Курсова робота
За темою
«Прикладні аспекти теми« Швидкість хімічної реакції і каталіз »на уроках хімії в середній школі»
Зміст
Введення
Глава 1. Стан досліджуваного питання в сучасній російській школі
1.1. Урок № 1 «Закономірності перебігу хімічних реакцій»
1.1.1. Швидкість хімічної реакції
1.1.2. Термохімічні рівняння
1.1.3. Хімічна рівновага
1.2. Практична робота «Дія каталізаторів»
1.3. Практична робота «Вплив умов на швидкість хімічних реакцій»
1.4. Практична робота «Хімічна рівновага та умови його зсуву»
Глава 2. Прикладні аспекти викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій»
2.1. Вступна частина (застосування і основні відомості)
2.2. Вихідна сировина
2.3. Характеристика цільового продукту
2.4. Хімічна схема процесу
Глава 3. Тести та задачі прикладного характеру
3.1. Тести типу «А»
3.2. Тести типу «В»
3.3. Тести типу «С»
3.4. Рішення виробничих завдань по темі «Хімічна рівновага»
Висновок
Література
Введення
У сучасних умовах однією з найактуальніших проблем методики викладання хімії в школі стає забезпечення практичної орієнтованості предметного знання. Це означає необхідність виявлення тісному взаємозв'язку між досліджуваними теоретичними положеннями та практикою життя, демонстрації прикладного характеру хімічних знань.
Для того щоб зберегти пізнавальний інтерес учнів, потрібно переконати їх у дієвості хімічних знань, сформувати особисту потребу в оволодінні навчальним матеріалом. Цьому можуть сприяти спеціально складені завдання, які крім власне контролюючих питань містять інформацію прикладного характеру, корисну в побуті. [1]
У зв'язку з цим досить актуальним є тема даної курсової роботи - вивчення прикладних аспектів теми «Швидкість хімічної реакції і каталіз» на уроках хімії в середній школі.
Глава 1. Стан досліджуваного питання в сучасній російській школі
Для усвідомленого розуміння хімічних процесів величезне значення має уявлення про хімічну кінетику і рівновазі. Ці питання завжди були найбільш складними не лише для учнів, а й для вчителів. Навчальний матеріал теми поділений на 6 уроків, оскільки давно відомо, що на одному уроці не можна ознайомити учнів більш ніж з двома поняттями.
План вивчення теми
1. Швидкість хімічних реакцій.
2. Залежність швидкості реакції від зовнішніх факторів.
3. Вплив температури на швидкість реакції.
4. Каталіз.
5-6. Хімічна рівновага і його зсув.
Викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій. Швидкість хімічної реакції і каталіз »починається з 9 класу, першого півріччя. При вивченні цієї теми користуються підручником хімії під редакцією Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман, також підручником за 8 - 9 клас під редакцією М. С. Ахметова. Дидактичним матеріалом служить книга з хімії для 8 - 9 класів під редакцією А. М. Радецького, В. П. Горшкова; використовуються завдання для самостійної роботи з хімії за 9 клас під редакцією Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; використовується збірник задач з хімії для середньої школи і для вступників до вузів під редакцією Г. П. Хомченко, І. Г. Хомченко. У 9 класі на вивчення закономірностей протікання хімічних реакції відводиться 6 год [3, 4].
1.1 Урок № 1 «Закономірності перебігу хімічних реакцій й»
Знати: енергетику хімічних перетворень; закон Гесса; залежність швидкості хімічної реакції від температури, концентрації, площі зіткнення реагуючих речовин, природи реагуючих речовин, участі каталізаторів та інгібіторів; правило Вант-Гоффа; принцип Ле Шательє; умови усунення хімічної рівноваги.
Вміти: на конкретних прикладів роз'яснювати залежність швидкості хімічних реакцій від різних факторів і зміщення хімічної рівноваги в залежності від умов перебігу реакцій; використовувати поняття швидкості хімічної реакції, теплот утворення і згоряння при вирішенні розрахункових завдань.
Основні поняття: тепловий ефект, термохімічне рівняння, екзотермічні і ендотермічні реакції, ентальпія, енергія активації, теплоти утворення та згоряння речовин, ентропія, хімічна рівновага, реакції оборотні і необоротні, реакції прямі і зворотні, рівноважні концентрації, константа хімічної рівноваги, швидкість хімічної реакції , каталізатор, інгібітор, каталітична реакція [2].
Контрольні питання
1. Від яких факторів залежить швидкість реакції?
2. Що називають швидкістю хімічної реакції?
3. За якими формулами можна розрахувати величину швидкості реакції?
4. Як формулюють закон дії мас?
5. Як читається правило Вант-Гоффа?
6. Чому при підвищенні температури швидкість реакції зростає?
7. Які речовини називають каталізаторами, а які інгібіторами?
8. Що називають кінетичним рівнянням реакції?
9. Що називають енергією активації?
10. Які реакції називають оборотними і які незворотними?
11. Що називають хімічною рівновагою?
12. Що називають константою рівноваги?
13. Що називають зміщенням хімічної рівноваги?
14. Як читається принцип Ле Шательє? 15. Чому будь-яка хімічна реакція супроводжується тепловим ефектом?
16. Які реакції називають екзотермічними, а які ендотермічними?
17. Сформулюйте закон Гесса і наслідки з нього.
1.1.1 Швидкість хімічної реакції
Швидкість хімічної реакції u - фізична величина.
де С 1 - початкова концентрація одного з реагуючих речовин у момент часу t 1, С 2 - концентрація в момент часу t 2, t 1 - початковий час, t 2 - час завершення реакції. Оскільки значення швидкості реакції не може бути негативним, то в разі отримання від'ємного значення беремо його математичний модуль.
Одиниці виміру величин: С - моль / л, t - з (секунда), u - моль / (л • с).
Швидкість хімічної реакції залежить: від природи реагуючих речовин; від концентрації реагентів; від температури; від поверхні зіткнення реагуючих речовин (для гетерогенних систем); від участі каталізатора або інгібітору.
Для реакції А + В = С
u = k [A] • [B],
де k - константа швидкості, [A] - концентрація речовини А, [В] - концентрація речовини В.
Якщо в реакції в окремому зіткненні беруть участь а молекул А і b молекул В, т. е. а А + b В = С, то вираз u = k • [A] а • [B] b називають законом діючих мас. (Показники ступеня а і b часто не рівні стехіометричним коефіцієнтам внаслідок складного механізму реакції.)
При підвищенні температури на кожні 10 ° швидкість реакції зростає в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа):
де u 2 - швидкість реакції при температурі t 2, u 1 - швидкість реакції при температурі t 1, g - температурний коефіцієнт, він приймає значення від 2 до 4. Швидкість реакції обернено пропорційна часу:
Алгоритми за темою «Швидкість хімічної реакції»
Алгоритм 1. Обчислення швидкості хімічної реакції.
Завдання. Обчисліть середню швидкість хімічної реакції, якщо через 20 с від початку реакції концентрація речовин складала 0,05 моль / л, а через 40 с - 0,04 моль / л.
Алгоритм 2. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагентів
Завдання. Як зміниться швидкість хімічної реакції 2СО + О 2
2СО 2, якщо зменшити обсяг газової суміші в 2 рази?
Алгоритм 3. Залежність швидкості реакції від температури
Завдання. У скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції при підвищенні температури від 300 до 350 ° С, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 2?
Завдання для самоконтролю
1. Як зміниться швидкість реакції
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3,
якщо тиск системи збільшити в 5 разів?
Відповідь. Збільшиться в 125 разів.
2. Швидкість реакції при охолодженні від 80 до 60 ° С зменшилася в 4 рази. Знайти температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Відповідь. 2.
3. Реакція при 50 ° С перебігає за 2 хв 15 с. За який час закінчиться ця реакція при t = 70 ° C , Якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3?
Відповідь. 15 с.
1.1.2 Термохімічні рівняння
У термохімічних рівняннях на відміну від хімічних вказується тепловий ефект хімічної реакції і між лівою і правою частинами рівняння прийнято ставити знак рівності (=).
Тепловий ефект Q вимірюється в кілоджоулях (кДж), у разі екзотермічних реакцій він позитивний, а в разі ендотермічних реакцій від'ємний.
Ентальпія (DН) - величина, що характеризує внутрішню енергію речовини, зворотній за знаком тепловим ефектом, має розмірність кДж на міль (кДж / моль).
Дві можливі форми запису термохімічного рівняння:
2Н 2 (р.) + О 2 (м.) = 2Н 2 О (м.) + 483,6 кДж
Н 2 (м.) + 1/2О 2 (р.) = Н 2 О (м.),
= -241,8 КДж / моль.
Закон Гесса: тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумою теплот утворення продуктів реакції та сумою теплот утворення вихідних речовин:
При хімічній реакції теплота виділяється або поглинається. Реакції, що протікають з виділенням теплоти, називаються екзотермічними реакціями, а супроводжуються поглинанням теплоти - ендотермічними.
Ендотермічна і екзотермічні реакції
Алгоритм 4. Обчислення теплового ефекту реакції за відомим термохімічної рівнянню
Завдання. За термохімічної рівнянню
N 2 (м.) + О 2 (м.) = 2NО (м.) - 180,7 кДж
обчисліть, скільки поглинеться теплоти при вступі в реакцію 5,6 л азоту (н. у.).
Алгоритм 5. Складання термохімічного рівняння
Завдання. При спалюванні 3 г магнію виділилося 75,15 кДж теплоти. Складіть термохімічне рівняння реакції горіння магнію.
Алгоритм 6. Обчислення теплоти згоряння речовини
Завдання. За термохімічної рівнянню реакції
2СО (м.) + О 2 (м.) = 2СО 2 (р.) + 566,5 кДж
обчисліть теплоту згоряння оксиду вуглецю (II).
Алгоритм 7. Обчислення теплоти утворення речовини
Завдання. При спалюванні 93 г білого фосфору виділилося 2322 кДж теплоти. Розрахуйте теплоту утворення оксиду фосфору (V).
Алгоритм 8. Обчислення теплового ефекту реакції за законом Гесса
Завдання. Обчисліть тепловий ефект реакції
Fe 2 O 3 + 2Al Al 2 O 3 + 2Fe,
якщо теплота утворення оксиду заліза (III) складає +821,5 кДж / моль, а теплота утворення оксиду алюмінію +1675,7 кДж / моль (теплота освіти простої речовини дорівнює нулю).
Завдання для самоконтролю
1. Складіть термохімічне рівняння реакції розкладу карбонату кальцію, якщо при розкладанні 40 г карбонату кальцію поглинається 70,8 кДж теплоти.
Відповідь. CaCO 3 = CaO + CO 2
- 177 кДж / моль.
2. Скільки теплоти виділиться при повному згорянні 1 м 3 суміші, що складається з 30% (за об'ємом) етилену і 70% ацетилену, якщо при згорянні 1 моль цих речовин виділяється відповідно 1400 і 1305 кДж?
Відповідь. 59 531 кДж.
3. Обчисліть теплоту згоряння ацетилену З 2 Н 2, якщо теплота утворення вуглекислого газу 393,5 кДж / моль, водяної пари - 242 кДж / моль, ацетилену - 226,8 кДж / моль.
Відповідь. 1604,4 кДж.
1.1.3 Хімічна рівновага
Необоротних реакцій немає, будь-який процес, що розглядається як незворотний, може бути перетворений в оборотний (і навпаки). Розкладання карбонату кальцію:
Реакція необоротна, якщо вона здійснюється у відкритій системі (тобто де зі сфери реакції можливо випаровування оксиду вуглецю (IV)). Проте в замкнутій системі процес йде не повністю. Коли в системі встановлюється певний тиск газу, що перешкоджає розкладанню, процес стає оборотним. Для оборотної реакції, записуваної в загальному вигляді:
a A + b B = c C + d D,
швидкість прямої реакції u пр визначається зі співвідношення:
де k 1 - константа швидкості прямої реакції, c A і c B - молярні концентрації речовин А і В. Концентрації речовин А і В зменшуються, і, отже, швидкість прямої реакції знижується. Поява в системі продуктів С і D означає можливість протікання зворотного процесу, швидкість якого u обр математично виражається наступним чином:
У міру накопичення в системі речовин С і D швидкість зворотного процесу безперервно зростає до вирівнювання швидкостей прямої і зворотної реакцій: u пр = u обр. Подібний стан системи називається хімічною рівновагою. Співвідношення між концентраціями при рівновазі виражається формулою:
де K p - константа рівноваги, [A], [B], [C], [D] - рівноважні концентрації речовин. Величина константи хімічної рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і від температури. Якщо K p> 1, то u пр> u обр, якщо K p <1, то u пр <u обр. Зміщення рівноваги в залежності від зміни умов визначається універсальним принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, впливати, що виражається у зміні концентрації, температури або тиску, то рівновага зміщується в напрямку, що сприяє ослабленню цього впливу.
Приклад 1. Чому лакмус (HInd) в кислому середовищі (надлишок H 3 O +) - червоний, а в лужному (надлишок гідратованого ОН -, рН> 7) - синій?
Рішення
Рівняння дисоціації індикатора можна представити у вигляді:
HInd
Н + + Ind -.
У стані хімічної рівноваги:
1) При надлишку в розчині гідратованого Н + (кисле середовище, рН <7) Кр <1. Хімічна рівновага зсувається в бік зворотної реакції, тобто в розчині накопичуються недиссоциированной молекули індикатора червоного кольору.
2) Надлишок ВІН - (лужне середовище, рН> 7) нейтралізує іони гідроксонію, тобто зменшує їх концентрацію, що зрушує рівновагу вправо (К р> 1), в бік накопичення гідратованих аніонів індикатора синього кольору Ind -.
Приклад 2. Вивести математичний вираз Кр для реакції:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q.
Використовуючи чисельне значення Кр і принцип Ле Шательє, пояснити, як можна передбачити зрушення рівноваги вправо.
Рішення
Змістити рівновагу вправо можна за допомогою таких впливів.
1) Збільшити концентрацію реагуючих речовин. Такий вплив можна описати нерівністю:
Число молекул SO 2 і O 2 в одиниці об'єму збільшується, зіткнення між ними стають частіше і концентрація SO 3 теж зростає.
2) Зменшити концентрацію продукту реакції. При зменшенні концентрації (відведення) SO 3 результат подібний до попереднього. Нові порції вихідних речовин будуть реагувати для компенсації видаляється продукту.
3) Знизити температуру. Пряма реакція - екзотермічна, тому для зсуву рівноваги вправо систему слід охолоджувати. Втрачене тепло буде поповнюватися внаслідок посилення прямої реакції. (Навпаки, підвищення температури викликає зрушення рівноваги вліво.)
4) Підвищити тиск. Вихідні речовини - газоподібні, продукт - рідка речовина (у вигляді пари). Пряма реакція йде з зменшенням обсягу, отже, збільшуючи тиск, ми зміщуємо рівновагу вправо, а зменшуючи - вліво. Якщо б реакція йшла без зміни обсягу, то зміна тиску не впливало б на рівновагу.
5) Використання каталізатора не викликає зміщення рівноваги. Каталізатор, помітно впливає на швидкість хімічної реакції, так само прискорює обидві реакції - пряму і зворотну.
Алгоритм 9. Використання принципу Ле Шательє
Завдання. За певних умов реакція хлороводню з киснем є оборотною:
4НСl (м.) + O 2 (м.) 2Сl 2 (р.) + Н 2 O (м.), DH = -116,4 кДж.
Який вплив на рівноважний стан системи подадуть:
а) збільшення тиску;
б) підвищення температури;
в) збільшення концентрації кисню;
г) введення каталізатора?
Алгоритм 10. Обчислення константи рівноваги реакції
Завдання. Обчисліть константу рівноваги для реакції
СО 2 + Н 2 СО + Н 2 О,
якщо рівноважна концентрація вуглекислого газу дорівнює 0,02 моль / л, водню - 0,005 моль / л, а чадного газу та води - по 0,01 моль / л.
Алгоритм 11. Обчислення вихідних концентрацій речовин
Завдання. Оборотна реакція виражається рівнянням
2SO 2 + O 2 2SO 3.
Відомі рівноважні концентрації: для оксиду сірки (IV) - 0,0002 моль / л, для кисню - 0,004 моль / л, для оксиду сірки (VI) - 0,003 моль / л. Знайдіть вихідні концентрації кисню і сірчистого газу.
Завдання для самоконтролю
1. Рівняння реакції
Н 2 + I 2 2HI.
Дано рівноважні концентрації: водню - 0,004 моль / л, йоду - 0,25 моль / л, йодоводорода - 0,08 моль / л. Обчислити вихідні концентрації водню та йоду і константу рівноваги.
Відповідь. [H 2] = 0,044 моль / л, [I 2] = 0,29 моль / л, К = 6,4.
2. Як зміниться тиск до моменту настання рівноваги в реакції N 2 + 3Н 2 За темою
«Прикладні аспекти теми« Швидкість хімічної реакції і каталіз »на уроках хімії в середній школі»
Зміст
Введення
Глава 1. Стан досліджуваного питання в сучасній російській школі
1.1. Урок № 1 «Закономірності перебігу хімічних реакцій»
1.1.1. Швидкість хімічної реакції
1.1.2. Термохімічні рівняння
1.1.3. Хімічна рівновага
1.2. Практична робота «Дія каталізаторів»
1.3. Практична робота «Вплив умов на швидкість хімічних реакцій»
1.4. Практична робота «Хімічна рівновага та умови його зсуву»
Глава 2. Прикладні аспекти викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій»
2.1. Вступна частина (застосування і основні відомості)
2.2. Вихідна сировина
2.3. Характеристика цільового продукту
2.4. Хімічна схема процесу
Глава 3. Тести та задачі прикладного характеру
3.1. Тести типу «А»
3.2. Тести типу «В»
3.3. Тести типу «С»
3.4. Рішення виробничих завдань по темі «Хімічна рівновага»
Висновок
Література
Введення
У сучасних умовах однією з найактуальніших проблем методики викладання хімії в школі стає забезпечення практичної орієнтованості предметного знання. Це означає необхідність виявлення тісному взаємозв'язку між досліджуваними теоретичними положеннями та практикою життя, демонстрації прикладного характеру хімічних знань.
Для того щоб зберегти пізнавальний інтерес учнів, потрібно переконати їх у дієвості хімічних знань, сформувати особисту потребу в оволодінні навчальним матеріалом. Цьому можуть сприяти спеціально складені завдання, які крім власне контролюючих питань містять інформацію прикладного характеру, корисну в побуті. [1]
У зв'язку з цим досить актуальним є тема даної курсової роботи - вивчення прикладних аспектів теми «Швидкість хімічної реакції і каталіз» на уроках хімії в середній школі.
Глава 1. Стан досліджуваного питання в сучасній російській школі
Для усвідомленого розуміння хімічних процесів величезне значення має уявлення про хімічну кінетику і рівновазі. Ці питання завжди були найбільш складними не лише для учнів, а й для вчителів. Навчальний матеріал теми поділений на 6 уроків, оскільки давно відомо, що на одному уроці не можна ознайомити учнів більш ніж з двома поняттями.
План вивчення теми
1. Швидкість хімічних реакцій.
2. Залежність швидкості реакції від зовнішніх факторів.
3. Вплив температури на швидкість реакції.
4. Каталіз.
5-6. Хімічна рівновага і його зсув.
Викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій. Швидкість хімічної реакції і каталіз »починається з 9 класу, першого півріччя. При вивченні цієї теми користуються підручником хімії під редакцією Г. Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман, також підручником за 8 - 9 клас під редакцією М. С. Ахметова. Дидактичним матеріалом служить книга з хімії для 8 - 9 класів під редакцією А. М. Радецького, В. П. Горшкова; використовуються завдання для самостійної роботи з хімії за 9 клас під редакцією Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; використовується збірник задач з хімії для середньої школи і для вступників до вузів під редакцією Г. П. Хомченко, І. Г. Хомченко. У 9 класі на вивчення закономірностей протікання хімічних реакції відводиться 6 год [3, 4].
1.1 Урок № 1 «Закономірності перебігу хімічних реакцій й»
Знати: енергетику хімічних перетворень; закон Гесса; залежність швидкості хімічної реакції від температури, концентрації, площі зіткнення реагуючих речовин, природи реагуючих речовин, участі каталізаторів та інгібіторів; правило Вант-Гоффа; принцип Ле Шательє; умови усунення хімічної рівноваги.
Вміти: на конкретних прикладів роз'яснювати залежність швидкості хімічних реакцій від різних факторів і зміщення хімічної рівноваги в залежності від умов перебігу реакцій; використовувати поняття швидкості хімічної реакції, теплот утворення і згоряння при вирішенні розрахункових завдань.
Основні поняття: тепловий ефект, термохімічне рівняння, екзотермічні і ендотермічні реакції, ентальпія, енергія активації, теплоти утворення та згоряння речовин, ентропія, хімічна рівновага, реакції оборотні і необоротні, реакції прямі і зворотні, рівноважні концентрації, константа хімічної рівноваги, швидкість хімічної реакції , каталізатор, інгібітор, каталітична реакція [2].
Контрольні питання
1. Від яких факторів залежить швидкість реакції?
2. Що називають швидкістю хімічної реакції?
3. За якими формулами можна розрахувати величину швидкості реакції?
4. Як формулюють закон дії мас?
5. Як читається правило Вант-Гоффа?
6. Чому при підвищенні температури швидкість реакції зростає?
7. Які речовини називають каталізаторами, а які інгібіторами?
8. Що називають кінетичним рівнянням реакції?
9. Що називають енергією активації?
10. Які реакції називають оборотними і які незворотними?
11. Що називають хімічною рівновагою?
12. Що називають константою рівноваги?
13. Що називають зміщенням хімічної рівноваги?
14. Як читається принцип Ле Шательє? 15. Чому будь-яка хімічна реакція супроводжується тепловим ефектом?
16. Які реакції називають екзотермічними, а які ендотермічними?
17. Сформулюйте закон Гесса і наслідки з нього.
1.1.1 Швидкість хімічної реакції
Швидкість хімічної реакції u - фізична величина.
де С 1 - початкова концентрація одного з реагуючих речовин у момент часу t 1, С 2 - концентрація в момент часу t 2, t 1 - початковий час, t 2 - час завершення реакції. Оскільки значення швидкості реакції не може бути негативним, то в разі отримання від'ємного значення беремо його математичний модуль.
Одиниці виміру величин: С - моль / л, t - з (секунда), u - моль / (л • с).
Швидкість хімічної реакції залежить: від природи реагуючих речовин; від концентрації реагентів; від температури; від поверхні зіткнення реагуючих речовин (для гетерогенних систем); від участі каталізатора або інгібітору.
Для реакції А + В = С
u = k [A] • [B],
де k - константа швидкості, [A] - концентрація речовини А, [В] - концентрація речовини В.
Якщо в реакції в окремому зіткненні беруть участь а молекул А і b молекул В, т. е. а А + b В = С, то вираз u = k • [A] а • [B] b називають законом діючих мас. (Показники ступеня а і b часто не рівні стехіометричним коефіцієнтам внаслідок складного механізму реакції.)
При підвищенні температури на кожні 10 ° швидкість реакції зростає в 2-4 рази (правило Вант-Гоффа):
де u 2 - швидкість реакції при температурі t 2, u 1 - швидкість реакції при температурі t 1, g - температурний коефіцієнт, він приймає значення від 2 до 4. Швидкість реакції обернено пропорційна часу:
Алгоритми за темою «Швидкість хімічної реакції»
Алгоритм 1. Обчислення швидкості хімічної реакції.
Завдання. Обчисліть середню швидкість хімічної реакції, якщо через 20 с від початку реакції концентрація речовин складала 0,05 моль / л, а через 40 с - 0,04 моль / л.
Алгоритм 2. Залежність швидкості хімічної реакції від концентрації реагентів
Завдання. Як зміниться швидкість хімічної реакції 2СО + О 2
Алгоритм 3. Залежність швидкості реакції від температури
Завдання. У скільки разів збільшиться швидкість хімічної реакції при підвищенні температури від 300 до 350 ° С, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 2?
Завдання для самоконтролю
1. Як зміниться швидкість реакції
2Fe + 3Cl 2
якщо тиск системи збільшити в 5 разів?
Відповідь. Збільшиться в 125 разів.
2. Швидкість реакції при охолодженні від 80 до 60 ° С зменшилася в 4 рази. Знайти температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Відповідь. 2.
3. Реакція при 50 ° С перебігає за 2 хв 15 с. За який час закінчиться ця реакція при t =
Відповідь. 15 с.
1.1.2 Термохімічні рівняння
У термохімічних рівняннях на відміну від хімічних вказується тепловий ефект хімічної реакції і між лівою і правою частинами рівняння прийнято ставити знак рівності (=).
Тепловий ефект Q вимірюється в кілоджоулях (кДж), у разі екзотермічних реакцій він позитивний, а в разі ендотермічних реакцій від'ємний.
Ентальпія (DН) - величина, що характеризує внутрішню енергію речовини, зворотній за знаком тепловим ефектом, має розмірність кДж на міль (кДж / моль).
Дві можливі форми запису термохімічного рівняння:
2Н 2 (р.) + О 2 (м.) = 2Н 2 О (м.) + 483,6 кДж
Н 2 (м.) + 1/2О 2 (р.) = Н 2 О (м.),
Закон Гесса: тепловий ефект реакції дорівнює різниці між сумою теплот утворення продуктів реакції та сумою теплот утворення вихідних речовин:
При хімічній реакції теплота виділяється або поглинається. Реакції, що протікають з виділенням теплоти, називаються екзотермічними реакціями, а супроводжуються поглинанням теплоти - ендотермічними.
Ендотермічна і екзотермічні реакції
Алгоритм 4. Обчислення теплового ефекту реакції за відомим термохімічної рівнянню
Завдання. За термохімічної рівнянню
N 2 (м.) + О 2 (м.) = 2NО (м.) - 180,7 кДж
обчисліть, скільки поглинеться теплоти при вступі в реакцію
Алгоритм 5. Складання термохімічного рівняння
Завдання. При спалюванні
Алгоритм 6. Обчислення теплоти згоряння речовини
Завдання. За термохімічної рівнянню реакції
2СО (м.) + О 2 (м.) = 2СО 2 (р.) + 566,5 кДж
обчисліть теплоту згоряння оксиду вуглецю (II).
Алгоритм 7. Обчислення теплоти утворення речовини
Завдання. При спалюванні
Алгоритм 8. Обчислення теплового ефекту реакції за законом Гесса
Завдання. Обчисліть тепловий ефект реакції
Fe 2 O 3 + 2Al
якщо теплота утворення оксиду заліза (III) складає +821,5 кДж / моль, а теплота утворення оксиду алюмінію +1675,7 кДж / моль (теплота освіти простої речовини дорівнює нулю).
Завдання для самоконтролю
1. Складіть термохімічне рівняння реакції розкладу карбонату кальцію, якщо при розкладанні
Відповідь. CaCO 3 = CaO + CO 2
2. Скільки теплоти виділиться при повному згорянні
Відповідь. 59 531 кДж.
3. Обчисліть теплоту згоряння ацетилену З 2 Н 2, якщо теплота утворення вуглекислого газу 393,5 кДж / моль, водяної пари - 242 кДж / моль, ацетилену - 226,8 кДж / моль.
Відповідь. 1604,4 кДж.
1.1.3 Хімічна рівновага
Необоротних реакцій немає, будь-який процес, що розглядається як незворотний, може бути перетворений в оборотний (і навпаки). Розкладання карбонату кальцію:
Реакція необоротна, якщо вона здійснюється у відкритій системі (тобто де зі сфери реакції можливо випаровування оксиду вуглецю (IV)). Проте в замкнутій системі процес йде не повністю. Коли в системі встановлюється певний тиск газу, що перешкоджає розкладанню, процес стає оборотним. Для оборотної реакції, записуваної в загальному вигляді:
a A + b B = c C + d D,
швидкість прямої реакції u пр визначається зі співвідношення:
де k 1 - константа швидкості прямої реакції, c A і c B - молярні концентрації речовин А і В. Концентрації речовин А і В зменшуються, і, отже, швидкість прямої реакції знижується. Поява в системі продуктів С і D означає можливість протікання зворотного процесу, швидкість якого u обр математично виражається наступним чином:
У міру накопичення в системі речовин С і D швидкість зворотного процесу безперервно зростає до вирівнювання швидкостей прямої і зворотної реакцій: u пр = u обр. Подібний стан системи називається хімічною рівновагою. Співвідношення між концентраціями при рівновазі виражається формулою:
де K p - константа рівноваги, [A], [B], [C], [D] - рівноважні концентрації речовин. Величина константи хімічної рівноваги залежить від природи реагуючих речовин і від температури. Якщо K p> 1, то u пр> u обр, якщо K p <1, то u пр <u обр. Зміщення рівноваги в залежності від зміни умов визначається універсальним принципом Ле Шательє: якщо на систему, що знаходиться в стані хімічної рівноваги, впливати, що виражається у зміні концентрації, температури або тиску, то рівновага зміщується в напрямку, що сприяє ослабленню цього впливу.
Приклад 1. Чому лакмус (HInd) в кислому середовищі (надлишок H 3 O +) - червоний, а в лужному (надлишок гідратованого ОН -, рН> 7) - синій?
Рішення
Рівняння дисоціації індикатора можна представити у вигляді:
HInd
У стані хімічної рівноваги:
1) При надлишку в розчині гідратованого Н + (кисле середовище, рН <7) Кр <1. Хімічна рівновага зсувається в бік зворотної реакції, тобто в розчині накопичуються недиссоциированной молекули індикатора червоного кольору.
2) Надлишок ВІН - (лужне середовище, рН> 7) нейтралізує іони гідроксонію, тобто зменшує їх концентрацію, що зрушує рівновагу вправо (К р> 1), в бік накопичення гідратованих аніонів індикатора синього кольору Ind -.
Приклад 2. Вивести математичний вираз Кр для реакції:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 + Q.
Використовуючи чисельне значення Кр і принцип Ле Шательє, пояснити, як можна передбачити зрушення рівноваги вправо.
Рішення
Змістити рівновагу вправо можна за допомогою таких впливів.
1) Збільшити концентрацію реагуючих речовин. Такий вплив можна описати нерівністю:
Число молекул SO 2 і O 2 в одиниці об'єму збільшується, зіткнення між ними стають частіше і концентрація SO 3 теж зростає.
2) Зменшити концентрацію продукту реакції. При зменшенні концентрації (відведення) SO 3 результат подібний до попереднього. Нові порції вихідних речовин будуть реагувати для компенсації видаляється продукту.
3) Знизити температуру. Пряма реакція - екзотермічна, тому для зсуву рівноваги вправо систему слід охолоджувати. Втрачене тепло буде поповнюватися внаслідок посилення прямої реакції. (Навпаки, підвищення температури викликає зрушення рівноваги вліво.)
4) Підвищити тиск. Вихідні речовини - газоподібні, продукт - рідка речовина (у вигляді пари). Пряма реакція йде з зменшенням обсягу, отже, збільшуючи тиск, ми зміщуємо рівновагу вправо, а зменшуючи - вліво. Якщо б реакція йшла без зміни обсягу, то зміна тиску не впливало б на рівновагу.
5) Використання каталізатора не викликає зміщення рівноваги. Каталізатор, помітно впливає на швидкість хімічної реакції, так само прискорює обидві реакції - пряму і зворотну.
Алгоритм 9. Використання принципу Ле Шательє
Завдання. За певних умов реакція хлороводню з киснем є оборотною:
4НСl (м.) + O 2 (м.)
Який вплив на рівноважний стан системи подадуть:
а) збільшення тиску;
б) підвищення температури;
в) збільшення концентрації кисню;
г) введення каталізатора?
Алгоритм 10. Обчислення константи рівноваги реакції
Завдання. Обчисліть константу рівноваги для реакції
СО 2 + Н 2
якщо рівноважна концентрація вуглекислого газу дорівнює 0,02 моль / л, водню - 0,005 моль / л, а чадного газу та води - по 0,01 моль / л.
Алгоритм 11. Обчислення вихідних концентрацій речовин
Завдання. Оборотна реакція виражається рівнянням
2SO 2 + O 2
Відомі рівноважні концентрації: для оксиду сірки (IV) - 0,0002 моль / л, для кисню - 0,004 моль / л, для оксиду сірки (VI) - 0,003 моль / л. Знайдіть вихідні концентрації кисню і сірчистого газу.
Завдання для самоконтролю
1. Рівняння реакції
Н 2 + I 2
Дано рівноважні концентрації: водню - 0,004 моль / л, йоду - 0,25 моль / л, йодоводорода - 0,08 моль / л. Обчислити вихідні концентрації водню та йоду і константу рівноваги.
Відповідь. [H 2] = 0,044 моль / л, [I 2] = 0,29 моль / л, К = 6,4.
Відповідь. Зменшиться в 1,05 рази.
3. У який бік зміститься рівновага реакцій:
2H 2 S
N 2 O 4
CO + H 2 O (м.)
а) при зниженні температури;
б) при підвищенні тиску?
Відповідь. Зміщення рівноваги в реакціях:
а) при зниженні температури:
2Н 2 S
N 2 O 4
CO + H 2 O (м.)
б) при підвищенні тиску:
2Н 2 S
N 2 O 4
CO + H 2 O (м.)
1.2 Практична робота «Дія каталізаторів»
Мети. Повторити і узагальнити поняття про каталіз, каталізаторах, сутності їх дії в певному середовищі, інгібітори і промоторах.
Обладнання та реактиви. Лучина, спиртівка, сірники, шпатель, скляна паличка, штатив з пробірками, санітарна склянка; розчини пероксиду водню, гідроксиду тетрааммінмеді (II) [Сu (NH 3) 4] (OH) 2, Na 2 SO 3, MnCl 2, CoCl 2, BaCl 2, соляної кислоти (разб.), оксид заліза (III) Fe 2 O 3, ацетон (диметилкетон).
Каталіз - явище збільшення швидкості хімічних реакцій за рахунок присутності певних речовин (каталізаторів).
Каталізатори - речовини, що змінюють швидкість реакції, але самі до кінця процесу залишаються незмінними за складом і масою. Прискорення процесу - каталіз. Схему каталізу можна представити в такому вигляді:
Тут А і В - реагуючі речовини, К - каталізатор, АК - проміжна сполука, АВ - продукт реакції.
Уповільнення процесу - інгібування. Існує два види каталізу - гомогенний і гетерогенний. При гомогенному каталізі реагенти, продукти реакції і каталізатор становлять одну фазу (газову або рідке), поверхня розділу відсутня. Особливий випадок гомогенного каталізу - Автокаталіз (прискорення процесу, одним із продуктів реакції). Наприклад, у кислому середовищі швидкість реакції перманганату калію з сульфитом калію зростає за рахунок утворення іонів Mn 2 +:
Багато реакції в розчинах прискорюються іонами H 3 O + (pH <7) і ОН - (pH> 7): гідроліз крохмалю, омилення ефірів, гідроліз сахарози і ін Іони
Особливість гетерогенного каталізу полягає в тому, що каталізатор (зазвичай тверда речовина) знаходиться в іншому фазовому стані, ніж реагенти і продукти. Реакція на поверхні твердої речовини йде за рахунок координаційних зв'язків з участю електронних пар, що не беруть участь в утворенні зв'язків всередині речовин. У результаті внутрішні зв'язки слабшають, і молекули або руйнуються, або утворюють активні радикали.
Чим краще адсорбуються реагенти на поверхні твердої речовини і чим слабкіший утримуються продукти реакції, тим вище каталітична активність цієї речовини. Не вся поверхня гетерогенного каталізатора проявляє каталітичну активність. Активні центри займають лише частину поверхні.
Застосування каталітичних методів спалювання палива дозволить у два рази підняти коефіцієнт його використання (зараз 0,45) і тим самим вирішити питання забезпечення великої хімії вуглеводною сировиною.
| Порядок роботи | Завдання | Спостереження і висновки |
| У пробірку налити 1-2 мл розчину пероксиду водню і додати приблизно 1 мл заздалегідь приготовленого розчину аміакати міді (II) | Написати рівняння реакції каталітичного розкладу пероксиду водню. Перевірити продукти тліючої лучинкой. Який це вид каталізу? | ... |
| У дві пробірки помістити оксид заліза (III) обсягом з горошину і долити по 4-5 мл соляної кислоти (разб. 1:1). В одну з порцій кислоти попередньо додати 2-3 краплі ацетону. Розчини перемішати скляною паличкою | Чим у даному процесі є диметилкетон? Який вплив він робить на швидкість реакції? Написати відповідне рівняння реакції. Вказати вид каталізу | ... |
| Перевірити дію каталізатора на окислення сульфіту натрію киснем. У три пробірки налити по 2-3 мл розведеного розчину Na 2 SO 3 і в одну з них додати 2-3 краплі розчину MnCl 2, в іншу - розчину CoCl 2. Енергійно перемішати розчини і через 5-6 хв у всі пробірки долити 1-1,5 мл розчину BaCl 2 | Чи є різниця в швидкості реакцій? Зробити висновки про дію каталізаторів на реакцію 2Na 2 SO 3 + O 2 = 2Na 2 SO 4. Скласти електронний баланс процесу | Сульфіт натрію широко використовується як відновник у фотографії (для відновлення AgBr, cкритого зображення), видалення О 2 з води на ТЕС (антикорозійний агент), ... |
Мети. Повторити поняття про швидкість хімічних реакцій і впливають на неї факторах.
Обладнання та реактиви. Тримач для пробірок, спиртівка, сірники, водяна баня, штатив з хімічними пробірками, санітарна склянка; цинк (гранули), залізо (пористе відновлене), HCl (разб., 1:2), залізо (стружки), СН 3 СООН (разб., 1:2), H 2 SO 4 (разб., 1:5), H 2 SO 4 (разб., 1:10) [5].
Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій
| Особливості реакцій | Приклади | Теоретичне обгрунтування |
| Природа реагуючих речовин | Метали (K, Na) з водою реагують з різною швидкістю | Атоми металів K і Na віддають електрони (окислюються) з різною швидкістю, тому що R K> R Na (R - радіус атома) |
| Для гомогенних процесів швидкість хімічної реакції залежить від концентрації реагуючих речовин | Горіння речовини в чистому кисні активніше, ніж у повітрі | Частота зіткнень молекул реагуючих речовин залежить від їх числа в одиниці об'єму, тобто від концентрації |
| Для речовин у твердому стані швидкість реакції прямо пропорційна поверхні зіткнення реагентів | Речовини залізо і сірка в твердому стані реагують досить швидко лише в подрібненому вигляді і при перемішуванні | При подрібненні і перемішуванні збільшується поверхня зіткнення реагуючих речовин |
| При підвищенні температури на кожні 10 ° швидкість реакцій збільшується у 2-4 рази (правило Вант-Гоффа): | З багатьма речовинами кисень починає реагувати з помітною швидкістю вже при звичайній температурі (повільне окислення), а при її підвищенні швидкість збільшується | Для хімічної реакції взаємодіючі молекули повинні бути активні (мати досить енергією). При підвищенні температури частка активних молекул зростає |
| Швидкість хімічної реакції залежить від присутності каталізатора (або інгібітору): A + K AK + В | Розкладання бертолетової солі (KClO 3) і пероксиду водню (H 2 O 2) прискорюється в присутності МnО 2. У присутності інгібіторів соляна кислота стає інертною до металів | У присутності каталізаторів молекули стають реакційноздатними при більш низькій температурі. Реакційна здатність KClО 3 проявляється при 400 ° С, а в присутності МnO 2 - за |
| У дві пробірки покласти по гранулі цинку і долити: у першу - 2 мл розведеної соляної кислоти (1:2), а в другу - 2 мл розведеної оцтової кислоти (1:2) | Враховуючи силу кислот і, отже, різну концентрацію іонів гідроксонію (Н 3 О +) у їх розчинах, пояснити різну швидкість виділення вільного водню (Н 2 | ... .. |
| В одну пробірку насипати трохи порошку заліза, в іншу - стільки ж залізних стружок і в обидві пробірки долити по 2 мл розведеної соляної кислоти (1:2) | Пояснити причину більшої швидкості виділення бульбашок газу при взаємодії кислоти з відновленим залізом (порошком) | ..... |
| У дві пробірки покласти по 2 гранули цинку: в першу - долити 2 мл розведеної сірчаної кислоти (1:5), а в другу - розчин H 2 SO 4 (l: 10) | Що спостерігається? Пояснити велику швидкість взаємодії в одному з дослідів | ..... |
| У дві пробірки покласти по 2 гранули цинку і в обидві долити по 2 мл розведеної сірчаної кислоти (1:10). Одну з пробірок злегка підігріти | Порівняти результати спостережень, пояснити причину різної швидкості хімічної реакції. Яким чином можна збільшити швидкість реакції без нагрівання? | ... .. |
1.4 Практична робота «Хімічна рівновага та умови його зсуву»
Мета. Закріпити поняття про хімічний рівновазі і умови його усунення.
Обладнання та реактиви. Спиртівка, сірники, водяна баня, газовідвідна трубка-капіляр, штатив з пробірками, тримач для пробірок, санітарна склянка; хлорид натрію (р-р) та хлорид натрію (кріст.), карбонат натрію (р-р) та карбонат натрію (кріст.), вапняна вода (Са (ОН) 2), лакмус (pp), метилоранж (р-р), їдкий натр (р-р), H 2 SO 4 (разб.), H 2 SO 4 (конц.).
| Порядок роботи | Завдання | Спостереження і висновки |
| Випробувати розчини лугу та кислоти розчином метилового оранжевого | Пояснити з точки зору принципу Ле Шательє зміна забарвлення індикатора (HInd) в нейтральній, кислої і лужної середовищах. Kакіе фактори і як впливають на зрушення рівноваги? Показати на схемі і в розрахунку відповідно до основного закону хімічної кінетики (закон діючих мас) | ..... |
| З'єднати два однакових приладу відповідно до схеми. У реакторі перший змішати розбавлені водні розчини хлориду натрію і сірчаної кислоти, в реакторі другого-кристалічний хлорид натрію і концентровану сірчану кислоту H 2 SО 4. Газовідвідну трубку в приймачах (збірниках) помістити над водою, підфарбованою лакмусом. Обидві суміші підігріти | Пояснити, чому в першому реакторі немає змін, що характеризують хід хімічної реакції, а в другому такі є. Які вони? Вказати причини зсуву рівноваги, записати рівняння реакцій процесів, що відбуваються | ... .. |
| Використовуючи два прилади, як і в попередньому досвіді, перевірити взаємодію сильно розведеного розчину карбонату натрію з сірчаною кислотою і кристалічної солі з концентрованою H 2 SO 4. B збірка під газовідвідну трубку помістити вапняну воду. Суміші нагріти | Скласти рівняння реакцій, що відбуваються і пояснити різницю в спостережуваних ознаках, причини зсуву рівноваги і збільшення швидкості прямої реакції | ... .. |
| Використовувати схему відповіді, аналогічну розглянутої в попередніх прикладах | Вивести математичний вираз K p для реакції: 2H 2 S + 3О 2 = 2Н 2 О + 2SО 2 + Q. Пояснити на підставі K p і принципу Ле Шательє умови зсуву рівноваги вправо | .... |
Глава 2. Прикладні аспекти викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій»
Прикладні аспекти викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій» на мій погляд зручніше за все розглядати на уроках, які йдуть відразу за розглядом швидкості реакції і хімічної рівноваги, - це виробництво сірчаної кислоти.
2.1 Вступна частина (застосування і основні відомості)
Сірчана кислота - найбільш сильна і найдешевша кислота. Серед мінеральних кислот, вироблених хімічною промисловістю, сірчана кислота за обсягом виробництва і споживання займає перше місце. Сірчана кислота не димить, в концентрованому вигляді не руйнує чорні метали, в той же час є однією з найсильніших кислот, в широкому діапазоні температур (від -40 ... -20 до 260 - 336,5 ° С) знаходиться в рідкому стані. Вона широко використовується у виробництві мінеральних добрив, різних солей і кислот, всіляких органічних продуктів, барвників, димоутворювальною і вибухових речовин і т.д. Сірчана кислота знаходить різноманітне застосування в нафтовій, металургійної, металообробної, текстильної, шкіряної та інших галузях промисловості, використовується як водовідштовхувального і осушує кошти, застосовується в процесах нейтралізації, травлення і т.д. Найбільш важливі області застосування сірчаної кислоти відображені на схемі 1. [6]
В даний час сірчана кислота проводиться двома способами: нітрозні, існуючим більше 200 років, і контактним, освоєним в промисловості в кінці ХІХ і початку ХХ століття. Першою стадією сірчанокислотного виробництва є отримання діоксиду сірки при спалюванні сірчистого сировини. Після очищення SO 2 (особливо в контактному методі) її окислюють до SO 3, який з'єднують з водою з отриманням сірчаної кислоти. Окислення SO 2 в SO 3 в звичайних умовах протікає вкрай повільно. Для прискорення процесу застосовують каталізатори. В даний час контактним методом отримують концентровану сірчану кислоту, олеум і 100% сірчаний ангідрид.
Одночасно зі збільшенням обсягу виробництва сірчаної кислоти розширюється асортимент продукції сірчанокислотних заводів, організовується випуск особливо чистої кислоти, 100% SO 2, високоякісного олеуму і кислоти, а також збільшується виробництво нових продуктів на основі SO 2. Крім того, випускають також більш чисту контактну кислоту, чистий олеум, хімічно чисту і реактивну сірчану кислоту.
Широко застосовується випал колчедану у киплячому шарі і спалювання сірки в циклонічної печі, збільшується використання тепла, що виділяється на різних стадіях виробництва сірчаної кислоти. Підвищується продуктивність баштових сірчанокислотних систем в результаті підтримки оптимального технологічного режиму; інтенсивність баштових систем досягає 250 кг / м 3 на добу. Освоєно контактно-баштовий процес виробництва, при якому витрата HNO 3 становить 6-7 кг на 1 тонну H 2 SO 4.
У контактному методі виробництва сірчаної кислоти окислення діоксиду сірки в триоксид здійснюється на твердих контактних масах. Завдяки удосконаленню контактного способу виробництва, собівартість більш чистою і висококонцентрованою контактної сірчаної кислоти лише трохи вище, ніж баштової. В даний час понад 90% всієї кислоти проводиться контактним способом.
В якості каталізаторів контактного процесу застосовується термічно стійка ванадієва контактна маса (у вигляді гранул і кілець) зі зниженою температурою запалювання. Проведено роботи з освоєння процесу окислення SO 2 в киплячому шарі каталізатора. Важливим удосконаленням є подвійне контактування, при якому забезпечується високий ступінь окислення SO 2 на каталізаторі (до 99,8%) і тому виключається необхідність у додатковій санітарного очищення відхідних газів.
Схема 1. Застосування сірчаної кислоти
Na 2 SO 3 |
NaHSO 3 |
Колчедан |
Сірка |
Гази кольорової металургії |
Гази агломераційних фабрик |
SO 2 |
Сульфітна целюлоза |
Ca (HSO 3) 2 |
Хлористий сульфур |
O 3 |
Контактний спосіб |
сірководень |
Відпрацьовані кислоти |
Фтор - і хлорсульфонова к-ти |
Процеси сульфірованія |
H 2 SO 4 |
гіпс |
Мінеральні добрива |
Сульфат амонію (NH 4) 2 SO 4 |
Травлення металів |
Металургія: Al, Mg, Cu, Hg, Co, Ni, Au і ін |
Мінеральні кислоти HF, H 3 PO 4, H 3 BO 3 |
Мінеральні пігменти |
Очищення нафтопродуктів і мінеральних масел |
Хімічні волокна, текстильна промисло-сть |
Виробництво патоки та глюкози |
Отримання спиртів, ефірів та ін органічних речовин |
Вибухові речовини |
Виробництво K 2 Cr 2 O 7 і Na 2 Cr 2 O 7 |
Виробництво сульфатів Na, K, Fe, Cu, Zn, Al і ін |
нНітрозний спосіб |
Впроваджується процес конденсації H 2 SO 4, замінює абсорбцію сірчаного ангідриду. Також для виробництва сірчаної кислоти використовують ангідрид або безводний сульфат кальцію CaSO 4, гіпс або двуводного сіль CaSO 4 × 2H 2 O і фосфогіпс, що представляє собою відхід виробництва концентрованих фосфорних добрив (суміш гіпсу, сполук фтору, окислів фосфору, SO 2 та інших домішок) .
У нітрозному способі каталізатором служать оксиди азоту. Окислення SO 2 відбувається в основному в рідкій фазі і здійснюється в баштах з насадкою. Тому нітрозні спосіб називають баштовим. Випалювальних газ обробляється сірчаної кислотою, в якій розчинені окисли азоту. Сірчистий ангідрид обпалювальне газу поглинається нітрозо, і потім окислюється оксидами азоту по реакції: SO 2 + N 2 O 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2NO. Утворений NO погано розчинний у нітроза і виділяється, а потім частково окислюється киснем до NO 2. Суміш NO і NO 2 знову поглинається H 2 SO 4.
Промисловість випускає три види товарної сірчаної кислоти: баштова кислота (С = 75%, t крист = -29,5 ° С); контактна кислота (С = 92,5%, t крист = -22,0 ° С); Олеум ( З = 20% своб. SO 3, t крист = +2 ° С) [7, 8].
2.2 Вихідна сировина
Традиційними джерелами є сірка і залізний (сірчаний) колчедан. Значне місце в сировинному балансі займають відходять гази кольорової металургії, що містять діоксид сірки.
З метою захисту навколишнього середовища у всьому світі приймаються заходи по використанню відходів промисловості, що містять сірку. З-за низької концентрації SO 2 в відведених газах теплових електростанцій і металургійних заводів їх переробка поки ще не завжди здійсненна [7].
2.3 Характеристика цільового продукту
Сірчана кислота може існувати як самостійне хімічна сполука H 2 SO 4, а також у вигляді сполук з водою H 2 SO 4 × H 2 O, H 2 SO 4 × 2H 2 O, H 2 SO 4 × 4H 2 O і з триоксид сірки H 2 SO 4 × SO 3, H 2 SO 4 × 2SO 3. У техніці сірчаної кислотою називають і безводну H 2 SO 4 і її водні розчини (це суміш H 2 O, SO 3 і з'єднань H 2 SO 4 × nH 2 O) і розчини триоксид сірки в безводній H 2 SO 4 - олеум (суміш H 2 SO 4 і з'єднань H 2 SO 4 × nSO 3).
Безводна сірчана кислота - важка масляниста безбарвна рідина, змішується з водою і триоксид сірки в будь-якому співвідношенні. Фізичні властивості сірчаної кислоти, такі, як щільність, температура кристалізації, температура кипіння, залежать від її складу.
Безводна 100%-ва кислота має порівняно високу температуру кристалізації 10,7 ° С. Щоб зменшити можливість замерзання товарного продукту при перевезенні та зберіганні, концентрацію технічної сірчаної кислоти вибирають такою, щоб вона мала низьку температуру кристалізації. Промисловість випускає 3 види товарної сірчаної кислоти.
| Концентрація | Температура кристалізації, ° С | |
| Баштова кислота | 75% | -29 ° C |
| Контактна кислота | 92,5% | -22 ° C |
| Олеум | 20% своб.SO 3 | +2 ° C |
Сірчана кислота дуже активна. Вона розчиняє оксиди металів і більшість чистих металів, витісняє при підвищеній температурі всі інші кислоти із солей. Особливо жадібно сірчана кислота з'єднується з водою завдяки здатності давати гідрати. Вона забирає воду в інших кислот, від кристалогідратів солей і навіть кисневих похідних вуглеводнів, які містять не воду як таку, а водень і кисень у поєднанні Н: О = 2. Ліс та інші рослинні і тваринні тканини, що містять целюлозу (С 6 Н 10 О 5), крохмаль і цукор, руйнуються в концентрованої сірчаної кислоти, вода зв'язується з кислотою і від тканини залишається мелкодісперсний вуглець. У розведеної кислоті целюлоза і крохмаль розпадаються з утворенням цукрів. При попаданні на шкіру викликає опіки [7-12].
2.4 Хімічна схема процесу
1.Сжіганіе сірки
При отриманні обпалювальне газу шляхом спалювання сірки відпадає необхідність очищення від домішок. Стадія підготовки буде включати лише осушення газу та утилізацію кислоти. При спалюванні сірки протікає необоротна екзотермічна реакція:
S + O 2 = SO 2 (1)
з виділенням дуже великої кількості теплоти: зміна Н =- 362,4 кДж / моль, або в перерахунку на одиницю маси 362,4 / 32 = 11,325 кДж / т = 11325 кДж / кг S.
Розплавлена рідка сірка, що подається на спалювання, випаровується (кипить) при температурі 444,6 ° С; теплота випаровування складає 288 кДж / кг. Теплоти реакції горіння сірки цілком достатньо для випаровування вихідної сировини, тому взаємодія сірки і кисню відбувається в газовій фазі.
Сірку попередньо розплавляють (для цього можна використовувати водяний пар, отриманий при утилізації теплоти основної реакції горіння сірки). Тому що температура плавлення сірки порівняно низька, то шляхом відстоювання і наступної фільтрації від сірки легко відокремити механічні домішки, що не перейдуть у рідку фазу, і отримати вихідну сировину достатньою мірою чистоти. Для спалювання розплавленої сірки використовують два типи печей - форсункові і циклонні. У них необхідно передбачити розпорошення рідкої сірки для її швидкого випаровування і забезпечення надійного контакту з повітрям у всіх частинах апарату (рис. 1).
Випалювальних газ надходить в котел-утилізатор і далі в наступні апарати. Якщо повітря беруть у стехіометричному кількості, тобто на кожен моль сірки 1 моль кисню, то при повному згорянні сірки концентрація буде дорівнює об'ємній частці кисню в повітрі С (SO 2 max) = 21%. Проте зазвичай повітря беруть у надлишку, тому що в противному випадку в печі буде занадто висока температура.
При адіабатичному спалюванні сірки температура випалу для реакційної суміші стехіометричного складу складе ~ 1500 ° С. У практичних умовах вище 1300 ° С руйнується футеровка печі і газоходів. Зазвичай при спалюванні сірки одержують випалювальний газ, що містить 13 - 14% SO 2.
2. Контактна окиснення SO 2 в SO 3
Контактна окиснення діоксиду сірки є типовим прикладом гетерогенного окисного екзотермічного каталізу.
Реакція окислення діоксиду сірки
SO 2 + 0,5 O 2 = SO 3 (2)
характеризується дуже високим значенням енергії активації і тому практичне її здійснення можливе лише в присутності каталізатора.
У промисловості основним каталізатором окислення SO 2 є каталізатор на основі оксиду ванадію V 2 O 5 (ванадієва контактна маса). Каталітичну активність у цій реакції проявляють й інші з'єднання, але платинові каталізатори чутливі навіть до слідів As, Se, Cl 2 b ін
Швидкість реакції підвищується зі зростанням концентрації кисню, тому процес у промисловості проводять при його надлишку.
Так як реакція окислення SO 2 відноситься до типу екзотермічних, температурний режим її проведення має наближатися до лінії оптимальних температур. Нижнім температурним межею є температура запалювання ванадієвих каталізаторів, складова в залежності від виду каталізатора і складу газу 400 - 440 ° С. Верхній температурний межа становить 600 - 650 ° С і визначається тим, що вище цих температур відбувається перебудова структури каталізатора, і він втрачає свою активність.
У діапазоні 400 - 600 ° С процес прагнуть провести так, щоб у міру збільшення ступеня перетворення температура зменшувалася.
Частіше за все в промисловості використовують поличні контактні апарати з зовнішнім теплообміном (рис. 1). Схема теплообміну передбачає максимальне використання теплоти реакції для підігріву вихідного газу і одночасне охолодження газу між полицями. Одна з найважливіших завдань, що стоять перед сернокислотной промисловістю, - збільшення ступеня перетворення діоксиду сірки і зниження його викидів в атмосферу. Це завдання може бути вирішена декількома методами.
Один з найбільш раціональних методів вирішення цієї задачі, - метод подвійного контактування і подвійний абсорбції (ДКДА). Для зміщення рівноваги вправо і збільшення виходу процесу, а також для збільшення швидкості процесу процес проводять за цим методом. Реакційну суміш, в якій ступінь перетворення SO 2 становить 90 - 95%, охолоджують і направляють у проміжний абсорбер для виділення SO 3. У останньому реакційному газі співвідношення O 2: SO 2 суттєво підвищується, що призводить до зміщення рівноваги реакції вправо. Знову нагріте реакційний газ знову подають у контактний апарат, де на одному-двох шарах каталізатора досягають 95% ступеня перетворення залишився SO 2. Сумарна ступінь перетворення SO 2 становить у такому процесі 99,5% - 99,8%.
3. Абсорбція триоксид сірки
Остання стадія виробництва сірчаної кислоти контактним способом - абсорбція SO 3 з газової суміші і перетворення його в сірчану кислоту.
nSO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + (n-1) SO 3 + Q (3)
якщо n> 1, то виходить олеум (розчин SO 3 в H 2 SO 4)
якщо n = 1, то виходить моногідрат (98,3% H 2 SO 4)
якщо n <1, то виходить розбавлена сірчана кислота
При виборі абсорбенту та умов проведення стадії абсорбції необхідно забезпечити майже 100%-ве витяг SO 3 з газової фази. В якості абсорбенту не можна використовувати такі розчини, над поверхнею яких велика парціальний тиск пари води. У цьому випадку ще не розчинені молекули SO 3 будуть реагувати з молекулами води в газовій фазі з утворенням пари сірчаної кислоти і швидко конденсуватися в обсязі з утворенням дрібних крапель сірчаної кислоти, диспергованих в інертному газовому середовищі, тобто з утворенням сірчанокислотного туману:
SO 3 (р) + H 2 O (р) ® H 2 SO 4 (г) ® H 2 SO 4 (туман), Q> 0
Туман погано вловлюється у звичайній абсорбційної апаратурі і в основному несеться з газами, що відходять в атмосферу. Оптимальним абсорбентом є 98,3%-ная сірчана кислота (моногідрат). Дійсно, над цією кислотою практично немає ні парів води, ні пари SO 3. Протікає при цьому процес можна умовно описати рівнянням реакції:
SO 3 + nH 2 SO 4 + H 2 O = (n +1) H 2 SO 4
Для забезпечення високого ступеня поглинання слід підтримувати в абсорбері концентрацію сірчаної кислоти, близьку до 98,3%, а температуру нижче 100 ° С. Проте в процесі абсорбції SO 3 відбувається закріплення кислоти і в силу екзотермічну реакції збільшується температура. Тому абсорбцію ведуть так, щоб концентрація H 2 SO 4 при одноразовому проходженні абсорбера підвищувалася тільки на 1-1,5%, закріплену сірчану кислоту розбавляють в збірнику до 98,3%, охолоджують у зовнішньому холодильнику і знову подають на абсорбцію, забезпечуючи циркуляцію ( рис. 2) [7 - 12].
Глава 3. Тести та задачі прикладного характеру
3.1 Тести типу «А»
1. Рівновага реакції 2Н 2 S (м.) + 3О 2 (р.) = 2Н 2 О (м.) + 2SO 2 (м.) при підвищенні тиску зміщується:
а) вправо; +
б) ліворуч;
в) тиск не впливає на рівновагу.
2. Речовину, що прискорює перебіг реакції, але при цьому не витрачається:
а) інгібітор;
б) каталізатор; +
в) індикатор.
3. Підвищення температури в реакції 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О + Q кДж позначається наступним чином:
а) не робить впливу;
б) зміщує рівновагу вправо;
в) зміщує рівновагу вліво. +
4. Натрій енергійніше реагує з водою, ніж залізо, оскільки:
а) натрій - газоподібний елемент;
б) натрій - каталізатор цієї реакції;
в) натрій - інгібітор цієї реакції;
г) натрій - лужний метал. +
5. Реакцію, що протікає з поглинанням тепла, називають:
екзотермічної; 3) реакцією розкладання;
реакцією сполуки; 4) ендотермічної. +
6. Реакцію, рівняння якої 2H 2 O + 2Na = 2NaOH + H 2 + Q, відносять до реакцій:
заміщення, екзотермічним; +
розкладання, екзотермічним;
приєднання, ендотермічною;
обміну, ендотермічною.
7. Реакцію, рівняння якої 3H 2 + N 2 Û 2NH 3 + Q, відносять до реакцій:
1) оборотним, екзотермічним; +
2) незворотнім, екзотермічним;
3) оборотним, ендотермічною;
4) незворотнім, ендотермічною.
8. У ході хімічних реакцій теплова енергія реакційної системи:
не змінюється;
поглинається;
виділяється;
може поглинатися або виділятися. +
9. З найбільшою швидкістю при кімнатній температурі протікає реакція взаємодії:
вуглецю з киснем;
заліза з розчином оцтової кислоти;
заліза з соляною кислотою;
розчинів гідроксиду натрію і сірчаної кислоти. +
10. Яке з перерахованих умов не вплине на зміщення рівноваги в системі: 2SO 2 + O 2 Û 2SО 3 + Q?
введення каталізатора; +
підвищення тиску;
підвищення концентрації кисню;
підвищення температури
11 - 12. Реакція, що супроводжується 11. виділенням теплоти 12. поглинанням теплоти називається
оборотної 3) прямий
ендотермічної (12 +) 4) екзотермічної (11 +)
13. При протіканні хімічної реакції теплота
поглинається або виділяється +
обов'язково поглинається
обов'язково виділяється
умова недостатньо для однозначної відповіді
14 - 15. Швидкість реакції А (г) + В (г) ® ... збільшується при
14. 1) зниження концентрації А
підвищення концентрації В +
охолодженні
зниженні тиску
15. 1) нагріванні 3) додаванні інертного газу
2) підвищення тиску + 4) охолодженні
16. Стан хімічного рівноваги характеризується
зміною хімічної природи продуктів
постійністю концентрацій речовин +
підвищенням температури
зниженням тиску
17. Стан хімічного рівноваги означає, що
всі реагенти зникли, повністю утворилися продукти
всі реагенти збереглися, повністю утворилися продукти
частина реагентів зникла, частково утворилися продукти +
частина реагентів зникла, але продукти не утворилися
18. Спосіб, смещающий рівновагу реакції CО 2 (r) + 2SО 3 (г) Û CS 2 (р) + 4О 2 (г) - Q вправо (®), - це
збільшення концентрації О 2
збільшення концентрації CS 2
підвищення температури +
підвищення тиску
19. Спосіб, смещающий рівновагу реакції 2NH 3 (р) + 3CuO (T) Û 3Cu (T) + N 2 (р) + 3Н 2 О (ж) + Q вправо (®), - це
збільшення концентрації азоту
підвищення температури
пониження тиску
підвищення тиску +
20. Спосіб, смещающий рівновагу гомогенної реакції 2SO 2 + О 2 Û 2SO 3 вправо (®), - це
зменшення концентрації SO 2
зменшення концентрації кисню
зменшення концентрації продукту +
пониження тиску
21. Спосіб, смещающий рівновагу гомогенної реакції РСl 3 + Сl 2 Û РС1 5 вліво (¬), - це
зменшення концентрації продукту
збільшення концентрації хлору
зменшення концентрації хлору +
збільшення концентрації РС1 3
22. При підвищенні тиску рівновага реакції S (T) + 2HI Û I 2 + H 2 зміститься вправо 3) не зміститься +
зміститься вліво 4) не знаю
23. При зниженні тиску рівновага реакції СO 2 + Н 2 Û СО + Н 2 O (Ж)
зміститься вліво + 3) не зміститься
зміститься вправо 4) не знаю
24. При охолодженні рівновагу реакції Н 2 + S Û H 2 S + Q
зміститься вліво 3) не зміститься
зміститься вправо + 4) не знаю
25. При нагріванні рівновагу реакції N 2 + O 2 Û 2NO - Q
зміститься вправо + 3) не зміститься
зміститься вліво 4) не знаю
26. Рівновага в гетерогенній системі Сао (т) + СО 2 (г) Û СаСО 3 (т) + Q
зміститься вліво (¬) при
додаванні СаО 3) стисканні
додаванні СаСО 3 + 4) нагріванні +
27. Швидкість прямої реакції N 2 + 3H 2 Û 2NH 3 + Q зростає при:
1) збільшення концентрації азоту; +
2) зменшення концентрації азоту;
3) збільшення концентрації аміаку;
4) зменшення концентрації аміаку; +
28. При підвищенні температури рівновага ендотермічної хімічної реакції зміщується в бік:
1) продуктів реакції; +
2) вихідних речовин;
3) ендотермічної реакції;
4) екзотермічної реакції. +
29. Який з чинників не має впливу на швидкість хімічної реакції в розчинах:
1) концентрація речовин;
2) використання каталізатора;
3) використання індикатора; +
4) обсяг реакційного судини. +
30. Для збільшення виходу аміаку за рівнянням реакції N 2 + 3H 2 Û 2NH 3 + Q необхідно одночасно:
1) підвищити температуру, знизити тиск;
2) підвищити тиск, знизити температуру; +
3) підвищити тиск і температуру;
4) знизити тиск і температуру.
31. Швидкість хімічної реакції між металом і сіркою не залежить від:
1) температури;
2) площі поверхні зіткнення речовин;
3) тиску; +
4) природи металу.
32. З найменшою швидкістю протікає реакція між:
1) залізним цвяхом і 4%-ним розчином CuSO 4; +
2) залізної стружкою і 4%-ним розчином CuSO 4;
3) залізним цвяхом і 10%-ним розчином CuSO 4;
2) залізної стружкою і 10%-ним розчином CuSO 4;
33. Хімічна рівновага в системі СО 2 (г) + С (т) Û 2СО (г) - 173 кДж зміщується в бік продукту реакції при:
1) підвищення тиску;
2) підвищення температури; +
3) зниження температури;
4) використанні каталізаторів. [13 - 15]
3.2 Тести типу «В»
1. Швидкість хімічної реакції характеризує:
зміна кількостей речовин за одиницю часу в одиниці об'єму або одиниці площі; +
час, за який закінчується хімічна реакція;
кількість структурних одиниць речовини, що вступили в хімічну реакцію;
рух молекул або іонів реагуючих речовин відносно один одного.
2. Швидкість хімічної реакції між міддю і азотною кислотою залежить від:
маси міді;
обсягу кислоти;
концентрації кислоти; +
обсягу колби.
3. Швидкість хімічної реакції між цинком і кислотою залежить від:
зниження тиску;
природи кислоти; +
підвищення тиску;
присутності індикатора.
4. При збільшенні температури на 30 ° С швидкість реакції зростає в 8 разів. Чому дорівнює температурний коефіцієнт реакції?
1) 8; 2) 2; + 3) 3; 4) 4.
5. З більшою швидкістю йде взаємодія соляної кислоти з:
1) Сu; 2) Fe; 3) Mg; 4) Zn. +
6. Швидкість хімічної реакції горіння вугілля в кисні зменшується при:
збільшення концентрації кисню;
підвищення температури;
зниженні температури; +
підвищенні тиску.
7. Молекули оксиду азоту (IV) (бурого кольору) можуть у певних умовах дімерізоваться, утворивши безбарвну рідину N 2 O 4: 2NO 2 Û N 2 O 4 + 55 кДж / моль.
Щоб оксид азоту (IV) максимально перевести в безбарвний димер, необхідно систему:
охолодити; +
нагріти;
піддати опроміненню сонячним світлом;
витримувати при кімнатній температурі тривалий час.
8. Хімічна рівновага в системі C 4 H 10 (г) Û C 4 H 8 (р) + H 2 (г) - Q
можна змістити у бік продуктів реакції:
підвищенням температури і підвищенням тиску;
підвищенням температури і зниженням тиску; +
зниженням температури і підвищенням тиску;
пониженням температури і пониженням тиску.
9 - 12. Процес
9. 2РС1 3 = 2Р + 3С1 2 - Q
11. NH 4 C1 = NH 3 = НС1 + Q
4Cr + 3O 2 = 2Cr 2 0 3 + Q
називається
ендотермічної реакцією сполуки (12 +)
екзотермічної реакцією розкладання (11 +)
екзотермічної реакцією сполуки (10 +)
ендотермічної реакцією розкладання (9 +)
13 - 16. Процес
13. З + СuО = СО + Сu - Q
14. Na 2 S + H 2 O = NaHS + NaOH - Q
15. CdO + H 2 S = CdS + H 2 O + Q
16. 2KI + C1 2 = I 2 ¯ + 2KC1 + Q
називається
екзотермічної реакцією заміщення (15 +)
екзотермічної реакцією обміну (14 +)
ендотермічної реакцією заміщення (12 +)
ендотермічної реакцією обміну (13 +)
17. Швидкість реакції 2Н 2 O 2 ® 2Н 2 O + О 2 буде вище, якщо використовувати
3%-й розчин Н 2 О 2 і каталізатор
30%-й розчин Н 2 О 2 і каталізатор +
3%-й розчин Н 2 О 2 без каталізатора
30%-й розчин Н 2 О 2 без каталізатора
18. Швидкість реакції Мn + кислота ® сіль + Н 2 буде вище при використанні
кислоти НСl і охолодження
кислоти HF і нагрівання +
кислоти НСl і нагрівання
кислоти HF і охолодження
19. Для гомогенної реакції А + В ® ... при одночасному збільшенні молярної концентрації вихідних речовин у 3 рази швидкість реакції зросте у
1) 2 рази 2) 3 рази 3) 6 раз 4) 9 раз +
20. Швидкість реакції Н 2 (р) + I 2 (г) ® 2HI знизиться в 16 разів при одночасному зменшенні молярних концентрацій реагентів в
1) 2 рази 2) 4 рази + 3) 8 разів 4) 16 разів
21. Швидкість реакції N 2 + О 2 ® 2NO при зменшенні тиску системи в 4 рази знизиться в
1) 4 рази 2) 8 раз 3) 16 разів + 4) 32 рази
22. Швидкість реакції СО 2 + Н 2 ® СО + Н 2 О при збільшенні молярних концентрацій в 3 рази (СО 2) і в 2 рази (Н 2) зросте в
1) 2 рази 2) 3 рази 3) 5 разів 4) 6 раз +
23-24. Швидкість реакції
23. З (Т) + О 2 ® СО 2 24. З (Т) + 2Сl 2 ® ССl 4 при V = const і збільшенні кількості реагентів в 4 рази зросте в 1) 4 рази (23 +) 2) 8 раз 3) 16 разів (24 +) 4) 32 рази
25. У гомогенної реакції
4НС1 + О 2 Û 2С1 2 + 2Н 2 О
при підвищенні тиску рівновага зміститься
1) вліво 2) вправо + 3) не зміститься 4) не знаю
26. У гомогенної реакції 2H 2 S +3 О 2 Û 2SO 2 + 2Н 2 О
при зниженні тиску рівновага зміститься
1) вліво + 2) вправо 3) не зміститься 4) не знаю
27. Доменний процес Fe 2 O 3 + 3СО Û 2Fe + 3СО 2 супроводжується екзо-ефектом, отже, при охолодженні вихід продуктів
збільшується + 3) не змінюється
зменшується 4) не знаю
28. Гасіння вапна СаО супроводжується виділенням енергії у формі теплоти, отже, при нагріванні вихід продукту
збільшується 3) не змінюється
зменшується + 4) не знаю
29. Вихід продукту реакції САS (т) + 2О 2 Û СаSO 4 (т) + Q можна збільшити
додаванням CaS + 3) введенням каталізатора
нагріванням 4) підвищенням тиску
30. У скільки разів збільшується швидкість хімічної реакції при підвищенні температури на 20 ° С, якщо температурний коефіцієнт дорівнює 3:
1) у 3 рази; 2) у 6 разів, 3) в 9 разів; + 4) в 90 разів
31. У якому випадку підвищення тиску і зниження температури в системі приводить до підвищення виходу продукту реакції:
1) 2H 2 O Û 2H 2 + O 2 - Q
2) N 2 + 3H 2 Û 2NH 3 + Q +
3) H 2 + I 2 Û 2HI - Q
4) N 2 + O 2 Û 2NO - Q
32. Як вплине на швидкість реакції СаО + СО 2 ® CaCO 3 збільшення тиску вуглекислого газу в 3 рази:
1) швидкість збільшиться в 3 рази; +
2) швидкість зменшиться у 9 разів;
3) швидкість зменшиться в 3 рази;
4) швидкість не зміниться.
33. Хімічна рівновага в системі 2NO (г) + O 2 (г) Û 2NО 2 (р) + Q зміщується в бік продукту реакції при:
1) підвищення тиску; +
2) підвищення температури;
3) зниження температури; +
4) використанні каталізаторів.
34. Розчинення заліза в соляній кислоті буде сповільнюватися при:
1) збільшення концентрації кислоти;
2) роздробленні заліза;
3) розведенні кислоти; +
4) підвищення температури.
35. Хімічна рівновага в системі H 2 O (ж) + SO 2 (г) Û H 2 SО 3 (р-р) + Q зміщується в бік вихідних речовин при:
1) підвищення тиску;
2) підвищення температури; +
3) зниження температури;
4) перемішуванні. [13 - 15]
3.3 Тести типу «С»
1. Не має впливу на реакції, що протікають у твердій фазі, наступний чинник:
а) концентрація реагентів; +
б) температура;
в) природа реагуючих речовин;
г) ступінь подрібнення реагентів.
2. Збільшення температури проведення реакції:
впливає на її швидкість, тому що теплота не може бути ознакою перетворення речовин;
збільшує швидкість реакції, тому що збільшується число ефективних зіткнень молекул; +
підвищує швидкість реакції, тому що збільшується число пружних зіткнень молекул;
не впливає на швидкість реакції, так як в рівній мірі збільшується число ефективних і пружних зіткнень молекул.
3. Уповільнити гідроліз сульфату міді можливо додавати до них:
1) ВаС1 2; 2) КОН; 3) H 2 SO 4; + 4) Н 2 О.
4. При розчиненні нітрату калію температура суміші знижується, отже, процес розчинення супроводжується
ендо-ефектом + 3) нульовим тепловим ефектом
екзо-ефектом 4) не знаю
5. Швидкість реакції 2А ® ... вище в тому випадку, де концентрація А, рівна спочатку 0,3 моль / л, через 40 с складе
0,01 моль / л + 3) 0,03 моль / л
0,02 моль / л 4) 0,04 моль / л
6. Швидкості реакції А + В ® D вище в тому випадку, де через 30 з маса (у грамах) продукту дорівнює
1) 11 2) 23 3) 47 4) 62 +
Cxbnfnm! 7 - 9. При взаємодії Н 2 з Сl 2, Вr 2 і I 2 в судинах однакового об'єму через 27 з утворюється
7. по 0,04 моль продукту
8. по
9.
вище для I 2 3) однакова (7 + 8 + 9 +)
вище для С1 2 4) вище для Вг 2
10. Швидкість реакції
Fe + Н 2 SO 4 (разб.) ® FeSO 4 + Н 2 буде найбільшою при використанні
порошку Fe, 15%-го розчину H 2 SO 4
стружок Fe, 1,5%-го розчину H 2 SO 4
порошку Fe, 1,5%-го розчину H 2 SO 4
стружок Fe, 15%-го розчину H 2 SO 4 +
11. Швидкість реакції з температурним коефіцієнтом 2 при 10 ° С дорівнює 2 моль / (л • с), а її чисельне значення при 30 ° С складе 1) 2 2) 4 3) 6 4) 8 +
12. Для збільшення швидкості реакції в 64 рази (температурний коефіцієнт 4) необхідно підвищити температуру на 1) 10 ° С 2) 20 ° С 3) 30 ° С + 4) 40 ° С
13. При одночасному підвищенні тиску і охолодженні зміщення рівноваги в гомогенної реакції N 2 + 3Н 2 Û 2NH 3 + Q буде односпрямованим 1) вліво 2) вправо + 3) не буде 4) не знаю
14. При одночасному зниженні тиску і температури в гомогенної реакції С (т) + 2N 2 O Û СО 2 + 2N 2 + Q вихід продуктів
збільшиться + 3) не зміниться
зменшиться 4) не знаю
15. Каталізатор AlCl 3 збільшує швидкість:
1) будь-якої хімічної реакції між органічними речовинами;
2) деяких реакцій між органічними речовинами; +
3) будь-якої хімічної реакції між неорганічними речовинами;
4) деяких хімічних реакцій між неорганічними речовинами.
16. У скільки разів зміниться швидкість реакції 2А + В = 2С, якщо концентрацію речовини А зменшити в 2 рази:
1) збільшиться в 4 рази;
2) зменшитися в 2 рази;
3) зменшиться в 4 рази; +
4) збільшиться в 2 рази.
17. З найменшою швидкістю при кімнатній температурі протікає взаємодія між:
1) цинком і розведеної сірчаної кислотою;
2) магнієм і розведеної сірчаної кислотою;
3) залізом і киснем; +
4) розчином карбонату натрію і соляною кислотою. [13 - 15]
3.4 Рішення виробничих завдань по темі «Хімічна рівновага»
Мета. Створення умов для активного, свідомого, творчого застосування на практиці отриманих знань і умінь.
Завдання. Виявлення якості засвоєння теоретичного матеріалу по темі «Хімічна кінетика». Створення умов для застосування учнями раніше отриманих знань у новій ситуації. Розширення кругозору учнів.
ХІД УРОКУ
Організаційний момент.
Постановка мети уроку.
Формулювання теми
Учитель. Здравствуйте, хлопці! Рада вас вітати сьогодні на уроці. Hа попередніх заняттях ми з вами вивчали закони хімічної кінетики - одного з найважливіших розділів хімії. Нагадайте мені, будь ласка, що ж вивчає хімічна кінетика?
(Ответ. Швидкість хімічної реакції.)
Де на практиці можуть бути вами використані знання законів хімічної кінетики?
(Ответ. Знання законів хімічної кінетики дозволяє передбачити час проходження тієї чи іншої реакції.)
Якщо реакція оборотна, чи можемо ми з вами вплинути на вихід продукту, збільшивши чи зменшивши його?
(Ответ. Так.)
Знання якого закону чи принципу дозволить нам це зробити?
(Ответ. Прицип Ле Шательє.)
Користуючись цим принципом, ми теоретично можемо передбачити, в який бік зміститься рівновага при зміні того чи іншого умови проведення реакції. А як ви думаєте, на конкретному виробництві чи достатньо буде лише теоретичних прогнозів, не підкріплених розрахунками?
(Ответ. Hе має. Необхідно більш точно знати час проходження реакції і передбачуваний вихід продукту.)
Добре. Щоб бути грамотними фахівцями, нам необхідно з вами цього навчитися. І тема нашого уроку - «Хімічна рівновага. Рішення виробничих завдань ».
Створення проблемної ситуації
Учитель. Уявімо собі, що ми - розрахункова лабораторія хімічної кінетики. У нашу лабораторію надійшов запит від керівництва заводу «Хлорин» з виробництва хлору. Зверніть увагу на запит (на столах перед кожним учнем).
До розрахункової лабораторію хімічної кінетики від керівництва хімічного заводу з виробництва хлору.
ЗАПИТ
Для виробництва хлору на заводі використовується метод Дікона, що полягає в окисленні хлороводню киснем повітря:
В даний час при високій температурі і помірному тиску рівновага в реакційній системі встановлюється при наступних концентраціях реагуючих речовин: [HCl] = 0,2 моль / л, [O 2] = 0,3 моль / л, [H 2 O] = 0 , 1 моль / л, [Cl 2] = 0,1 моль / л.
1. Дайте повну характеристику цієї реакції.
2. Оцініть ефективність виробництва хлору за даних умов.
3. Визначте, які зовнішні фактори необхідно змінити, щоб збільшити вихід хлору (відповідь обгрунтуйте теоретично).
4. Виробничі потужності дозволяють:
а) збільшити загальний тиск в системі в 3 рази;
б) підвищити температуру в системі на 20 градусів, якщо температурні коефіцієнти прямої і зворотної реакцій рівні 2,9 і 3,7 відповідно.
Визначте, чи приведуть дані зміни зовнішніх факторів до збільшення виходу хлору. Відповідь підтвердіть розрахунками.
Області застосування хлору
Трохи поясню ситуацію: на цей завод прийшов новий комерційний директор. Він вивчив умови виробництва, підрахував витрати на енергоресурси і прийшов до висновку про неефективність виробництва. Тому керівництво заводу звернулось до нас з проханням підтвердити правильність висновку про неефективність виробництва за даних умов розрахунками та запропонувати способи збільшення виходу продукту. Прочитайте, будь ласка, текст запиту. Наше завдання - скласти повний звіт по даному запиту, підтвердивши всі припущення розрахунками.
Рішення виробничого завдання
Учитель. Почнемо з характеристики реакції. У зошиті робимо запису.
1. Характеристика реакції.
Запишемо рівняння даної реакції і за відомим нам планом охарактеризуємо її. (План на столі перед кожним учнем - додаток 2. Хлопці складають характеристику реакції в зошиті.)
Відповідь:
А. Це реакція неповного окислення хлороводню.
Б. Це окислювально-відновна реакція. Іон хлору - відновник, кисень - окислювач.
В. Це гомогенна реакція, тому що все що у ній речовини - гази.
Г. Це оборотна реакція. Формула для розрахунку константи рівноваги має вигляд:
К р =
Д. Реакція екзотермічна.
Є. Реакція каталітична (каталізатори - хлорид міді (II) і хлорид заліза (III).)
Ми відповіли на перший пункт запиту. Переходимо до наступного пункту запиту.
2. Оцінка ефективності виробництва.
Давайте подумаємо, який чинник дозволить нам оцінити ефективність виробництва.
(Ответ. Константа рівноваги.)
Як константа рівноваги пов'язана з ефективністю виробництва?
(Ответ. Чим вище значення константи рівноваги, тим вищий вміст в реакційній суміші продуктів реакції, тим ефективніше виробництво.)
Нам потрібно розрахувати константу рівноваги. Формула для розрахунку нами вже складена, скористаємося нею (один учень розраховує константу біля дошки):
К р =
Висновок (формулюють учні). Оскільки значення константи рівноваги менше 1, значить, виробництво малоефективно. (Учні записують в зошит.)
Учитель. Отже, висновок нового комерційного директора виявився вірним - виробничі витрати не окупаються внаслідок малого виходу продукту реакції. Переходимо до наступного пункту запиту.
3. Фактори, що впливають на підвищення ефективності виробництва.
Дана реакція оборотна. Які фактори впливають на зміщення рівноваги?
(Ответ. Температура, тиск, концентрації вихідних речовин і продуктів реакції.)
Подумайте, в яку сторону потрібно змістити рівновагу реакції, щоб підвищити ефективність виробництва, і як потрібно змінити перелічені фактори, щоб рівновагу реакції змістилося в потрібну нам сторону.
(Ответ. Оскільки необхідний нам продукт реакції - хлор - утворюється в результаті прямої реакції, значить, рівновагу потрібно змістити вправо. Тоді підвищиться ефективність виробництва. Для цього:
а) тиск необхідно підвищити (пряма реакція йде зі зменшенням тиску);
б) температуру знизити (пряма реакція - екзотермічна);
в) концентрації вихідних речовин збільшити;
г) концентрації продуктів реакції зменшити (наприклад, осушити за допомогою сірчаної кислоти).)
Переходимо до четвертого пункту запиту.
Розрахункова частина.
Хімічна рівновага характеризується рівністю швидкостей прямої і зворотної реакцій. Якщо змінити один із зовнішніх умов (тиск чи температуру), відбувається зсув рівноваги. Отже, порушується рівність швидкостей прямої і зворотної реакцій. Наше завдання - розрахунками довести порушення цієї рівності. Розглянемо спочатку вплив тиску на зміщення рівноваги. Який закон хімічної кінетики визначає залежність швидкості хімічної реакції від тиску?
(Ответ. Оскільки тиск перебуває у прямо пропорційній залежності від концентрації реагуючих речовин, то для розрахунків можна застосувати закон діючих мас.) (Учні дають формулювання закону.)
Давайте запишемо вираз закону діючих мас для прямої і зворотної реакцій для початкових умов і після зміни тиску.
Сторінку зошити учні ділять навпіл на дві колонки: у першій колонці проводять розрахунки для прямої реакції, у другій - для зворотного.
| Пряма реакція | Зворотна реакція |
Один учень записує результати розрахунків на дошці і формулює висновок, який всі інші записують в зошит.
Висновок. В результаті збільшення тиску в три рази швидкість прямої реакції буде перевершувати швидкість зворотної реакції в три рази, що приведе до зміщення рівноваги вправо і збільшення виходу продукту реакції.
Учитель. Виробничі потужності заводу дозволяють збільшити температуру на 20 градусів. Використовуючи принцип Ле Шательє, дайте відповідь, будь ласка, чи призведе це до збільшення виходу продукту.
(Ответ. Hі, тому що пряма реакція - екзотермічна і збільшення температури призведе до її уповільнення.)
Давайте перевіримо це розрахунками. Яке правило нам допоможе в цьому?
(Ответ. Правило Вант-Гоффа.)
Учні формулюють правило. Один учень записує на дошці його вираз і розраховує зміна швидкості для прямої і зворотної реакцій після підвищення температури на 20 градусів:
u ПР1 / u пр = 2,9 2 = 8,41,
u обр1 / u обр = 3,7 2 = 13,69.
Учні формулюють висновок і записують його в зошит.
Висновок. Підвищення температури на 20 градусів на даному виробництві недоцільно, тому що призводить до зниження виходу продукту (після підвищення температури швидкість зворотної реакції перевищує швидкість прямої реакції в 1,6 рази).
Підведення підсумків уроку
Учитель. Хлопці, на уроці ми з вами склали відповідь на запит хімічного виробництва. Подумайте, знання яких законів допомогли нам це зробити.
(Ответ. Принцип Ле Шательє, закон діючих мас, правило Вант-Гоффа.) Який же головний підсумок нашого уроку? Чого ви навчилися?
(Ответ. Навчилися застосовувати отримані раніше знання на практиці. Дізналися, що вивчені нами закони хімічної кінетики застосовні на конкретних хімічних виробництвах і дозволяють оцінити ефективність виробництва.)
Домашнє завдання. Виконати завдання 1-4, наведені нижче.
Реакція
2NO + Cl 2
протікає з виділенням теплоти.
Визначте, у бік якої реакції зміститься рівновага, якщо загальний тиск у системі знизити в 4 рази і одночасно підвищити температуру на 40 градусів (температурні коефіцієнти прямої і зворотної реакцій рівні 2 і 5 відповідно).
Реакція між газами протікає за рівнянням:
4А + В
У який бік зміститься рівновага цієї реакції, якщо тиск збільшити в 3 рази і одночасно підвищити температуру на 20 градусів? Температурні коефіцієнти прямої і зворотної реакцій рівні 2,9 і 3,7 відповідно.
Зміститься Чи ти оборотної газофазної реакції
А + В
при зниженні тиску в 2 рази і одночасному зниженні температури на 25 градусів, якщо температурні коефіцієнти прямої і зворотної реакцій відповідно рівні 3,0 і 2,1?
При стані рівноваги системи
N 2 + 3H 2
концентрації реагуючих речовин були наступними (моль / л):
[N 2] = 0,3, [H 2] = 0,9, [NH 3] = 0,4.
Розрахуйте, як зміняться швидкості прямої і зворотної реакцій, якщо тиск в системі збільшити в 5 разів. В якому напрямку зміститься рівновага? [5, 16]
Висновок
Аналіз результатів проведеної роботи приводить до наступних висновків:
Закономірності перебігу хімічних реакцій, в тому числі і оборотних, використовуються майже скрізь, наприклад, у промисловості;
Природно, на цих виробництвах утворюються відходи, які забруднюють навколишнє середовище;
Раціональне поєднання умов перебігу реакцій (в абсолюті - створення замкнутих, циклічних процесів) призводить до скорочення викидів в навколишнє середовище.
Можна навести безліч прикладів використання основних закономірностей перебігу хімічних реакцій у виробництвах. У вузьких рамках шкільної програми відображені лише 1 - 2 конкретні приклади, хоча, на мій погляд, вивчення хімії з прикладних позицій допоможе прищепити учням стійкий інтерес до оволодіння даної дисципліною.
Література
1. О. В. Байдаліна. Про прикладному аспекті хімічних знанні / / Хімія в школі, 2005, № 5, с. 45-47.
2. Ахметов М. С. Методика викладання теми «Закономірності перебігу хімічних реакцій» / / Хімія в школі. 2002, № 3, с. 15 - 18.
3. Ахметов М. С. Підручник для 8 класу загальноосвітніх установ. М.: Просвещение,
4. Рудзітіс Г. Є., Фельдман Р. Г. Підручник для 8 класу середньої школи. М.: Просвещение, 1992.
5. Матеріали сайту www.1september.ru
6. О. С. Габрієлян, Н. П. Воскобойнікова, А. В. Ящукова. Настільна книга вчителя. Хімія. 8 клас. М.: Дрофа,
7. Малінін К. М. Технологія сірчаної кислоти й сірки. М., Л., 1994.
8. Васильєв Б. Г., Отвагін М. І. Технологія сірчаної кислоти. М., 1985.
9. Отвагін М. І., Явір В. І., Стрітенська Н. С., Шаріфов М. Ю. Промисловість мінеральних добрив і сірчаної кислоти. М., НІІТЕХІМ. 1972. Випуск № 4.
10. Різницький І. Г. Можливості використання нитрозного способу для переробки газів автогенних процесів на сірчану кислоту / Кольорові метали. 1991. № 4.
11. Березіна Л. Т., Борисова С. І. Утилізація фосфогіпсу - найважливіша екологічна проблема / / Хімічна промисловість.
12. Громов О. П. Екологічні аспекти виробництва сірчаної кислоти / / Екологія і промисловість Росії. 2001, № 12.
13. Лідін Р. А. Хімія: Керівництво до іспитів / Р. А. Лідін, В. Б. Маргуліс. - М.: ТОВ Видавництво «АСТ»: ТОВ «Видавництво Астрель», 2003. с. 64 - 70.
14. Єдиний державний іспит 2002: Контрольні вимірювальні матеріали: Хімія / А. А. Каверіна, Д. Ю. Добротін, М. Г. Снастіна та ін; М.: Просвещение, 2002. - С. 39 - 51.
15. Хімія: Великий довідник для школярів і вступників у вузи / Є. А. Алфьорова, Н. С. Ахметов, Н. В. Богомолова та ін М.: Дрофа, 1999. с. 430-438
16. Р. П. Суровцева, С. В. Сафронов. Завдання для самостійної роботи з хімії. М.: Просвещение,
Цей текст може містити помилки.
Педагогіка | Курсова
Схожі роботи:
Методичні особливості вивчення теми Залізо на уроках хімії в середній школі
Швидкість хімічної реакції
Вплив температури на швидкість хімічної реакції
Екологічні аспекти викладання теми Р-елементи на уроках хімії та екології
Облік знань умінь та навичок з хімії в середній школі
Словесні і словесно наочні методи навчання хімії в середній школі
Словесні і словесно-наочні методи навчання хімії в середній школі
Швидкість утворення витрачання компонента та швидкість реакції
Особливості відбору предметного змісту при вивченні хімії в середній школі