Элективный курс по химии. Термодинамика, кинетика и равновесие химических процессов.

7

Почаева Наталия Джумаевна.

Элективный курс по химии.

Термодинамика, кинетика и равновесие химических процессов.

Термодинамика, кинетика и равновесие химических процессов.

Химические реакции сопровождают нас повсюду и беспрерывно. Одни из них созидают, другие, наоборот, несут угрозу. Одни идут мгновенно, другие – годами, некоторые же, совсем не начинают свой путь. Почему так происходит? Разобраться в этом школьнику не легко, для этого нужны специальные знания, которые приобретаются в старших классах, колледжах, вузах. В программе по химии за основную школу, по этой проблеме, «занавес» только приоткрывается, школьники получают малую часть сведений об этом и не применяют их на практике (не считая, решения задач), не чувствуют это своими руками, своим сердцем, а знания, как известно, надо пропускать через себя.

Цель данного курса дать – дать более полное представление (с учетом возраста детей и уровня развития) о термодинамике химических процессов, кинетике и химическом равновесии, с помощью расчетных заданий и практических работ. Показать, что возможность и условия протекания химических процессов можно: предсказать, проверить на практике свои предположения, управлять ими.

Предполагается, что по изучению данного материала, школьники будут иметь представление о термодинамических величинах, уметь их находить их в справочной литературе или рассчитывать. Применять их для предсказания возможности протекания того или иного химического процесса, предсказывать условия, при которых химические реакции могут идти. Усовершенствуют свои знания по вопросу управления химическими реакциями. Применят свои знания и навыки на практических работах по управлению химическими реакциями. Познакомятся с профессиями, в которых применяются эти знания.

Для достижения этой цели предлагается изучить следующие вопросы:

- основы химической термодинамики, понятие о термодинамических величинах;

- термохимические расчеты, закон Гесса;

- кинетика химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции;

- химическое равновесие, принцип Ле Шателье;

- знакомство с профессиями химических производств.

Для изучения данного курса, предлагается метод научно- исследовательского проекта, в форме выполнения расчетной работы. Школьники, по выбору, получают задания, готовят теоретическую часть, опираясь на имеющиеся знания и опыт, проводят расчеты, применяя полученные умения и навыки, делают выводы. Такая форма работы, на взгляд автора, будет способствовать, осознанному изучению курса, развитию интеллектуальных способностей, практических умений и навыков. Приложение 1. В завершении изучения рекомендуется провести занятие – собеседование с учителем, на котором школьники защищают свои работы.

Методическое и материально-техническое обеспечение: учебные пособия, популярная и справочная литература, экранные пособия, таблицы, химические реактивы и посуда.

Программа.

1. Введение. Классификация химических реакций: по числу и составу исходных и образующихся веществ; по изменению степени окисления атомов элементов; по использованию катализатора; по направлению; по тепловому эффекту; по фазовому составу (1,2). Решение задач. Осуществите превращения (6,7).

2. Основы химической термодинамики. Теплота и работа. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Понятие об энтропии. (3,4,5) Термохимия, закон Гесса. Связь с первым законом термодинамики. Теплоты сгорания и образования. Методы практических расчетов в термохимии. (2,3,4) Решение задач. Расчет тепловых эффектов реакций по закону Гесса. (2,4) Практическая работа. Термохимические реакции. Приложение 2. Понятие об энергии Гибсса. Возможность и условия протекание химических процессов. (2,3,4,5) Решение задач. Возможность и условия протекание химических процессов. Приложение 3.

3. Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость химической реакции: давление, катализатор, концентрация, температура. Уравнение Вант-Гоффа. (1,2,3,4,5) Решение задач. Вычисления скорости химической реакции и зависимости от условий. (6,7) Практическая работа. Скорость химической реакции и факторы, влияющие на нее. (2,9) Приложение 4.

4. Химическое равновесие. Обратимые и необратимые реакции. Принцип подвижного равновесия Ле Шателье и его применение.(1,2) Решение задач. Влияние факторов на смещение химического равновесия. (4,6,7) Практическая работа. Химическое равновесие и зависимость от условий. (8,9)

5. Знакомство с профессией. Экскурсия на предприятия, где работают специалисты: катализаторщик, Компрессорщик, технолог химического процесса. (Просмотр видеофильма или встреча со специалистами).

6. Итоговое занятие. Защита проектов - расчетных работ. Приложение 1.

Примерное тематическое планирование.

Литература.

1. Габриелян О.С. Химия 8 кл. – М.: Дрофа, 2002.

2. Габриелян О.С. Химия 11 кл. – М.: Дрофа, 2002.

3. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия,1984.

4. Лидин Р.Я. и др. Химия. – М.: Дрофа, 2001.

5. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химического процесса. – М.: Высшая школа, 1981.

6. Хомченко И.Г. Сборник задач и упражнений по химии. – М.: Новая волна,2003.

7. Гольдфарб Я.Л. и др. Сборник задач и упражнений по химии 8-10. – М.: Просвещение,1982.

8. Николаев Л.А. и др. Молекула. Скорость. Реакция. – М.: Просвещение,1975.

Приложение 1.

На первом занятии школьники выбирают задания для расчетной работы, которую в конце обучения защищают при собеседовании с учителем. Работа содержит вопросы, которые отражают пункты программы. Школьник может их выполнять, по мере изучения материала (это следует рекомендовать ученикам).

Содержание работы.

1. Привести три способа получения определенного вещества.

2. Какое значение имеет данное вещество в природе, науке, технике, быту.

3. Вычислите тепловой эффект для, представленных вами реакций. Сделайте вывод.

4. Вычислите энтропию для, представленных вами реакций. Сделайте вывод.

5. Вычислите энергию Гибсса для, представленных вами реакций. Сделайте вывод.

6. Предложите и обоснуйте условия протекания для, представленных вами реакций.

7. Дайте полную классификацию для, представленных вами реакций.

Приложение 2.

Практическая работа. Предположение типа термохимической реакции и экспериментальная проверка.

Оборудование и реактивы: пробирки, спиртовка, спички, штатив, газоотводная трубка с пробкой, цинк, раствор соляной кислоты, оксид меди (II).

Опыт 1. Рассчитать по справочным данным тепловой эффект реакции взаимодействия цинка с соляной кислотой. Сделайте вывод. Осуществите реакцию и проверьте свои предположения.

Опыт 2. Аналогично, с реакцией восстановления меди из оксида меди газом водородом.

Термодинамические характеристики некоторых веществ при 298⁰К (25⁰С).

Приложение 3.

Задача. Для реакции разложения нитрита свинца определите: тепловой эффект; возможно ли самопроизвольное протекание процесса; если реакция химически обратима, то при каких условиях наступает равновесие.

2Pb(NO₃)_{2 (тв)}= 2PbO + 4 NO_2(г) + O_2(г)

ΔН⁰_f298 (кДж/моль) -447 -219 33 0

ΔS⁰_f298 (кДж/моль*К) 0,213 0,066 0,24 0,205

ΔН_(хр)=588 кДж/моль – реакция эндотермическая, ΔS_(хр)= 0,871 кДж/моль*К, ΔG₂₉₈= 588 -298*0,871 = 328,74 кДж/моль. Вывод: энергия Гибсса меньше нуля, следовательно, процесс в данном направлении не возможен при данной температуре (298 К).

Выясним, при каких условиях данный процесс возможен, а он возможен, так как энтропия имеет положительное значение. Для этого, рассмотрим, при какой температуре наступает равновесие, то есть ΔG=0, тогда Т= ΔН/ ΔS = 588/ 0,871 = 675,086⁰ К (402 0С). При Т675⁰ К (402 ⁰ С) реакция пойдет в выбранном направлении. Выберем Т = 470⁰С или 743⁰ К, тогда ΔG₇₄₃ = 588- (743*0,871) = -59,1 кДж/моль.

Приложение 4.

Практическая работа. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Реактивы: тиосульфат натрия Na₂S₂O₃ – 1Н, серная кислота- 2Н.

Опыт 1. В три сухие пробирки внести 4,8,12 капель, соответственно, раствора тиосульфата натрия. Для получения равного объема во всех пробирках добавить в первую – 8, во вторую – 4 капли воды дисстил. Таким образом, получаются разные концентрации тиосульфата натрия, обозначим их – С,2С,3С, соответственно. Добавить в каждую пробирку по 1 капле серной кислоты и начинать отсчитывать время от момента добавления кислоты до появления в растворе помутнения, вызванной появлением осадка серы.

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄  Na₂ SO₄ + S + SO₂ + H₂O

По данным построить график зависимости скорости реакции от концентрации. Скорость реакции выразить в условных единицах 1/время. Сделать вывод о влиянии концентрации вещества на скорость химической реакции.

Опыт 2. Проделать ту же реакцию, только в три пробирки налить равное количество тиосульфата натрия. Первую оставить при комнатной температуре, вторую нагреть слегка, третью нагреть посильнее (пробирки ставить в стаканы с водой разной температуры). Также добавлять 1 каплю серной кислоты и засекать время до появления осадка серы. Сделать выводы о влиянии температуры на скорость химической реакции.

Приложение 5.

Практическая работа. Химическое равновесие.

Реактивы: хлорид аммония, хлорид железа (III), роданид калия, роданид калия, крахмал – 0,3%, йод – 5% раствор.

Опыт 1. В четыре пробирки поместите равное количество раствора хлорида железа (III), в каждую добавьте равное количество раствора роданида калия. Что наблюдаете? Запишите уравнение химической реакции с учетом того, что она обратимая. Одну пробирку оставьте в качестве контрольной, в следующие соответственно добавьте: маленький кристалл хлорида железа (III), кристалл роданида калия, кристалл хлорида аммония. Что наблюдаете? Сделайте вывод о смещении химического равновесия.

Опыт 2. Налить в пробирку 2 мл. 0,3% раствора крахмала. Добавьте 2 капли 5% раствора йода. Что наблюдаете? Запишите эту реакцию в следующем виде: йод + крахмал  йод-крахмал +Q кДж. Нагрейте на спиртовке. Что наблюдаете? Охладите в стакане со льдом. Что наблюдаете? Повторите еще раз. Сделайте выводы о смещении химического равновесия.

07.01.2020 Почаева Н.Д.