Прикладные аспекты темы "Скорость химической реакции и катализ" на уроках химии в средней школе 
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 изменения
объема, то изменение давления не влияло бы на равновесие.
5) Использование
катализатора не вызывает смещения равновесия. Катализатор, заметно влияющий на
скорость химической реакции, равно ускоряет обе реакции – прямую и обратную.
Алгоритм
9. Использование принципа Ле Шателье
Задание. При определенных условиях реакция
хлороводорода с кислородом является обратимой:
4НСl (г.) + O2
(г.) 2Сl2
(г.) + Н2O (г.), DH = –116,4 кДж.
Какое влияние на
равновесное состояние системы окажут:
а) увеличение давления;
б) повышение температуры;
в) увеличение
концентрации кислорода;
г) введение катализатора?
Алгоритм
10. Вычисление константы равновесия реакции
Задача. Вычислите константу равновесия для
реакции
СО2 + Н2
СО + Н2О,
если равновесная
концентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода – 0,005 моль/л, а
угарного газа и воды – по 0,01 моль/л.
Алгоритм 11. Вычисление
исходных концентраций веществ
Задача. Обратимая реакция выражается
уравнением
2SO2 + O2
2SO3.
Известны равновесные
концентрации: для оксида серы(IV) – 0,0002 моль/л, для кислорода – 0,004
моль/л, для оксида серы(VI) – 0,003 моль/л. Найдите исходные концентрации
кислорода и сернистого газа.
Задания для
самоконтроля
1. Уравнение реакции
Н2 + I2
2HI.
Даны равновесные
концентрации: водорода – 0,004 моль/л, йода – 0,25 моль/л, йодоводорода – 0,08
моль/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 давление
к моменту наступления равновесия в реакции N2 + 3Н2 2NН3,протекающей
в закрытом сосуде при постоянной температуре, если начальные концентрации азота
и водорода равны соответственно 2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда,
когда прореагирует 10% первоначального количества азота?
Ответ. Уменьшится в 1,05
раза.
3. В какую сторону
сместится равновесие реакций:
2H2S
2Н2 + 2S – Q,
N2O4
2NO2 – Q,
CO + H2O (г.) СО2 + Н2
+ Q,
а) при понижении
температуры;
б) при повышении
давления?
Ответ. Смещение
равновесия в реакциях:
а) при понижении
температуры:
2Н2S 2Н2 + 2S – Q
– влево,
N2O4
2NO2 – Q – влево,
CO + H2O
(г.) СО2 + Н2 + Q – вправо;
б) при повышении
давления:
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 о
катализе, катализаторах, сущности их действия в определенной среде, ингибиторах
и промоторах.
Оборудование и
реактивы. Лучина,
спиртовка, спички, шпатель, стеклянная палочка, штатив с пробирками, санитарная
склянка; 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 скорости
химических реакций за счет присутствия определенных веществ (катализаторов).
Катализаторы – вещества, изменяющие скорость
реакции, 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 – реагирующие
вещества, К – катализатор, АК – промежуточное соединение, АВ – продукт реакции.
Замедление процесса – ингибирование.
Существует два вида катализа – гомогенный и гетерогенный. При гомогенном катализе
реагенты, продукты реакции и катализатор составляют одну фазу (газовую или
жидкую), поверхность раздела отсутствует. Особый случай гомогенного катализа – автокатализ
(ускорение процесса одним из продуктов реакции). Например, в кислой среде
скорость реакции перманганата калия с сульфитом калия возрастает за счет
образования ионов Mn2+:
Многие реакции в
растворах ускоряются ионами H3O+ (pH < 7) и ОН-
(pH > 7): гидролиз крахмала, омыление эфиров, гидролиз сахарозы и др. Ионы , , CH3COO–
также сильно ускоряют реакции органических веществ.
Особенность гетерогенного
катализа состоит в том, что катализатор (обычно твердое вещество) находится в
ином фазовом состоянии, чем реагенты и продукты. Реакция на поверхности
твердого вещества идет за счет координационных связей с участием электронных
пар, не участвующих в образовании связей внутри веществ. В результате внутренние
связи ослабевают, и молекулы либо разрушаются, либо образуют активные радикалы.
Чем лучше адсорбируются
реагенты на поверхности твердого вещества и чем слабее удерживаются продукты
реакции, тем выше каталитическая активность этого вещества. Не вся поверхность
гетерогенного катализатора проявляет каталитическую активность. Активные центры
занимают лишь часть поверхности.
Применение каталитических
методов сжигания топлива позволит в два раза поднять коэффициент его
использования (сейчас 0,45) и тем самым решить вопрос обеспечения большой химии
углеводородным 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 скорость
химических реакций»
Цели. Повторить понятия о скорости
химических реакций и влияющих на нее факторах.
Оборудование и
реактивы.
Держатель для пробирок, спиртовка, спички, водяная баня, штатив с химическими
пробирками, санитарная склянка; цинк (гранулы), железо (пористое
восстановленное), HCl (разб., 1:2), железо (стружки), СН3СООН
(разб., 1:2), H2SO4 (разб., 1:5), H2SO4
(разб., 1:10) [5].
Факторы, влияющие на
скорость химических реакций
|
Особенности 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 и
условия его смещения»
Цель. Закрепить понятия о химическом
равновесии и условиях его смещения.
Оборудование и
реактивы.
Спиртовка, спички, водяная баня, газоотводная трубка-капилляр, штатив с
пробирками, держатель для пробирок, санитарная склянка; хлорид натрия (р-р) и
хлорид натрия (крист.), карбонат натрия (р-р) и карбонат натрия (крист.),
известковая вода (Са(ОН)2), лакмус (p-p), метилоранж (р-р), едкий
натр (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
|
....
|
Глава
2. Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химических
реакций»
Прикладные аспекты
преподавания темы «Закономерности течения химических реакций» на мой взгляд
удобнее всего рассматривать на уроках, которые следуют сразу за рассмотрением
скорости реакции и химического равновесия, - это производство серной кислоты.
2.1 Вводная часть (применение и основные сведения)
Серная кислота – наиболее
сильная и самая дешевая кислота. Среди минеральных кислот, производимых
химической промышленностью, серная кислота по объему производства и потребления
занимает первое место. Серная кислота не дымит, в концентрированном виде не
разрушает 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. Она
широко используется в производстве минеральных удобрений, различных солей и
кислот, всевозможных органических продуктов, красителей, дымообразующих и
взрывчатых веществ и т.д. Серная кислота находит разнообразное применение в
нефтяной, металлургической, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и других
отраслях промышленности, используется в качестве водоотталкивающего и
осушающего средства, применяется в процессах нейтрализации, травления и т.д.
Наиболее важные области применения серной кислоты отражены на схеме 1. [6]
В настоящее время серная
кислота производится двумя способами: нитрозным, существующим более 200 лет, и
контактным, освоенным в промышленности в конце ХIХ и начале ХХ века. Первой стадией сернокислотного
производства 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 серной
кислоты. Окисление SO2 в SO3 в обычных условиях протекает крайне медленно. Для ускорения
процесса применяют катализаторы. В настоящее время контактным методом получают
концентрированную серную кислоту, олеум и 100% серный ангидрид.
Страницы: 1, 2, 3, 4
|
|
