Прикладные аспекты темы Скорость химической реакции и катализ на уроках химии в средней школе (стр. 3 из 9)

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 измельчениии перемешиванииувеличивается поверхностьсоприкосновения 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 одномиз 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 причинуразличной скорости химической реакции. Каким образом можно увеличить скорость реакции без нагревания?	…..

1.4 Практическая работа «Химическое равновесие и условия его смещения»