равновесия называют равновесными концентрациями.

Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Вследствие таких внешних воздействий на систему, как изменение температуры, давления или концентрации исходных веществ или продуктов, равновесие системы может быть нарушено. Однако после прекращения этого внешнего воздействия система через некоторое время перейдет в новое состояние равновесия. Такой переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют смещением (сдвигом) химического равновесия.

Для того чтобы уметь определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином типе воздействия, удобно пользоваться принципом Ле Шателье:

Если на систему в состоянии равновесия оказать какое-либо внешнее воздействие, то направление смещения химического равновесия будет совпадать с направлением той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.

Влияние температуры на состояние равновесия

При изменении температуры равновесие любой химической реакции смещается. Связано это с тем, что любая реакция имеет тепловой эффект. При этом тепловые эффекты прямой и обратной реакции всегда прямо противоположны. Т.е. если прямая реакция является экзотермической и протекает с тепловым эффектом, равным +Q, то обратная реакция всегда эндотермична и имеет тепловой эффект, равный –Q.

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье, если мы повысим температуру некоторой системы, находящейся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону той реакции, при протекании которой температура понижается, т.е. в сторону эндотермической реакции. И аналогично, в случае, если мы понизим температуру системы в состоянии равновесия, равновесие сместится в сторону той реакции, в результате протекания которой температура будет повышаться, т.е. в сторону экзотермической реакции.

Читайте также:  Признаки овуляции у женщины на узи

Например, рассмотрим следующую обратимую реакцию и укажем, куда сместится ее равновесие при понижении температуры:

Как видно из уравнения выше, прямая реакция является экзотермической, т.е. в результате ее протекания выделяется тепло. Следовательно, обратная реакция будет эндотермической, то есть протекает с поглощением тепла. По условию температуру понижают, следовательно, смещение равновесия будет происходить вправо, т.е. в сторону прямой реакции.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Повышение концентрации реагентов в соответствии с принципом Ле Шателье должно приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, в результате которой реагенты расходуются, т.е. в сторону прямой реакции.

И наоборот, если концентрацию реагентов понижают, то равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой реагенты образуются, т.е. сторону обратной реакции (←).

Аналогичным образом влияет и изменение концентрации продуктов реакции. Если повысить концентрацию продуктов, равновесие будет смещаться в сторону той реакции, в результате которой продукты расходуются, т.е. в сторону обратной реакции (←). Если же концентрацию продуктов, наоборот, понизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции (→), для того чтобы концентрация продуктов возросла.

Влияние давления на химическое равновесие

В отличие от температуры и концентрации, изменение давления оказывает влияние на состояние равновесия не каждой реакции. Для того чтобы изменение давления приводило к смещению химического равновесия, суммы коэффициентов перед газообразными веществами в левой и в правой частях уравнения должны быть разными.

Т.е. из двух реакций:

изменение давления способно повлиять на состояние равновесия только в случае второй реакции. Поскольку сумма коэффициентов перед формулами газообразных веществ в случае первого уравнения слева и справа одинаковая (равна 2), а в случае второго уравнения – различна (4 слева и 2 справа).

Отсюда, в частности, следует, что если среди и реагентов, и продуктов отсутствуют газообразные вещества, то изменение давления никак не повлияет на текущее состояние равновесия. Например, давление никак не повлияет на состояние равновесия реакции:

Если же слева и справа количество газообразных веществ различается, то повышение давления будет приводить к смещению равновесия в сторону той реакции, при протекании которой объем газов уменьшается, а понижение давления – в сторону той реакции, в результате которой объем газов увеличивается.

Влияние катализатора на химическое равновесие

Поскольку катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие или отсутствие никак не влияет на состояние равновесия.

Единственное, на что может повлиять катализатор, — это на скорость перехода системы из неравновесного состояния в равновесное.

Воздействие всех указанных выше факторов на химическое равновесие сведено ниже в таблицу-шпаргалку, в которую поначалу можно подглядывать при выполнении заданий на равновесия. Однако же пользоваться на экзамене ей не будет возможности, поэтому после разбора нескольких примеров с ее помощью, ее следует выучить и тренироваться решать задания на равновесия, уже не подглядывая в нее:

Обозначения: T – температура, p – давление, с – концентрация, ↑ — повышение, ↓ — понижение

Источник

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Материалы портала onx.distant.ru

Понятие химического равновесия

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние температуры на химическое равновесие

Влияние давления на химическое равновесие

Влияние концентрации на химическое равновесие

Константа химического равновесия

Примеры решения задач

Задачи для самостоятельного решения

Понятие химического равновесия

Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Такое равновесие называется еще подвижным или динамическим равновесием.

Признаки химического равновесия

Принцип Ле Шателье

Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия):

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.

Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.

Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:

Влияние температуры на химическое равновесие

При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции ΔH, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.

В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.

Влияние давления на химическое равновесие

Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону.

В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO2. Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.

Влияние концентрации на химическое равновесие

Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO2. Увеличение концентрации NO2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.

Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.

При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении инертного газа равновесие сместится в сторону исходных веществ.

Читайте также:  Внешние признаки инфляции в экономике это

Константа химического равновесия

Для химической реакции:

константа химической реакции Кс есть отношение:

В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.

Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:

ΔGT о = – RTlnK (2)

Примеры решения задач

Задача 1. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O2 (г)→2CO2 (г) составляли: [CO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,32 моль/л, [CO2] = 0,16 моль/л. Определите константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O2, если исходная смесь не содержала СО2.

Решение.

Вещество CO O2 CO2 Сисходн, моль/л 0,52 0,48 Спрореагир,моль/л 0,32 0,16 0,16 Сравн, моль/л 0,2 0,32 0,16

Во второй строке под Спрореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO2, причем, Сисходн= Спрореагир + Сравн.

Задача 2. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса

Решение.

Задача 3. Определите равновесную концентрацию HI в системе

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H2.

Вещество H2 I2 HI
сисходн., моль/л 1 2
спрореагир., моль/л x x 2x
cравн., моль/л 1-x 2-x 2x

Тогда, К = (2х) 2 /((1-х)(2-х))

Решая это уравнение, получаем x = 0,67.

Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.

Задача 4. Используя справочные данные, определите температуру, при которой константа равновесия процесса: H2(г) + HCOH(г) →CH3OH(г) становится равной 1. Принять, что ΔН о Т » ΔН о 298, а ΔS о T » ΔS о 298.

Решение.

Если К = 1, то ΔG о T = — RTlnK = 0;

Задача 5. Для реакции SO2(Г) + Cl2(Г) →SO2Cl2(Г) при некоторой температуре константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию SO2Cl2, если исходные концентрации SO2, Cl2 и SO2Cl2 равны 2, 2 и 1 моль/л соответственно.

Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO2.

Вещество SO2 Cl2 SO2Cl2
cисходн., моль/л 2 2 1
cпрореагир., моль/л x x х
cравн., моль/л 2-x 2-x x + 1

Решая это уравнение, находим: x1 = 3 и x2 = 1,25. Но x1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.

Следовательно, [SO2Cl2] = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.

Задачи для самостоятельного решения

1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обоснуйте.

Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением количества
газообразных веществ, то равновесие сместится вправо в реакции 3.

2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе:

составляли: [HBr] = 0,3 моль/л, [H2] = 0,6 моль/л, [Br2] = 0,6 моль/л. Определите константу равновесия и исходную концентрацию HBr.

К = 4; исходная концентрация HBr составляет 1,5 моль/л.

3. Для реакции H2(г) + S(г) →H2S(г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определите равновесные концентрации H2 и S, если исходные концентрации H2, S и H2S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.

[H2] = 0,5 моль/л; [S] = 1,5 моль/л.

4. Используя справочные данные, вычислите температуру, при которой константа равновесия процесса

становится равной 1. Примите, что ΔН о Т≈ΔН о 298, а ΔS о T≈ΔS о 298

5. Используя справочные данные, рассчитайте константу равновесия процесса:

6. Для реакции 2С3Н8(г) → н-С5Н12(г)+СН4(г) при температуре 1000 К константа равновесия равна 4. Определите равновесную концентрацию н-пентана, если исходная концентрация пропана равна 5 моль/л.

7. При температуре 500 К константа равновесия процесса:

8. При температуре 800 К константа равновесия процесса н-С6Н14(г)+ 2С3Н6(г)2(г) равна 8,71. Определите ΔG о f,8003Н6(г)), если ΔG о f,800(н-С6Н14(г)) = 305,77 кДж/моль.

9. Для реакции СО(г) + Cl2(г) →СO2Cl2(г) при некоторой температуре равновесная концентрация СO2Cl2(г) равна 1,2 моль/л. Определите константу равновесия данного процесса, если исходные концентрации СО(г) и Cl2(г) равны соответственно 2,0 и 1,8 моль/л.

10. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SО2(г) + О2(г) →2SO3(г) составляли: [SО2 ]=0,10 моль/л, [О2]=0,16 моль/л, [SО3]=0,08 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации SО2 и О2.

К=4,0; исходная концентрация SО2 составляет 0,18 моль/л;
исходная концентрация О2 составляет 0,20 моль/л.

Источник

Урок химии по теме «Химическое равновесие и условия его смещения». 9-й класс

Разделы: Химия

Класс: 9

Цель урока: формирование представлений учащихся о химическом равновесии, условиях его смещения.

Образовательные: дать понятия об обратимости химических реакций, о химическом равновесии. Формировать умение применять знания о закономерностях смещения химического равновесия.

Развивающие: развивать умение устанавливать причинно-следственные связи, развивать познавательный интерес к предмету и творческую активность.

Воспитательные: воспитывать личные качества учащихся: коммуникативность, самостоятельность.

Коррекционные: развивать грамотную речь, расширять словарь учащихся, корректировать произношение сложных химических терминов.

Реактивы: хлорид железа (III), роданид аммония, крахмальный клейстер, йод.

Тип урока: изучение нового материала.

Ход урока

1. Организационный момент.

Проверка готовности учащихся к уроку.

2. Мотивация и актуализация знаний.

Начинается наш урок, эпиграф к которому звучит так: “Ум заключается не только в знании, но и в умении прилагать знание на деле”. (Аристотель).

Мы ещё вернёмся к этому эпиграфу, и вы сами сможете объяснить, почему именно его я взяла, чтобы озаглавить наш урок. А на уроке мы будем говорить о химических реакциях.

Самое интересное в окружающем нас мире – это то, что он очень сложно устроен, и к тому же постоянно изменяется. Каждую секунду в нём происходит множество химических реакций, образуется множество химических веществ.

– В чём суть химических реакций?

– Каковы условия, необходимые для возникновения химических реакций?

– Перечислите признаки химических реакций?

– Дайте определение скорости химической реакции.

– Что является гомогенной и гетерогенной реакциями?

– Какие реакции относят к экзотермическим, а какие к эндотермическим?

– От каких факторов зависит скорость химической реакции?

Читайте также:  Характерные признаки абсолютной монархии в россии

3. Вводная информация учителя и формирование цели урока.

Сегодня на уроке мы познакомимся с новым понятием “химическое равновесие”. Понятие это имеет очень большое значение, как для химии, так и для химической технологии. Знание о химическом равновесии необходимы для предсказания условий, при которых можно осуществлять химические превращения, а так же помогут добиться максимального выхода продукта реакции.

Итак, давайте вместе сформулируем цель нашего занятия.

Цель урока: изучить химическое равновесие и условия его смещения.

4. Изучение нового материала.

Большинство химических реакций может протекать в двух противоположных направлениях, т.е. являются обратимыми.

Откроем учебник (Кузнецова Н.Е., Титова И.Н., Гара Н.Н., Химия 9 класс) параграф 2. Найдите в тексте определение, какие реакции называют обратимыми.

(Обратимыми – называются реакции, которые протекают при данных условиях одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном). В уравнениях обратимых реакций используют знак обратимости ().

Примером обратимой реакции может служить синтез йодоводорода из водорода и йода:

H2 (г) + I2(г) 2HI(г)

Скорость прямой реакции (V1) вначале максимальна, а скорость обратной (V2) – равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определённый момент времени скорости прямой и обратной реакций становятся равными (V1=V2).

Это означает, что реакция достигла состояния равновесия.

Отметим, что понятие равновесие можно использовать только по отношению к закрытой системе.

Запишем определение: состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

Если записать реакцию, в которой наступило равновесие, в общем виде следующим образом: aA + bB cC + dD

То равновесие можно охарактеризовать через константу равновесия K. Эта величина показывает соотношение между концентрациями продуктов реакции (числитель) и исходных веществ (знаменатель), которое устанавливается при равновесии.

Если константа равновесия больше единицы, что это значит? (Значит, на момент установления равновесия большая часть исходных веществ превратилась в продукт).

Вы часто встречались с механическим равновесием. Приведите примеры. (Весы в состояния равновесия, маятник).

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 никакие изменения в системе не происходят. Если изменение условий не происходит, то состояние равновесия может продолжаться бесконечно долго. По вашему мнению, можно ли сместить химическое равновесие? Как вы предлагаете это делать?

Химическое равновесие легко нарушить. Изменяя определённые условия можно добиться смещения химического равновесия. При этом скорости прямой и обратной реакций становятся не одинаковыми.

Направление смещения равновесия определяется принципом, который был сформулирован французским учёным Ле Шателье: Если на равновесную систему оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию.

Факторы, которые могут приводить к смещению химического равновесия:

А) Концентрация реагирующих веществ.
Б) Температура.
В) Давление.

Рассмотрим влияние этих факторов более подробно.

Влияние концентрации реагирующих веществ.

Повышение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону прямой реакции, понижение – в сторону обратной реакции.

Демонстрация опыта. В качестве равновесной системы используется реакция образования роданида железа (III) из хлорида железа (III) и роданида аммония.

FeCI3 + 3NH4CNS –> Fe(CNS)3 + 3NH4CI

Признаком, указывающим на смещение равновесия в ту или иную сторону, служит изменение интенсивности окраски раствора, обусловленной концентрацией роданида железа (III).

Проводим реакцию. Содержимое делим на две части. В один стакан добавляем 10 мл. исходного 0.1М раствора хлорида железа (III).Наблюдаем увеличение интенсивности окраски. Вопрос к классу “почему”? Во второй стакан добавляем 20мл. насыщенного раствора хлорида аммония. Анализируем, почему идёт ослабление окраски.

При нагревании системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при охлаждении в сторону экзотермической реакции.

Демонстрация опыта. В две пробирки крахмального клейстера добавляем две капли йода. Появляется синий цвет.

Крахмал + I2 –> вещество синего цвета

При нагревании пробирки окраска исчезает. Почему? В какую сторону смещается равновесие. При понижении температуры (охлаждаем пробирку) окраска проявляется. Почему? Куда смещается равновесие.

Какой знак теплового эффекта отвечает данной реакции?

Давление влияет на равновесие реакций, в которых принимают участие газообразные вещества. При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема, при уменьшении давления равновесие смещается в сторону большего объема.

Так для увеличения выхода аммиака необходимо повышать давление в системе. Если внешнее давление повышается, то равновесие смещается в сторону той реакции, при которой число молекул газа уменьшается.

N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г)

Если же реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.

Как вы думаете, катализатор может повлиять на смещение химического равновесия?

Использование катализатора, приводящего к ускорению данной обратимой реакции, никак не влияет на состояние равновесия.

5. Закрепление нового материала.

А сейчас мы вернёмся к эпиграфу нашего урока и постараемся полученные знания использовать при решении заданий.

Задание №1 (решаем, рассуждаем совместно).

Какой знак теплового эффекта, отвечающего процессу растворения кислорода в воде? Учитывайте тот факт, что с нагреванием растворимость кислорода в воде снижается.

O2 + вода водный раствор кислорода

Задание №2 (решаем совместно).

При термическом разложении карбоната кальция может установиться равновесие. В каком направлении оно будет смещаться при повышении температуры?

Задание №3 (самостоятельная работа).

Используя принцип Ле Шателье, определите в какую сторону сместится химическое равновесие при повышении или понижении температуры, давления, и концентрации:

Учащиеся решают самостоятельно, затем осуществляют самоконтроль, опираясь на материал слайда.

6. Подведение итогов.

Что нового и интересного вы узнали на данном уроке?

Почему нужно знать способы смещения химического равновесия?

В каких областях эти знания необходимы?

7. Рефлексия. Выставление оценок.

8. Домашнее задание.

Параграф 2, знать основные понятия, внимательно прочитать выводы. Задача: укажите знак теплового эффекта растворения азота в воде (при нагревании растворимость азота в воде уменьшается).

Источник