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»

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

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.

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 — физическая величина.

где С₁ — начальная концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени ₁, С₂ — концентрация в момент времени ₂, ₁ — начальное время, ₂ — 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, — с (секунда), — 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

= 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 = 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 ₂ — скорость реакции при температуре ₂, ₁ — скорость реакции при температуре ₁, — 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 °C, 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 °C уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.

Ответ. 2.

3. Реакция при 50 °C 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 (Н) — 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.) + ½О₂ (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 _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 _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: _пр = _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 _пр > _обр, если K_p < 1, то _пр < _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.), H = -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.

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.

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, , CH₃COOтакже 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.

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).

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

1.4 Практическая работа «Химическое равновесие и условия его смещения»

Цель. Закрепить понятия о химическом равновесии и условиях его смещения.

Оборудование и реактивы. Спиртовка, спички, водяная баня, газоотводная трубка-капилляр, штатив с пробирками, держатель для пробирок, санитарная склянка; хлорид натрия (р-р) и хлорид натрия (крист.), карбонат натрия (р-р) и карбонат натрия (крист.), известковая вода (Са (ОН)₂), лакмус (p-p), метилоранж (р-р), едкий натр (р-р), H₂SO₄ (разб.), H₂SO₄ (конц.).

Глава 2. Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химических реакций»

Прикладные аспекты преподавания темы «Закономерности течения химических реакций» на мой взгляд удобнее всего рассматривать на уроках, которые следуют сразу за рассмотрением скорости реакции и химического равновесия, — это производство серной кислоты.

2.1 Вводная часть (применение и основные сведения)

Серная кислота — наиболее сильная и самая дешевая кислота. Среди минеральных кислот, производимых химической промышленностью, серная кислота по объему производства и потребления занимает первое место. Серная кислота не дымит, в концентрированном виде не разрушает черные металлы, в то же время является одной из самых сильных кислот, в широком диапазоне температур (от −40…−20 до 260 — 336,5С) находится в жидком состоянии. Она широко используется в производстве минеральных удобрений, различных солей и кислот, всевозможных органических продуктов, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ и т. д. Серная кислота находит разнообразное применение в нефтяной, металлургической, металлообрабатывающей, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности, используется в качестве водоотталкивающего и осушающего средства, применяется в процессах нейтрализации, травления и т. д. Наиболее важные области применения серной кислоты отражены на схеме 1. [6]

В настоящее время серная кислота производится двумя способами: нитрозным, существующим более 200 лет, и контактным, освоенным в промышленности в конце ХIХ и начале ХХ века. Первой стадией сернокислотного производства является получение диоксида серы при сжигании сернистого сырья. После очистки SO₂ (особенно в контактном методе) ее окисляют до SO₃, который соединяют с водой с получением серной кислоты. Окисление SO₂ в SO₃ в обычных условиях протекает крайне медленно. Для ускорения процесса применяют катализаторы. В настоящее время контактным методом получают концентрированную серную кислоту, олеум и 100% серный ангидрид.

Одновременно с увеличением объема производства серной кислоты расширяется ассортимент продукции сернокислотных заводов, организуется выпуск особо чистой кислоты, 100% SO₂, высококачественного олеума и кислоты, а также увеличивается производство новых продуктов на основе SO₂. Кроме того, выпускают также более чистую контактную кислоту, чистый олеум, химически чистую и реактивную серную кислоту.

Широко применяется обжиг колчедана в кипящем слое и сжигание серы в циклонной печи, увеличивается использование тепла, выделяющегося на различных стадиях производства серной кислоты. Повышается производительность башенных сернокислотных систем в результате поддержания оптимального технологического режима; интенсивность башенных систем достигает 250 кг/м³ в сутки. Освоен контактно-башенный процесс производства, при котором расход HNO₃ составляет 6−7 кг на 1 тонну H₂SO₄.

В контактном методе производства серной кислоты окисление диоксида серы в триоксид осуществляется на твердых контактных массах. Благодаря усовершенствованию контактного способа производства, себестоимость более чистой и высококонцентрированной контактной серной кислоты лишь незначительно выше, чем башенной. В настоящее время свыше 90% всей кислоты производится контактным способом.

В качестве катализаторов контактного процесса применяется термически стойкая ванадиевая контактная масса (в виде гранул и колец) с пониженной температурой зажигания. Проведены работы по освоению процесса окисления SO₂ в кипящем слое катализатора. Важным усовершенствованием является двойное контактирование, при котором обеспечивается высокая степень окисления SO₂ на катализаторе (до 99,8%) и потому исключается необходимость в дополнительной санитарной очистке отходящих газов.

Схема 1. Применение серной кислоты

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.

2.3 Характеристика целевого продукта

Серная кислота может существовать как самостоятельное химическое соединение H₂SO₄, а также в виде соединений с водой H₂SO₄H₂O, H₂SO₄2H₂O, H₂SO₄4H₂O и с триоксидом серы H₂SO₄SO₃, H₂SO₄2SO₃. В технике серной кислотой называют и безводную H₂SO₄ и ее водные растворы (это смесь H₂O, SO₃ и соединений H₂SO₄nH₂O) и растворы триоксида серы в безводной H₂SO₄ — олеум (смесь H₂SO₄ и соединений H₂SO₄nSO₃).

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.

Серная кислота и вода образуют азеотропную смесь состава 98,3% H₂SO₄ и 1,7% H₂O с максимальной температурой кипения (336,5С). 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 = 11 325 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 — 440С. Верхний температурный предел составляет 600 — 650С и определяется тем, что выше этих температур происходит перестройка структуры катализатора, и он теряет свою активность.

В диапазоне 400 — 600С 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 100С. 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 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 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) 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) 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 2SO₃ вправо (), — это уменьшение концентрации SO₂

уменьшение концентрации кислорода уменьшение концентрации продукта +

понижение давления

21. Способ, смещающий равновесие гомогенной реакции РСl₃ + Сl₂ РС1₅ влево (), — это уменьшение концентрации продукта увеличение концентрации хлора уменьшение концентрации хлора +

увеличение концентрации РС1₃

22. При повышении давления равновесие реакции S_(T) + 2HI I₂ + H₂ сместится вправо 3) не сместится +

сместится влево 4) не знаю

23. При понижении давления равновесие реакции СO₂ + Н₂ СО + Н₂O_(Ж)

сместится влево + 3) не сместится сместится вправо 4) не знаю

24. При охлаждении равновесие реакции Н₂ + S H₂S + Q

сместится влево 3) не сместится сместится вправо + 4) не знаю

25. При нагревании равновесие реакции N₂ + O₂ 2NO — Q

сместится вправо + 3) не сместится сместится влево 4) не знаю

26. Равновесие в гетерогенной системе СаО_(т) + СО_2(г) СаСО_3(т) + Q

сместится влево () при добавлении СаО 3) сжатии добавлении СаСО₃ + 4) нагревании +

27. Скорость прямой реакции N₂ + 3H₂ 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 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: