Практическое занятие № 6 Энергетика и направленность химических процессов. Скорость химических реакций. Химическое равновесие. Катализ ( 1 час). Цели

1. Формирование представлений о пределах протекания и направленности химических реакций

2. Систематизация представлений о физико-химических свойствах электролитов

3. Формирование навыков к поиску, созданию распространению, применению новшеств и творчества в образовательном процессе для решения профессионально-педагогических задач (ПК-13).

4. Расширение представлений о катализе и теориях катализа

Содержание

Скорость химической реакции. Ее количественное выражение. Истинная и средняя скорости.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Работы Н.Н. Бекетова. Закон действия масс. Его применение для гомогенных и гетерогенных систем. Константа скорости реакции. Влияние фактора поверхности на скорость реакции в гетерогенной среде.

Зависимость скорости реакции от температуры, температурный коэффициент. Понятие об активных молекулах и энергии активации процесса.

Простой, ионный и радикальный механизм химических реакций. Свободные радикалы. Понятие о цепных реакциях. Работы академика Н.Н.Семенова. Катализ. Влияние катализаторов на скорость реакции. Виды катализа: гомогенный, гетерогенный и микрогетерогенный катализ, автокатализ, положительный и отрицательный катализ. Понятие об ингибиторах. Особенности ферментов как катализаторов. Использование катализа в промышленности. Роль катализаторов в биологических процессах.

Необратимые и обратимые химические реакции. Условия обратимости и необратимости химических процессов. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.

Принцип Ле Шателье. Смещение химического равновесия при изменении концентраций реагирующих веществ, давления и температуры. Катализаторы в обратимых процессах.

Значение учения о скорости реакции и химическом равновесии для управления химическими процессами.

Формулирование выводов

Работа с вопросами и расчетными задачами

Требования к умениям бакалавров Знать

Термодинамические параметры

Механизм процесса гидролиза и факторы смещающие равновесие гидролиза.

Механизмы протекания реакций

Теорию электролитической диссоциации

Факторы влияющие на протекание химической реакции

Принцип Ле Шателье. закон Лавуазье-Лапласа (первый закон термодинамики);

Закон Гесса (второй закон термодинамики) и его следствие;

факторы, влияющие на скорость протекания химических процессов;

Технику безопасности при работе в химической лаборатории

Основные понятия химической термодинамики,

Уметь

Писать термохимические уравнения реакции;

Обосновать возможность самопроизвольного протекания того или иного процесса;

Проводить электролиз

Объяснять растворимость веществ используя понятие произведения растворимости

Обосновывать направленность химических реакций

Писать выражения скорости прямой и обратной реакции для гомогенных и гетерогенных процессов;

Выводить константу равновесия обратимых реакций для гетерогенных и гомогенных процессов;

Объяснять причины смещения химического равновесия обратимых реакций в зависимости от влияющих факторов

Владеть

расчетами условий проведения процесса, теплового эффекта реакции, изменения энергии Гиббса и энтропии в ходе химической реакции;

основными методами анализа;

способами ориентации в профессиональных источниках информации (журналы, сайты, образовательные порталы);

техникой лабораторного эксперимента, правилами выполнения лабораторного практикума с соблюдением требований техники безопасности;

важнейшими приемами работы с химической посудой, оборудованием и реактивами.

расчетами изменения скорости реакции под влиянием различных факторов;

расчетами константы равновесия и равновесных концентраций реагирующих веществ.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

а) К 1н. раствору тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ прилить 2 н. раствор серной кислоты H₂SO₄.

Наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия и серной кислоты с выделением свободной серы:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄+ SO₂ + H₂O + S↓

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.

б) В три большие нумерованные пробирки налить разбавленый (1 : 200) раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃: в первую 5 мл, во вторую — 10 мл, в третью — 15 мл. К содержимому первой пробирки добавить 15 мл, затем 10 мл воды, и 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной (1 :200) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором Na₂S₂O₃ прилить при поме­шивании по 5 мл приготовленной H₂SO₄ и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке. Записать результаты по следующей форме:

№ пробирки	Объем раствора Na2S2O3,мл	Объем Н2О	Объем Н2SO4	Общий объем раствора	Условная концентрация Na2S2O3	Время протекания реакции до появления мути, t	Скорость реакции в условных еденицах
1 2 3	5 10 15	15 10 5	5 5 5	25 25 25	1с 2с 3с

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентра­ции реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с законом действия масс?

Зависимость скорости реакции от температуры

Для опыта взять разбавленные (1 : 200) растворы Na₂S₂O₃ и H₂SO₄.

Налить в три большие нумерованные пробирки по 10 мл раствора Na₂S₂O₃, в другие три пробирки — по 10 мл раствора серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с раствором Na₂S₂O₃ и H₂SO₄ в каждой паре.

Отметить температуру воздуха в лаборатории, слить вместе растворы первых двух пробирок, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

Две другие пробирки поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 °С выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время от слива до появления мути. Повторить опыт с оставшимися двумя пробирками, нагрев их в том же стакане с водой до температуры на 20 °С выше комнатной. Записать результаты по следующей форме:

№ пробирки	Объем раствора Na2S2O3,мл	Объем Н2SO4	Температура	Время до появления мути, t	Скорость реакции в условных еденицах v=1/t
1 2 3	10 10 10	5 5 5	0С 0С+100 0С+200

Составить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе значения температуры опытов, а на оси ординат — величины скорости реакции v = 1/t.

Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры. Какие значения принимает температурный коэффициент для большинства химических реакций?

Вопросы и задачи

1. Написать математическое выражение скорости для следующих реакций:

Н₂ + Сl₂ = 2HCl

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О

СuО + Н₂ = Cu+ Н₂О

Чему равна константа скорости химической реакции? Каков физический смысл этой величины?

2. Как изменяется скорость реакции: 2NO + О₂ = 2NO₂

а) при увеличении концентрации N0 в два раза; б) при одновременном увеличении концентрации N0 и О₂ каждой в три раза?

3. Во сколько раз реакция горения серы в чистом кислороде должна протекать быстрее, чем в воздухе?

4. Как изменится скорость химической реакции 2А + 2В = С, если концентрацию одного из реагирующих веществ увеличить в три раза, а температуру смеси понизить на 30⁰ С? Температурный коэффициент равен 2.

5. Написать математическое выражение константы химического равновесия для следующих реакций:

N₂ + 3Н₂ = 2NH₃

2NO₂ = N₂O₄

6. В какую сторону сместятся равновесия реакций:

2СО +О₂= 2СО+ 568,48 кДж

2SO₂ + О₂ =2SO₃ +172,38 кДж

2НВr= Вr₂+Н₂ — 59,83 кДж

N₂ + О₂= 2N₂O — 56,90 кДж

а) при понижении температуры; б) при повышении давления?

7. Равновесие реакции Н₂ + I₂ = 2HI установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: [Н₂] = 0,3 моль/л, [I₂] = 0,08 моль/л, [HI] = 0,35 моль/л. Определить исходные концентрации иода и водорода.

8. Скорость образования HI из иода и водорода при 443 ⁰С в момент, когда [Н₂] = [I₂] = 1, составляет 1,5 • 10^-2 моль/с. Скорость распада иодоводорода при той же температуре и при [HI] = 1 составляет 3 · 10^-4 моль/с. Определить константу равновесия реакции при указанной температуре.

9. Исходные концентрации иода и водорода при синтезе иодоводорода составляли каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ при 450 ⁰С, если константа химического равновесия при этой температуре равна 50.

10. Определить константу равновесия реакции N₂O₄=2NO₂, если исходная концентрация N₂O₄ — 0,02 моль/л и к моменту равновесия диссоциация его составляет 60%.

11. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2SO₂+ O₂ = 2SO₃ составляли соответственно [SO₂] = 0,04 моль/л, [О₂] = = 0,06 моль/л, [SO₃] = 0,02 моль/л. Вычислить константу равновесия и исход­ные концентрации оксида серы (IV) и кислорода.

12. Реакция образования иодводорода протекает по уравнению Н₂ + I₂ =2 НI. Исходная концентрация водорода равна 1 моль /л, а иода 0,6 моль/л. рассчитать концентрацию всех трех веществ в момент равновесия., если к моменту равновесия в реакцию вступило 50% водорода. Чему равна константа равновесия?

13. Приведите пример термохимического уравнения.

14. При стандартных условиях теплота сгорания водорода в кислороде равна 286,2 кдж/моль, а теплота сгорания водорода в озоне равна 333,9 кдж/моль. Чему равна теплота образования озона из кислорода при стандартных условиях?

15. От каких факторов зависит скорость: а) гомогенной; б) гетерогенной химической реакции?

16. Приведите пример кинетического уравнения.

17. В результате некоторой реакции в единице объема в единицу времени образовалось 3,4 г аммиака, а в результате другой реакции в тех же условиях 3,4 г фосфина. Одинаковы ли скорости этих реакций?

18. Определите среднюю скорость химической реакции СО₂+Н₂= СО + Н₂0 если через 80 с после начала реакции молярная концентрация воды была равна 0,24 моль/л, а через 2 мин 07 с стала равна 0,28 моль/л.

19. Как изменится скорость образования оксида азота (IV) в соответствии с реакцией: 2NO + O₂ =2 NO₂ если давление в системе увеличить в 3 раза, а температуру оставить неизменной?

20. Скорость некоторой реакции увеличивается в 2,5 раза при повышении температуры на каждые 10⁰С в интервале от 0 до 60⁰С. Во сколько ‚ увеличится скорость при повышении температуры от 20 до 45 ⁰С.

21. Как действует катализатор на химическое равновесие?

22. Как будет влиять увеличение температуры на состояние равновесия в следующих реакциях:

а) Н₂ + С1₂= 2НС1

б) Н₂ + J₂= 2Н J

23. Как будет влиять увеличение давления на состояние равновесия в следующих реакциях:

а) Н₂ + Вr₂ = 2НВr;

б) 2NO + O₂ =2 NO₂

в) 2N₂ O₄ =2 NO₂

24. Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов в реакциях:

а) СО_2(г)+С_(г)= 2СО_(г) -72,6 кДж

б) Fe₂O_3(т)+2H_2(г)= Fe_(т)+3H₂O_(г) -89,6 кДж

в) Н_2(г)+ S_(ж)= Н₂S _(г)+20,9 кДж

25. Почему во многих случаях реакция практически не проте­кает, хотя AG° реакции отрицательно? Какими способами можно в подобных случаях добиться протекания реакции?

26. Для реакции А₂ (г.) + В₂ (г.) =2АВ(г.) значениеэнергии Гибса в некотором интервале температур положительно. Означает ли это, что вещество АВ не может быть получено в этом интервале тем­ператур прямым взаимодействием А₂ и В₂? Ответ обосновать.

27. Не производя вычислений, указать, для каких из перечи- сленных процессов изменение энтропии положительно:

а) Mg О (к.) + Н₂ (г.) = Mg (к.) + Н₂ О (ж.);

б) С (графит) + С 0₂ (г.) = 2 С О (г.);

в) С Нз С О О Н (водн.) = С Н₃ С О О^- (водн.) + Н⁺ (водн.) ;

г) 4 Н С1 (г.) + 0₂ (г.) = 2 С1₂ (г.) + 2 Н₂ О (г.);

д) N Н₄ N 0₃ (к.) = N₂ О (г.) + 2 Н₂ О (г.).

25. Рассчитать возможность протекания реакции восстановления оксида меди (II) углеродом.

Методический инструментарий преподавателя:

-активные формы: фронтальный опрос.

Средства контроля: Тест, задания и задачи (см. фонд оценочных средств)

Содержание внеаудиторной работы бакалавра при подготовке к занятию

1. Владеть содержанием вопросов (по лекции).

2. Законспектировать вопосы: Порядок реакции. Термодинамические параметры в живой природе.

3. Подготовиться к диагностической самостоятельной работе в форме опроса и теста

4. Изучить термины по данной теме

Литература

Основная литература

1. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учеб. для вузов. - М.: Высшая школа, 2007. - 559 с. (Библиотека УлГПУ).

2. Князев Д.А., Смарыгин С.Н. Неорганическая химия: учебник для вузов. – М.: Дрофа, 2005. – 594 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38247).

Дополнительная литература

1. Кузьменко Н.Е.  Сборник задач и упражнений по химии. - М.: Экзамен, 2002. – 542 с. (Библиотека УлГПУ)

2. Глинка Н.Л.   Общая химия: учеб. пособие для нехим. специальностей вузов. - М.: Интеграл-Пресс, 2007. - 727 с. (Библиотека УлГПУ)

3. Лидин Р.А. Химия. Полный сборник задач: для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: Дрофа, 2007 - 610 с. (Электронный ресурс. – Режим доступа: http://www.knigafund.ru/books/38248).