Презентация, доклад Химическое равновесие и условия его смещения

и гетерогенная реакция -
4. Факторы влияющие на скорость химической реакции –
5. Катализ –
6. Ингибиторы и катализаторы –
7. Биологические катализаторы –
8. Классификация химических реакций -

количеству и составу исходных и образующихся веществ 3. По тепловому эффекту реакции 4. По признаку обратимости

1 вариант

2 вариант
Обменялись тетрадями проверяем…

знания учащихся о химическом равновесии, знать принцип Ле-Шателье и уметь применять его для смещения химического равновесия; дать представление о значении знаний о химическом равновесии в производстве и в природе, развитие навыков в решении заданий ЕГЭ (часть А).
Тип урока: комбинированный урок

Какие реакции показывают равновесие прямой и обратной реакции?

концентрация реагирующих веществ 3. давление 4. агрегатное состояние веществ 5. поверхность реагирующих веществ 6. катализатор

– ющие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
Например:
H2 + I2 ↔ 2HI
CaCO3 ↔ CaO + CO2

Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.
Например :

Na2SO4 +BaCl2  BaSO4 ↓+ 2NaCl

H2O + CO2↑ – образовался слабый электролит , который разла– гается на воду и углекислый газ.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – образовалась вода – очень слабый электролит.

с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:
Vпр =kпр[H2] [I2] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:
Vобр=kобр [HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.

долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).
Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечаю- щее новым условиям.
Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предска- зать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Для нашего примера константа равновесия имеет вид:
Кравн =[HI]²/[H2] [I2]
Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реаги- рующих веществ, и зависит от температуры.

долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).
Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечаю- щее новым условиям.
Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предска- зать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

помоет, постирает, Тщательно поубирает, Нарисует и напишет, И преступника разыщет. 

исследованиями процессов протекания химических реакций.
Принцип смещения равновесий- самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию ве-ществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

«Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?

а) образование слабого электролита
б) поглощение большого количества теплоты
в) взаимодействие слабого и сильного электролитов
г) ослабление окраски раствора.
2. Для смещения равновесия в системе
CaCO3(т) ↔ CaO(т)+CO2(т) – Q
в сторону продуктов реакции необходимо
а) увеличить давление б) увеличить температуру
в) ввести катализатор г) уменьшить температуру
3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе
а) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(г) + 2SO2(г)
б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O (г)
в) H2(г) + I2(г) = 2HI (г)
г) SO2(г) + CL2(г) = SO2CL2(г)

2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г) + Q ?
А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.
Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.
а) верно только А в) верны оба суждения
б) верно только Б г) оба суждения неверны

5. В системе
2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) + Q
смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать
а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO2
б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO3

6. Химическое равновесие в системе
C4H10 (г) ↔ C4H6(г) + 2H2(г) -Q
сторону обратной реакции , если
а) повысить температуру в) добавить катализатор
б) уменьшить концентрацию H2 г ) повысить давление

– в
4 – а
5 – а
6 – г