 |
Скорость химической реакции
|
|
|
|
Содержание
Введение
Глава 1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе
1.1. Урок № 1 «Закономерности течения химических реакций»
1.1.1. Скорость химической реакции
1.1.2. Термохимические уравнения
1.1.3. Химическое равновесие
1.2. Практическая работа «Действие катализаторов»
1.3. Практическая работа «Влияние условий на скорость химических реакций»
1.4. Практическая работа «Химическое равновесие и условия его смещения»
Глава 2. Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химических реакций»
2.1. Вводная часть (применение и основные сведения)
2.2. Исходное сырье
2.3. Характеристика целевого продукта
2.4. Химическая схема процесса
Глава 3. Тесты и задачи прикладного характера
3.1. Тесты типа «А»
3.2. Тесты типа «В»
3.3. Тесты типа «С»
3.4. Решение производственных задач по теме «Химическое равновесие»
Заключение
Литература
Введение
В современных условиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школе становится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладного характера химических знаний.
Для того чтобы сохранить познавательный интерес учащихся, нужно убедить их в действенности химических знаний, сформировать личную потребность в овладении учебным материалом. Этому могут способствовать специально составленные задания, которые кроме собственно контролирующих вопросов содержат информацию прикладного характера, полезную в быту. [1]
В этой связи весьма актуальным является тема данной курсовой работы – изучение прикладных аспектов темы «Скорость химической реакции и катализ» на уроках химии в средней школе.
|
|
|
Глава 1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе
Для осознанного понимания химических процессов огромное значение имеет представление о химической кинетике и равновесии. Эти вопросы всегда были самыми сложными не только для учащихся, но и для учителей. Учебный материал темы поделен на 6 уроков, поскольку давно известно, что на одном уроке нельзя ознакомить учащихся более чем с двумя понятиями.
План изучения темы
1. Скорость химических реакций.
2. Зависимость скорости реакции от внешних факторов.
3. Влияние температуры на скорость реакции.
4. Катализ.
5-6. Химическое равновесие и его смещение.
Преподавание темы «Закономерности течения химических реакций. Скорость химической реакции и катализ» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темы пользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 8 - 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8 - 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение закономерностей протекания химических реакции отводится 6 ч [3, 4].
Урок № 1 «Закономерности течения химических реакци й»
Знать: энергетику химических превращений; закон Гесса; зависимость скорости химической реакции от температуры, концентрации, площади соприкосновения реагирующих веществ, природы реагирующих веществ, участия катализаторов и ингибиторов; правило Вант-Гоффа; принцип Ле Шателье; условия смещения химического равновесия.
|
|
|
Уметь: на конкретных примерам разъяснять зависимость скорости химических реакций от различных факторов и смещение химического равновесия в зависимости от условий течения реакций; использовать понятия скорости химической реакции, теплот образования и сгорания при решении расчетных задач.
Основные понятия: тепловой эффект, термохимическое уравнение, экзотермические и эндотермические реакции, энтальпия, энергия активации, теплоты образования и сгорания веществ, энтропия, химическое равновесие, реакции обратимые и необратимые, реакции прямые и обратные, равновесные концентрации, константа химического равновесия, скорость химической реакции, катализатор, ингибитор, каталитическая реакция [2].
Контрольные вопросы
1. От каких факторов зависит скорость реакции?
2. Что называют скоростью химической реакции?
3. По каким формулам можно рассчитать величину скорости реакции?
4. Как формулируют закон действия масс?
5. Как читается правило Вант-Гоффа?
6. Почему при повышении температуры скорость реакции возрастает?
7. Какие вещества называют катализаторами, а какие ингибиторами?
8. Что называют кинетическим уравнением реакции?
9. Что называют энергией активации?
10. Какие реакции называют обратимыми и какие необратимыми?
11. Что называют химическим равновесием?
12. Что называют константой равновесия?
13. Что называют смещением химического равновесия?
14. Как читается принцип Ле Шателье?15. Почему любая химическая реакция сопровождается тепловым эффектом?
16. Какие реакции называют экзотермическими, а какие эндотермическими?
17. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него.
Скорость химической реакции
Скорость химической реакции u – физическая величина.
где С 1 – начальная концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t1, С 2 – концентрация в момент времени t2, t1 – начальное время, t2 – время окончания реакции. Поскольку значение скорости реакции не может быть отрицательным, то в случае получения отрицательного значения берем его математический модуль.
Единицы измерения величин: С – моль/л, t – с (секунда), u – моль/(л•с).
Скорость химической реакции зависит: от природы реагирующих веществ; от концентрации реагентов; от температуры; от поверхности соприкосновения реагирующих веществ (для гетерогенных систем); от участия катализатора или ингибитора.
|
|
|
Для реакции А + В = С
u = k [A]•[B],
где k – константа скорости, [A] – концентрация вещества А, [В] – концентрация вещества В.
Если в реакции в отдельном столкновении участвуют а молекул А и b молекул В, т. е. а А + b В = С, то выражение u = k •[A]а•[B]b называют законом действующих масс. (Показатели степени а и b часто не равны стехиометрическим коэффициентам вследствие сложного механизма реакции.)
При повышении температуры на каждые 10° скорость реакции возрастает в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа):
где u2 – скорость реакции при температуре t2, u1 – скорость реакции при температуре t1, g – температурный коэффициент, он принимает значения от 2 до 4. Скорость реакции обратно пропорциональна времени:
Алгоритмы по теме «Скорость химической реакции»
Алгоритм 1. Вычисление скорости химической реакции.
Задача. Вычислите среднюю скорость химической реакции, если через 20 с от начала реакции концентрация веществ составляла 0,05 моль/л, а через 40 с – 0,04 моль/л.
Алгоритм 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов
Задача. Как изменится скорость химической реакции 2СО + О2 
2СО2, если уменьшить объем газовой смеси в 2 раза?
Алгоритм 3. Зависимость скорости реакции от температуры
Задача. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 300 до 350 °С, если температурный коэффициент равен 2?
Задачи для самоконтроля
1. Как изменится скорость реакции
2Fe + 3Cl2 2FeCl3,
если давление системы увеличить в 5 раз?
Ответ. Увеличится в 125 раз.
2. Скорость реакции при охлаждении от 80 до 60 °С уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.
Ответ. 2.
3. Реакция при 50 °С протекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при t = 70 °C, если температурный коэффициент равен 3?
Ответ. 15 с.
|
|
|
Термохимические уравнения
В термохимических уравнениях в отличие от химических указывается тепловой эффект химической реакции и между левой и правой частями уравнения принято ставить знак равенства (=).
Тепловой эффект Q измеряется в килоджоулях (кДж), в случае экзотермических реакций он положителен, а в случае эндотермических реакций отрицателен.
Энтальпия (DН) – величина, характеризующая внутреннюю энергию вещества, обратная по знаку тепловому эффекту, имеет размерность кДж на моль (кДж/моль).
Две возможные формы записи термохимического уравнения:
2Н2 (г.) + О2 (г.) = 2Н2О (г.) + 483,6 кДж
Н2 (г.) + 1/2О2 (г.) = Н2О (г.), 
= –241,8 кДж/моль.
Закон Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:
При химической реакции теплота выделяется или поглощается. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими реакциями, а сопровождающиеся поглощением теплоты – эндотермическими.
Эндотермические и экзотермические реакции
Алгоритм 4. Вычисление теплового эффекта реакции по известному термохимическому уравнению
Задача. По термохимическому уравнению
N2 (г.) + О2 (г.) = 2NО (г.) – 180,7 кДж
вычислите, сколько поглотится теплоты при вступлении в реакцию 5,6 л азота (н. у.).
Алгоритм 5. Составление термохимического уравнения
Задача. При сжигании 3 г магния выделилось 75,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния.
Алгоритм 6. Вычисление теплоты сгорания вещества
Задача. По термохимическому уравнению реакции
2СО (г.) + О2 (г.) = 2СО2 (г.) + 566,5 кДж
вычислите теплоту сгорания оксида углерода(II).
Алгоритм 7. Вычисление теплоты образования вещества
Задача. При сжигании 93 г белого фосфора выделилось 2322 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования оксида фосфора(V).
Алгоритм 8. Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса
Задача. Вычислите тепловой эффект реакции
Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe,
если теплота образования оксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксида алюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).
Задания для самоконтроля
1. Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.
Ответ. CaCO3 = CaO + CO2 
– 177 кДж/моль.
2. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 м3 смеси, состоящей из 30% (по объему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществ выделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?
|
|
|
Ответ. 59 531 кДж.
3. Вычислите теплоту сгорания ацетилена С2Н2, если теплота образования углекислого газа 393,5 кДж/моль, водяного пара – 242 кДж/моль, ацетилена – 226,8 кДж/моль.
Ответ. 1604,4 кДж.
Химическое равновесие
Необратимых реакций нет, любой процесс, рассматриваемый как необратимый, может быть превращен в обратимый (и наоборот). Разложение карбоната кальция:
Реакция необратима, если она осуществляется в открытой системе (т. е. где из сферы реакции возможно улетучивание оксида углерода(IV)). Однако в замкнутой системе процесс идет не полностью. Когда в системе устанавливается определенное давление газа, препятствующее разложению, процесс становится обратимым. Для обратимой реакции, записываемой в общем виде:
a A + b B = c C + d D,
скорость прямой реакции uпр определяется из соотношения:
где k 1 – константа скорости прямой реакции, c A и c B – молярные концентрации веществ А и В. Концентрации веществ А и В уменьшаются, и, следовательно, скорость прямой реакции понижается. Появление в системе продуктов С и D означает возможность протекания обратного процесса, скорость которого uобр математически выражается следующим образом:
По мере накопления в системе веществ С и D скорость обратного процесса непрерывно возрастает до выравнивания скоростей прямой и обратной реакций: uпр = uобр. Подобное состояние системы называется химическим равновесием. Соотношение между концентрациями при равновесии выражается формулой:
где K p – константа равновесия, [A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации веществ. Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Если K p > 1, то uпр > uобр, если K p < 1, то uпр < uобр. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется универсальным принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие, выражающееся в изменении концентрации, температуры или давления, то равновесие смещается в направлении, способствующем ослаблению этого воздействия.
Пример 1. Почему лакмус (HInd) в кислой среде (избыток H3О+) – красный, а в щелочной (избыток гидратированного ОН–, рН > 7) – cиний?
Решение
Уравнение диссоциации индикатора можно представить в виде:
HInd 
Н+ + Ind–.
В состоянии химического равновесия:
1) При избытке в растворе гидратированного Н+ (кислая среда, рН < 7) Кр < 1. Химическое равновесие сдвигается в сторону обратной реакции, т. е. в растворе накапливаются недиссоциированные молекулы индикатора красного цвета.
2) Избыток ОН– (щелочная среда, рН > 7) нейтрализует ионы гидроксония, т. е. уменьшает их концентрацию, что сдвигает равновесие вправо (К р > 1), в сторону накапливания гидратированных анионов индикатора синего цвета Ind–.
Пример 2. Вывести математическое выражение Кр для реакции:
2SO2 + O2 = 2SO3 + Q.
Используя численное значение Кр и принцип Ле Шателье, объяснить, как можно предсказать сдвиг равновесия вправо.
Решение
Сместить равновесие вправо можно с помощью следующих воздействий.
1) Увеличить концентрацию реагирующих веществ. Такое воздействие можно описать неравенством:
Число молекул SO2 и O2 в единице объема увеличивается, столкновения между ними становятся чаще и концентрация SO3 тоже возрастает.
2) Уменьшить концентрацию продукта реакции. При уменьшении концентрации (отводе) SO3 результат подобен предыдущему. Новые порции исходных веществ будут реагировать для компенсации удаляемого продукта.
3) Понизить температуру. Прямая реакция – экзотермическая, поэтому для сдвига равновесия вправо систему следует охлаждать. Потерянное тепло будет восполняться вследствие усиления прямой реакции. (Наоборот, повышение температуры вызовет сдвиг равновесия влево.)
4) Повысить давление. Исходные вещества – газообразные, продукт – жидкое вещество (в виде пара). Прямая реакция идет с уменьшением объема, следовательно, увеличивая давление, мы смещаем равновесие вправо, а уменьшая – влево. Если бы реакция шла без 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].
|
|
|
