Реферат: Изучение химического  равновесия и принципа Ле Шателье в 9 классе с использованием компьютера

Е.А.Алферова, Е.Ю.Раткевич,

Г.Н.Мансуров

Изучение химического  равновесия и принципа Ле Шателье  в 9 классе с использованием компьютера

Одним из приемов  активизации мыслительной деятельности учащихся на уроках химии является моделирование химического эксперимента на базе компьютерной технологии [1-5]. Это ни в коем случае не заменяет традиционные практические и лабораторные работы, предусмотренные школьной программой по химии, а лишь дополняет экспериментальную часть обучения, дает возможность более рационально и доходчиво организовать изучение таких тем по химии, для которых демонстрационный эксперимент невозможен в условиях школьной практики (выделение вредных, ядовитых веществ, отсутствие дорогостоящих, редких реактивов, демонстрация взрывчатых веществ, моделирование промышленных реакторов для производства химических веществ и др.). 
Применение компьютера в такой ситуации может оказаться тем единственным техническим средством, которое позволит обеспечить оптимальные условия восприятия изучаемого материала. 
В качестве примера применения комплексного моделирования рассмотрим проведение урока на тему «Обратимые химические реакции» (9 класс). Учитель сообщает, что реакции могут быть необратимые и обратимые. Необратимые реакции протекают в одном направлении до полного превращения взятых в стехиометрическом соотношении исходных веществ в продукты реакции. При обратимых химических процессах образующиеся продукты реакции немедленно начинают превращаться в исходные вещества, т.е. реакции протекают одновременно в двух направлениях - прямом (со скоростью v1) и обратном (со скоростью v2). При выравнивании скоростей протекания этих реакций (v1=v2) в системе устанавливается химическое равновесие. Примером такого равновесия является реакция синтеза аммиака из водорода и азота:

[pic] 
Следовательно, в состоянии равновесия две реакции - прямая (синтез аммиака) и обратная (разложение аммиака) протекают одновременно и с одинаковыми скоростями, а концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени. Схематически изменение скорости прямой и обратной реакций во времени, а также достижение состояния химического равновесия можно представить в следующем виде (рис.1):

[pic]

Рис.1. Достижение состояния химического равновесия в системе. 
В зависимости от внешних воздействий (изменение концентрации одного или нескольких компонентов реакции, температуры или давления) рассматриваемая реакция может смещаться как в сторону синтеза, так и в сторону разложения 
(диссоциации) аммиака. 
Посмотрим, например, как влияет изменение концентрации реагентов на состояние химического равновесия. После изменения концентрации какого-либо компонента равновесной системы (осуществляется нажатием соответствующих кнопок клавиатуры компьютера) на экране монитора можно наблюдать процесс смещения равновесия. Допустим, мы уменьшили концентрацию водорода. Скорость прямой реакции (v1) уменьшилась, а скорость обратной (v2) - увеличилась; равновесие сместилось влево. Если же уменьшить концентрацию аммиака, то, на экране монитора мы увидим, что равновесие сместится вправо, т.е. в сторону синтеза аммиака. 
Задаем учащимся вопрос: за счет чего система самопроизвольно может восстановить равновесие, если в результате внешнего воздействия уменьшилась концентрация одного из компонентов? Проанализировав наблюдаемую на экране монитора динамику смещения равновесия, учащиеся без труда придут к заключению, что равновесие смещается в направлении той реакции при которой это удаленное вещество образуется. Эта реакция равновесной системы будет как бы противодействовать внешнему воздействию. 
Затем обращаем внимание учащихся на то, как влияет изменение давления на систему, находящуюся в состоянии равновесия. Нажатием клавиши на клавиатуре компьютера учитель подает команду на повышение давления в системе - учащиеся наблюдают на экране монитора динамику построения гистограммы 
(рис.2)[1] в процессе установления равновесия при каждом последующем повышении давления и графика влияния давления на содержание реагирующих веществ и продуктов реакции после достижения состояния равновесия (рис.3). 
Анализируя рисунки 2 и 3, учащиеся приходят к выводу, что с увеличением давления молярная доля аммиака (X(NH3)) увеличивается, а водорода (Х(H2)) и азота (Х(N2)) - уменьшается, т.е. равновесие смещается в сторону синтеза аммиака. 
[pic] 
[pic] 
|Рис. 2. Гистограмма изменения |Рис. 3. Влияние давления на | 
|молярной доли компонентов |содержание реагирующих веществ и | 
|равновесной системы. |продуктов реакции в системе, | 
| |находящейся в состоянии равновесия. |

 
Как же следует объяснить результаты проведенного опыта? Здесь, по- видимому, нужно вспомнить, что с увеличением  давления растет число столкновений частиц газа со стенками сосуда, в котором  находится газообразное вещество. Чем больше частиц, тем больше столкновений. Но при синтезе аммиака, как известно, из 1 молекулы азота и 3 молекул водорода образуется 2 молекулы аммиака, т.е. число частиц в системе уменьшается в 2 раза. Увеличение давления равносильно как бы увеличению числа частиц в системе. Для восстановления равновесия число частиц в системе должно уменьшаться, а это возможно при условии смещения равновесия в сторону синтеза аммиака (см. рис.3). Таким образом, система как бы противодействует оказываемому внешнему воздействию. 
Рассмотренное выше объяснение можно проиллюстрировать на экране монитора с помощью мультфильма. Предположим, что синтез аммиака протекает в сосуде с поршнем (рис. 4а). Чтобы повысить давление в системе, нужно опустить поршень вниз. Объем, в котором находилась система, уменьшается.

[pic]

Рис. 4. Модельная  демонстрация влияния давления на смещение равновесия в системе N2 + 3H2 2NH3.

После этого  система самопроизвольно будет  стремиться к восстановлению состояния  равновесия уже в меньшем объеме, что достигается в результате смещения равновесия в сторону синтеза аммиака, когда из четырех молей смеси азота и водорода образуется два моля аммиака (рис. 4б). Таким образом, уменьшение объема в результате смещения равновесия снижает давление, т.е. ослабляет внешнее воздействие. 
Рисунок 4 отражает начальное и конечное состояния системы, тогда как на экране монитора учащиеся наблюдают весь процесс в динамике, что значительно облегчает восприятие изучаемого материала. 
И, наконец, посмотрим, как влияет изменение температуры. Как и в случае с давлением, после команды учителя с клавиатуры компьютера на повышение температуры, учащиеся наблюдают на экране монитора динамику построения гистограммы (рис.5) в процессе установления равновесия при каждом последующем повышении температуры и рисунка 6 после достижения состояния равновесия. 
[pic] 
[pic] 
|Рис. 5. Гистограмма влияния |Рис. 6. Влияние температуры на | 
|температуры на молярную долю азота,|содержание реагирующих веществ и | 
|водорода и аммиака. |продуктов реакции в системе после | 
| |достижения состояния равновесия. |

 
Как видно из рисунков 5 и 6, при повышении  температуры молярная доля аммиака  уменьшается, а водорода и азота - увеличивается, т.е. равновесие смещается  в сторону разложения аммиака.

Здесь следует  обратить внимание учеников на то, что  реакция синтеза аммиака является экзотермической, т.е. сопровождается выделением тепла 
(рис.7б). Таким образом, по аналогии с предыдущими случаями, для самопроизвольного восстановления равновесия в системе, с повышением температуры должна протекать эндотермическая реакция, при которой этот избыток тепла (Q* - теплота, излучаемая горелкой или другим нагревательным прибором) компенсируется, т.е. поглощается в ходе реакции разложения аммиака (рис.7в). Снова мы приходим к выводу, что при внешнем воздействии в равновесной системе будет протекать такой процесс, который ослабляет это воздействие.

[pic]

Рис. 7. Модельная  демонстрация влияния температуры  на смещение равновесия в системе N2 + 3H2 2NH3 + Q.

 
Как и в предыдущих случаях на рисунке 7 представлена система в исходном и в конечном состояниях, тогда как учащиеся наблюдают весь процесс на экране монитора в динамике. 
После того, как учащиеся рассмотрели все примеры внешнего воздействия на химическую реакцию получения аммиака (химическую систему), они могут самостоятельно сформулировать принцип смещения равновесия Ле Шателье. 
Для закрепления изученного материала целесообразно предложить учащимся, воспользовавшись тем же программным продуктом [4-6], применить полученные знания к другим обратимым химическим реакциям. Кроме того, для обоснования практического значения принципа Ле Шателье, можно предоставить учащимся возможность с помощью компьютера подобрать оптимальные условия для синтеза аммиака в условиях производства. 
Известно, что одной из главных задач, которая решается при организации химического производства, является подбор и создание оптимальных условий 
(давление, концентрация и температура), обеспечивающих максимальный выход продукта. Учащимся предлагается выступить в роли технолога предприятия и самостоятельно подобрать такие условия для синтеза аммиака из азота и водорода. 
Пользователь (учащийся) вводит в компьютер необходимые значения переменных параметров (концентрацию, температуру и давление) и нажатием клавиши клавиатуры компьютера подает команду для определения выхода продукта реакции. На экране монитора он наблюдает за построением трехмерного графика, на котором в виде точки высвечивается значение максимального выхода продукта реакции для конкретно заданных параметров 
(температуры и давления). Один из фрагментов таких графиков приведен на рис.8:

[pic]

Рис. 8. Зависимость  выхода аммиака от температуры и  давления. 
Как видно из этого рисунка, оптимальный режим, обеспечивающий максимальный выход продукта, не совпадает с режимом, используемым в промышленности. Для получения более точных результатов необходимо учитывать не только концентрацию, температуру и давление, но и целый ряд различных кинетических и технико-экономических и экологических характеристик, которые могут оказаться определяющими при практической реализации процесса. 
Приближенность полученного результата не снижает его ценности, т.к. позволяет учащемуся оценить не только теоретическую, но и практическую значимость принципа Ле Шателье, а так же реализовать свои творческие способности. 
При таком подходе к изучению нового материала и его закреплению, принцип 
Ле Шателье, а также его практическое применение становятся более доступными для понимания. 
Использование компьютерной технологии при изучении химии в средней школе открывает широкие возможности для создания и использования сложного наглядно-демонстрационного сопровождения на уроке или при выполнении лабораторной работы. Кроме того, при повторении пройденного материала ученик самостоятельно воспроизводит все демонстрационные эксперименты, которые учитель показывал на уроке. При этом он может прервать эксперимент, остановить его или повторить ту часть, которая плохо усвоилась. Такой подход развивает инициативу и способствует повышению интереса учащихся к изучаемому предмету.

Литература: 
1. Борк А. Компьютеры в обучении: чему учит история // Информатика и образование.- 1990.- № 5.- с.110 - 118. 
2. Демушкин А.С., Кириллов А.И., Сливина Н.А., Чубров Е.В., Кривошеев

Л.О., Фомин С.С. Компьютерные обучающие программы.// Информатика и образование.- 1995.- № 3.- с. 15-22. 
3. Зуева М.В., Иванова Р.Г., Каверина А.А., Минченков Е.Е. Обучение химии в 9 классе. -М.: Просвещение, 1990. 
1. Недошивин В.П. Программа для обработки и моделирования результатов лабораторных работ (по естественно-научным дисциплинам). // Информатика и образование.- 1994.- № 5.- с. 31-37. 
4. Раткевич Е.Ю. Повышение эффективности формирования химических знаний школьников при использовании информационной технологии обучения: Дисс. канд. пед. наук:13.00.02 .- М.- 1998. 
6. Г.Н.Мансуров, В.П.Недошивин, Е.Ю.Раткевич. MV на уроках химии. 
Информатика и образование, 1997 г., №4, с.52-54

 
----------------------- 
[1] Рисунки 2-8 представляют собой статическую картинку той или иной стадии динамического процесса, который наблюдают ученики на мониторе компьютера в среде (оболочке) MultiVision (MV) [6]. 
 

9.5. Обратимость химических  реакций. Химическоеравновесие

Рассмотрим  эндотермическую реакцию

H_2(г) + I_2(г) = 2HI_(г) - Q . (1)

Смешаем в реакторе (в данном случае, в каком-либо закрытом сосуде) нагретые, например, до 450° С водород и пары йода. Для простоты расчетов допустим, что концентрации исходных веществ были одинаковыми и равными одному молю на литр, то есть с(Н₂) = 1 моль/л и с(I₂) = 1 моль/л. 
Несмотря на отрицательный тепловой эффект водород и йод начнут реагировать друг с другом, образуя йодоводород. Следовательно, в данной реакции "перетягивает" энтропийный фактор. Действительно, в смеси трех газов (Н₂, I₂ и HI) порядка меньше, чем в смеси двух газов (Н₂ и I₂). Экспериментально протекание этой реакции можно обнаружить, измеряя концентрации участвующих в ней веществ. Сразу после смешивания концентрации йода и водорода начнут уменьшаться, в реакторе появится йодоводород, концентрация которого будет постепенно увеличиваться. 

Может ли эта реакция пройти до конца? То есть могут ли все молекулы йода и водорода прореагировать друг с другом с образованием молекул йодоводорода? 
Наверное, нет. Ведь по мере протекания реакции в реакторе будут накапливаться молекулы йодоводорода и исчезать молекулы йода и водорода. В конце реакции газ должен был бы представлять собой чистый йодоводород. Но в системе, состоящей только из молекул одного газа, порядка много больше (а энтропия меньше), чем в смеси газов. Энтропийный фактор " потянет" в обратную сторону. И энергетический фактор здесь не поможет - тепловой эффект исходной реакции отрицательный. 
Действительно, примерно через 1,5 часа мы обнаружим, что концентрации всех трех газов в реакторе перестали изменяться и приняли следующие значения: с(Н₂) = 0,22 моль/л; с(I₂)= 0,22 моль/л и с(HI) = 1,56 моль/л (см. рис. 9.2 а). 
Если теперь мы поместим в тот же реактор при той же температуре столько чистого йодоводорода, чтобы его концентрация была равной 2 моль/л, начавшаяся реакция

2HI_(г) = H_2(г) + I_2(г) + Q (2)

также не дойдет до конца (почему?). Дождавшись прекращения  изменения концентраций, мы увидим, что концентрации газов в реакторе оказались такими же, как и в  предыдущем случае (см. рис. 9.2 б). 
Две рассмотренные нами реакции (1 и 2) можно представить как один процесс, в котором реакции протекают в разных направлениях. Условно одно из них называют прямым направлением (слева направо по уравнению реакции), а другое - обратным направлением (справа налево по уравнению реакции). Соответствующие реакции называются прямой и обратной реакциями, а весь процесс обратимым процессом или обратимой реакцией. 

Обратимая реакция - реакция, которая в данных условиях может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях. 

Таким образом реакция водорода с йодом обратима. 
В уравнениях обратимых реакций вместо знака равенства ставится знак обратимости - " Б " , например:

H₂ + I₂ 2HI.

Состояние, в котором в обратимой реакции  концентрации участвующих в этой реакции веществ остаются постоянными, называется состоянием химическогоравновесия. 
В состоянии равновесия молекулы не перестают испытывать соударения, и между ними не прекращается взаимодействие, но концентрации веществ остаются постоянными. Эти концентрации называются равновесными. 

Равновесная концентрация - концентрация вещества, участвующего в обратимой химической реакции, достигшей состояния равновесия. 

Равновесная концентрация обозначается формулой вещества, взятой в квадратные скобки, например:

с_{равновесная}(Н₂) = [H₂] или с_{равновесная}(HI) = [HI].

Как и любая другая концентрация, равновесная  концентрация измеряется в молях  на литр. 
Если бы в рассмотренных нами примерах мы взяли другие концентрации исходных веществ, то после достижения равновесия получили бы другие значения равновесных концентраций. Эти новые значения (обозначим их звездочками) будут связаны со старыми следующим образом:

.

В общем случае для обратимой реакции

aA + bBdD + fF

в состоянии равновесия при постоянной температуре соблюдается соотношение