Учитель. Начнем с характеристики реакции. В тетради делаем записи.

1. Характеристика реакции.

Запишем уравнение данной реакции и по известному нам плану охарактеризуем ее. (План на столе перед каждым учеником - приложение 2. Ребята составляют характеристику реакции в тетради.)

Ответ:

А. Это реакция неполного окисления хлороводорода.

Б. Это окислительно-восстановительная реакция. Ион хлора - восстановитель, кислород - окислитель.

В. Это гомогенная реакция, т.к. все участвующие в ней вещества - газы.

Г. Это обратимая реакция. Формула для расчета константы равновесия имеет вид:

Кр = .

Д. Реакция экзотермическая.

Е. Реакция каталитическая (катализаторы - хлорид меди(II) и хлорид железа(III).)

Мы ответили на первый пункт запроса. Переходим к следующему пункту запроса.

2. Оценка эффективности производства.

Давайте подумаем, какой фактор позволит нам оценить эффективность производства.

(Ответ. Константа равновесия.)

Как константа равновесия связана с эффективностью производства?

(Ответ. Чем выше значение константы равновесия, тем выше содержание в реакционной смеси продуктов реакции, тем эффективнее производство.)

Нам нужно рассчитать константу равновесия. Формула для расчета нами уже составлена, воспользуемся ею (один ученик рассчитывает константу у доски):

Кр = = 0,2083.

Вывод (формулируют учащиеся). Поскольку значение константы равновесия меньше 1, значит, производство малоэффективно. (Учащиеся записывают в тетрадь.)

Учитель. Итак, вывод нового коммерческого директора оказался верным - производственные затраты не окупаются вследствие малого выхода продукта реакции. Переходим к следующему пункту запроса.

3. Факторы, влияющие на повышение эффективности производства.

Данная реакция обратимая. Какие факторы влияют на смещение равновесия?

(Ответ. Температура, давление, концентрации исходных веществ и продуктов реакции.)

Подумайте, в какую сторону нужно сместить равновесие реакции, чтобы повысить эффективность производства, и как нужно изменить перечисленные факторы, чтобы равновесие реакции сместилось в нужную нам сторону.

(Ответ. Поскольку необходимый нам продукт реакции - хлор - образуется в результате прямой реакции, значит, равновесие нужно сместить вправо. Тогда повысится эффективность производства. Для этого:

а) давление необходимо повысить (прямая реакция идет с уменьшением давления);

б) температуру понизить (прямая реакция - экзотермическая);

в) концентрации исходных веществ увеличить;

г) концентрации продуктов реакции уменьшить (например, осушить при помощи серной кислоты).)

Переходим к четвертому пункту запроса.

Расчетная часть.

Химическое равновесие характеризуется равенством скоростей прямой и обратной реакций. Если изменить одно из внешних условий (давление или температуру), происходит смещение равновесия. Следовательно, нарушается равенство скоростей прямой и обратной реакций. Наша задача - расчетами доказать нарушение этого равенства. Рассмотрим сначала воздействие давления на смещение равновесия. Какой закон химической кинетики определяет зависимость скорости химической реакции от давления?

(Ответ. Поскольку давление находится в прямо пропорциональной зависимости от концентрации реагирующих веществ, то для расчетов можно применить закон действующих масс.) (Учащиеся дают формулировку закона.)

Давайте запишем выражение закона действующих масс для прямой и обратной реакций для начальных условий и после изменения давления.

Страничку тетради учащиеся делят пополам на две колонки: в первой колонке производят расчеты для прямой реакции, во второй - для обратной.

Учитель. Проверяем результаты расчетов и делаем вывод.

Один ученик записывает результаты расчетов на доске и формулирует вывод, который все остальные записывают в тетрадь.

Вывод. В результате увеличения давления в три раза скорость прямой реакции будет превосходить скорость обратной реакции в три раза, что приведет к смещению равновесия вправо и увеличению выхода продукта реакции.

Учитель. Производственные мощности завода позволяют увеличить температуру на 20 градусов. Используя принцип Ле Шателье, ответьте, пожалуйста, приведет ли это к увеличению выхода продукта.

(Ответ. Hет, т.к. прямая реакция - экзотермическая и увеличение температуры приведет к ее замедлению.)

Давайте проверим это расчетами. Какое правило нам поможет в этом?

(Ответ. Правило Вант-Гоффа.)

Учащиеся формулируют правило. Один ученик записывает на доске его выражение и рассчитывает изменение скорости для прямой и обратной реакций после повышения температуры на 20 градусов:

пр1/пр = 2,92 = 8,41,

обр1/обр = 3,72 = 13,69.

Учащиеся формулируют вывод и записывают его в тетрадь.

Вывод. Повышение температуры на 20 градусов на данном производстве нецелесообразно, т.к. приводит к снижению выхода продукта (после повышения температуры скорость обратной реакции превышает скорость прямой реакции в 1,6 раза).

Подведение итогов урока

Учитель. Ребята, на уроке мы с вами составили ответ на запрос химического производства. Подумайте, знания каких законов помогли нам это сделать.

(Ответ. Принцип Ле Шателье, закон действующих масс, правило Вант-Гоффа.) Каков же главный итог нашего урока? Чему вы научились?

(Ответ. Научились применять полученные ранее знания на практике. Узнали, что изученные нами законы химической кинетики применимы на конкретных химических производствах и позволяют оценить эффективность производства.)

Домашнее задание. Выполнить задания 1-4, приведенные ниже.

Задание 1

Реакция

2NO + Cl2 2NOCl + 73,3 кДж

протекает с выделением теплоты.

Определите, в сторону какой реакции сместится равновесие, если общее давление в системе понизить в 4 раза и одновременно повысить температуру на 40 градусов (температурные коэффициенты прямой и обратной реакций равны 2 и 5 соответственно).

Задание 2

Реакция между газами протекает по уравнению:

4А + В 2С + 2D + Q.

В какую сторону сместится равновесие этой реакции, если давление увеличить в 3 раза и одновременно повысить температуру на 20 градусов? Температурные коэффициенты прямой и обратной реакций равны 2,9 и 3,7 соответственно.

Задание 3

Сместится ли равновесие обратимой газофазной реакции

А + В 2С - Q

при понижении давления в 2 раза и одновременном понижении температуры на 25 градусов, если температурные коэффициенты прямой и обратной реакций соответственно равны 3,0 и 2,1?

Задание 4

При состоянии равновесия системы

N2 + 3H2 2NH3

концентрации реагирующих веществ были следующими (моль/л):

[N2] = 0,3, [H2] = 0,9, [NH3] = 0,4.

Рассчитайте, как изменятся скорости прямой и обратной реакций, если давление в системе увеличить в 5 раз. В каком направлении сместится равновесие? [5, 16]

Заключение

Анализ результатов проведенной работы приводит к следующим выводам:

Закономерности протекания химических реакций, в том числе и обратимых, используются почти везде, например, в промышленности;

Естественно, на этих производствах образуются отходы, которые загрязняют окружающую среду;

Рациональное сочетание условий протекания реакций (в абсолюте - создание замкнутых, циклических процессов) приводит к сокращению выбросов в окружающую среду.

Можно привести множество примеров использования основных закономерностей протекания химических реакций в производствах. В узких рамках школьной программы отражены лишь 1 - 2 конкретных примера, хотя, на мой взгляд, изучение химии с прикладных позиций поможет привить ученикам устойчивый интерес к овладению данной дисциплиной.

Литература

1. О. В. Байдалина. О прикладном аспекте химических знании // Химия в школе, 2005, № 5, с. 45-47.

2. Ахметов Н. С. Методика преподавания темы «Закономерности протекания химических реакций» // Химия в школе. 2002, № 3, с. 15 - 18.

3. Ахметов Н. С. Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1998 г.

4. Рудзитис Г. Е., Фельдман Р. Г. Учебник для 8 класса средней школы. М.: Просвещение, 1992.

5. Материалы сайта www.1september.ru

6. О. С. Габриелян, Н. П. Воскобойникова, А. В. Ящукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М.: Дрофа, 2003 г.

7. Малинин К. М. Технология серной кислоты и серы. М., Л., 1994.

8. Васильев Б. Г., Отвагина М. И. Технология серной кислоты. М., 1985.

9. Отвагина М. И., Явор В. И., Сретенская Н. С., Шарифов М. Ю. Промышленность минеральных удобрений и серной кислоты. М., НИИТЭХИМ. 1972. Выпуск № 4.

10. Резницкий И. Г. Возможности использования нитрозного способа для переработки газов автогенных процессов на серную кислоту / Цветные металлы. 1991. № 4.

11. Березина Л. Т., Борисова С. И. Утилизация фосфогипсов - важнейшая экологическая проблема // Химическая промышленность. 1999 г. № 12.

12. Громов А. П. Экологические аспекты производства серной кислоты // Экология и промышленность России. 2001, № 12.

13. Лидин Р. А. Химия: Руководство к экзаменам / Р. А. Лидин, В. Б. Маргулис. - М.: ООО Издательство «АСТ»: ООО «Издательство Астрель», 2003. с. 64 - 70.

14. Единый государственный экзамен 2002: Контрольные измерительные материалы: Химия / А. А. Каверина, Д. Ю. Добротин, М. Г. Снастина и др.; М.: Просвещение, 2002. - с. 39 - 51.

15. Химия: Большой справочник для школьников и поступающих в вузы / Е. А. Алферова, Н. С. Ахметов, Н. В. Богомолова и др. М.: Дрофа, 1999. с. 430-438

16. Р. П. Суровцева, С. В. Сафронов. Задания для самостоятельной работы по химии. М.: Просвещение, 1993 г.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7