Курсовая работа
По теме
«Прикладные аспекты темы «Скорость химической реакции и катализ» на урокаххимии в средней школе»
Содержание
Введение
Глава1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе
1.1.Урок № 1 «Закономерности течения химических реакций»
1.1.1.Скорость химической реакции
1.1.2.Термохимические уравнения
1.1.3.Химическое равновесие
1.2.Практическая работа «Действие катализаторов»
1.3.Практическая работа «Влияние условий на скоростьхимических реакций»
1.4.Практическая работа «Химическое равновесие и условия его смещения»
Глава2. Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химическихреакций»
2.1.Вводная часть (применение и основные сведения)
2.2.Исходное сырье
2.3.Характеристика целевого продукта
2.4.Химическая схема процесса
Глава3. Тесты и задачи прикладного характера
3.1.Тесты типа «А»
3.2.Тесты типа «В»
3.3.Тесты типа «С»
3.4.Решение производственных задач по теме «Химическое равновесие»
Заключение
Литература
/>/>Введение
В современныхусловиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школестановится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Этоозначает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемымитеоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладногохарактера химических знаний.
Для тогочтобы сохранить познавательный интерес учащихся, нужно убедить их вдейственности химических знаний, сформировать личную потребность в овладенииучебным материалом. Этому могут способствовать специально составленные задания,которые кроме собственно контролирующих вопросов содержат информациюприкладного характера, полезную в быту. [1]
В этой связи весьмаактуальным является тема данной курсовой работы – изучение прикладных аспектовтемы «Скорость химической реакции и катализ» на уроках химии в средней школе.
/>/>/>/>Глава1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе
/>
Для осознанного пониманияхимических процессов огромное значение имеет представление о химическойкинетике и равновесии. Эти вопросы всегда были самыми сложными не только дляучащихся, но и для учителей. Учебный материал темы поделен на 6 уроков, посколькудавно известно, что на одном уроке нельзя ознакомить учащихся более чем с двумяпонятиями.
План изучения темы
1. Скорость химическихреакций.
2. Зависимость скоростиреакции от внешних факторов.
3. Влияние температуры наскорость реакции.
4. Катализ.
5-6. Химическоеравновесие и его смещение.
Преподавание темы«Закономерности течения химических реакций. Скорость химической реакции икатализ» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темыпользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, такжеучебником за 8 — 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материаломслужит книга по химии для 8 — 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П.Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класспод редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач похимии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко,И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение закономерностей протекания химическихреакции отводится 6 ч [3, 4].
/>/>/>1.1 Урок № 1/>«Закономерности течения химических реакций»
Знать: энергетику химических превращений;закон Гесса; зависимость скорости химической реакции от температуры,концентрации, площади соприкосновения реагирующих веществ, природы реагирующихвеществ, участия катализаторов и ингибиторов; правило Вант-Гоффа; принцип ЛеШателье; условия смещения химического равновесия.
Уметь: на конкретных примерам разъяснятьзависимость скорости химических реакций от различных факторов и смещениехимического равновесия в зависимости от условий течения реакций; использоватьпонятия скорости химической реакции, теплот образования и сгорания при решениирасчетных задач.
Основные понятия:тепловойэффект, термохимическое уравнение, экзотермические и эндотермические реакции,энтальпия, энергия активации, теплоты образования и сгорания веществ, энтропия,химическое равновесие, реакции обратимые и необратимые, реакции прямые иобратные, равновесные концентрации, константа химического равновесия, скоростьхимической реакции, катализатор, ингибитор, каталитическая реакция [2].
Контрольныевопросы
1. От каких факторовзависит скорость реакции?
2. Что называют скоростьюхимической реакции?
3. По каким формуламможно рассчитать величину скорости реакции?
4. Как формулируют закондействия масс?
5. Как читается правилоВант-Гоффа?
6. Почему при повышениитемпературы скорость реакции возрастает?
7. Какие веществаназывают катализаторами, а какие ингибиторами?
8. Что называюткинетическим уравнением реакции?
9. Что называют энергиейактивации?
10. Какие реакцииназывают обратимыми и какие необратимыми?
11. Что называютхимическим равновесием?
12. Что называютконстантой равновесия?
13. Что называютсмещением химического равновесия?
14. Как читается принципЛе Шателье?15. Почему любая химическая реакция сопровождается тепловымэффектом?
16. Какие реакцииназывают экзотермическими, а какие эндотермическими?
17. Сформулируйте законГесса и следствия из него.
/>/>/>
1.1.1 Скорость химической реакции
Скорость химическойреакции u –физическая величина.
/>
где С1– начальная концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t1, С2 – концентрация в моментвремени t2, t1 –начальное время, t2 – времяокончания реакции. Поскольку значение скорости реакции не может быть отрицательным,то в случае получения отрицательного значения берем его математический модуль.
Единицы измерениявеличин: С – моль/л, t – с (секунда), u – моль/(л•с).
Скорость химическойреакции зависит: от природы реагирующих веществ; от концентрации реагентов; оттемпературы; от поверхности соприкосновения реагирующих веществ (длягетерогенных систем); от участия катализатора или ингибитора.
Для реакции А + В = С
u =k[A]•[B],
где k –константа скорости, [A] – концентрация вещества А, [В] – концентрация веществаВ.
Если в реакции вотдельном столкновении участвуют а молекул А и bмолекул В, т. е. аА + bВ = С, то выражение u = k•[A]а•[B]bназывают законом действующих масс. (Показатели степени а и bчасто не равны стехиометрическим коэффициентам вследствие сложного механизмареакции.)
При повышении температурына каждые 10° скорость реакции возрастает в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа):
/>
где u2 – скорость реакции при температуре t2, u1– скорость реакции при температуре t1,g – температурный коэффициент, онпринимает значения от 2 до 4. Скорость реакции обратно пропорциональна времени:
/>
/>/>
Алгоритмы по теме«Скорость химической реакции»
Алгоритм1. Вычисление скорости химической реакции.
Задача. Вычислите среднюю скоростьхимической реакции, если через 20 с от начала реакции концентрация веществсоставляла 0,05 моль/л, а через 40 с – 0,04 моль/л.
/>
Алгоритм2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов
Задача. Как изменится скорость химическойреакции 2СО + О2/>2СО2, если уменьшитьобъем газовой смеси в 2 раза?
/>
Алгоритм 3. Зависимостьскорости реакции от температуры
Задача. Во сколько раз увеличится скоростьхимической реакции при повышении температуры от 300 до 350 °С, еслитемпературный коэффициент равен 2?
/>
Задачи длясамоконтроля
1. Как изменится скоростьреакции
2Fe + 3Cl2/>2FeCl3,
если давление системыувеличить в 5 раз?
Ответ. Увеличится в 125раз.
2. Скорость реакции приохлаждении от 80 до 60 °С уменьшилась в 4 раза. Найти температурныйкоэффициент скорости реакции.
Ответ. 2.
3. Реакция при 50 °Спротекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при t = 70 °C, если температурный коэффициент равен 3?
Ответ. 15 с.
/>/>/>
1.1.2 Термохимические уравнения
В термохимическихуравнениях в отличие от химических указывается тепловой эффект химическойреакции и между левой и правой частями уравнения принято ставить знак равенства(=).
Тепловой эффект Qизмеряется в килоджоулях (кДж), в случае экзотермических реакций онположителен, а в случае эндотермических реакций отрицателен.
Энтальпия (DН) – величина, характеризующаявнутреннюю энергию вещества, обратная по знаку тепловому эффекту, имеетразмерность кДж на моль (кДж/моль).
Две возможные формызаписи термохимического уравнения:
2Н2 (г.) + О2(г.) = 2Н2О (г.) + 483,6 кДж
Н2 (г.) + 1/2О2(г.) = Н2О (г.), />= –241,8 кДж/моль.
Закон Гесса: тепловой эффект реакции равенразности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплотобразования исходных веществ:
/>
При химической реакциитеплота выделяется или поглощается. Реакции, протекающие с выделением теплоты,называются экзотермическими реакциями, а сопровождающиеся поглощением теплоты –эндотермическими.
/>
Эндотермические иэкзотермические реакции
Алгоритм 4. Вычислениетеплового эффекта реакции по известному термохимическому уравнению
/>
Задача. По термохимическому уравнению
N2 (г.) + О2(г.) = 2NО (г.) – 180,7 кДж
вычислите, сколькопоглотится теплоты при вступлении в реакцию 5,6 л азота (н. у.).
Алгоритм5. Составление термохимического уравнения
Задача. При сжигании 3 г магния выделилось 75,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния.
/>
Алгоритм 6. Вычислениетеплоты сгорания вещества
Задача. По термохимическому уравнениюреакции
2СО (г.) + О2(г.) = 2СО2 (г.) + 566,5 кДж
вычислите теплотусгорания оксида углерода(II).
/>
Алгоритм7. Вычисление теплоты образования вещества
/>
Задача. При сжигании 93 г белого фосфора выделилось 2322 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования оксида фосфора(V).
Алгоритм8. Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса
Задача. Вычислите тепловой эффект реакции
Fe2O3+ 2Al />Al2O3+ 2Fe,
если теплота образованияоксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксидаалюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).
/>
Задания длясамоконтроля
1. Составьтетермохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если приразложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.
Ответ. CaCO3 = CaO +CO2/>– 177 кДж/моль.
2. Сколько теплотывыделится при полном сгорании 1 м3 смеси, состоящей из 30% (пообъему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществвыделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?
Ответ. 59 531 кДж.
3. Вычислите теплотусгорания ацетилена С2Н2, если теплота образования углекислогогаза 393,5 кДж/моль, водяного пара – 242 кДж/моль, ацетилена – 226,8 кДж/моль.
Ответ. 1604,4 кДж.
/>/>/>1.1.3 Химическое равновесие
Необратимых реакций нет,любой процесс, рассматриваемый как необратимый, может быть превращен вобратимый (и наоборот). Разложение карбоната кальция:
/>
Реакция необратима, еслиона осуществляется в открытой системе (т. е. где из сферы реакции возможноулетучивание оксида углерода(IV)). Однако в замкнутой системе процесс идет неполностью. Когда в системе устанавливается определенное давление газа, препятствующееразложению, процесс становится обратимым. Для обратимой реакции, записываемой вобщем виде:
aA + bB = cC + dD,
скорость прямой реакции uпр определяется из соотношения:
/>
где k1– константа скорости прямой реакции, cA и cB – молярныеконцентрации веществ А и В. Концентрации веществ А и В уменьшаются, и,следовательно, скорость прямой реакции понижается. Появление в системепродуктов С и D означает возможность протекания обратного процесса, скоростькоторого uобр математически выражается следующимобразом:
/>
По мере накопления всистеме веществ С и D скорость обратного процесса непрерывно возрастает довыравнивания скоростей прямой и обратной реакций: uпр = uобр. Подобное состояние системыназывается химическим равновесием. Соотношение между концентрациями приравновесии выражается формулой:
/>
где Kp– константа равновесия, [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации веществ.Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществи от температуры. Если Kp > 1, то uпр > uобр, если Kp если на систему, находящуюся в состоянии химическогоравновесия, оказывать воздействие, выражающееся в изменении концентрации, температурыили давления, то равновесие смещается в направлении, способствующем ослаблениюэтого воздействия.
Пример 1. Почему лакмус (HInd) в кислой среде(избыток H3О+) – красный, а в щелочной (избытокгидратированного ОН–, рН > 7) – cиний?
Решение
Уравнение диссоциациииндикатора можно представить в виде:
HInd />Н+ + Ind–.
В состоянии химическогоравновесия:
/>
1) При избытке в растворегидратированного Н+ (кислая среда, рН
2) Избыток ОН–(щелочная среда, рН > 7) нейтрализует ионы гидроксония, т. е. уменьшает ихконцентрацию, что сдвигает равновесие вправо (Кр > 1), всторону накапливания гидратированных анионов индикатора синего цвета Ind–.
Пример 2. Вывести математическое выражение Крдля реакции:
2SO2 + O2= 2SO3 + Q.
Используя численноезначение Кр и принцип Ле Шателье, объяснить, как можно предсказать сдвигравновесия вправо.
Решение
/>
Сместить равновесиевправо можно с помощью следующих воздействий.
1) Увеличить концентрациюреагирующих веществ. Такое воздействие можно описать неравенством:
/>
Число молекул SO2и O2 в единице объема увеличивается, столкновения между ними становятсячаще и концентрация SO3 тоже возрастает.
2) Уменьшить концентрациюпродукта реакции. При уменьшении концентрации (отводе) SO3 результатподобен предыдущему. Новые порции исходных веществ будут реагировать длякомпенсации удаляемого продукта.
3) Понизить температуру.Прямая реакция – экзотермическая, поэтому для сдвига равновесия вправо системуследует охлаждать. Потерянное тепло будет восполняться вследствие усиленияпрямой реакции. (Наоборот, повышение температуры вызовет сдвиг равновесия влево.)
4) Повысить давление.Исходные вещества – газообразные, продукт – жидкое вещество (в виде пара).Прямая реакция идет с уменьшением объема, следовательно, увеличивая давление,мы смещаем равновесие вправо, а уменьшая – влево. Если бы реакция шла без измененияобъема, то изменение давления не влияло бы на равновесие.
5) Использованиекатализатора не вызывает смещения равновесия. Катализатор, заметно влияющий наскорость химической реакции, равно ускоряет обе реакции – прямую и обратную.
Алгоритм9. Использование принципа Ле Шателье
/>
Задание. При определенных условиях реакцияхлороводорода с кислородом является обратимой:
4НСl (г.) + O2(г.) />2Сl2(г.) + Н2O (г.), DH = –116,4 кДж.
Какое влияние наравновесное состояние системы окажут:
а) увеличение давления;
б) повышение температуры;
в) увеличениеконцентрации кислорода;
г) введение катализатора?
Алгоритм10. Вычисление константы равновесия реакции
Задача. Вычислите константу равновесия дляреакции
СО2 + Н2/>СО + Н2О,
если равновеснаяконцентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода – 0,005 моль/л, аугарного газа и воды – по 0,01 моль/л.
/>
Алгоритм 11. Вычислениеисходных концентраций веществ
Задача. Обратимая реакция выражаетсяуравнением
2SO2 + O2/>2SO3.
Известны равновесныеконцентрации: для оксида серы(IV) – 0,0002 моль/л, для кислорода – 0,004моль/л, для оксида серы(VI) – 0,003 моль/л. Найдите исходные концентрациикислорода и сернистого газа.
/>
Задания длясамоконтроля
1. Уравнение реакции
Н2 + I2/>2HI.
Даны равновесныеконцентрации: водорода – 0,004 моль/л, йода – 0,25 моль/л, йодоводорода – 0,08моль/л. Вычислить исходные концентрации водорода и йода и константу равновесия.
Ответ. [H2] =0,044 моль/л, [I2] = 0,29 моль/л, К = 6,4.
2. Как изменится давлениек моменту наступления равновесия в реакции N2 + 3Н2/>2NН3, протекающейв закрытом сосуде при постоянной температуре, если начальные концентрации азотаи водорода равны соответственно 2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда,когда прореагирует 10% первоначального количества азота?
Ответ. Уменьшится в 1,05раза.
3. В какую сторонусместится равновесие реакций:
2H2S/>2Н2 + 2S – Q,
N2O4/>2NO2 – Q,
CO + H2O (г.) />СО2+ Н2 + Q,
а) при понижениитемпературы;
б) при повышениидавления?
Ответ. Смещениеравновесия в реакциях:
а) при понижениитемпературы:
2Н2S />2Н2+ 2S – Q – влево,
N2O4/>2NO2 – Q – влево,
CO + H2O(г.) />СО2 + Н2 + Q– вправо;
б) при повышениидавления:
2Н2S />2Н2+ 2S – Q – не сместится,
N2O4/>2NO2 – Q – влево,
CO + H2O(г.) />СО2 + Н2 + Q– не сместится [5].
/>/>1.2 />/>Практическая работа «Действие катализаторов»
Цели. Повторить и обобщить понятия окатализе, катализаторах, сущности их действия в определенной среде, ингибиторахи промоторах.
Оборудование иреактивы. Лучина,спиртовка, спички, шпатель, стеклянная палочка, штатив с пробирками, санитарнаясклянка; растворы пероксида водорода, гидроксида тетраамминмеди(II) [Сu(NH3)4](OH)2,Na2SO3, MnCl2, CoCl2, BaCl2,соляной кислоты (разб.), оксид железа(III) Fe2O3, ацетон(диметилкетон).
Катализ – явление увеличения скоростихимических реакций за счет присутствия определенных веществ (катализаторов).
Катализаторы – вещества, изменяющие скоростьреакции, но сами к концу процесса остающиеся неизменными по составу и массе.Ускорение процесса – катализ. Схему катализа можно представить в таком виде:
/>
Здесь А и В – реагирующиевещества, К – катализатор, АК – промежуточное соединение, АВ – продукт реакции.
Замедление процесса – ингибирование.Существует два вида катализа – гомогенный и гетерогенный. При гомогенном катализереагенты, продукты реакции и катализатор составляют одну фазу (газовую илижидкую), поверхность раздела отсутствует. Особый случай гомогенного катализа – автокатализ(ускорение процесса одним из продуктов реакции). Например, в кислой средескорость реакции перманганата калия с сульфитом калия возрастает за счетобразования ионов Mn2+:
/>
Многие реакции врастворах ускоряются ионами H3O+ (pH 7): гидролиз крахмала, омыление эфиров, гидролиз сахарозы и др. Ионы />, />, CH3COO–также сильно ускоряют реакции органических веществ.
/>
Особенность гетерогенногокатализа состоит в том, что катализатор (обычно твердое вещество) находится вином фазовом состоянии, чем реагенты и продукты. Реакция на поверхноститвердого вещества идет за счет координационных связей с участием электронныхпар, не участвующих в образовании связей внутри веществ. В результате внутренниесвязи ослабевают, и молекулы либо разрушаются, либо образуют активные радикалы.
Чем лучше адсорбируютсяреагенты на поверхности твердого вещества и чем слабее удерживаются продуктыреакции, тем выше каталитическая активность этого вещества. Не вся поверхностьгетерогенного катализатора проявляет каталитическую активность. Активные центрызанимают лишь часть поверхности.
/>
Применение каталитическихметодов сжигания топлива позволит в два раза поднять коэффициент егоиспользования (сейчас 0,45) и тем самым решить вопрос обеспечения большой химииуглеводородным сырьем.Порядок работы Задания Наблюдения и выводы В пробирку налить 1–2 мл раствора пероксида водорода и добавить приблизительно 1 мл заранее приготовленного раствора аммиаката меди(II) Написать уравнение реакции каталитического разложения пероксида водорода. Проверить продукты тлеющей лучинкой. Какой это вид катализа? … В две пробирки поместить оксид железа(III) объемом с горошину и прилить по 4–5 мл соляной кислоты (разб. 1:1). В одну из порций кислоты предварительно добавить 2–3 капли ацетона. Растворы перемешать стеклянной палочкой Чем в данном процессе является диметилкетон? Какое влияние он оказывает на скорость реакции? Написать соответствующее уравнение реакции. Указать вид катализа …
Проверить действие катализатора на окисление сульфита натрия кислородом. В три пробирки налить по 2–3 мл разбавленного раствора Na2SO3 и в одну из них добавить 2–3 капли раствора MnCl2, в другую – раствора CoCl2. Энергично перемешать растворы и через 5–6 мин во все пробирки прилить 1–1,5 мл раствора BaCl2
Есть ли разница в скорости реакций? Сделать выводы о действии катализаторов на реакцию
2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4.
Составить электронный баланс процесса
Сульфит натрия широко используется как восстановитель в фотографии (для восстановления AgBr, cкрытого изображения), удаления О2 из воды на ТЭС (антикоррозионный агент), …
/>/>1.3 Практическая работа «Влияние условий на скоростьхимических реакций»
Цели. Повторить понятия о скоростихимических реакций и влияющих на нее факторах.
Оборудование иреактивы.Держатель для пробирок, спиртовка, спички, водяная баня, штатив с химическимипробирками, санитарная склянка; цинк (гранулы), железо (пористоевосстановленное), HCl (разб., 1:2), железо (стружки), СН3СООН(разб., 1:2), H2SO4 (разб., 1:5), H2SO4(разб., 1:10) [5].
Факторы, влияющие наскорость химических реакцийОсобенности реакций Примеры Теоретическое обоснование Природа реагирующих веществ Металлы (K, Na) с водой реагируют с различной скоростью
Атомы металлов K и Na отдают электроны (окисляются) с разной скоростью, т. к. RK > RNa (R – радиус атома) Для гомогенных процессов скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ Горение вещества в чистом кислороде активнее, чем в воздухе Частота столкновений молекул реагирующих веществ зависит от их числа в единице объема, т. е. от концентрации Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности соприкосновения реагентов Вещества железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь в измельченном виде и при перемешивании
При измельчении
и перемешивании
увеличивается поверхность
соприкосновения реагирующих веществ
При повышении температуры на каждые 10° скорость реакций увеличивается в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа): /> Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обычной температуре (медленное окисление), а при ее повышении скорость увеличивается Для химической реакции взаимодействующие молекулы должны быть активны (обладать достаточно энергией). При повышении температуры доля активных молекул возрастает
Скорость химической реакции зависит от присутствия катализатора (или ингибитора):
A + K />АK,
AK + В />АВ + K,
/>
Разложение бертолетовой соли (KClO3) и пероксида водорода (H2O2) ускоряется в присутствии МnО2. В присутствии ингибиторов соляная кислота становится инертной к металлам
В присутствии катализаторов молекулы становятся реакционноспособными при более низкой температуре. Реакционная способность KClО3 проявляется при 400 °С, а в присутствии МnO2 – при 200 °C
В две пробирки положить по грануле цинка и прилить: в первую – 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2), а во вторую – 2 мл разбавленной уксусной кислоты (1:2)
Учитывая силу кислот и, следовательно, разную концентрацию ионов гидроксония (Н3О+) в их растворах, объяснить различную скорость выделения свободного водорода (Н2/>). Kак можно изменить условия обеих реакций, чтобы их скорости увеличились? ….. В одну пробирку насыпать немного порошка железа, в другую – столько же железных стружек и в обе пробирки прилить по 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2) Объяснить причину большей скорости выделения пузырьков газа при взаимодействии кислоты с восстановленным железом (порошком) …..
В две пробирки положить по 2 гранулы цинка: в первую – прилить 2 мл разбавленной серной кислоты (1:5), а во вторую – раствор H2SO4 (l:10)
Что наблюдается?
Объяснить большую скорость взаимодействия в одном
из опытов …..
В две пробирки положить по 2 гранулы цинка и в обе прилить по 2 мл разбавленной серной кислоты (1:10).
Одну из пробирок слегка подогреть
Сравнить результаты наблюдений, объяснить причину
различной скорости химической реакции. Каким образом можно увеличить скорость реакции без нагревания? …..
/>/>/>/>/>1.4 Практическая работа «Химическое равновесие иусловия его смещения»
Цель. Закрепить понятия о химическомравновесии и условиях его смещения.
Оборудование иреактивы.Спиртовка, спички, водяная баня, газоотводная трубка-капилляр, штатив спробирками, держатель для пробирок, санитарная склянка; хлорид натрия (р-р) ихлорид натрия (крист.), карбонат натрия (р-р) и карбонат натрия (крист.),известковая вода (Са(ОН)2), лакмус (p-p), метилоранж (р-р), едкийнатр (р-р), H2SO4 (разб.), H2SO4(конц.).Порядок работы Задания Наблюдения и выводы Испытать растворы щелочи и кислоты раствором метилового оранжевого Объяснить с точки зрения принципа Ле Шателье изменение окраски индикатора (HInd) в нейтральной, кислой и щелочной средах. Kакие факторы и как влияют на сдвиг равновесия? Показать на схеме и в расчете согласно основному закону химической кинетики (закон действующих масс) …..
Собрать два одинаковых прибора согласно схеме. В реакторе первого смешать разбавленные водные растворы хлорида натрия и серной кислоты, в реакторе второго –кристаллический хлорид натрия и концентрированную серную кислоту H2SО4. Газоотводную трубку в приемниках (сборниках) поместить над водой, подкрашенной лакмусом. Обе смеси подогреть
/> Объяснить, почему в первом реакторе нет изменений, характеризующих ход химической реакции, а во втором таковые есть. Какие они? Указать причины сдвига равновесия, записать уравнения реакций происходящих процессов …..
Используя два прибора, как и в предыдущем опыте, проверить взаимодействие сильно разбавленного раствора карбоната натрия с серной кислотой и кристаллической соли с концентрированной H2SO4. B сборник под газоотводную трубку поместить известковую воду. Смеси нагреть Составить уравнения реакций происходящих процессов и объяснить разницу в наблюдаемых признаках, причины сдвига равновесия и увеличения скорости прямой реакции ….. Использовать схему ответа, аналогичную рассмотренной в предыдущих примерах
Вывести математическое выражение Kp для реакции:
2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SО2 + Q.
Объяснить на основании Kp и принципа Ле Шателье условия сдвига равновесия вправо ….
/>/>/>/>Глава2. Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химическихреакций»
Прикладные аспектыпреподавания темы «Закономерности течения химических реакций» на мой взглядудобнее всего рассматривать на уроках, которые следуют сразу за рассмотрениемскорости реакции и химического равновесия, — это производство серной кислоты.
/>/>
2.1 Вводная часть (применение и основные сведения)
Серная кислота – наиболеесильная и самая дешевая кислота. Среди минеральных кислот, производимыххимической промышленностью, серная кислота по объему производства и потреблениязанимает первое место. Серная кислота не дымит, в концентрированном виде неразрушает черные металлы, в то же время является одной из самых сильных кислот,в широком диапазоне температур (от –40…-20 до 260 – 336,5°С) находится в жидком состоянии. Онашироко используется в производстве минеральных удобрений, различных солей икислот, всевозможных органических продуктов, красителей, дымообразующих ивзрывчатых веществ и т.д. Серная кислота находит разнообразное применение внефтяной, металлургической, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной идругих отраслях промышленности, используется в качестве водоотталкивающего иосушающего средства, применяется в процессах нейтрализации, травления и т.д.Наиболее важные области применения серной кислоты отражены на схеме 1. [6]
В настоящее время сернаякислота производится двумя способами: нитрозным, существующим более 200 лет, иконтактным, освоенным в промышленности в конце ХIХ и начале ХХ века. Первой стадией сернокислотногопроизводства является получение диоксида серы при сжигании сернистого сырья.После очистки SO2 (особенно в контактном методе) ее окисляют до SO3, который соединяют с водой с получением сернойкислоты. Окисление SO2 в SO3 в обычных условиях протекает крайне медленно. Для ускоренияпроцесса применяют катализаторы. В настоящее время контактным методом получаютконцентрированную серную кислоту, олеум и 100% серный ангидрид.
Одновременно сувеличением объема производства серной кислоты расширяется ассортиментпродукции сернокислотных заводов, организуется выпуск особо чистой кислоты,100% SO2, высококачественного олеума и кислоты, а такжеувеличивается производство новых продуктов на основе SO2. Кроме того, выпускают также более чистую контактнуюкислоту, чистый олеум, химически чистую и реактивную серную кислоту.
Широко применяется обжигколчедана в кипящем слое и сжигание серы в циклонной печи, увеличиваетсяиспользование тепла, выделяющегося на различных стадиях производства сернойкислоты. Повышается производительность башенных сернокислотных систем врезультате поддержания оптимального технологического режима; интенсивностьбашенных систем достигает 250 кг/м3 в сутки. Освоенконтактно-башенный процесс производства, при котором расход HNO3 составляет 6–7 кг на 1 тонну H2SO4.
В контактном методепроизводства серной кислоты окисление диоксида серы в триоксид осуществляетсяна твердых контактных массах. Благодаря усовершенствованию контактного способапроизводства, себестоимость более чистой и высококонцентрированной контактнойсерной кислоты лишь незначительно выше, чем башенной. В настоящее время свыше90% всей кислоты производится контактным способом.
В качестве катализаторовконтактного процесса применяется термически стойкая ванадиевая контактная масса(в виде гранул и колец) с пониженной температурой зажигания. Проведены работы поосвоению процесса окисления SO2 в кипящем слое катализатора. Важнымусовершенствованием является двойное контактирование, при которомобеспечивается высокая степень окисления SO2 на катализаторе (до 99,8%) и потому исключаетсянеобходимость в дополнительной санитарной очистке отходящих газов.
Схема 1. Применениесерной кислоты
/>
Внедряетсяпроцесс конденсации H2SO4, заменяющий абсорбцию серного ангидрида. Также дляпроизводства серной кислоты используют ангидрид или безводный сульфат кальция CaSO4, гипс или двуводную соль CaSO4 ×2H2O и фосфогипс, представляющий собойотход производства концентрированных фосфорных удобрений (смесь гипса, соединенийфтора, окислов фосфора, SO2 и других примесей).
В нитрозном способекатализатором служат оксиды азота. Окисление SO2 происходит в основном в жидкой фазе и осуществляется вбашнях с насадкой. Поэтому нитрозный способ называют башенным. Обжиговый газобрабатывается серной кислотой, в которой растворены окислы азота. Сернистыйангидрид обжигового газа поглощается нитрозой, и затем окисляется окисламиазота по реакции: SO2 + N2O3 + H2O = H2SO4 + 2NO.Образующийся NO плохо растворим в нитрозе ивыделяется, а затем частично окисляется кислородом до NO2. Смесь NO и NO2 вновь поглощается H2SO4.
Промышленность выпускаеттри вида товарной серной кислоты: башенная кислота (С = 75%, tкрист= -29,5 °С); контактная кислота (С = 92,5%, tкрист= -22,0 °С); Олеум (С = 20% своб. SO3, tкрист= +2 °С) [7, 8].
/>/>/>2.2 Исходное сырье
Традиционными источникамиявляются сера и железный (серный) колчедан. Значительное место в сырьевомбалансе занимают отходящие газы цветной металлургии, содержащие диоксид серы.
В целях защиты окружающейсреды во всем мире принимаются меры по использованию отходов промышленности,содержащих серу. Из-за низкой концентрации SO2 в отходящих газах тепловых электростанций и металлургическихзаводов их переработка пока еще не всегда осуществима [7].
/>/>/>2.3 Характеристика целевого продукта
Серная кислота можетсуществовать как самостоятельное химическое соединение H2SO4,а также в виде соединений с водой H2SO4×H2O, H2SO4×2H2O, H2SO4×4H2O и с триоксидом серы H2SO4×SO3, H2SO4×2SO3. В технике сернойкислотой называют и безводную H2SO4 и ее водные растворы(это смесь H2O, SO3 и соединений H2SO4×nH2O) и растворы триоксидасеры в безводной H2SO4 – олеум (смесь H2SO4и соединенийH2SO4×nSO3).
Безводная серная кислота– тяжелая маслянистая бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой и триоксидомсеры в любом соотношении. Физические свойства серной кислоты, такие, какплотность, температура кристаллизации, температура кипения, зависят от еесостава.
Безводная 100%-наякислота имеет сравнительно высокую температуру кристаллизации 10,7 °С. Чтобы уменьшить возможностьзамерзания товарного продукта при перевозке и хранении, концентрациютехнической серной кислоты выбирают такой, чтобы она имела низкую температурукристаллизации. Промышленность выпускает 3 вида товарной серной кислоты. Концентрация Температура кристаллизации, °С Башенная кислота 75% -29 °C Контактная кислота 92,5% -22 °C Олеум
20% своб.SO3 +2 °C
Серная кислота и водаобразуют азеотропную смесь состава 98,3% H2SO4 и 1,7% H2Oс максимальной температурой кипения (336,5°С). Состав находящихся в равновесии жидкой и паровой фаз длякислоты азеотропной концентрации одинаков; у более разбавленных растворовкислоты в паровой фазе преобладают пары воды, в паровой фазе над олеумом высокаравновесная концентрация SO3.
Серная кислота весьмаактивна. Она растворяет оксиды металлов и большинство чистых металлов,вытесняет при повышенной температуре все другие кислоты из солей. Особенножадно серная кислота соединяется с водой благодаря способности давать гидраты.Она отнимает воду у других кислот, от кристаллогидратов солей и дажекислородных производных углеводородов, которые содержат не воду как таковую, аводород и кислород в сочетании Н: О = 2. Дерево и другие растительные иживотные ткани, содержащие целлюлозу (С6Н10О5),крахмал и сахар, разрушаются в концентрированной серной кислоте; водасвязывается с кислотой и от ткани остается мелкодисперсный углерод. В разбавленнойкислоте целлюлоза и крахмал распадаются с образованием сахаров. При попаданиина кожу вызывает ожоги [7-12].
/>/>/>2.4 Химическая схема процесса
1.Сжигание серы
При получении обжиговогогаза путем сжигания серы отпадает необходимость очистки от примесей. Стадияподготовки будет включать лишь осушку газа и утилизацию кислоты. При сжиганиисеры протекает необратимая экзотермическая реакция:
S + O2 = SO2(1)
с выделением оченьбольшого количества теплоты: изменение Н=-362,4 кДж/моль, или в пересчете наединицу массы 362,4/32 = 11,325 кДж/т = 11325 кДж/кг S.
Расплавленная жидкаясера, подаваемая на сжигание, испаряется (кипит) при температуре 444,6 °С; теплота испарения составляет 288кДж/кг. Теплоты реакции горения серы вполне достаточно для испарения исходногосырья, поэтому взаимодействие серы и кислорода происходит в газовой фазе.
Серу предварительнорасплавляют (для этого можно использовать водяной пар, полученный приутилизации теплоты основной реакции горения серы). Так как температураплавления серы сравнительно низка, то путем отстаивания и последующей фильтрацииот серы легко отделить механические примеси, не перешедшие в жидкую фазу, и получитьисходное сырье достаточной степени чистоты. Для сжигания расплавленной серыиспользуют два типа печей – форсуночные и циклонные. В них необходимопредусмотреть распыление жидкой серы для ее быстрого испарения и обеспечениянадежного контакта с воздухом во всех частях аппарата (рис. 1).
Обжиговый газ поступает вкотел-утилизатор и далее в последующие аппараты. Если воздух берут встехиометрическом количестве, т.е. на каждый моль серы 1 моль кислорода, то приполном сгорании серы концентрация будет равна объемной доле кислорода в воздухеС(SO2max) = 21%. Однако обычно воздух берут визбытке, так как в противном случае в печи будет слишком высокая температура.
/>
При адиабатическомсжигании серы температура обжига для реакционной смеси стехиометрическогосостава составит ~ 1500 °С.В практических условиях выше 1300 °С разрушается футеровка печи и газоходов. Обычно при сжиганиисеры получают обжиговый газ, содержащий 13 – 14% SO2.
2.Контактное окисление SO2 в SO3
Контактное окислениедиоксида серы является типичным примером гетерогенного окислительногоэкзотермического катализа.
Реакция окислениядиоксида серы
SO2 + 0,5 O2 = SO3 (2)
характеризуется оченьвысоким значением энергии активации и поэтому практическое ее осуществление возможнолишь в присутствии катализатора.
В промышленности основнымкатализатором окисления SO2 является катализатор на основеоксида ванадия V2O5 (ванадиевая контактная масса). Каталитическую активностьв этой реакции проявляют и другие соединения, но платиновые катализаторы чувствительныдаже к следам As, Se, Cl2 b др.
Скорость реакцииповышается с ростом концентрации кислорода, поэтому процесс в промышленностипроводят при его избытке.
Так как реакция окисленияSO2 относится к типу экзотермических, температурный режимее проведения должен приближаться к линии оптимальных температур. Нижнимтемпературным пределом является температура зажигания ванадиевых катализаторов,составляющая в зависимости от вида катализатора и состава газа 400 – 440°С. Верхний температурный предел составляет600 – 650°С иопределяется тем, что выше этих температур происходит перестройка структурыкатализатора, и он теряет свою активность.
В диапазоне 400 – 600°С процесс стремятся провести так,чтобы по мере увеличения степени превращения температура уменьшалась.
Чаще всего впромышленности используют полочные контактные аппараты с наружным теплообменом(рис. 1). Схема теплообмена предполагает максимальное использование теплотыреакции для подогрева исходного газа и одновременное охлаждение газа междуполками. Одна из важнейших задач, стоящих перед сернокислотной промышленностью,- увеличение степени превращения диоксида серы и снижение его выбросов в атмосферу.Эта задача может быть решена несколькими методами.
Один из наиболеерациональных методов решения этой задачи, — метод двойного контактирования идвойной абсорбции (ДКДА). Для смещения равновесия вправо и увеличения выходапроцесса, а также для увеличения скорости процесса процесс проводят по этомуметоду. Реакционную смесь, в которой степень превращения SO2 составляет 90 – 95%, охлаждают и направляют впромежуточный абсорбер для выделения SO3.В оставшемся реакционном газе соотношение O2:SO2 существенно повышается, что приводитк смещению равновесия реакции вправо. Вновь нагретый реакционный газ сноваподают в контактный аппарат, где на одном-двух слоях катализатора достигают 95%степени превращения оставшегося SO2. Суммарная степень превращения SO2 составляет в таком процессе 99,5% — 99,8 %.
3.Абсорбция триоксида серы
Последняя стадияпроизводства серной кислоты контактным способом – абсорбция SO3 из газовой смеси и превращение его в серную кислоту.
nSO3+ H2O = H2SO4 + (n-1)SO3 + Q (3)
если n > 1, то получается олеум (растворSO3 в H2SO4)
если n = 1, то получается моногидрат(98,3% H2SO4)
если n
При выборе абсорбента иусловий проведения стадии абсорбции необходимо обеспечить почти 100%-ноеизвлечение SO3 из газовой фазы. В качестве абсорбента нельзя использоватьтакие растворы, над поверхностью которых велико парциальное давление паровводы. В этом случае еще не растворенные молекулы SO3 будут реагировать с молекулами воды в газовой фазе собразованием паров серной кислоты и быстро конденсироваться в объеме собразованием мельчайших капель серной кислоты, диспергированных в инертнойгазовой среде, т.е. с образованием сернокислотного тумана:
SO3(г) + H2O(г) ®H2SO4(г) ® H2SO4(туман); Q > 0
Туман плохо улавливаетсяв обычной абсорбционной аппаратуре и в основном уносится с отходящими газами ватмосферу. Оптимальным абсорбентом является 98,3%-ная серная кислота(моногидрат). Действительно, над этой кислотой практически нет ни паров воды,ни паров SO3. Протекающий при этом процесс можно условно описатьуравнением реакции:
SO3 + nH2SO4 + H2O = (n+1) H2SO4
Для обеспечения высокойстепени поглощения следует поддерживать в абсорбере концентрацию сернойкислоты, близкую к 98,3%, а температуру ниже 100°С. Однако в процессе абсорбции SO3 происходит закрепление кислоты и в силуэкзотермичности реакции увеличивается температура. Поэтому абсорбцию ведут так,чтобы концентрация H2SO4 при однократном прохождении абсорбера повышаласьтолько на 1-1,5%, закрепившуюся серную кислоту разбавляют в сборнике до 98,3%,охлаждают в наружном холодильнике и вновь подают на абсорбцию, обеспечивая циркуляцию(рис. 2) [7 — 12].
/>
/>/>
Глава 3. Тесты и задачи прикладногохарактера
/>/>
3.1 Тесты типа «А»
1. Равновесие реакции 2Н2S(г.) + 3О2 (г.) = 2Н2О (г.) + 2SO2 (г.) приповышении давления смещается:
а) вправо; +
б) влево;
в) давление не влияет наравновесие.
2. Вещество, ускоряющее ход реакции,но при этом не расходующееся:
а) ингибитор;
б) катализатор; +
в) индикатор.
3. Повышение температуры в реакции 2Н2+ О2 = 2Н2О +Q кДж сказывается следующимобразом:
а) не оказывает влияния;
б) смещает равновесиевправо;
в) смещает равновесиевлево. +
4. Натрий энергичнее реагирует сводой, чем железо, поскольку:
а) натрий – газообразныйэлемент;
б) натрий – катализаторэтой реакции;
в) натрий – ингибиторэтой реакции;
г) натрий – щелочнойметалл. +
5. Реакцию, протекающую споглощением тепла, называют:
экзотермической; 3)реакцией разложения;
реакциейсоединения; 4) эндотермической. +
6. Реакцию,уравнение которой 2H2O + 2Na = 2NaOH + H2 + Q, относят к реакциям:
замещения,экзотермическим; +
разложения,экзотермическим;
присоединения,эндотермическим;
обмена,эндотермическим.
7. Реакцию,уравнение которой 3H2+N2 Û 2NH3 + Q, относят к реакциям:
1) обратимым,экзотермическим; +
2)необратимым, экзотермическим;
3) обратимым,эндотермическим;
4)необратимым, эндотермическим.
8. В ходехимических реакций тепловая энергия реакционной системы:
неизменяется;
поглощается;
выделяется;
можетпоглощаться или выделяться. +
9. Снаибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция взаимодействия:
углерода скислородом;
железа сраствором уксусной кислоты;
железа ссоляной кислотой;
растворовгидроксида натрия и серной кислоты. +
10. Какое изперечисленных условий не повлияет на смещение равновесия в системе: 2SO2 + O2 Û 2SО3 + Q?
введениекатализатора; +
повышениедавления;
повышениеконцентрации кислорода;
повышениетемпературы
11 – 12.Реакция, сопровождающаяся 11. выделением теплоты 12. поглощением теплотыназывается
обратимой 3)прямой
эндотермической (12+) 4) экзотермической (11+)
13. Припротекании химической реакции теплота
поглощаетсяили выделяется +
обязательнопоглощается
обязательновыделяется
условиенедостаточно для однозначного ответа
14 — 15.Скорость реакции А(г) + В(г) ®… увеличивается при
14. 1)понижении концентрации А
повышенииконцентрации В +
охлаждении
понижениидавления
15. 1)нагревании 3) добавлении инертного газа
2) повышениедавления + 4) охлаждении
16. Состояниехимического равновесия характеризуется
изменениемхимической природы продуктов
постоянствомконцентраций веществ +
повышениемтемпературы
понижениемдавления
17. Состояниехимического равновесия означает, что
все реагентыисчезли, полностью образовались продукты
все реагентысохранились, полностью образовались продукты
частьреагентов исчезла, частично образовались продукты +
частьреагентов исчезла, но продукты не образовались
18. Способ,смещающий равновесие реакции CО2(r) + 2SО3(г) Û CS2(г) + 4О2(г) – Q вправо (®), — это
увеличениеконцентрации О2
увеличениеконцентрации CS2
повышениетемпературы +
повышениедавления
19. Способ,смещающий равновесие реакции 2NH3(г) + 3CuO(T) Û 3Cu(T) + N2(г) + 3Н2О(ж)+ Q вправо (®), — это
увеличениеконцентрации азота
повышениетемпературы
понижениедавления
повышениедавления +
20. Способ,смещающий равновесие гомогенной реакции 2SO2 + О2 Û 2SO3 вправо (®), — это
уменьшениеконцентрации SO2
уменьшениеконцентрации кислорода
уменьшениеконцентрации продукта +
понижениедавления
21. Способ,смещающий равновесие гомогенной реакции РСl3 + Сl2 Û РС15 влево (¬), — это
уменьшениеконцентрации продукта
увеличениеконцентрации хлора
уменьшениеконцентрации хлора +
увеличениеконцентрации РС13
22. Приповышении давления равновесие реакции S(T) + 2HI Û I2 + H2 сместится вправо 3) не сместится +
сместитсявлево 4) не знаю
23. Припонижении давления равновесие реакции СO2 + Н2 Û СО + Н2O(Ж)
сместится влево + 3) не сместится
сместитсявправо 4) не знаю
24. Приохлаждении равновесие реакции Н2 + S Û H2S + Q
сместитсявлево 3) не сместится
сместитсявправо + 4) не знаю
25. Принагревании равновесие реакции N2 + O2 Û 2NO – Q
сместитсявправо + 3) не сместится
сместитсявлево 4) не знаю
26.Равновесие в гетерогенной системе СаО(т) + СО2(г) Û СаСО3(т) + Q
сместитсявлево (¬)при
добавленииСаО 3) сжатии
добавленииСаСО3 + 4) нагревании +
27. Скорость прямойреакции N2 + 3H2 Û 2NH3 + Qвозрастает при:
1) увеличенииконцентрации азота; +
2) уменьшенииконцентрации азота;
3) увеличение концентрацииаммиака;
4) уменьшениеконцентрации аммиака; +
28. При повышениитемпературы равновесие эндотермической химической реакции смещается в сторону:
1) продуктов реакции; +
2) исходных веществ;
3) эндотермическойреакции;
4) экзотермическойреакции. +
29. Какой из факторов неоказывает влияния на скорость химической реакции в растворах:
1) концентрация веществ;
2) использованиекатализатора;
3) использованиеиндикатора; +
4) объем реакционногососуда. +
30. Для увеличения выходааммиака по уравнению реакции N2 + 3H2 Û 2NH3 + Q необходимо одновременно:
1) повысить температуру,понизить давление;
2) повысить давление,понизить температуру; +
3) повысить давление итемпературу;
4) понизить давление итемпературу.
31. Скорость химическойреакции между металлом и серой не зависит от:
1) температуры;
2) площади поверхностисоприкосновения веществ;
3) давления; +
4) природы металла.
32. С наименьшейскоростью протекает реакция между:
1) железным гвоздем и4%-ным раствором CuSO4; +
2) железной стружкой и4%-ным раствором CuSO4;
3) железным гвоздем и10%-ным раствором CuSO4;
2) железной стружкой и10%-ным раствором CuSO4;
33. Химическое равновесиев системе СО2(г) + С(т) Û 2СО(г) – 173 кДж смещаетсяв сторону продукта реакции при:
1) повышении давления;
2) повышении температуры; +
3) понижении температуры;
4) использованиикатализаторов. [13 – 15]
/>/>
3.2 Тесты типа «В»
1. Скорость химическойреакции характеризует:
изменение количестввеществ за единицу времени в единице объема или единице площади; +
время, за котороезаканчивается химическая реакция;
число структурных единицвещества, вступивших в химическую реакцию;
движение молекул илиионов реагирующих веществ относительно друг друга.
2. Скорость химическойреакции между медью и азотной кислотой зависит от:
массы меди;
объема кислоты;
концентрации кислоты; +
объема колбы.
3. Скорость химическойреакции между цинком и кислотой зависит от:
понижения давления;
природы кислоты; +
повышения давления;
присутствия индикатора.
4. При увеличениитемпературы на 30 °С скорость реакции возрастает в 8 раз. Чему равентемпературный коэффициент реакции?
1) 8; 2) 2; + 3)3; 4) 4.
5. С большей скоростьюидет взаимодействие соляной кислоты с:
1) Сu; 2) Fe; 3) Mg; 4) Zn. +
6. Скорость химическойреакции горения угля в кислороде уменьшается при:
увеличении концентрациикислорода;
повышении температуры;
понижении температуры; +
повышении давления.
7. Молекулы оксида азота(IV) (бурого цвета) могут в определенныхусловиях димеризоваться, образовав бесцветную жидкость N2O4: 2NO2 Û N2O4 + 55 кДж/моль.
Чтобы оксид азота (IV) максимально перевести в бесцветныйдимер, необходимо систему:
охладить; +
нагреть;
подвергнуть облучениюсолнечным светом;
выдерживать при комнатнойтемпературе длительное время.
8. Химическое равновесиев системе C4H10(г) Û C4H8(г) + H2(г) – Q
можно сместить в сторонупродуктов реакции:
повышением температуры иповышением давления;
повышением температуры ипонижением давления; +
понижением температуры иповышением давления;
понижением температуры ипонижением давления.
9 – 12. Процесс
9. 2РС13 = 2Р+ 3С12 — Q
11. NH4C1 = NH3 = НС1 + Q
4Cr + 3O2= 2Cr203 + Q
12. C + 2S = CS2 – Q
называется
эндотермической реакциейсоединения (12+)
экзотермической реакциейразложения (11+)
экзотермической реакциейсоединения (10+)
эндотермической реакциейразложения (9+)
13 — 16. Процесс
13. С + СuО = СО + Сu – Q
14. Na2S+ H2O = NaHS + NaOH – Q
15. CdO + H2S= CdS + H2O + Q
16. 2KI + C12 = I2¯ + 2KC1 + Q
называется
экзотермической реакциейзамещения (15+)
экзотермической реакциейобмена (14+)
эндотермической реакциейзамещения (12+)
эндотермической реакциейобмена (13+)
17. Скорость реакции 2Н2O2 ® 2Н2O + О2 будет выше, если использовать
3% -и раствор Н2О2и катализатор
30% -и раствор Н2О2и катализатор +
3% -и раствор Н2О2без катализатора
30%-и раствор Н2О2без катализатора
18. Скорость реакции Мn + кислота ® соль + Н2 будет выше при использовании
кислоты НСl и охлаждения
кислоты HF и нагревания +
кислоты НСl и нагревания
кислоты HF и охлаждения
19. Для гомогеннойреакции А + В ®… приодновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 разаскорость реакции возрастет в
1)2 раза 2)3 раза 3)6раз 4) 9 раз +
20. Скорость реакции Н2(г)+ I2(г) ® 2HI понизится в 16раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов в
1) 2 раза 2)4 раза + 3) 8 раз 4) 16 раз
21. Скорость реакции N2 + О2 ® 2NO при уменьшениидавления системы в 4 раза понизится в
1) 4 раза 2) 8 раз 3)16раз + 4) 32 раза
22. Скорость реакции СО2+ Н2 ® СО+ Н2О при увеличении молярных концентраций в 3 раза (СО2)и в 2 раза (Н2) возрастет в
1)2 раза 2) 3 раза 3)5 раз 4) 6 раз +
23—24. Скорость реакции
23. С(Т) + О2® СО2 24. С(Т)+ 2Сl2 ® ССl4 при V = const и увеличении количества реагентов в4 раза возрастет в 1) 4 раза (23+) 2) 8 раз 3) 16 раз (24+) 4) 32 раза
25. В гомогенной реакции
4НС1 + О2 Û 2С12 + 2Н2О
при повышении давленияравновесие сместится
1) влево 2) вправо + 3)не сместится 4) не знаю
26. В гомогенной реакции 2H2S +3О2 Û 2SO2 + 2Н2О
при понижении давленияравновесие сместится
1) влево + 2) вправо 3)не сместится 4) не знаю
27. Доменный процесс Fe2O3 + 3СО Û 2Fe + 3СО2 сопровождаетсяэкзо-эффектом, следовательно, при охлаждении выход продуктов
увеличивается + 3)не изменяется
уменьшается 4)не знаю
28. Гашение извести СаОсопровождается выделением энергии в форме теплоты, следовательно, принагревании выход продукта
увеличивается 3)не изменяется
уменьшается + 4)не знаю
29. Выход продуктареакции СаS(т) + 2О2 Û СаSO4(т) + Qможно увеличить
добавлением CaS + 3) введениемкатализатора
нагреванием 4)повышением давления
30. Во сколько разувеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на 20 °С, если температурный коэффициентравен 3:
1) в 3 раза; 2)в 6 раз; 3) в 9 раз; + 4) в 90 раз
31. В каком случаеповышение давления и понижение температуры в системе приводит к повышениювыхода продукта реакции:
1) 2H2OÛ 2H2 + O2 – Q
2) N2+ 3H2 Û 2NH3 + Q +
3) H2 + I2 Û 2HI – Q
4) N2 + O2 Û 2NO – Q
32. Как повлияет наскорость реакции СаО + СО2 ® CaCO3 увеличение давления углекислого газав 3 раза:
1) скорость увеличится в3 раза; +
2) скорость уменьшится в9 раз;
3) скорость уменьшится в3 раза;
4) скорость не изменится.
33. Химическое равновесиев системе 2NO(г) + O2(г) Û 2NО2(г) + Q смещается в сторону продукта реакциипри:
1) повышении давления; +
2) повышении температуры;
3) понижении температуры; +
4) использованиикатализаторов.
34. Растворение железа всоляной кислоте будет замедляться при:
1) увеличенииконцентрации кислоты;
2) раздроблении железа;
3) разбавлении кислоты; +
4) повышении температуры.
35. Химическое равновесиев системе H2O(ж) + SO2(г) Û H2SО3(р-р) + Q смещается в сторону исходных веществ при:
1) повышении давления;
2) повышении температуры; +
3) понижении температуры;
4) перемешивании. [13 –15]
/>/>
3.3 Тесты типа «С»
1. Не оказываетвоздействия на реакции, протекающие в твердой фазе, следующий фактор:
а) концентрацияреагентов; +
б) температура;
в) природа реагирующихвеществ;
г) степень измельченияреагентов.
2. Увеличение температурыпроведения реакции:
влияет на ее скорость,так как теплота не может быть признаком превращения веществ;
увеличивает скоростьреакции, так как увеличивается число эффективных соударений молекул; +
повышает скоростьреакции, так как увеличивается число упругих соударений молекул;
не влияет на скоростьреакции, так как в равной мере увеличивается число эффективных и упругихсоударений молекул.
3. Замедлить гидролизсульфата меди возможно добавлением:
1) ВаС12; 2)КОН; 3) H2SO4; + 4) Н2О.
4. При растворениинитрата калия температура смеси понижается, следовательно, процесс растворениясопровождается
эндо-эффектом + 3)нулевым тепловым эффектом
экзо-эффектом 4)не знаю
5. Скорость реакции 2А ®… выше в том случае, гдеконцентрация А, равная вначале 0,3 моль/л, через 40 с составит
0,01 моль/л + 3)0,03 моль/л
0,02 моль/л 4)0,04 моль/л
6. Скорости реакции А + В® D выше в том случае, где через 30 с масса (в граммах) продуктаравна
1) 11 2)23 3) 47 4) 62 +
Cxbnfnm!!!7 – 9. При взаимодействии Н2с Сl2, Вr2 и I2 в сосудах одинакового объема через 27 с образуется
7. по 0,04 моль продукта
8. по 25 г продукта
9. 18,25 г НС1, 40,5 г НВr и 64 г HI следовательно, скорость реакции
выше для I2 3) одинакова (7+ 8+ 9+)
выше для С12 4)выше для Вг2
10. Скорость реакции
Fe + Н2SO4(разб.) ® FeSO4 + Н2 будет наибольшей при использовании
порошка Fe, 15% -го раствора H2SO4
стружек Fe, 1,5%-го раствора H2SO4
порошка Fe, 1,5 % -го раствора H2SO4
стружек Fe, 15% -го раствора H2SO4 +
11. Скорость реакции стемпературным коэффициентом 2 при 10 °С равна 2 моль/(л • с), а ее численноезначение при 30 °С составит 1) 2 2) 4 3) 6 4) 8 +
12. Для увеличения скоростиреакции в 64 раза (температурный коэффициент 4) необходимо повысить температуруна 1) 10°С 2) 20°С 3) 30°С + 4) 40°С
13. При одновременномповышении давления и охлаждении смещение равновесия в гомогенной реакции N2 + 3Н2 Û 2NH3 + Q будет однонаправленным 1) влево 2) вправо + 3) не будет 4)не знаю
14. При одновременномпонижении давления и температуры в гомогенной реакции С(т) + 2N2O Û СО2 + 2N2 + Q выход продуктов
увеличится + 3) неизменится
уменьшится 4)не знаю
15. Катализатор AlCl3 увеличивает скорость:
1) любой химическойреакции между органическими веществами;
2) некоторых реакциймежду органическими веществами; +
3) любой химическойреакции между неорганическими веществами;
4) некоторых химическихреакций между неорганическими веществами.
16. Во сколько разизменится скорость реакции 2А + В = 2С, если концентрацию вещества А уменьшитьв 2 раза:
1) увеличится в 4 раза;
2) уменьшиться в 2 раза;
3) уменьшится в 4 раза; +
4) увеличится в 2 раза.
17. С наименьшейскоростью при комнатной температуре протекает взаимодействие между:
1) цинком и разбавленнойсерной кислотой;
2) магнием и разбавленнойсерной кислотой;
3) железом и кислородом; +
4) раствором карбонатанатрия и соляной кислотой. [13 – 15]
/>/>/>3.4 Решение производственных задач />/>по теме «Химическое равновесие»
Цель. Создание условий для активного,сознательного, творческого применения на практике полученных знаний и умений.
Задачи. Выявление качества усвоениятеоретического материала по теме «Химическая кинетика». Создание условий дляприменения учащимися ранее полученных знаний в новой ситуации. Расширениекругозора учащихся.
ХОД УРОКА
/>/>Организационныймомент.
Постановка цели урока.
Формулировка темы
Учитель. Здравствуйте, ребята! Рада васприветствовать сегодня на уроке. Hа предыдущих занятиях мы с вами изучализаконы химической кинетики – одного из важнейших разделов химии. Напомните мне,пожалуйста, что же изучает химическая кинетика?
(Ответ.Скорость химической реакции.)
Где на практике могутбыть вами использованы знания законов химической кинетики?
(Ответ. Знание законов химической кинетики позволяетпредсказать время прохождения той или иной реакции.)
Если реакция обратимая,можем ли мы с вами повлиять на выход продукта, увеличив или уменьшив его?
(Ответ.Да.)
Знание какого закона илипринципа позволит нам это сделать?
(Ответ.Прицип Ле Шателье.)
Пользуясь этим принципом,мы теоретически можем предсказать, в какую сторону сместится равновесие приизменении того или иного условия проведения реакции. А как вы думаете, наконкретном производстве достаточно ли будет только теоретических прогнозов, неподкрепленных расчетами?
(Ответ. Hет. Необходимо более точно знатьвремя прохождения реакции и предполагаемый выход продукта.)
Хорошо. Чтобы бытьграмотными специалистами, нам необходимо с вами этому научиться. И тема нашегоурока – «Химическоеравновесие. Решение производственных задач».
/>/>Созданиепроблемной ситуации
Учитель. Представим себе, что мы – расчетнаялаборатория химической кинетики. В нашу лабораторию поступил запрос отруководства завода «Хлорин» по производству хлора. Обратите внимание на запрос (на столах перед каждым учеником).
В расчетную лабораториюхимической кинетики от руководства химического завода по производству хлора.
/>ЗАПРОС
Для производства хлора назаводе используется метод Дикона, заключающийся в окислении хлороводородакислородом воздуха:
/>
В настоящее время привысокой температуре и умеренном давлении равновесие в реакционной системеустанавливается при следующих концентрациях реагирующих веществ: [HCl] = 0,2моль/л, [O2] = 0,3 моль/л, [H2O] = 0,1 моль/л, [Cl2]= 0,1 моль/л.
1. Дайте полнуюхарактеристику этой реакции.
2. Оцените эффективностьпроизводства хлора при данных условиях.
3. Определите, какиевнешние факторы необходимо изменить, чтобы увеличить выход хлора (ответобоснуйте теоретически).
4. Производственныемощности позволяют:
а) увеличить общеедавление в системе в 3 раза;
б) повысить температуру всистеме на 20 градусов, если температурные коэффициенты прямой и обратнойреакций равны 2,9 и 3,7 соответственно.
Определите, приведут лиданные изменения внешних факторов к увеличению выхода хлора. Ответ подтвердитерасчетами.
/>
Области применения хлора
Немного поясню ситуацию:на этот завод пришел новый коммерческий директор. Он изучил условияпроизводства, подсчитал затраты на энергоресурсы и пришел к выводу онеэффективности производства. Поэтому руководство завода обратилось к нам спросьбой подтвердить правильность вывода о неэффективности производства при данныхусловиях расчетами и предложить способы увеличения выхода продукта. Прочитайте,пожалуйста, текст запроса. Наша задача – составить полный отчет по данномузапросу, подтвердив все предположения расчетами.
/>/>Решениепроизводственной задачи
Учитель. Начнем с характеристики реакции. Втетради делаем записи.
1.Характеристика реакции.
Запишем уравнение даннойреакции и по известному нам плану охарактеризуем ее. (План на столе перед каждым учеником– приложение 2. Ребята составляют характеристику реакции в тетради.)
Ответ:
А. Это реакция неполного окисленияхлороводорода.
Б. Это окислительно-восстановительнаяреакция. Ион хлора – восстановитель, кислород – окислитель.
В. Это гомогенная реакция, т.к. всеучаствующие в ней вещества – газы.
Г. Это обратимая реакция. Формула длярасчета константы равновесия имеет вид:
Кр = />.
Д. Реакция экзотермическая.
Е. Реакция каталитическая (катализаторы– хлорид меди(II) и хлорид железа(III).)
Мы ответили на первыйпункт запроса. Переходим к следующему пункту запроса.
2. Оценкаэффективности производства.
Давайте подумаем, какойфактор позволит нам оценить эффективность производства.
(Ответ.Константа равновесия.)
Как константа равновесиясвязана с эффективностью производства?
(Ответ.Чем выше значениеконстанты равновесия, тем выше содержание в реакционной смеси продуктовреакции, тем эффективнее производство.)
Нам нужно рассчитатьконстанту равновесия. Формула для расчета нами уже составлена, воспользуемся ею(один ученик рассчитываетконстанту у доски):
Кр = />= 0,2083.
Вывод (формулируют учащиеся). Посколькузначение константы равновесия меньше 1, значит, производство малоэффективно.(Учащиеся записывают в тетрадь.)
Учитель. Итак, вывод нового коммерческогодиректора оказался верным – производственные затраты не окупаются вследствиемалого выхода продукта реакции. Переходим к следующему пункту запроса.
3. Факторы,влияющие на повышение эффективности производства.
Данная реакция обратимая.Какие факторы влияют на смещение равновесия?
(Ответ.Температура, давление, концентрации исходных веществ и продуктов реакции.)
Подумайте, в какуюсторону нужно сместить равновесие реакции, чтобы повысить эффективностьпроизводства, и как нужно изменить перечисленные факторы, чтобы равновесиереакции сместилось в нужную нам сторону.
(Ответ.Поскольку необходимый нам продукт реакции – хлор – образуется в результатепрямой реакции, значит, равновесие нужно сместить вправо. Тогда повыситсяэффективность производства. Для этого:
а) давление необходимоповысить (прямая реакция идет с уменьшением давления);
б) температуру понизить (прямаяреакция – экзотермическая);
в) концентрации исходныхвеществ увеличить;
г) концентрации продуктовреакции уменьшить (например, осушить при помощи серной кислоты).)
Переходим к четвертомупункту запроса.
Расчетнаячасть.
Химическое равновесиехарактеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакций. Если изменитьодно из внешних условий (давление или температуру), происходит смещениеравновесия. Следовательно, нарушается равенство скоростей прямой и обратнойреакций. Наша задача – расчетами доказать нарушение этого равенства. Рассмотримсначала воздействие давления на смещение равновесия. Какой закон химическойкинетики определяет зависимость скорости химической реакции от давления?
(Ответ.Поскольку давление находится в прямо пропорциональной зависимости отконцентрации реагирующих веществ, то для расчетов можно применить закондействующих масс.) (Учащиеся дают формулировку закона.)
Давайте запишем выражениезакона действующих масс для прямой и обратной реакций для начальных условий ипосле изменения давления.
Страничку тетрадиучащиеся делят пополам на две колонки: в первой колонке производят расчеты дляпрямой реакции, во второй – для обратной.Прямая реакция Обратная реакция
/>пр = kпр•[HCl]4•[O2]
/>обр = kобр•[H2O]2•[Cl2]2
/>пр1 = kпр•34•[HCl]4•3[O2]
/>обр1 = kобр•32•[H2O]2•32•[Cl2]2
/>пр1 = kпр•243•[HCl]4•[O2]
/>обр1 = kобр•81•[H2O]2•[Cl2]2
Учитель. Проверяем результаты расчетов иделаем вывод.
Один ученик записываетрезультаты расчетов на доске и формулирует вывод, который все остальные записываютв тетрадь.
Вывод. В результате увеличения давления втри раза скорость прямой реакции будет превосходить скорость обратной реакции втри раза, что приведет к смещению равновесия вправо и увеличению выходапродукта реакции.
Учитель. Производственные мощности заводапозволяют увеличить температуру на 20 градусов. Используя принцип Ле Шателье,ответьте, пожалуйста, приведет ли это к увеличению выхода продукта.
(Ответ.Hет, т.к. прямая реакция – экзотермическая и увеличение температуры приведет кее замедлению.)
Давайте проверим эторасчетами. Какое правило нам поможет в этом?
(Ответ.Правило Вант-Гоффа.)
Учащиеся формулируютправило. Один ученик записывает на доске его выражение и рассчитывает изменениескорости для прямой и обратной реакций после повышения температуры на 20градусов:
uпр1/uпр = 2,92 = 8,41,
uобр1/uобр = 3,72 = 13,69.
Учащиеся формулируютвывод и записывают его в тетрадь.
Вывод. Повышение температуры на 20 градусовна данном производстве нецелесообразно, т.к. приводит к снижению выходапродукта (после повышения температуры скорость обратной реакции превышаетскорость прямой реакции в 1,6 раза).
/>/>/>Подведение итогов урока
Учитель. Ребята, на уроке мы с вами составилиответ на запрос химического производства. Подумайте, знания каких законов помоглинам это сделать.
(Ответ.Принцип Ле Шателье, закон действующих масс, правило Вант-Гоффа.) Каков жеглавный итог нашего урока? Чему вы научились?
(Ответ.Научились применять полученные ранее знания на практике. Узнали, что изученныенами законы химической кинетики применимы на конкретных химическихпроизводствах и позволяют оценить эффективность производства.)
Домашнеезадание.Выполнить задания 1–4, приведенные ниже.
/>Задание 1
Реакция
2NO + Cl2/>2NOCl + 73,3кДж
протекает с выделениемтеплоты.
Определите, в сторонукакой реакции сместится равновесие, если общее давление в системе понизить в 4раза и одновременно повысить температуру на 40 градусов (температурныекоэффициенты прямой и обратной реакций равны 2 и 5 соответственно).
/>Задание 2
Реакция между газамипротекает по уравнению:
4А + В />2С + 2D + Q.
В какую сторону сместитсяравновесие этой реакции, если давление увеличить в 3 раза и одновременноповысить температуру на 20 градусов? Температурные коэффициенты прямой иобратной реакций равны 2,9 и 3,7 соответственно.
/>Задание 3
Сместится ли равновесиеобратимой газофазной реакции
А + В />2С – Q
при понижении давления в2 раза и одновременном понижении температуры на 25 градусов, если температурныекоэффициенты прямой и обратной реакций соответственно равны 3,0 и 2,1?
/>Задание 4
При состоянии равновесиясистемы
N2 + 3H2/>2NH3
концентрации реагирующихвеществ были следующими (моль/л):
[N2] = 0,3, [H2]= 0,9, [NH3] = 0,4.
Рассчитайте, какизменятся скорости прямой и обратной реакций, если давление в системе увеличитьв 5 раз. В каком направлении сместится равновесие? [5, 16]
/>/>Заключение
Анализ результатовпроведенной работы приводит к следующим выводам:
Закономерности протеканияхимических реакций, в том числе и обратимых, используются почти везде,например, в промышленности;
Естественно, на этихпроизводствах образуются отходы, которые загрязняют окружающую среду;
Рациональное сочетаниеусловий протекания реакций (в абсолюте – создание замкнутых, циклическихпроцессов) приводит к сокращению выбросов в окружающую среду.
Можно привести множествопримеров использования основных закономерностей протекания химических реакций впроизводствах. В узких рамках школьной программы отражены лишь 1 – 2 конкретныхпримера, хотя, на мой взгляд, изучение химии с прикладных позиций поможетпривить ученикам устойчивый интерес к овладению данной дисциплиной.
/>/>/>/>Литература
1. О. В.Байдалина. О прикладном аспекте химических знании // Химия в школе, 2005, № 5,с. 45-47.
2. Ахметов Н. С.Методика преподавания темы «Закономерности протекания химических реакций» //Химия в школе. 2002, № 3, с. 15 – 18.
3. Ахметов Н. С.Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1998 г.
4. Рудзитис Г. Е.,Фельдман Р. Г. Учебник для 8 класса средней школы. М.: Просвещение, 1992.
5. Материалы сайта www.1september.ru
6. О. С. Габриелян,Н. П. Воскобойникова, А. В. Ящукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс.М.: Дрофа, 2003 г.
7. Малинин К. М.Технология серной кислоты и серы. М., Л., 1994.
8. Васильев Б. Г.,Отвагина М. И. Технология серной кислоты. М., 1985.
9. Отвагина М. И.,Явор В. И., Сретенская Н. С., Шарифов М. Ю. Промышленность минеральныхудобрений и серной кислоты. М., НИИТЭХИМ. 1972. Выпуск № 4.
10. Резницкий И. Г.Возможности использования нитрозного способа для переработки газов автогенныхпроцессов на серную кислоту / Цветные металлы. 1991. № 4.
11. Березина Л. Т.,Борисова С. И. Утилизация фосфогипсов — важнейшая экологическая проблема //Химическая промышленность. 1999 г. № 12.
12. Громов А. П.Экологические аспекты производства серной кислоты // Экология и промышленностьРоссии. 2001, № 12.
13. Лидин Р. А.Химия: Руководство к экзаменам / Р. А. Лидин, В. Б. Маргулис. – М.: ОООИздательство «АСТ»: ООО «Издательство Астрель», 2003. с. 64 – 70.
14. Единыйгосударственный экзамен 2002: Контрольные измерительные материалы: Химия / А.А. Каверина, Д. Ю. Добротин, М. Г. Снастина и др.; М.: Просвещение, 2002. – с.39 – 51.
15. Химия: Большойсправочник для школьников и поступающих в вузы / Е. А. Алферова, Н. С. Ахметов,Н. В. Богомолова и др. М.: Дрофа, 1999. с. 430-438
16. Р. П. Суровцева,С. В. Сафронов. Задания для самостоятельной работы по химии. М.: Просвещение, 1993 г.