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 ис-пользованием компьютера

Одним из приемов активизации мыслительной деятельности учащихся на уроках химии яв-ляется моделирование химического эксперимента на базе компьютерной технологии [1-5]. Это ни в коем случае не заменяет традиционные практические и лабораторные работы, предусмот-ренные школьной программой по химии, а лишь дополняет экспериментальную часть обуче-ния, дает возможность более рационально и доходчиво организовать изучение таких тем по химии, для которых демонстрационный эксперимент невозможен в условиях школьной прак-тики (выделение вредных, ядовитых веществ, отсутствие дорогостоящих, редких реактивов, демонстрация взрывчатых веществ, моделирование промышленных реакторов для производст-ва 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 уро-ка 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 продук-ты реакции. При обратимых химических процессах образующиеся продукты реакции немед-ленно начинают превращаться в исходные вещества, т.е. реакции протекают одновременно в двух направлениях - прямом (со скоростью v1) и обратном (со скоростью v2). При выравнива-нии скоростей протекания этих реакций (v1=v2) в системе устанавливается химическое равно-весие. Примером такого равновесия является реакция синтеза аммиака из водорода и азота:

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):

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 химиче-ского равновесия. После изменения концентрации какого-либо компонента равновесной систе-мы (осуществляется нажатием соответствующих кнопок клавиатуры компьютера) на экране монитора можно наблюдать процесс смещения равновесия. Допустим, мы уменьшили концен-трацию водорода. Скорость прямой реакции (v1) уменьшилась, а скорость обратной (v2) - уве-личилась; равновесие сместилось влево. Если же уменьшить концентрацию аммиака, то, на эк-ране монитора мы увидим, что равновесие сместится вправо, т.е. в сторону синтеза аммиака.

Задаем учащимся вопрос: за счет чего система самопроизвольно может восстановить равно-весие, если в результате внешнего воздействия уменьшилась концентрация одного из компо-нентов? Проанализировав наблюдаемую на экране монитора динамику смещения равновесия, учащиеся без труда придут к заключению, что равновесие смещается в направлении той реак-ции 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, на-ходящуюся 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) 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 ри-сунки 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 сме-щается в сторону синтеза аммиака.

Рис. 2. Гистограмма изменения ìîëÿðíîé äîëè êîìïîíåíòîâ ðàâíîâåñíîé ñèñòåìû. Рис. 3. Влияние давления на содержание реа-гирующих веществ и продуктов реакции в системе, находящейся в состоянии равнове-сия.

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 столкно-вений. Но при синтезе аммиака, как известно, из 1 молекулы азота и 3 молекул водорода обра-зуется 2 молекулы аммиака, т.е. число частиц в системе уменьшается в 2 раза. Увеличение дав-ления равносильно как бы увеличению числа частиц в системе. Для восстановления равновесия число частиц в системе должно уменьшаться, а это возможно при условии смещения равнове-сия 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 помо-щью мультфильма. Предположим, что синтез аммиака протекает в сосуде с поршнем (рис. 4а). Чтобы повысить давление в системе, нужно опустить поршень вниз. Объем, в котором нахо-дилась система, уменьшается.

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

После этого система самопроизвольно будет стремиться к восстановлению состояния равнове-сия уже в меньшем объеме, что достигается в результате смещения равновесия в сторону син-теза аммиака, когда из четырех молей смеси азота и водорода образуется два моля аммиака (рис. 4б). Таким образом, уменьшение объема в результате смещения равновесия снижает дав-ление, 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 изучае-мого материала.

И, наконец, посмотрим, как влияет изменение температуры. Как и в случае с давлением, по-сле команды учителя с клавиатуры компьютера на повышение температуры, учащиеся наблю-дают на экране монитора динамику построения гистограммы (рис.5) в процессе установления равновесия при каждом последующем повышении температуры и рисунка 6 после достижения состояния равновесия.

Рис. 5. Гистограмма влияния темпера-туры на молярную долю азота, водо-рода и аммиака. Рис. 6. Влияние температуры на содер-жание реагирующих веществ и продуктов реакции в системе после достижения со-стояния равновесия.

Как видно из рисунков 5 и 6, при повышении температуры молярная доля аммиака умень-шается, 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 эк-зотермической, т.е. сопровождается выделением тепла (рис.7б). Таким образом, по аналогии с предыдущими случаями, для самопроизвольного восстановления равновесия в системе, с по-вышением температуры должна протекать эндотермическая реакция, при которой этот избыток тепла (Q* - теплота, излучаемая горелкой или другим нагревательным прибором) компенсиру-ется, т.е. поглощается в ходе реакции разложения аммиака (рис.7в). Снова мы приходим к вы-воду, что при внешнем воздействии в равновесной системе будет протекать такой процесс, ко-торый ослабляет это воздействие.

Рис. 7. Модельная демонстрация влияния температуры на смещение равно-весия 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 сформулиро-вать принцип смещения равновесия Ле Шателье.

Для закрепления изученного материала целесообразно предложить учащимся, воспользо-вавшись тем же программным продуктом [4-6], применить полученные знания к другим обра-тимым 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 про-изводства, является подбор и создание оптимальных условий (давление, концентрация и тем-пература), 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 парамет-ров (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