Изучение химического равновесия и принципа Ле Шателье в 9 классе с использованием компьютера
Другие рефераты
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.
Пользова
| |  скачать работу |
Другие рефераты
| 
