Sections: Chimie
Le but de la leçon
- éducatif: continuer la formation du concept "vitesse des réactions chimiques", dériver des formules pour calculer la vitesse des réactions homogènes et hétérogènes, considérer de quels facteurs dépend la vitesse des réactions chimiques;
- développement: apprendre à traiter et analyser des données expérimentales; être capable de découvrir la relation entre la vitesse des réactions chimiques et les facteurs externes;
- éducatif: poursuivre le développement des habiletés de communication dans le cadre du travail en binôme et en équipe ; attirer l'attention des élèves sur l'importance de la connaissance de la vitesse des réactions chimiques se produisant dans la vie quotidienne (corrosion des métaux, lait caillé, pourriture, etc.)
Supports pédagogiques : D. un projecteur multimédia, un ordinateur, des diapositives sur les principaux thèmes de la leçon, un CD "Cyril et Méthode", des tableaux sur tables, des protocoles de travail de laboratoire, du matériel de laboratoire et des réactifs ;
Méthodes d'enseignement: reproduction, recherche, partiellement exploratoire;
Forme d'organisation des cours : conversation, travaux pratiques, travail indépendant, tests;
Forme d'organisation du travail étudiant : frontal, individuel, collectif, collectif.
1. Organisation de la classe
Préparation de la classe pour le travail.
2. Préparation à l'étape principale de la maîtrise du matériel pédagogique. Activation des connaissances et des compétences de soutien(Diapositive 1, voir la présentation de la leçon).
Le sujet de la leçon est « La vitesse des réactions chimiques. Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique ».
Tâche : découvrir quelle est la vitesse d'une réaction chimique et de quels facteurs elle dépend. Au cours de la leçon, nous nous familiariserons avec la théorie de la question sur le sujet ci-dessus. En pratique, nous confirmerons certaines de nos hypothèses théoriques.
Activités prévues pour les élèves
Le travail actif des élèves montre qu'ils sont prêts à percevoir le sujet de la leçon. Besoin de connaissances des élèves sur la vitesse de réaction chimique dès le cours de la 9e année (communication intra-sujet).
Discutons des questions suivantes (frontalement, diapositive 2) :
- Pourquoi avons-nous besoin de connaissances sur la vitesse des réactions chimiques ?
- Quels exemples peuvent confirmer que les réactions chimiques se déroulent à des vitesses différentes ?
- Comment la vitesse du mouvement mécanique est-elle déterminée ? Quelle est l'unité de mesure de cette vitesse ?
- Comment est déterminée la vitesse d'une réaction chimique ?
- Quelles conditions doivent être créées pour qu'une réaction chimique démarre ?
Considérons deux exemples (l'expérience est menée par l'enseignant).
Sur la table, il y a deux tubes à essai, dans l'un une solution d'alcali (KOH), dans l'autre - un clou; verser la solution de CuSO4 dans les deux tubes à essai. Que voyons-nous?
Activités prévues pour les élèves
À l'aide d'exemples, les élèves jugent la vitesse des réactions et tirent les conclusions appropriées. Ecrire les réactions faites au tableau (deux élèves).
Dans le premier tube à essai, la réaction s'est produite instantanément, dans le second - il n'y a pas encore de changements visibles.
Composons les équations de réaction (deux élèves écrivent des équations au tableau) :
- CuSO 4 + 2KOH = Cu (OH) 2 + K 2 SO 4; Cu 2+ + 2OH - = Cu (OH) 2
- Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu; Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0
Quelle conclusion peut-on tirer des réactions menées ? Pourquoi une réaction est-elle instantanée et l'autre lente ? Pour ce faire, il est nécessaire de rappeler qu'il existe des réactions chimiques qui se produisent dans tout le volume de l'espace de réaction (dans les gaz ou les solutions), et il y en a d'autres qui se produisent uniquement à la surface de contact des substances (combustion d'un solide dans un gaz, interaction d'un métal avec un acide, sel d'un métal moins actif).
Activités prévues pour les élèves
Sur la base des résultats de l'expérience démontrée, les étudiants concluent : la réaction 1 est homogène, et la réaction
2 - hétérogène.
Les vitesses de ces réactions seront définies mathématiquement de différentes manières.
L'étude des vitesses et des mécanismes des réactions chimiques est appelée cinétique chimique.
3. Assimilation de nouvelles connaissances et méthodes d'action(Diapositive 3)
La vitesse de réaction est déterminée par le changement de la quantité de substance par unité de temps
Dans l'unité V
(pour homogène)
Sur l'unité de surface de contact des substances S (pour hétérogène)
Evidemment, avec une telle définition, la valeur de la vitesse de réaction ne dépend pas du volume dans un système homogène et de la surface de contact des réactifs dans un système hétérogène.
Activités prévues pour les élèves
Actions actives des étudiants avec l'objet d'étude. Saisie du tableau dans le cahier.
Deux points importants en découlent (diapositive 4) :
2) la valeur calculée de la vitesse dépendra de la substance par laquelle elle est déterminée et le choix de cette dernière dépend de la commodité et de la facilité de mesurer sa quantité.
Par exemple, pour la réaction 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О : υ (selon Н 2) = 2 υ (selon О 2) = υ (selon Н 2 О)
4. Consolidation des connaissances primaires sur la vitesse d'une réaction chimique
Pour consolider le matériau considéré, nous allons résoudre le problème de calcul.
Activités prévues pour les élèves
Compréhension initiale des connaissances acquises sur la vitesse de réaction. L'exactitude de la solution au problème.
Tâche (diapositive 5). La réaction chimique se déroule en solution, selon l'équation : A + B = C. Concentrations initiales : substance A - 0,80 mol / l, substance B - 1,00 mol / l. Après 20 minutes, la concentration de la substance A a diminué à 0,74 mol/l. Déterminer : a) la vitesse de réaction moyenne pour cette période de temps ;
b) la concentration de la substance B après 20 minutes. Solution (Annexe 4, diapositive 6).
5. Assimilation de nouvelles connaissances et méthodes d'action(mener des travaux de laboratoire au cours de la répétition et de l'étude de nouveau matériel, par étapes, annexe 2).
Nous savons que divers facteurs affectent la vitesse d'une réaction chimique. Lequel?
Activités prévues pour les élèves
S'appuyer sur les connaissances des années 8-9, écrire dans un cahier au cours de l'étude de la matière. Liste (diapositive 7) :
La nature des réactifs ;
Température;
Concentration des réactifs ;
L'action des catalyseurs;
Surface de contact des réactifs (dans les réactions hétérogènes).
L'influence de tous les facteurs énumérés sur la vitesse de réaction peut être expliquée en utilisant une théorie simple - théorie des collisions (diapositive 8). Son idée principale est la suivante : les réactions se produisent lorsque les particules de réactifs entrent en collision, qui ont une certaine énergie.
De là, nous pouvons tirer des conclusions:
- Plus il y a de particules de réactif, plus elles sont proches les unes des autres, plus elles ont de chances d'entrer en collision et de réagir.
- Ne conduit qu'à une réaction collisions efficaces, celles. ceux dans lesquels les « anciens liens » sont détruits ou affaiblis et donc de « nouveaux » peuvent se former. Mais pour cela, les particules doivent avoir une énergie suffisante.
L'excès d'énergie minimum (sur l'énergie moyenne des particules dans le système) requis pour une collision efficace des particules dans le système) requis pour une collision efficace des particules de réactif est appeléénergie d'activation E une.
Activités prévues pour les élèves
Compréhension du concept et écriture de la définition dans un cahier.
Ainsi, sur le chemin de toutes les particules entrant dans la réaction, il existe une certaine barrière énergétique égale à l'énergie d'activation. S'il est petit, de nombreuses particules le surmontent avec succès. Avec une barrière énergétique importante, il faut de l'énergie supplémentaire pour la surmonter, parfois une bonne "poussée" suffit. J'allume une lampe à alcool - je donne de l'énergie supplémentaire E une, nécessaire pour surmonter la barrière énergétique dans la réaction d'interaction des molécules d'alcool avec les molécules d'oxygène.
Envisager les facteurs, qui affectent la vitesse de réaction.
1) La nature des réactifs(diapositive 9) La nature des substances réagissantes est comprise comme leur composition, leur structure, l'influence mutuelle des atomes dans les substances inorganiques et organiques.
L'amplitude de l'énergie d'activation des substances est un facteur par lequel l'influence de la nature des substances réagissant sur la vitesse de réaction est affectée.
Compte rendu.
Formulation indépendante des conclusions (Annexe 3 à la maison)
Pendant les cours
I. Organisation du début de la leçon.
II. Préparation à l'étape principale de la leçon.
III. Concrétisation des connaissances, consolidation des méthodes d'action, systématisation des connaissances sur les lois avec lesquelles vous pouvez contrôler les réactions chimiques.
IV. Résumant les résultats de la leçon, informations sur les devoirs.
I. Organisation du début du cours
Objectif de la scène : préparer les élèves au travail en classe.
Prof: Aujourd'hui, nous allons poursuivre notre étude du sujet "La vitesse d'une réaction chimique" et découvrir si une personne, possédant certaines connaissances, peut contrôler une réaction chimique. Pour résoudre ce problème, nous allons au laboratoire virtuel. Pour y entrer, vous devez montrer votre connaissance de la vitesse d'une réaction chimique.
II. Préparation pour l'étape principale de la leçon
Objectifs de la scène : mettre à jour les connaissances et les compétences de base, assurer la motivation et l'acceptation par les étudiants de l'objectif de la leçon.
Mettre à jour les connaissances des étudiants
L'enseignant organise une conversation frontale :
Question 1 : Qu'étudie la cinétique chimique ?
Réponse supposée : cinétique chimique - la science des lois régissant le déroulement des réactions chimiques dans le temps.
Question 2 : en quels deux groupes peut-on diviser les réactions selon l'état des produits chimiques ?
Réponse supposée : si des réactions chimiques ont lieu en milieu homogène, par exemple en solution ou en phase gazeuse, elles sont dites homogènes. Et si la réaction a lieu entre des substances dans des états d'agrégation différents, elles sont dites hétérogènes.
Question 3 : comment déterminer la vitesse d'une réaction hétérogène ?
Réponse supposée : la vitesse d'une réaction hétérogène est définie comme la variation de la quantité de substance par unité de temps par unité de surface (l'élève écrit la formule au tableau)
Question 4 : comment déterminer la vitesse d'une réaction homogène ?
Réponse supposée : La vitesse d'une réaction homogène est définie comme la variation de la concentration d'une des substances par unité de temps (l'élève écrit la formule au tableau).
Prof: maintenant, en utilisant votre expérience de vie, supposons :
Question 5 : Qu'est-ce qui brûlera le plus vite : planche de bois ou copeaux de bois ?
Réponse supposée : les copeaux de bois brûleront plus rapidement. 
Question 6 : où le charbon brûlera-t-il plus vite : dans l'air ou dans l'oxygène ?
Réponse supposée : plus vite le charbon brûlera en oxygène.
III. Concrétisation des connaissances, consolidation des méthodes d'action, systématisation des connaissances sur les lois avec lesquelles vous pouvez contrôler les réactions chimiques.
Objectif de la scène : assurer l'assimilation des connaissances et des méthodes d'action en organisant une activité productive active des élèves.
Récit introductif de l'enseignant (accompagné d'une présentation informatique) :
Prof: en utilisant votre expérience de vie, vous avez deviné correctement. En effet, la vitesse d'une réaction chimique dépend de nombreux facteurs. Les principaux sont : la nature et la concentration des réactifs, la pression, la température, la surface de contact des réactifs, l'effet des catalyseurs.
Nous utiliserons également les informations du didacticiel au fur et à mesure de notre progression.
Les élèves, sous la direction de l'enseignant, résolvent chaque problème expérimental et l'enseignant, à l'aide de la présentation informatique, conduit les élèves à des conclusions éclairées.
Résultat du travail :
Sécurisation du matériel.
Problème : Pour la réaction, les substances ont été prises à une température de 40 C, puis elles ont été chauffées à 70 C. Comment la vitesse d'une réaction chimique changera-t-elle si son coefficient de température est de 2 ?
Réponse : la vitesse de la réaction chimique augmentera de 8 fois.
Prof: Alors, quelle conclusion pouvons-nous tirer : une personne peut-elle contrôler la vitesse des réactions ?
Réponse supposée: oui, peut-être s'il a des connaissances en cinétique chimique.
IV. Résumé de la leçon, informations sur les devoirs
Objectifs de la scène :évaluer le travail de la leçon et montrer la valeur du travail effectué pour l'étude ultérieure du sujet.
Prof: Rappelons le déroulement de la leçon, qu'avons-nous appris aujourd'hui, qu'avons-nous appris ?
Réflexion. Déclarations des étudiants.
Prof: devoirs: paragraphe 6.1, apprendre les informations du tableau. Complétez les exercices 5, 6, 8 aux pages 108-109.
Carte technologique de la leçon "La vitesse des réactions chimiques"
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Les principaux points de la carte technologique |
Partie générale obligatoire |
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Nom de la discipline |
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Sujet de la leçon |
Taux de réaction chimique |
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Type et type d'occupation |
Leçon combinée Répétition, conférence |
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Objectifs de la leçon (comme les résultats d'apprentissage attendus) |
À la suite de la leçon, les élèves : continuer à former le concept de "vitesse des réactions chimiques", découvrir de quels facteurs dépend la vitesse des réactions chimiques; continuer à apprendre à traiter et analyser les données expérimentales; découvrir la relation entre la vitesse des réactions chimiques et les facteurs externes; continuer à développer les compétences en communication au cours du travail en binôme et en équipe ; mettre l'accent sur l'importance de la connaissance de la vitesse des réactions chimiques qui se produisent dans la vie quotidienne (corrosion des métaux, acidification du lait, pourriture, etc.) renforcer la capacité de travailler avec un manuel électronique, des tableaux, du matériel de référence, de la littérature supplémentaire |
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Méthodes d'enseignement |
Partiellement - recherche (reproduction) |
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Compétences formées (compétences générales (GC) et compétences professionnelles (PC)) |
Général : formuler ses valeurs en relation avec les disciplines étudiées et les domaines d'activité ; être capable de prendre des décisions, d'assumer la responsabilité de leurs conséquences ; réaliser un parcours éducatif individuel, en tenant compte des exigences et des normes générales ; posséder différents types d'activité de parole. Professionnel : avoir les compétences nécessaires pour travailler avec diverses sources d'information (manuel électronique, Internet, dictionnaires, ouvrages de référence, livres, manuels) ; rechercher, extraire, analyser et sélectionner de manière indépendante les informations nécessaires à la résolution des problèmes éducatifs ; naviguer dans les flux d'informations, être capable de percevoir consciemment l'information ; posséder les compétences nécessaires pour utiliser des appareils d'information (PC, imprimante); utiliser les technologies de l'information et des télécommunications pour résoudre des problèmes éducatifs : enregistrement audio et vidéo, courrier électronique, Internet ; être en mesure d'appliquer les connaissances acquises dans la pratique. |
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domaine d'étude du thésaurus |
La cinétique chimique est une branche de la chimie qui étudie les vitesses et les mécanismes des réactions chimiques. Un système en chimie est une substance considérée ou un ensemble de substances. Une phase est une partie d'un système qui est séparée des autres parties par une interface. Système homogène (homogène) - un système composé d'une phase. Système hétérogène (inhomogène) - un système composé de deux phases ou plus. La vitesse d'une réaction chimique homogène est la quantité d'une substance entrant dans une réaction ou formée à la suite d'une réaction par unité de temps par unité de volume du système. La vitesse d'une réaction chimique hétérogène est la quantité d'une substance entrant dans une réaction ou formée à la suite d'une réaction par unité de temps par unité d'interface. Facteurs affectant la vitesse de réaction : La nature des réactifs ; Concentration des réactifs ; Température; La présence de catalyseurs. Un catalyseur est une substance qui modifie (augmente) la vitesse de réaction, mais n'est pas consommée à la suite de la réaction. Un inhibiteur est une substance qui modifie (ralentit) la vitesse de réaction, mais n'est pas consommée à la suite de la réaction. Les enzymes (enzymes) sont des catalyseurs biologiques. La loi des masses agissantes. |
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Les moyens utilisés, incl. Outils TIC |
Borne informatique, projecteur multimédia, écran de démonstration, ordinateur portable, haut-parleurs, 15 ordinateurs personnels, CD avec présentations et démonstration d'expériences sur l'hydrolyse des sels ; littérature de base et complémentaire |
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Liens interdisciplinaires et interprofessionnels |
Interdisciplinaire : biologie (réactions chimiques dans un organisme vivant), physique (le concept de l'effet thermique des réactions, l'influence des facteurs physiques sur la vitesse d'une réaction chimique) |
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Ressources éducatives (y compris Internet) |
Système d'apprentissage en ligne "Academy-Media", sites chimiques XuMuk.ru, Alhimik.ru, Informations utiles sur la chimie, littérature de base et complémentaire |
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Étapes de la leçon |
Durée de l'étape |
résultats |
Critères et méthode d'évaluation |
Fonction enseignant |
Organisation d'activités étudiantes |
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Organisation du début de cours |
Les salutations Vérification de la préparation des élèves à la leçon Préparation de l'équipement Lancement du système EO Identifier les élèves absents |
Les salutations Le préposé appelle les élèves absents |
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Contrôle des devoirs |
Émission de cartes avec une tâche individuelle, affichage des tâches pour l'ensemble du groupe |
Réalisation de devoirs, auto-test et vérification en binôme |
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L'étape de préparation des étudiants à l'assimilation active et consciente de nouveaux matériaux |
Annonce du sujet de la leçon et définition de ses objectifs |
Écrire un sujet dans un cahier Rechercher le sujet pertinent dans le système EO |
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Mise à jour des connaissances, étape de motivation |
Conversation frontale Poser des questions Gestion des discussions |
Répondre aux questions, compléter les réponses des uns et des autres |
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L'étape d'assimilation des nouvelles connaissances |
Délivrance des devoirs dans un manuel électronique, consultations |
Travailler avec le manuel électronique |
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Examen initial de l'assimilation des connaissances |
Délivrance des missions, contrôle de la mise en œuvre |
Remplir des devoirs |
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Consolidation primaire des connaissances |
Démonstration d'expériences sur le sujet à l'aide d'un projecteur et d'un écran |
Observation Formulation d'équations de réaction |
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Contrôle et auto-examen des connaissances. Étape de contrôle réflexif |
Maîtrise de l'écriture des équations, évaluation, généralisation |
Autotest, conclusions |
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Résumer les résultats de la leçon |
Analyse de la réussite de l'atteinte de l'objectif de la leçon Évaluation des perspectives d'emploi futures |
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Informations sur les devoirs, instructions sur la façon de les remplir |
Remise des devoirs Réalisation d'un briefing sur sa mise en œuvre |
Enregistrement des devoirs, questions pour le clarifier |
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O.I. Ivanova, professeur de chimie MBOU "École secondaire Napolnokotyakskaya" du district de Kanash de la République tchétchène
Leçon "Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique"
Le but de la leçon :étude des facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique
Tâches:
découvrir quels facteurs influencent la vitesse des réactions chimiques
enseigner à expliquer l'influence de chaque facteur;
stimuler l'activité cognitive des élèves en créant une situation-problème;
former la compétence des écoliers (éducative et cognitive, communicative, préservation de la santé) ;
améliorer les compétences pratiques des étudiants.
Type de cours : problème-dialogue.
Formes de travail : groupe, individuel.
Matériel et réactifs : un ensemble de tubes à essai, un support pour tubes à essai, un support, une lampe à alcool, un éclat, des allumettes, des granules de zinc, de la poudre de zinc, de la poudre d'oxyde de cuivre, du magnésium, une solution d'acide sulfurique (solution à 10 %), du peroxyde d'hydrogène, du bichromate de potassium , sulfate de cuivre, clou de fer, hydroxyde de sodium, craie.
Pendant les cours :
1ère étape :
Appel: Bonjour gars! Aujourd'hui, nous allons nous présenter en tant que scientifiques-chercheurs. Mais avant de commencer à étudier de nouveaux matériaux, j'aimerais faire une petite expérience. Veuillez regarder le tableau et formuler vos hypothèses sur le déroulement de ces réactions :
A) sulfate de cuivre et de fer;
B) une solution de sulfate de cuivre et d'hydroxyde de potassium
Ces réactions vont-elles continuer ? S'il vous plaît, allez au tableau et notez les équations de ces réactions.
Considérons ces exemples (l'expérience est menée par l'enseignant).
Sur la table, il y a deux tubes à essai, tous deux contiennent une solution de sulfate de cuivre, mais dans un tube à essai avec l'ajout de chlorure de sodium, nous déposons un granule d'aluminium dans les deux tubes à essai. Que voyons-nous?
PROBLÈME: Pourquoi, dans le second cas, nous ne voyons pas de signes de réaction, nos hypothèses sont-elles fausses ?
SORTIR: Les réactions chimiques ont lieu à des vitesses différentes. Certains vont lentement, pendant des mois, comme la corrosion du fer ou la fermentation (fermentation) du jus de raisin, ce qui donne du vin. D'autres s'achèvent en quelques semaines ou jours, comme la fermentation alcoolique du glucose. D'autres encore se terminent très vite, par exemple la précipitation des sels insolubles, et certains procèdent instantanément, par exemple les explosions.
Presque instantanément, très rapidement, de nombreuses réactions ont lieu dans des solutions aqueuses : ce sont des réactions ioniques procédant à la formation d'un précipité, d'un gaz, ou d'une réaction de neutralisation.
Rappelons maintenant ce que vous savez sur la vitesse des réactions chimiques.
Compréhension du concept.Énumérez la définition, les formules, l'unité de mesure.
PROBLÈME: Que faut-il savoir pour pouvoir contrôler la vitesse d'une réaction chimique ? (Sachez quelles conditions affectent la vitesse)
Quels sont les noms de ces conditions que vous venez d'énumérer? (Les facteurs)
Il y a des appareils chimiques et des réactifs sur les tables devant vous. Qu'en pensez-vous, dans quel but allez-vous faire des expériences ? (Afin d'étudier l'influence des facteurs sur la vitesse des réactions)
Nous arrivons maintenant au sujet de la leçon d'aujourd'hui. C'est l'étude des facteurs que nous traiterons dans cette leçon.
Nous écrivons le titre du sujet et la date dans les cahiers.
IIorganiser:
SIGNIFICATION DU CONTENU.
Quels facteurs affectent la vitesse des réactions chimiques?
Liste des élèves : température, nature des réactifs, concentration, surface de contact, catalyseurs.
Comment peuvent-ils changer la vitesse de réaction ?(Les élèves proposent leurs suppositions)
Prof: L'influence de tous ces facteurs sur la vitesse des réactions chimiques peut être expliquée à l'aide d'une théorie simple - la théorie des collisions. Son idée principale est la suivante : les réactions se produisent lorsque les particules de réactifs entrent en collision, qui ont une certaine énergie. De là, nous pouvons tirer les conclusions suivantes :
Plus il y a de particules de réactif, plus elles ont de chances d'entrer en collision et de réagir.
Seules les collisions efficaces conduisent à une réaction, c'est-à-dire ceux dans lesquels les « anciens liens » sont détruits ou affaiblis et donc de « nouveaux » peuvent se former. Mais pour cela, les particules doivent avoir une certaine énergie.
L'énergie excédentaire minimale requise pour une collision efficace des particules de réactif est appelée énergie d'activation (enregistrant la définition dans les cahiers).
Ainsi, sur le trajet de toutes les particules entrant dans la réaction, il existe une certaine barrière égale à l'énergie d'activation. S'il est petit, de nombreuses particules le surmontent avec succès. Avec une barrière énergétique importante, il faut de l'énergie supplémentaire pour la surmonter, parfois une "bonne poussée" suffit.
Nous nous tournons vers la déclaration de Léonard de Vinci (La connaissance qui n'a pas été testée par l'expérience est stérile et pleine d'erreurs).
Enseignant : Comment comprenez-vous le sens de ces mots ?(tester la théorie avec la pratique)
Oui, en effet, toute théorie doit également être testée dans la pratique. Ensuite, vous devez vous-même étudier divers facteurs sur la vitesse des réactions. Pour ce faire, vous allez conduire des réactions, guidés par les consignes sur vos tables, établir un protocole d'expérimentation. Après cela, un élève du groupe devra se rendre au tableau, expliquer l'influence du facteur que vous avez pris en compte, écrire des équations au tableau et tirer une conclusion selon la théorie des collisions et la théorie de l'activation.
Briefing de sécurité.
RÉALISATION DE TRAVAUX PRATIQUES EN GROUPES
Carte 1 : Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :
1. La nature des substances réagissant.
Versez de l'acide sulfurique dans deux tubes à essai.
2. Trempez une petite quantité de magnésium dans l'un et un granule de zinc dans l'autre.
3. Comparez le taux d'interaction de divers métaux avec l'acide sulfurique.
4. Quelle est, à votre avis, la raison des différentes vitesses de réactions acides avec ces métaux.
5. L'influence de quel facteur avez-vous découvert au cours de ce travail ?
6. Trouvez dans le protocole du laboratoire les demi-réactions correspondant à votre expérience, et additionnez les équations de réaction.
Carte 2. Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :
2. Concentration des réactifs.
Soyez prudent lorsque vous manipulez des substances. N'oubliez pas les règles de sécurité.
1. Versez 1 à 2 ml d'acide sulfurique dans deux tubes à essai.
2. Ajouter le même volume d'eau dans l'un des tubes.
3. Placer une pastille de zinc dans chaque tube.
4. Dans quelle éprouvette le dégagement d'hydrogène a-t-il commencé le plus rapidement ?
Carte 3. Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :
3. La zone de contact des substances réagissantes.
Soyez prudent lorsque vous manipulez des substances. N'oubliez pas les règles de sécurité.
1. Broyez un petit morceau de craie dans un mortier.
2. Versez un peu de solution d'acide sulfurique dans deux tubes à essai. Soyez très prudent, ajoutez très peu d'acide !
3. Placez simultanément la poudre dans un tube et un morceau de craie dans l'autre.
4. Dans quel tube à essai la réaction sera-t-elle la plus rapide ?
5. L'influence de quel facteur avez-vous découvert dans cette expérience ?
6. Comment cela s'explique-t-il en termes de théorie des collisions ?
7. Écrivez l'équation de la réaction.
Carte 4. Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :
4. Température.
Soyez prudent lorsque vous manipulez des substances. N'oubliez pas les règles de sécurité.
1. Versez la solution d'acide sulfurique dans les deux tubes et placez-y un à un un granule d'oxyde de cuivre.
2. Réchauffez doucement l'un des tubes. Tout d'abord, nous chauffons le tube à essai légèrement obliquement, en essayant de le réchauffer sur toute sa longueur, puis seulement la partie inférieure, ayant déjà redressé le tube à essai. Tenez le tube avec un support.
3. Dans quel tube à essai la réaction se déroule-t-elle plus intensément ?
4. L'influence de quel facteur avez-vous découvert dans cette expérience ?
5. Comment cela s'explique-t-il en termes de théorie des collisions ?
6. Écrivez l'équation de la réaction.
Carte 5. Facteurs affectant la vitesse d'une réaction chimique :
5. La présence de substances spéciales - catalyseurs, substances qui augmentent la vitesse d'une réaction chimique.
Soyez prudent lorsque vous manipulez des substances. N'oubliez pas les règles de sécurité.
Versez du peroxyde d'hydrogène dans deux verres.
Dans l'un des tubes, saupoudrez délicatement quelques cristaux de bichromate de potassium. Agiter la solution résultante avec une tige de verre.
Allumez l'éclat, puis éteignez-le. Apportez l'éclat fumant aux solutions dans les deux verres aussi près que possible de la solution sans toucher le liquide. Le grain devrait prendre feu.
Dans quel tube à essai y a-t-il un dégagement gazeux rapide ? De quel gaz s'agit-il ?
Quel rôle joue le dichromate de potassium dans cette réaction ?
L'influence de quel facteur avez-vous découvert dans cette expérience ?
Écris l'équation de la réaction.
DISCUSSION DES RÉSULTATS OBTENUS.
Pour la discussion, un élève de chaque groupe de travail vient au tableau (à tour de rôle)
Rédaction d'un protocole de synthèse des travaux de laboratoire à partir des réponses aux questions de l'atelier.
Les équations de réaction sont écrites au tableau et les conclusions appropriées sont tirées. Tous les autres élèves inscrivent les résultats et les équations dans le procès-verbal.
Influence de la nature des réactifs
Problème:
Prof: les masses des substances prélevées de l'échantillon de solides, la concentration d'acide chlorhydrique et les conditions de réaction sont les mêmes, mais l'intensité des processus en cours (le taux de dégagement d'hydrogène) est différente ?
Discussion:
Étudiants: nous avons pris différents métaux.
Prof: toutes les substances sont constituées d'atomes d'éléments chimiques. Quelle est la différence entre les éléments chimiques selon votre connaissance de la Loi Périodique et du Tableau Périodique de DI Mendeleev ?
Étudiants: Numéro de série, position dans le tableau périodique de D. I. Mendeleev, c'est-à-dire qu'ils ont une structure électronique différente, et donc les substances simples formées par ces atomes ont des propriétés différentes.
Prof: c'est-à-dire que ces substances sont de nature différente. Ainsi, la vitesse d'une réaction chimique dépendra de la nature d'une substance réagissante particulière, car elles ont des structures et des propriétés différentes.
Sortir:
Étudiants: La vitesse d'une réaction chimique dépendra de la nature des substances qui réagissent : plus le métal (substance) est actif, plus la vitesse de la réaction chimique est élevée.
Effet de la concentration
Problème: la nature de toutes les substances qui réagissent, les conditions de l'expérience sont les mêmes, mais l'intensité des processus en cours (le taux de dégagement d'hydrogène) est différente ?
Discussion:
Prof: Pourquoi la vitesse d'une réaction chimique est-elle différente, parce que des substances de même nature chimique réagissent ?
Étudiants: Lors de l'ajout d'eau, nous avons modifié (diminué) la concentration d'acide sulfurique dans un tube à essai, tandis que le taux de dégagement d'hydrogène diminuait.
Sortir:
Étudiants: La vitesse d'une réaction chimique dépendra de la concentration des réactifs : plus la concentration des réactifs est élevée, plus la vitesse de la réaction chimique est élevée.
Explication de l'enseignant : CONCENTRATION DE SUBSTANCES REACTIVES.
Plus il y a de particules de réactif, plus elles sont proches les unes des autres, plus elles ont de chances d'entrer en collision et de réagir. Basé sur une grande quantité de matériel expérimental en 1867. Les scientifiques norvégiens K. Guldberg et P. Vaage et, indépendamment d'eux, en 1865, le scientifique russe N. I. Beketov ont formulé la loi fondamentale de la cinétique chimique, qui établit la dépendance de la vitesse de réaction aux concentrations de substances réagissantes :
La vitesse de réaction est proportionnelle au produit des concentrations des réactifs, pris en puissances égales à leurs coefficients dans l'équation de réaction.
Cette loi est aussi appelée la loi des masses en action.Elle n'est valable que pour les substances gazeuses et liquides !
2A + 3B = A2B3 V = k * CA2 * .CB3
Exercice 1.Écrivez les équations cinétiques des réactions suivantes :
Tâche 2.
Comment la vitesse de réaction changera-t-elle avec l'équation cinétique
v = kCA2CB, si la concentration de la substance A est augmentée de 3 fois.
Dépendance de la surface des réactifs
Problème:
Prof: toutes les substances sont de même nature chimique, de même masse et concentration, réagissent à la même température, mais l'intensité du dégagement d'hydrogène (et donc la vitesse) est différente.
Discussion:
Étudiants: Un morceau et une poudre de craie de même poids ont des volumes occupés différents dans une éprouvette, des degrés de broyage différents. Là où ce degré de raffinement est le plus élevé, la vitesse de dégagement d'hydrogène est maximale.
Prof: cette caractéristique est l'aire de la surface de contact des substances réagissantes. Dans notre cas, la surface de contact du carbonate de calcium avec une solution de H2SO4 est différente.
Sortir:
Étudiants: La vitesse d'une réaction chimique dépend de la surface de contact des substances en réaction : plus la surface de contact des substances en réaction (degré de broyage) est grande, plus la vitesse de réaction est élevée.
Prof: une telle dépendance n'est pas toujours observée : ainsi pour certaines réactions hétérogènes, par exemple, dans le système Solide-Gaz, à des températures très élevées (plus de 500°C), des substances fortement broyées (en poudre) sont capables de fritter, réduisant ainsi la surface de contact des substances réagissantes.
Influence de la température
Problème:
Prof: les substances prélevées pour l'expérience ont la même nature, la masse de la poudre CuO prélevée et la concentration en acide sulfurique sont également les mêmes, mais la vitesse de réaction est différente.
Discussion:
Étudiants: Cela signifie que lorsque la température de la réaction change, nous modifions également sa vitesse.
Prof: Cela signifie-t-il qu'à mesure que la température augmente, le taux de toutes les réactions chimiques augmentera ?
Étudiants: Non. Certaines réactions ont lieu à des températures très basses et même inférieures à zéro.
Sortir:
Étudiants: Par conséquent, tout changement de température de plusieurs degrés modifiera considérablement la vitesse de la réaction chimique.
Prof: C'est pratiquement ainsi que sonne la loi de Van't Hoff, qui agira ici : lorsque la température de réaction change tous les 10 ºС, la vitesse de la réaction chimique change (augmente ou diminue) de 2 à 4 fois.
Commentaire du professeur : TEMPÉRATURE
Plus la température est élevée, plus les particules sont actives, la vitesse de leur déplacement augmente, ce qui entraîne une augmentation du nombre de collisions. La vitesse de réaction augmente.
La règle de Van't Hoff :
Avec une augmentation de la température tous les 10 ° C, le nombre total de collisions n'augmente que d'environ 1,6 % et la vitesse de réaction augmente de 2 à 4 fois (de 100 à 300 %).
Le nombre indiquant combien de fois la vitesse de réaction augmente lorsque la température augmente de 10 ° C est appelé coefficient de température.
La règle de Van't Hoff s'exprime mathématiquement par la formule suivante :
oùV1 -vitesse de réaction à températuret2 ,
V2 - vitesse de réaction à températuret1 ,
oui- coéfficent de température.
Résoudre le problème:
Déterminez comment la vitesse d'une réaction changera lorsque la température passera de 10 à 500 °C. Le coefficient de température de la réaction est de 3.
Solution:
substituez les données de tâche dans la formule :
la vitesse de réaction augmentera 81 fois.
Effet du catalyseur
Problème:
Enseignant : la substance dans les deux cas est la même, la nature est la même, à la même température, la concentration du réactif est la même, pourquoi la vitesse est-elle différente ?
Discussion:
Prof: Ces substances, qui accélèrent les réactions chimiques, sont appelées catalyseurs. Il existe des substances qui ralentissent les réactions, on les appelle des inhibiteurs.
Sortir:
Étudiants: les catalyseurs augmentent la vitesse de réaction en diminuant l'énergie d'activation. Plus l'énergie d'activation est faible, plus la réaction est rapide.
Les phénomènes catalytiques sont répandus dans la nature : la respiration, l'assimilation des nutriments par les cellules, la synthèse des protéines, etc. sont des processus régulés par des catalyseurs biologiques - les enzymes. Les processus catalytiques sont à la base de la vie sous la forme qui existe sur terre.
Parabole "Le dix-huitième chameau" (pour expliquer le rôle du catalyseur)
(une parabole arabe très ancienne)
Il était une fois en Orient un homme qui élevait des chameaux. Il a travaillé toute sa vie, et quand il est devenu vieux, il a appelé ses fils et a dit :
« Mes enfants ! Je suis devenu vieux et faible et je vais bientôt mourir. Après ma mort, divisez les chameaux restants comme je vous le dis. Vous, le fils aîné, avez travaillé le plus dur - prenez pour vous la moitié des chameaux. Toi, le deuxième fils, viens juste de commencer à m'aider - prends-en un troisième. Et toi, junior, prends la neuvième partie."
Le temps passa et le vieil homme mourut. Alors les fils décidèrent de partager l'héritage comme leur père le leur avait légué. Ils ont conduit le troupeau dans un grand champ, compté, et il s'est avéré qu'il n'y avait que dix-sept chameaux dans le troupeau. Et il était impossible de les diviser par 2, ou 3, ou 9 ! Personne ne savait quoi faire. Les fils commencèrent à se disputer et chacun proposa sa propre solution. Et ils étaient déjà fatigués de se disputer, mais ne sont pas parvenus à une décision commune.
A cette époque, un voyageur passait sur son chameau. Entendant un cri et une dispute, il a demandé : « Que s'est-il passé ?
Et les fils racontèrent leur malheur. Le voyageur descendit du chameau, le laissa entrer dans le troupeau et dit: "Maintenant, divise les chameaux comme ton père l'a ordonné."
Et comme il y avait 18 chameaux, le fils aîné en a pris la moitié, c'est-à-dire 9, celui du milieu - un tiers, c'est-à-dire 6 chameaux, et le plus jeune un neuvième, c'est-à-dire deux chameaux. Et quand ils ont divisé le troupeau de cette manière, un autre chameau est resté dans le champ, car 9 + 6 + 2 font 17.
Et le voyageur monta sur son chameau et continua.
Travaux de laboratoire (protocole)
| Observations | |||
| Dépendance de la vitesse de réaction sur la nature des substances réagissant Zn + H2SO4 (10 %) = Mg + H2SO4 (10 %) = | V 1 V 2 | ||
| Dépendance de la vitesse de réaction sur la concentration des réactifs Zn + H2SO4 (10 %) = | V 1 V 2 | ||
| Dépendance de la vitesse de réaction sur la surface des réactifs pour les réactions hétérogènes Zn (granulés) + H2SO4 (10 %) = Zn (poudre) + H2SO4 (10 %) = | V 1 V 2 | ||
| La dépendance de la vitesse de réaction à la température CuO + H 2 SO 4 (10 %) = CuO + H 2 SO 4 (10 %) chauffage = | V 1 V 2 | ||
| Dépendance de la vitesse de réaction à la présence d'un catalyseur K 2 Cr 2 O 7 | V 1 V 2 |
RÉFLEXION.
Qu'avons-nous appris dans cette leçon?
Faites un cluster sur le thème "Facteurs affectant la vitesse de XP".
Pourquoi avons-nous besoin de connaissances sur les facteurs qui influencent la vitesse des réactions chimiques ?
Sont-ils utilisés dans la vie de tous les jours ? Le cas échéant, nommez les domaines d'application.
Test sur le sujet (pendant 5 minutes).
Test
1. La vitesse d'une réaction chimique caractérise :
1) le mouvement des molécules ou des ions de substances en réaction les uns par rapport aux autres
2) le temps qu'il faut pour que la réaction chimique se termine
3) le nombre d'unités structurelles d'une substance qui sont entrées dans une réaction chimique
4) changement de la quantité de substances par unité de temps dans une unité de volume
Avec une augmentation de la température des substances qui réagissent, la vitesse de la réaction chimique :
1) diminue
2) augmente
3) ne change pas
4) change périodiquement
Avec une augmentation de la surface de contact des substances réagissantes, la vitesse de la réaction chimique :
1) diminue
2) augmente
3) ne change pas
4) change périodiquement
Avec une augmentation de la concentration des réactifs, la vitesse de la réaction chimique :
1) diminue
2) augmente
3) ne change pas
4) change périodiquement
Pour augmenter la vitesse de réaction chimique
2CuS (télévision)+ 3O2
(g.) = 2CuO (la télé.) + 2SO2
(g.)
+
Qnécessaire:
1) augmenter la concentration de SO2
2) réduire la concentration de SO2
3) réduire la température
4) augmenter la finesse du CuS
Sous des conditions normalesà la vitesse la plus basseil y a une interaction entre :
3) Zn et HCl (solution à 10 %)
4) Mg et HCl (solution à 10 %)
Avec une augmentation de la température de 10 à 30 ° C, la vitesse de réaction dont le coefficient de température = 3 :
1) augmente de 3 fois
2) augmente 9 fois
3) diminue 3 fois
4) diminue 9 fois
Évaluation des travaux d'essai :
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Devoirs:
§13, p. 135-145.
O.S. Gabrielyan, G.G. Lysova. Chimie. 11e année. Manuel pour les établissements d'enseignement. 11e édition, stéréotypée. M. : Outarde, 2009.
Pour la réaction, les substances ont été prises à une température de 400C, puis elles ont été chauffées à 70C. Comment la vitesse d'une réaction chimique changera-t-elle si son coefficient de température est de 2 ?
Comment la vitesse de la réaction se déroulant selon l'équation 2NO + O2 = 2NO2 changera si la concentration des deux substances est augmentée de 3 fois.
Date _____________ Classe _______________
Thème:
Le concept de la vitesse d'une réaction chimique. Catalyseurs. Équilibre chimique
Objectifs de la leçon:
répéter et consolider les connaissances sur les réactions réversibles, l'équilibre chimique ; former des idées sur les catalyseurs et la catalyse.
Pendant les cours
1. Moment organisationnel de la leçon. 2. Apprendre du nouveau matériel Vous êtes familiarisé avec la notion de « vitesse » issue d'un cours de physique. En termes généraux, la vitesse est une quantité qui montre comment une caractéristique change par unité de temps.La vitesse d'une réaction chimique est une valeur qui montre comment les concentrations des substances de départ ou des produits de réaction changent par unité de temps. Pour estimer le taux, il est nécessaire de modifier la concentration d'une des substances.1. Les réactions se déroulant dans un milieu homogène (homogène) présentent le plus grand intérêt.Systèmes homogènes (homogènes) - gaz / gaz, liquide / liquide - les réactions sont en pleine ampleur. Mathématiquement, la vitesse d'une réaction chimique homogène peut être représentée à l'aide de la formule :2. Pour une réaction hétérogène, la vitesse de réaction est déterminée par le nombre de moles de substances entrées ou formées à la suite de la réaction par unité de temps par unité de surface :Systèmes hétérogènes (hétérogènes) - solide/liquide, gaz/solide, liquide/gaz - les réactions ont lieu à l'interface. Ainsi, la vitesse d'une réaction chimique montre le changement de quantité substances par unité de temps, par unité de volume ou par unité d'interface. Dépendance de la vitesse de réaction sur divers facteurs
Conditions
Loi sur les actions de masse La vitesse d'une réaction chimique est directement proportionnelle au produit des concentrations des réactifs. Avec une augmentation de la concentration d'au moins une des substances réagissantes, la vitesse de la réaction chimique augmente conformément à l'équation cinétique.Considérons l'équation de réaction générale : aA + bB = cC + dD, où A, B, C, D - gaz, liquidesPour cette réaction, l'équation cinétique prend la forme :
La raison de l'augmentation de la vitesse est une augmentation du nombre de collisions de particules en réaction en raison de l'augmentation des particules par unité de volume.
Les réactions chimiques se produisant dans des systèmes homogènes (mélanges de gaz, solutions liquides) sont réalisées du fait de la collision de particules. Cependant, toutes les collisions de particules de réactif ne conduisent pas à la formation de produits. Seules les particules avec une énergie accrue -particules actives, sont capables de réaliser l'acte d'une réaction chimique. Au fur et à mesure que la température augmente, l'énergie cinétique des particules augmente et le nombre de particules actives augmente; par conséquent, les réactions chimiques à haute température se déroulent plus rapidement qu'à basse température. La dépendance de la vitesse de réaction sur la température est déterminée par la règle de Van't Hoff :lorsque la température augmente tous les 10 ° C, la vitesse de réaction augmente de 2 à 4 fois.
La règle de Van't Hoff est approximative et n'est applicable que pour une estimation approximative de l'effet de la température sur la vitesse de réaction.
Les catalyseurs sont des substances qui augmentent la vitesse d'une réaction chimique.Ils interagissent avec les réactifs pour former un composé chimique intermédiaire et sont libérés à la fin de la réaction.L'effet des catalyseurs sur les réactions chimiques est appelécatalyse ... Selon l'état d'agrégation dans lequel se trouvent le catalyseur et les réactifs, il faut distinguer :
catalyse homogène (le catalyseur forme un système homogène avec les réactifs, par exemple un mélange gazeux) ;
catalyse hétérogène (le catalyseur et les réactifs sont dans des phases différentes ; la catalyse se produit à l'interface).
Substance qui ralentit la vitesse de réaction
1. Parmi toutes les réactions connues, il existe des réactions réversibles et irréversibles. Lors de l'étude des réactions d'échange d'ions, les conditions dans lesquelles elles se déroulent jusqu'à la fin ont été répertoriées. ( ). Il existe également des réactions connues qui ne vont pas jusqu'au bout dans les conditions données. Ainsi, par exemple, lorsque le dioxyde de soufre se dissout dans l'eau, la réaction se produit : SO 2 + H 2 ô→ H 2 DONC 3 ... Mais il s'avère que seule une certaine quantité d'acide sulfureux peut se former dans une solution aqueuse. Cela est dû au fait que l'acide sulfureux est fragile et que la réaction inverse se produit, c'est-à-dire décomposition en oxyde de soufre et eau. Par conséquent, cette réaction ne va pas jusqu'au bout car deux réactions se produisent simultanément -droit (entre l'oxyde de soufre et l'eau) etinverser (décomposition de l'acide sulfureux). DONC 2 + H 2 ô↔ H 2 DONC 3 . Les réactions chimiques se déroulant dans des conditions données dans des directions opposées sont appelées réversible.2. Étant donné que la vitesse des réactions chimiques dépend de la concentration des substances qui réagissent, alors dans un premier temps, la vitesse de la réaction directe( apr ) doit être au maximum,et la vitesse de réaction (υ arr ) est égal à zéro. La concentration des réactifs diminue avec le temps et la concentration des produits de réaction augmente. Par conséquent, la vitesse de la réaction directe diminue et la vitesse de la réaction inverse augmente. À un certain moment, les taux de réactions directes et inverses deviennent égaux :
Dans toutes les réactions réversibles, la vitesse de la réaction directe diminue, la vitesse de la réaction inverse augmente jusqu'à ce que les deux vitesses deviennent égales et qu'un état d'équilibre soit établi :
υ
pr =
υ
arr
L'état du système auquel la vitesse de la réaction directe est égale à la vitesse de la réaction inverse est appelé
équilibre chimique.
Dans un état d'équilibre chimique, le rapport quantitatif entre les réactifs et les produits de réaction reste constant: combien de molécules du produit de réaction par unité de temps se forment, tant d'entre elles se décomposent. Cependant, l'état d'équilibre chimique est maintenu tant que les conditions de réaction restent inchangées : concentration, température et pression. Quantitativement, l'état d'équilibre chimique est décritla loi des masses en action.
A l'équilibre, le rapport du produit des concentrations des produits de réaction (en puissances de leurs coefficients) au produit des concentrations des réactifs (également en puissances de leurs coefficients) est une valeur constante qui ne dépend pas de la valeur initiale concentrations de substances dans le mélange réactionnel.Cette constante est appeléeconstante d'équilibre
-
k
Alors pour la réaction : N 2
(D) + 3 H 2
(G)↔
2
NH 3
(G) + 92,4 kJla constante d'équilibre s'exprime comme suit :υ
1
=
υ
2
υ
1
(réaction directe)
=
k
1
[
N
2
][
H
2
]
3
, où
- concentration molaire d'équilibre, = mol / l
υ
2
(retour d'information)
=
k
2
[
NH
3
]
2
k
1
[
N
2
][
H
2
]
3
=
k
2
[
NH
3
]
2
K
p
=
k
1
/
k
2
= [
NH
3
]
2
/ [
N
2
][
H
2
]
3
–
constante d'équilibre
.
L'équilibre chimique dépend - de la concentration, de la pression, de la température.
Principe
détermine le sens de l'équilibre de mélange :Si une influence externe a été exercée sur un système en équilibre, alors l'équilibre dans le système se déplacera dans la direction opposée à cette influence.
1) Effet de la concentration
- si la concentration des substances de départ est augmentée, alors l'équilibre se déplace vers la formation de produits de réaction.Par exemple,
K
p
=
k
1
/
k
2
= [
NH
3
]
2
/ [
N
2
][
H
2
]
3
Lorsqu'il est ajouté au mélange réactionnel, par exemple
l'azote, c'est-à-dire la concentration du réactif augmente, le dénominateur dans l'expression de K augmente, mais puisque K est une constante, le numérateur doit également augmenter pour remplir cette condition. Ainsi, la quantité de produit de réaction augmente dans le mélange réactionnel. Dans ce cas, ils parlent d'un déplacement de l'équilibre chimique vers la droite, vers le produit.
Ainsi, une augmentation de la concentration des réactifs (liquides ou gazeux) se déplace vers les produits, c'est-à-dire vers une réaction directe. Une augmentation de la concentration des produits (liquides ou gazeux) déplace l'équilibre vers les réactifs, c'est-à-dire dans le sens de la réaction inverse.
Un changement dans la masse d'un solide ne change pas la position d'équilibre.
2) Influence de la température
- une augmentation de la température déplace l'équilibre vers une réaction endothermique.une)
N
2
(D) + 3
H
2
(G)
↔
2
NH
3
(G) + 92,4 kJ (exothermique - dégagement de chaleur)
Au fur et à mesure que la température augmente, l'équilibre se déplacera vers la réaction de décomposition de l'ammoniac (
←
)
b)
N
2
(D) +
ô
2
(G)
↔
2
NON
(G) - 180,8 kJ
(endothermique -
absorption de chaleur)
Au fur et à mesure que la température augmente, l'équilibre se déplacera vers la réaction de formation
NON
(
→
)
3) Influence de la pression (uniquement pour les substances gazeuses)
- avec l'augmentation de la pression, l'équilibre se déplace vers la formation de substances qui occupent un volume plus petit.N
2
(D) + 3
H
2
(G)
↔
2
NH
3
(G)
1
V
-
N
2
3
V
-
H
2
2
V
–
NH
3
Avec une pression croissante (
P
): avant réaction
4
V
substances gazeuses
→
après réaction
2
V
substances gazeuses, par conséquent, l'équilibre se déplace vers la droite (
→
)
Avec une augmentation de la pression, par exemple 2 fois, le volume de gaz diminue du même nombre de fois et, par conséquent, la concentration de toutes les substances gazeuses augmentera de 2 fois.
K
p
=
k
1
/
k
2
= [
NH
3
]
2
/ [
N
2
][
H
2
]
3
Dans ce cas, le numérateur de l'expression pour K augmentera de 4
fois, et le dénominateur est 16 fois, c'est-à-dire l'égalité sera violée. Pour le restaurer, la concentration doit augmenter.
ammoniac
et diminution de la concentration
azote
et
hydrogène. L'équilibre se déplacera vers la droite.
Ainsi, avec une augmentation de la pression, l'équilibre se déplace vers une diminution du volume, avec une diminution de la pression - vers une augmentation du volume.
Le changement de pression n'a pratiquement aucun effet sur le volume de substances solides et liquides, c'est-à-dire ne change pas leur concentration. Par conséquent, l'équilibre des réactions dans lesquelles les gaz ne sont pas impliqués est pratiquement indépendant de la pression. !
Le cours d'une réaction chimique est influencé par des substances -
catalyseurs.
Mais lors de l'utilisation d'un catalyseur, l'énergie d'activation des réactions directes et inverses diminue du même montant et donc
l'équilibre ne bouge pas.
3. Consolidation du matériel étudié
Tâche Indiquez comment cela affectera :a) augmentation de la pression ;b) élévation de température ;c) une augmentation de la concentration en oxygène pour l'équilibre du système : 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Q Solution : a) Changement de pressiondéplace l'équilibre des réactions avec la participation de substances gazeuses (g). Déterminons les volumes de substances gazeuses avant et après la réaction par des coefficients stoechiométriques :Sur le principe du Chatelier,avec une pression croissante,
l'équilibre se déplacedans le sens de la formation de substances occupant un volume plus petit, l'équilibre se déplacera donc vers la droite, c'est-à-dire vers la formation de CO 2
, vers la réaction directe(→)
.
b) Selon le principe de Le Chatelier,quand la température monte, l'équilibre basculevers la réaction endothermique (- Q ), c'est à dire. dans le sens de la réaction inverse - la réaction de décomposition du CO 2
(←)
puisque au la loi de conservation de l'énergie : Q- 2 CO (g) + O 2 (g) ↔ 2 CO 2 (g) + Qv) Avec une augmentation de la concentration en oxygènel'équilibre du système se déplacevers l'obtention de CO 2
(→)
puisque une augmentation de la concentration des réactifs (liquides ou gazeux) se déplace vers les produits, c'est-à-dire vers une réaction directe.
4. Devoirs.
A.14, Terminez la tâche en binômeExemple 1.
Combien de fois la vitesse des réactions avant et arrière dans le système changera-t-elle : 2 SO 2 (g) + O 2 (g) = 2 SO 3 (g) si le volume du mélange gazeux est réduit de trois fois ? Dans quelle direction l'équilibre du système va-t-il se déplacer ?Solution.
Désignons la concentration des réactifs : [ SO 2] = une,
[Environ 2] = b,
[SO 3] = avec.
D'après la loi d'action des masses, la vitessev
réactions directes et inverses avant de changer le volume :v pr = Ka
2
b v arr
=
À
1
avec
2
.
Après avoir réduit de trois fois le volume d'un système homogène, la concentration de chacune des substances réagissantes augmentera de trois fois : [ DONC 2
] = 3
une
, [O 2
] =
3
b;
[
DONC 3
] = 3
avec
... À de nouvelles concentrations de vitesse
v’
réaction avant et arrière :v’
N.-É.
=
À
(3
une
)
2
(3
b) = 27
Ka
2
bv’
arr
=
À
1
(3
avec
)
2
= 9
À
1
avec
2
D'où:
Par conséquent, la vitesse de la réaction directe a augmenté de 27 fois et l'inverse - seulement neuf fois. L'équilibre du système s'est déplacé vers l'éducation DONC 3 . Exemple 2. Calculez combien de fois la vitesse de la réaction se déroulant en phase gazeuse augmentera lorsque la température passera de 30 à 70 ô C si le coefficient de température de réaction est de 2.Solution. La dépendance de la vitesse d'une réaction chimique à la température est déterminée par la règle empirique de Van't Hoff selon la formule :
Par conséquent, la vitesse de réaction
?? 2
à une température de 70 ô Avec plus de vitesse de réaction
?? 1
à une température de 30 ô C 16 fois.Exemple 3.
Constante d'équilibre d'un système homogène :CO (g) + H 2
O (g) = CO 2
(d) + H 2
(G)à 850 ô est égal à 1. Calculez les concentrations de toutes les substances à l'équilibre si les concentrations initiales sont : [СО] réf
= 3 mol / l, [H 2
O] réf
= 2 mol/l.Solution.
À l'équilibre, les taux de réactions directes et inverses sont égaux et le rapport des constantes de ces taux est constant et est appelé constante d'équilibre du système donné :v pr =
À
1
[RÊVER 2
O]v arr
= K 2
[CO 2
] [N 2
]
Dans la condition du problème, les concentrations initiales sont données, tandis que dans l'expression
À
R seules les concentrations à l'équilibre de toutes les substances du système sont incluses. Supposons qu'au moment de la concentration d'équilibre [СО 2
]
R
=
N.-É.
mol / l. Selon l'équation du système, le nombre de moles de l'hydrogène formé sera également
N.-É.
mol / l. Pour le même nombre de moles (N.-É.
mol / l) CO et H 2
O est dépensé pour l'éducation sur
N.-É.
moles de CO 2
et H 2
... Par conséquent, les concentrations à l'équilibre des quatre substances sont :[CO 2
]
R
= [H 2
]
R
=
N.-É.
mol / l;
[CO] R
= (3 –
N.-É.
) mol/l;[N 2
O] R
= (2 –
N.-É.
) mol / L.Connaissant la constante d'équilibre, on trouve la valeur
N.-É.
, puis les concentrations initiales de toutes les substances :
Ainsi, les concentrations d'équilibre recherchées sont :[CO 2 ] R = 1,2 mol/l;[N 2 ] R = 1,2 mol/l;[CO] R = 3 - 1,2 = 1,8 mol/l;[N 2 O] R = 2 - 1,2 = 0,8 mol/l.
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