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

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].
1.1 Урок № 1 «Закономерности течения химических реакций»
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.
1.1.1 Скорость химической реакции
Скорость химической реакции u – физическая величина.

где С₁ – начальная концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t₁, С₂ – 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. аА + bВ = 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.
1.1.2 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.

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 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.

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 измельчении и перемешивании увеличивается поверхность соприкосновения 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 одном из 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 причину различной скорости химической реакции. Каким образом можно увеличить скорость реакции без нагревания?	…..

Порядок работы	Задания	Наблюдения и выводы
Испытать растворы щелочи и кислоты раствором метилового оранжевого	Объяснить с точки зрения принципа Ле Шателье изменение окраски индикатора (HInd) в нейтральной, кислой и щелочной средах. Kакие факторы и как влияют на сдвиг равновесия? Показать на схеме и в расчете согласно основному закону химической кинетики (закон действующих масс)	.....
Собрать два одинаковых прибора согласно схеме. В реакторе первого смешать разбавленные водные растворы хлорида натрия и серной кислоты, в реакторе второго –кристаллический хлорид натрия и концентрированную серную кислоту H2SО4. Газоотводную трубку в приемниках (сборниках) поместить над водой, подкрашенной лакмусом. Обе смеси подогреть	Объяснить, почему в первом реакторе нет изменений, характеризующих ход химической реакции, а во втором таковые есть. Какие они? Указать причины сдвига равновесия, записать уравнения реакций происходящих процессов	…..
Используя два прибора, как и в предыдущем опыте, проверить взаимодействие сильно разбавленного раствора карбоната натрия с серной кислотой и кристаллической соли с концентрированной H2SO4. B сборник под газоотводную трубку поместить известковую воду. Смеси нагреть	Составить уравнения реакций происходящих процессов и объяснить разницу в наблюдаемых признаках, причины сдвига равновесия и увеличения скорости прямой реакции	…..
Использовать схему ответа, аналогичную рассмотренной в предыдущих примерах	Вывести математическое выражение Kp для реакции: 2H2S + 3О2 = 2Н2О + 2SО2 + Q. Объяснить на основании Kp и принципа Ле Шателье условия сдвига равновесия вправо	....

H2SO4

гипс

Минеральные удобрения

Сульфат аммония (NH4)2SO4

Травление металлов

Металлургия: Al, Mg, Cu, Hg, Co, Ni, Au и др.

Минеральные кислоты HF, H3PO4, H3BO3

Минеральные пигменты

Очистка нефтепродуктов и минеральных масел

Химические волокна, текстильная промыш-сть

Производство патоки и глюкозы

Органические красители

Получение спиртов, эфиров и др. органических веществ

Взрывчатые вещества

Производство K2Cr2O7 и Na2Cr2O7

Производство сульфатов Na, K, Fe, Cu, Zn, Al и др.

нНитрозный способ

 


Внедряется процесс конденсации H₂SO₄, заменяющий абсорбцию серного ангидрида. Также для производства серной кислоты используют ангидрид или безводный сульфат кальция CaSO₄, гипс или двуводную соль CaSO₄ ×2H₂O и фосфогипс, представляющий собой отход производства концентрированных фосфорных удобрений (смесь гипса, соединений фтора, окислов фосфора, SO₂ и других примесей).
В нитрозном способе катализатором служат оксиды азота. Окисление SO₂ происходит в основном в жидкой фазе и осуществляется в башнях с насадкой. Поэтому нитрозный способ называют башенным. Обжиговый газ обрабатывается серной кислотой, в которой растворены окислы азота. Сернистый ангидрид обжигового газа поглощается нитрозой, и затем окисляется окислами азота по реакции: SO₂ + N₂O₃ + H₂O = H₂SO₄ + 2NO. Образующийся NO плохо растворим в нитрозе и выделяется, а затем частично окисляется кислородом до NO₂. Смесь NO и NO₂ вновь поглощается H₂SO₄.
Промышленность выпускает три вида товарной серной кислоты: башенная кислота (С = 75%, t_крист= -29,5 °С); контактная кислота (С = 92,5%, t_крист= -22,0 °С); Олеум (С = 20% своб. SO₃, t_крист= +2 °С) [7, 8].
2.2 Исходное сырье
Традиционными источниками являются сера и железный (серный) колчедан. Значительное место в сырьевом балансе занимают отходящие газы цветной металлургии, содержащие диоксид серы.
В целях защиты окружающей среды во всем мире принимаются меры по использованию отходов промышленности, содержащих серу. Из-за низкой концентрации SO₂ в отходящих газах тепловых электростанций и металлургических заводов их переработка пока еще не всегда осуществима [7].

2.3 Характеристика целевого продукта
Серная кислота может существовать как самостоятельное химическое соединение H₂SO₄, а также в виде соединений с водой H₂SO₄×H₂O, H₂SO₄×2H₂O, H₂SO₄×4H₂O и с триоксидом серы H₂SO₄×SO₃, H₂SO₄×2SO₃. В технике серной кислотой называют и безводную H₂SO₄ и ее водные растворы (это смесь H₂O, SO₃ и соединений H₂SO₄×nH₂O) и растворы триоксида серы в безводной H₂SO₄ – олеум (смесь H₂SO₄ и соединений H₂SO₄×nSO₃).
Безводная серная кислота – тяжелая маслянистая бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой и триоксидом серы в любом соотношении. Физические свойства серной кислоты, такие, как плотность, температура кристаллизации, температура кипения, зависят от ее состава.
Безводная 100%-ная кислота имеет сравнительно высокую температуру кристаллизации 10,7 °С. Чтобы уменьшить возможность замерзания товарного продукта при перевозке и хранении, концентрацию технической серной кислоты выбирают такой, чтобы она имела низкую температуру кристаллизации. Промышленность выпускает 3 вида товарной серной кислоты.

	Концентрация	Температура кристаллизации, °С
Башенная кислота	75%	-29 °C
Контактная кислота	92,5%	-22 °C
Олеум	20% своб.SO3	+2 °C

Серная кислота и вода образуют азеотропную смесь состава 98,3% H₂SO₄ и 1,7% H₂O с максимальной температурой кипения (336,5°С). Состав находящихся в равновесии жидкой и паровой фаз для кислоты азеотропной концентрации одинаков; у более разбавленных растворов кислоты в паровой фазе преобладают пары воды, в паровой фазе над олеумом высока равновесная концентрация SO₃.
Серная кислота весьма активна. Она растворяет оксиды металлов и большинство чистых металлов, вытесняет при повышенной температуре все другие кислоты из солей. Особенно жадно серная кислота соединяется с водой благодаря способности давать гидраты. Она отнимает воду у других кислот, от кристаллогидратов солей и даже кислородных производных углеводородов, которые содержат не воду как таковую, а водород и кислород в сочетании Н : О = 2. Дерево и другие растительные и животные ткани, содержащие целлюлозу (С₆Н₁₀О₅), крахмал и сахар, разрушаются в концентрированной серной кислоте; вода связывается с кислотой и от ткани остается мелкодисперсный углерод. В разбавленной кислоте целлюлоза и крахмал распадаются с образованием сахаров. При попадании на кожу вызывает ожоги [7-12].
2.4 Химическая схема процесса
1.Сжигание серы
 При получении обжигового газа путем сжигания серы отпадает необходимость очистки от примесей. Стадия подготовки будет включать лишь осушку газа и утилизацию кислоты. При сжигании серы протекает необратимая экзотермическая реакция:
S + O₂ = SO₂ (1)
с выделением очень большого количества теплоты: изменение Н=-362,4 кДж/моль, или в пересчете на единицу массы 362,4/32 = 11,325 кДж/т = 11325 кДж/кг S.
Расплавленная жидкая сера, подаваемая на сжигание, испаряется (кипит) при температуре 444,6 °С; теплота испарения составляет 288 кДж/кг. Теплоты реакции горения серы вполне достаточно для испарения исходного сырья, поэтому взаимодействие серы и кислорода происходит в газовой фазе.
Серу предварительно расплавляют (для этого можно использовать водяной пар, полученный при утилизации теплоты основной реакции горения серы). Так как температура плавления серы сравнительно низка, то путем отстаивания и последующей фильтрации от серы легко отделить механические примеси, не перешедшие в жидкую фазу, и получить исходное сырье достаточной степени чистоты. Для сжигания расплавленной серы используют два типа печей – форсуночные и циклонные. В них необходимо предусмотреть распыление жидкой серы для ее быстрого испарения и обеспечения надежного контакта с воздухом во всех частях аппарата (рис. 1).
Обжиговый газ поступает в котел-утилизатор и далее в последующие аппараты. Если воздух берут в стехиометрическом количестве, т.е. на каждый моль серы 1 моль кислорода, то при полном сгорании серы концентрация будет равна объемной доле кислорода в воздухе С(SO_2max) = 21%. Однако обычно воздух берут в избытке, так как в противном случае в печи будет слишком высокая температура.

При адиабатическом сжигании серы температура обжига для реакционной смеси стехиометрического состава составит ~ 1500 °С. В практических условиях выше 1300 °С разрушается футеровка печи и газоходов. Обычно при сжигании серы получают обжиговый газ, содержащий 13 – 14% SO₂.
2. Контактное окисление SO₂ в SO₃
Контактное окисление диоксида серы является типичным примером гетерогенного окислительного экзотермического катализа.
Реакция окисления диоксида серы
SO₂ + 0,5 O₂ = SO₃ (2)
характеризуется очень высоким значением энергии активации и поэтому практическое ее осуществление возможно лишь в присутствии катализатора.
В промышленности основным катализатором окисления SO₂ является катализатор на основе оксида ванадия V₂O₅ (ванадиевая контактная масса). Каталитическую активность в этой реакции проявляют и другие соединения, но платиновые катализаторы чувствительны даже к следам As, Se, Cl₂ b др.
Скорость реакции повышается с ростом концентрации кислорода, поэтому процесс в промышленности проводят при его избытке.
Так как реакция окисления SO₂ относится к типу экзотермических, температурный режим ее проведения должен приближаться к линии оптимальных температур. Нижним температурным пределом является температура зажигания ванадиевых катализаторов, составляющая в зависимости от вида катализатора и состава газа 400 – 440°С. Верхний температурный предел составляет 600 – 650°С и определяется тем, что выше этих температур происходит перестройка структуры катализатора, и он теряет свою активность.
В диапазоне 400 – 600°С процесс стремятся провести так, чтобы по мере увеличения степени превращения температура уменьшалась.
Чаще всего в промышленности используют полочные контактные аппараты с наружным теплообменом (рис. 1). Схема теплообмена предполагает максимальное использование теплоты реакции для подогрева исходного газа и одновременное охлаждение газа между полками. Одна из важнейших задач, стоящих перед сернокислотной промышленностью, - увеличение степени превращения диоксида серы и снижение его выбросов в атмосферу. Эта задача может быть решена несколькими методами.
Один из наиболее рациональных методов решения этой задачи, - метод двойного контактирования и двойной абсорбции (ДКДА). Для смещения равновесия вправо и увеличения выхода процесса, а также для увеличения скорости процесса процесс проводят по этому методу. Реакционную смесь, в которой степень превращения SO₂ составляет 90 – 95%, охлаждают и направляют в промежуточный абсорбер для выделения SO₃. В оставшемся реакционном газе соотношение O₂:SO₂ существенно повышается, что приводит к смещению равновесия реакции вправо. Вновь нагретый реакционный газ снова подают в контактный аппарат, где на одном-двух слоях катализатора достигают 95% степени превращения оставшегося SO₂. Суммарная степень превращения SO₂ составляет в таком процессе 99,5% - 99,8 %.
3. Абсорбция триоксида серы
Последняя стадия производства серной кислоты контактным способом – абсорбция SO₃ из газовой смеси и превращение его в серную кислоту.
nSO₃ + H₂O = H₂SO₄ + (n-1)SO₃ + Q                 (3)
если n > 1, то получается олеум (раствор SO₃ в H₂SO₄)
если n = 1 , то получается моногидрат (98,3% H₂SO₄)
если n < 1, то получается разбавленная серная кислота
При выборе абсорбента и условий проведения стадии абсорбции необходимо обеспечить почти 100%-ное извлечение SO₃ из газовой фазы. В качестве абсорбента нельзя использовать такие растворы, над поверхностью которых велико парциальное давление паров воды. В этом случае еще не растворенные молекулы SO₃ будут реагировать с молекулами воды в газовой фазе с образованием паров серной кислоты и быстро конденсироваться в объеме с образованием мельчайших капель серной кислоты, диспергированных в инертной газовой среде, т.е. с образованием сернокислотного тумана:
SO_3(г) + H₂O_(г) ® H₂SO_4(г) ® H₂SO_{4(туман)} ; Q > 0
Туман плохо улавливается в обычной абсорбционной аппаратуре и в основном уносится с отходящими газами в атмосферу. Оптимальным абсорбентом является 98,3%-ная серная кислота (моногидрат). Действительно, над этой кислотой практически нет ни паров воды, ни паров SO₃. Протекающий при этом процесс можно условно описать уравнением реакции:
SO₃ + nH₂SO₄ + H₂O = (n+1) H₂SO₄
Для обеспечения высокой степени поглощения следует поддерживать в абсорбере концентрацию серной кислоты, близкую к 98,3%, а температуру ниже 100°С. Однако в процессе абсорбции SO₃ происходит закрепление кислоты и в силу экзотермичности реакции увеличивается температура. Поэтому абсорбцию ведут так, чтобы концентрация H₂SO₄ при однократном прохождении абсорбера повышалась только на 1-1,5%, закрепившуюся серную кислоту разбавляют в сборнике до 98,3%, охлаждают в наружном холодильнике и вновь подают на абсорбцию, обеспечивая циркуляцию (рис. 2) [7 - 12].



Глава 3. Тесты и задачи прикладного характера
3.1 Тесты типа «А»
1. Равновесие реакции 2Н₂S (г.) + 3О₂ (г.) = 2Н₂О (г.) + 2SO₂ (г.) при повышении давления смещается:
а) вправо;                              +
б) влево;
в) давление не влияет на равновесие.
2. Вещество, ускоряющее ход реакции, но при этом не расходующееся:
а) ингибитор;                                 
б) катализатор;                      +
в) индикатор.
3. Повышение температуры в реакции 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О + Q кДж сказывается следующим образом:
а) не оказывает влияния;
б) смещает равновесие вправо;
в) смещает равновесие влево.        +
4. Натрий энергичнее реагирует с водой, чем железо, поскольку:
а) натрий – газообразный элемент;
б) натрий – катализатор этой реакции;
в) натрий – ингибитор этой реакции;
г) натрий – щелочной металл.                +
5. Реакцию, протекающую с поглощением тепла, называют:
экзотермической;                            3) реакцией разложения;
реакцией соединения;                     4) эндотермической.             +
6. Реакцию, уравнение которой 2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂­ + Q, относят к реакциям:
замещения, экзотермическим;                 +
разложения, экзотермическим;
присоединения, эндотермическим;
обмена, эндотермическим.
7. Реакцию, уравнение которой 3H₂+N₂ Û 2NH₃ + Q, относят к реакциям:
1) обратимым, экзотермическим;           +
2) необратимым, экзотермическим;
3) обратимым, эндотермическим;
4) необратимым, эндотермическим.
8. В ходе химических реакций тепловая энергия реакционной системы:
не изменяется;
поглощается;
выделяется;
может поглощаться или выделяться.               +
9. С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция взаимодействия:
углерода с кислородом;
железа с раствором уксусной кислоты;
железа с соляной кислотой;
растворов гидроксида натрия и серной кислоты.    +
10. Какое из перечисленных условий не повлияет на смещение равновесия в системе: 2SO₂ + O₂ Û 2SО₃ + Q?
введение катализатора;                  +
повышение давления;
повышение концентрации кислорода;
повышение температуры
11 – 12. Реакция, сопровождающаяся 11. выделением теплоты 12. поглощением теплоты называется
обратимой                                      3) прямой
эндотермической         (12+)          4) экзотермической               (11+)
13. При протекании химической реакции теплота
поглощается или выделяется                  +
обязательно поглощается
обязательно выделяется
условие недостаточно для однозначного ответа
14 - 15. Скорость реакции А_(г) + В_(г) ® ... увеличивается при
14.    1) понижении концентрации А
повышении концентрации В +
охлаждении
понижении давления
15. 1) нагревании                                     3) добавлении инертного газа
2) повышение давления +              4) охлаждении
16. Состояние химического равновесия характеризуется
изменением химической природы продуктов
постоянством концентраций веществ               +
повышением температуры
понижением давления
17. Состояние химического равновесия означает, что
все реагенты исчезли, полностью образовались продукты
все реагенты сохранились, полностью образовались продукты
часть реагентов исчезла, частично образовались продукты               +
часть реагентов исчезла, но продукты не образовались
18. Способ, смещающий равновесие реакции CО_2(r) + 2SО_3(г) Û CS_2(г) + 4О_2(г) – Q вправо (®), — это
увеличение концентрации О₂
увеличение концентрации CS₂
повышение температуры               +
повышение давления
19. Способ, смещающий равновесие реакции 2NH_3(г) + 3CuO_(T) Û 3Cu_(T) + N_2(г) + 3Н₂О_(ж) + Q вправо (®), — это
увеличение концентрации азота
повышение температуры
понижение давления
повышение давления            +
20. Способ, смещающий равновесие гомогенной реакции 2SO₂ + О₂ Û 2SO₃ вправо (®), — это
уменьшение концентрации SO₂
уменьшение концентрации кислорода
уменьшение концентрации продукта               +
понижение давления
21. Способ, смещающий равновесие гомогенной реакции РСl₃ + Сl₂ Û РС1₅ влево (¬), — это
уменьшение концентрации продукта
увеличение концентрации хлора
уменьшение концентрации хлора           +
увеличение концентрации РС1₃
22. При повышении давления равновесие реакции S_(T) + 2HI Û I₂ + H₂ сместится вправо                 3) не сместится    +
сместится влево            4) не знаю
23. При понижении давления равновесие реакции СO₂ + Н₂ Û СО + Н₂O_(Ж)
сместится влево +       3) не сместится
сместится вправо                   4) не знаю
24. При охлаждении равновесие реакции Н₂ + S Û H₂S + Q
сместится влево             3) не сместится
сместится вправо         +       4) не знаю
25. При нагревании равновесие реакции N₂ + O₂ Û 2NO – Q
сместится вправо +      3) не сместится
сместится влево            4) не знаю
26. Равновесие в гетерогенной системе СаО_(т) + СО_2(г) Û СаСО_3(т) + Q
сместится влево (¬) при
добавлении СаО                             3) сжатии
добавлении СаСО₃ +             4) нагревании     +
27. Скорость прямой реакции N₂ + 3H₂ Û 2NH₃ + Q возрастает при:
1) увеличении концентрации азота;        +
2) уменьшении концентрации азота;
3) увеличение концентрации аммиака;
4) уменьшение концентрации аммиака;  +
28. При повышении температуры равновесие эндотермической химической реакции смещается в сторону:
1) продуктов реакции;                   +
2) исходных веществ;
3) эндотермической реакции;       
4) экзотермической реакции.         +
29. Какой из факторов не оказывает влияния на скорость химической реакции в растворах:
1) концентрация веществ;
2) использование катализатора;
3) использование индикатора;       +
4) объем реакционного сосуда.     +
30. Для увеличения выхода аммиака по уравнению реакции N₂ + 3H₂ Û 2NH₃ + Q необходимо одновременно:
1) повысить температуру, понизить давление;
2) повысить давление, понизить температуру;                   +
3) повысить давление и температуру;
4) понизить давление и температуру.
31. Скорость химической реакции между металлом и серой не зависит от:
1) температуры;
2) площади поверхности соприкосновения веществ;
3) давления;                           +
4) природы металла.
32. С наименьшей скоростью протекает реакция между:
1) железным гвоздем и 4%-ным раствором CuSO₄;                    +
2) железной стружкой и 4%-ным раствором CuSO₄;
3) железным гвоздем и 10%-ным раствором CuSO₄;
2) железной стружкой и 10%-ным раствором CuSO₄;
33. Химическое равновесие в системе СО_2(г) + С_(т) Û 2СО_(г) – 173 кДж смещается в сторону продукта реакции при:
1) повышении давления;
2) повышении температуры;          +
3) понижении температуры;
4) использовании катализаторов. [13 – 15]
3.2 Тесты типа «В»
1. Скорость химической реакции характеризует:
изменение количеств веществ за единицу времени в единице объема или единице площади;                                                  +
время, за которое заканчивается химическая реакция;
число структурных единиц вещества, вступивших в химическую реакцию;
движение молекул или ионов реагирующих веществ относительно друг друга.
2. Скорость химической реакции между медью и азотной кислотой зависит от:
массы меди;
объема кислоты;
концентрации кислоты;                                     +
объема колбы.
3. Скорость химической реакции между цинком и кислотой зависит от:
понижения давления;
природы кислоты;                                             +
повышения давления;
присутствия индикатора.
4. При увеличении температуры на 30 °С скорость реакции возрастает в 8 раз. Чему равен температурный коэффициент реакции?
1) 8;            2) 2; +       3) 3;            4) 4.
5. С большей скоростью идет взаимодействие соляной кислоты с:
1) Сu;                  2) Fe;                   3) Mg;        4) Zn.                   +
6. Скорость химической реакции горения угля в кислороде уменьшается при:
увеличении концентрации кислорода;
повышении температуры;                      
понижении температуры;                        +
повышении давления.
7. Молекулы оксида азота (IV) (бурого цвета) могут в определенных условиях димеризоваться, образовав бесцветную жидкость N₂O₄: 2NO₂ Û N₂O₄ + 55 кДж/моль.
Чтобы оксид азота (IV) максимально перевести в бесцветный димер, необходимо систему:
охладить;                     +
нагреть;
подвергнуть облучению солнечным светом;
выдерживать при комнатной температуре длительное время.
8. Химическое равновесие в системе C₄H_10(г) Û C₄H_8(г) + H_2(г) – Q
можно сместить в сторону продуктов реакции:
повышением температуры и повышением давления;
повышением температуры и понижением давления;         +
понижением температуры и повышением давления;
понижением температуры и понижением давления.
9 – 12. Процесс
9. 2РС1₃ = 2Р + 3С1₂ - Q
11. NH₄C1 = NH₃ = НС1 + Q
4Cr + 3O₂ = 2Cr₂0₃ + Q
12. C + 2S = CS₂ – Q
называется
эндотермической реакцией соединения  (12+)
экзотермической реакцией разложения (11+)
экзотермической реакцией соединения  (10+)
эндотермической реакцией разложения (9+)
13 - 16. Процесс
13. С + СuО = СО + Сu – Q
14. Na₂S + H₂O = NaHS + NaOH – Q
15. CdO + H₂S = CdS + H₂O + Q
16. 2KI + C1₂ = I₂¯ + 2KC1 + Q
называется
экзотермической реакцией замещения   (15+)
экзотермической реакцией обмена                   (14+)
эндотермической реакцией замещения   (12+)
эндотермической реакцией обмена                  (13+)
17. Скорость реакции 2Н₂O₂ ® 2Н₂O + О₂­ будет выше, если использовать
3% -и раствор Н₂О₂ и катализатор
30% -и раствор Н₂О₂ и катализатор                +
3% -и раствор Н₂О₂ без катализатора
30%-и раствор Н₂О₂ без катализатора
18. Скорость реакции Мn + кислота ® соль + Н₂­ будет выше при использовании
кислоты НСl и охлаждения
кислоты HF и нагревания              +
кислоты НСl и нагревания
кислоты HF и охлаждения
19. Для гомогенной реакции А + В ® ... при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастет в
1)2 раза     2)3 раза     3)6 раз       4) 9 раз      +
20. Скорость реакции Н_2(г) + I_2(г) ® 2HI понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов в
1) 2 раза              2) 4 раза    +       3) 8 раз               4) 16 раз
21. Скорость реакции N₂ + О₂ ® 2NO при уменьшении давления системы в 4 раза понизится в
1) 4 раза    2) 8 раз      3)16 раз +  4) 32 раза
22. Скорость реакции СО₂ + Н₂ ® СО + Н₂О при увеличении молярных концентраций в 3 раза (СО₂) и в 2 раза (Н₂) возрастет в
1)2 раза     2) 3 раза    3) 5 раз      4) 6 раз      +
23—24. Скорость реакции
23. С_(Т) + О₂ ® СО₂     24. С_(Т) + 2Сl₂ ® ССl₄ при V = const и увеличении количества реагентов в 4 раза возрастет в 1) 4 раза (23+)         2) 8 раз 3) 16 раз (24+) 4) 32 раза
25. В гомогенной реакции
4НС1 + О₂ Û 2С1₂ + 2Н₂О
при повышении давления равновесие сместится
1) влево     2) вправо +         3) не сместится    4) не знаю
26. В гомогенной реакции 2H₂S +3О₂ Û 2SO₂ + 2Н₂О
при понижении давления равновесие сместится
1) влево +  2) вправо 3) не сместится    4) не знаю
27. Доменный процесс Fe₂O₃ + 3СО Û 2Fe + 3СО₂ сопровождается экзо-эффектом, следовательно, при охлаждении выход продуктов
увеличивается     +       3) не изменяется
уменьшается                4) не знаю
28. Гашение извести СаО сопровождается выделением энергии в форме теплоты, следовательно, при нагревании выход продукта
увеличивается              3) не изменяется
уменьшается       +       4) не знаю
29. Выход продукта реакции СаS_(т) + 2О₂ Û СаSO_4(т) + Q можно увеличить
добавлением CaS         +       3) введением катализатора
нагреванием                          4) повышением давления
30. Во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на 20 °С, если температурный коэффициент равен 3:
1) в 3 раза;                   2) в 6 раз;            3) в 9 раз; +       4) в 90 раз
31. В каком случае повышение давления и понижение температуры в системе приводит к повышению выхода продукта реакции:
1) 2H₂O Û 2H₂ + O₂ – Q
2) N₂ + 3H₂ Û 2NH₃ + Q       +
3) H₂ + I₂ Û 2HI – Q
4) N₂ + O₂ Û 2NO – Q
32. Как повлияет на скорость реакции СаО + СО₂ ® CaCO₃ увеличение давления углекислого газа в 3 раза:
1) скорость увеличится в 3 раза;   +
2) скорость уменьшится в 9 раз;
3) скорость уменьшится в 3 раза;
4) скорость не изменится.
33. Химическое равновесие в системе 2NO_(г) + O_2(г) Û 2NО_2(г) + Q смещается в сторону продукта реакции при:
1) повышении давления;                +
2) повышении температуры;
3) понижении температуры;          +
4) использовании катализаторов.
34. Растворение железа в соляной кислоте будет замедляться при:
1) увеличении концентрации кислоты;
2) раздроблении железа;
3) разбавлении кислоты;                +
4) повышении температуры.
35. Химическое равновесие в системе H₂O_(ж) + SO_2(г) Û H₂SО_3(р-р) + Q смещается в сторону исходных веществ при:
1) повышении давления;
2) повышении температуры;          +
3) понижении температуры;
4) перемешивании. [13 – 15]
3.3 Тесты типа «С»
1. Не оказывает воздействия на реакции, протекающие в твердой фазе, следующий фактор:
а) концентрация реагентов;           +
б) температура;
в) природа реагирующих веществ;
г) степень измельчения реагентов.
2. Увеличение температуры проведения реакции:
влияет на ее скорость, так как теплота не может быть признаком превращения веществ;
увеличивает скорость реакции, так как увеличивается число эффективных соударений молекул;                                                           +
повышает скорость реакции, так как увеличивается число упругих соударений молекул;
не влияет на скорость реакции, так как в равной мере увеличивается число эффективных и упругих соударений молекул.
3. Замедлить гидролиз сульфата меди возможно добавлением:
1) ВаС1₂;             2) КОН;               3) H₂SO₄;   +       4) Н₂О.
4. При растворении нитрата калия температура смеси понижается, следовательно, процесс растворения сопровождается
эндо-эффектом    +                 3) нулевым тепловым эффектом
экзо-эффектом                       4) не знаю
5. Скорость реакции 2А ® ... выше в том случае, где концентрация А, равная вначале 0,3 моль/л, через 40 с составит
0,01 моль/л         +                 3) 0,03 моль/л
0,02 моль/л                            4) 0,04 моль/л
6. Скорости реакции А + В ® D выше в том случае, где через 30 с масса (в граммах) продукта равна
1) 11                     2) 23                   3) 47                    4) 62 +
Cxbnfnm!!!7 – 9. При взаимодействии Н₂ с Сl₂, Вr₂ и I₂ в сосудах одинакового объема через 27 с образуется
7. по 0,04 моль продукта
8. по 25 г продукта     
9. 18,25 г НС1, 40,5 г НВr и 64 г HI следовательно, скорость реакции
 выше для I₂                                             3) одинакова (7+ 8+ 9+)
 выше для С1₂                       4) выше для Вг₂
10. Скорость реакции
Fe + Н₂SO₄(разб.) ® FeSO₄ + Н₂­ будет наибольшей при использовании
 порошка Fe, 15% -го раствора H₂SO₄
 стружек Fe, 1,5%-го раствора H₂SO₄
 порошка Fe, 1,5 % -го раствора H₂SO₄
 стружек Fe, 15% -го раствора H₂SO₄              +
11. Скорость реакции с температурным коэффициентом 2 при 10 °С равна 2 моль/(л • с), а ее численное значение при 30 °С составит 1) 2        2) 4   3) 6   4) 8   +
12. Для увеличения скорости реакции в 64 раза (температурный коэффициент 4) необходимо повысить температуру на 1) 10°С        2) 20°С      3) 30°С +   4) 40°С
13. При одновременном повышении давления и охлаждении смещение равновесия в гомогенной реакции N₂ + 3Н₂ Û 2NH₃ + Q будет однонаправленным 1) влево 2) вправо + 3) не будет 4) не знаю
14. При одновременном понижении давления и температуры в гомогенной реакции С_(т) + 2N₂O Û СО₂ + 2N₂ + Q выход продуктов
увеличится +       3) не изменится
уменьшится                  4) не знаю
15. Катализатор AlCl₃ увеличивает скорость:
1) любой химической реакции между органическими веществами;
2) некоторых реакций между органическими веществами;                  +
3) любой химической реакции между неорганическими веществами;
4) некоторых химических реакций между неорганическими веществами.
16. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В = 2С, если концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза:
1) увеличится в 4 раза;
2) уменьшиться в 2 раза;
3) уменьшится в 4 раза;        +
4) увеличится в 2 раза.
17. С наименьшей скоростью при комнатной температуре протекает взаимодействие между:
1) цинком и разбавленной серной кислотой;
2) магнием и разбавленной серной кислотой;
3) железом и кислородом;             +
4) раствором карбоната натрия и соляной кислотой. [13 – 15]

3.4 Решение производственных задач по теме «Химическое равновесие»
Цель. Создание условий для активного, сознательного, творческого применения на практике полученных знаний и умений.
Задачи. Выявление качества усвоения теоретического материала по теме «Химическая кинетика». Создание условий для применения учащимися ранее полученных знаний в новой ситуации. Расширение кругозора учащихся.
ХОД УРОКА
Организационный момент.
Постановка цели урока.
Формулировка темы
Учитель. Здравствуйте, ребята! Рада вас приветствовать сегодня на уроке. Hа предыдущих занятиях мы с вами изучали законы химической кинетики – одного из важнейших разделов химии. Напомните мне, пожалуйста, что же изучает химическая кинетика?
(Ответ. Скорость химической реакции.)
Где на практике могут быть вами использованы знания законов химической кинетики?
(Ответ. Знание законов химической кинетики позволяет предсказать время прохождения той или иной реакции.)
Если реакция обратимая, можем ли мы с вами повлиять на выход продукта, увеличив или уменьшив его?
(Ответ. Да.)
Знание какого закона или принципа позволит нам это сделать?
(Ответ. Прицип Ле Шателье.)
Пользуясь этим принципом, мы теоретически можем предсказать, в какую сторону сместится равновесие при изменении того или иного условия проведения реакции. А как вы думаете, на конкретном производстве достаточно ли будет только теоретических прогнозов, не подкрепленных расчетами?
(Ответ. Hет. Необходимо более точно знать время прохождения реакции и предполагаемый выход продукта.)
Хорошо. Чтобы быть грамотными специалистами, нам необходимо с вами этому научиться. И тема нашего урока – «Химическое равновесие. Решение производственных задач».
Создание проблемной ситуации
Учитель. Представим себе, что мы – расчетная лаборатория химической кинетики. В нашу лабораторию поступил запрос от руководства завода «Хлорин» по производству хлора. Обратите внимание на запрос (на столах перед каждым учеником).
В расчетную лабораторию химической кинетики от руководства химического завода по производству хлора.
ЗАПРОС
Для производства хлора на заводе используется метод Дикона, заключающийся в окислении хлороводорода кислородом воздуха:

В настоящее время при высокой температуре и умеренном давлении равновесие в реакционной системе устанавливается при следующих концентрациях реагирующих веществ: [HCl] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,3 моль/л, [H₂O] = 0,1 моль/л, [Cl₂] = 0,1 моль/л.
1. Дайте полную характеристику этой реакции.
2. Оцените эффективность производства хлора при данных условиях.
3. Определите, какие внешние факторы необходимо изменить, чтобы увеличить выход хлора (ответ обоснуйте теоретически).
4. Производственные мощности позволяют:
а) увеличить общее давление в системе в 3 раза;
б) повысить температуру в системе на 20 градусов, если температурные коэффициенты прямой и обратной реакций равны 2,9 и 3,7 соответственно.
Определите, приведут ли данные изменения внешних факторов к увеличению выхода хлора. Ответ подтвердите расчетами.