Прикладные аспекты темы Скорость химической реакции и катализ на уроках химии в средней школе

Курсовая работа

По теме

«Прикладные аспекты темы «Скорость химической реакции и катализ» на уроках химии в средней школе»

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

Глава 1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе

1.1 Урок № 1 1.1.3 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:

aA + bB = cC + dD,

скорость прямой реакции u_пр определяется из соотношения:

где k₁ – константа скорости прямой реакции, cA и cB – 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 u_обр 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: u_пр = u_обр . 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 u_пр > u_обр , если K_p < 1, то u_пр < u_обр . 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 H₃ О⁺ ) – 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

Внимание, отключите Adblock

Вы посетили наш сайт со включенным блокировщиком рекламы!
Ссылка для скачивания станет доступной сразу после отключения Adblock!

Скачать