УСІ УРОКИ ХІМІЇ
9 клас

Тема 2

ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ


Урок 29

Тема уроку. Хімічні реакції


Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про хімічні реакції, кінетику й термодинаміку хімічних реакцій; ознайомити учнів з основами хімічних виробництв; підготувати учнів до тематичного оцінювання з теми «Хімічні реакції».

Тип уроку: узагальнення й систематизації знань, умінь і навичок.

Форми роботи: фронтальна бесіда, робота в групах, самостійна робота.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, схеми виробництва сульфатної кислоти й амоніаку, картки-завдання, матеріали для підготовки відповідей.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу


II. Перевірка домашнього завдання.

Мотивація навчальної діяльності

У темі «Хімічний зв’язок» ми ознайомилися з основними закономірностями протікання хімічних реакцій — кінетикою й термодинамікою. Цей розділ має важливе практичне значення. Більшість виробництв хімічної, фармацевтичної, металургійної, нафтохімічної, харчової, текстильної та інших галузей промисловості базуються на хімічних реакціях. Важливе значення в таких процесах має можливість керування хімічною реакцією. Сьогодні на уроці ми ознайомимося з тим, як вивчені нами закономірності протікання хімічних реакцій застосовуються у виробництві двох важливих хімічних речовин: сульфатної кислоти й амоніаку. Потужність хімічної промисловості оцінюється за обсягами виробництва сульфатної кислоти, яка широко використовується в усіх галузях хімічної промисловості. Це виробництво одним із перших було налагоджено в промисловому масштабі. Не менш важливе значення має виробництво амоніаку. Воно є початковою ланкою в одержанні всіх сполук Нітрогену, у тому числі й нітратної кислоти, мінеральних добрив, харчових продуктів, лікарських препаратів і багатьох інших речовин.

Пропонуємо класу відповісти на запитання:

1) З якими типами хімічних реакцій ми ознайомилися в 9 класі?

2) Які фактори впливають на швидкість хімічної реакції?

3) Наведіть приклади застосування принципу Ле Шательє для зсуву рівноваги в оборотних хімічних реакціях.


ІІІ. Використання знань, умінь і навичок для виконання тренувальних вправ

Учні об’єднуються в групи, кожна з яких отримує картку-завдання.

Завдання для всіх груп: опишіть запропоновану хімічну реакцію, обґрунтуйте вибір умов протікання, способів підвищення швидкості реакції та зсуву хімічної рівноваги.

Для виконання завдань групи отримують схему виробництва, план відповіді, матеріал з описом виробництва. У ході роботи вчитель проводить консультації й допомагає підготувати правильну відповідь. Схема виробництва проектується на дошці. (Доцільно організувати роботу груп заздалегідь як домашнє завдання до уроку.)

Групові завдання

Група 1. Виробництво сульфатної кислоти починається з випалу піриту FeS2 — це перша стадія виробництва.

1) Складіть рівняння випалу піриту.

2) Обґрунтуйте вибір вихідних речовин і умов здійснення реакції.

3) Укажіть тип реакції, фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції.

 

Група 2. Друга стадія виробництва сульфатної кислоти — окиснення сульфур(IV) оксиду до сульфур(VІ) оксиду.

1) Запишіть рівняння реакції, укажіть її тип.

2) Виберіть умови здійснення хімічної реакції.

3) Обґрунтуйте вибір умов зсуву хімічної рівноваги в системі.

 

Група 3. Третя стадія — одержання сульфатної кислоти.

1) Запишіть рівняння хімічної реакції, укажіть її тип.

2) Укажіть умови здійснення реакції одержання олеуму.

 

Група 4. Виробництво амоніаку.

1) Запишіть рівняння хімічної реакції, укажіть її тип.

2) Обґрунтуйте вибір реагентів і умов здійснення реакції.

3) Укажіть умови зсуву хімічної рівноваги.

4) Обґрунтуйте застосування принципу рециркуляції для збільшення виходу амоніаку.

Групи виконують завдання. Після закінчення роботи учні кожної групи доповідають про результати.

Група 1. Сировина: сірка, сульфіди, сульфати, промислові відходи (сірководень, SO2).

Перша стадія: процес одержання SO2.

Учні розставляють коефіцієнти в рівняннях реакції методом електронного балансу.

Проводиться з максимальним використанням FeS2 і якнайбільшою швидкістю реакції. Реакція необоротна.

Які фактори вплинуть на швидкість цієї реакції?

Швидкість реакції збільшується внаслідок збільшення концентрації кисню, температури та площі зіткнення O2 і FeS2 (подрібнення).

Оптимальні умови

Заміна повітря киснем (дорого, тому реакція проводиться в струмені повітря).

Повітря подається під тиском знизу, створюючи «киплячий» (псевдо-зріджений) шар. За цих умов реакція триває кілька секунд.

Температура реакції — 800 °С. За вищої температури FeS2 спікається й утворює грудки, тому температуру регулюють, здійснюючи реакцію з надлишком (від теоретичного) повітря й відводять тепло через теплообмінник для нагрівання реакційної суміші на наступних стадіях. Потужність печі — 300 тис. т/рік (у перерахунку на 100 % H2SO4).

 

Група 2. Друга стадія: окиснення SO2 на SO3 :

2SO2 + O2  2SO3

Оборотна. За температури 400 °С окислюється 99,8 % SO2, за 600 °С — 73 % SO2, тиск атмосферний.

Вибір каталізатора: Pt (робоча температура — 350 °C); V2O5 (робоча температура — 400 °C); Fe2O3 (робоча температура — 550 °C).

Для каталітичних реакцій підвищення температури збільшує швидкість реакції, але до певної температури, вище якої протікає процес деструктуризації каталізатора. Для V2O5 вона дорівнює 620 °С. Такі зміни протікають і за оптимальних умов, але вони стають помітними лише через тривалий проміжок часу (термін служби Pt — 10-15 років, V2O5 — 5 років). У газі, одержаному після випалу FeS2, міститься As2O3 (арсен(V) оксид) — отрута для каталізатора.

Для промислового виробництва використовують: каталізатор — V2O5, tпоч = 600 °С, tкінц = 400-450 °С.

Перед окисненням SO2 попередньо очищають: видаляють пил після першої стадії на циклоні й електрофільтрі. Потім газ осушують концентрованою H2SO4 протитоком у вежі з керамічними кільцями. Газ підігрівають теплом, що виділяється на першій стадії.

Очищений і висушений газ надходить у контактний апарат, де відбувається реакція. Каталізатор насипається на решітки. Ступінь окиснення — 99 %. У газовій суміші після другої стадії міститься близько 7 % SO2.


Група 3. Третя стадія: одержання H2SO4.

SO2 + H2O  H2SO4 + Q

Необоротна до температури 300 °С. Швидкість збільшується зі збільшенням поверхні зіткнення газу й рідини.

Труднощі: унаслідок великої швидкості реакції утворюється «сірчанокислий туман», який важко вловити, він висить в атмосфері.

Щоб запобігти утворенню туману, поглинання SO3 здійснюють сульфатною кислотою, у якій води не більше 2 %. Тиск пари H2O незначний, і «туман» не утворюється. Частина кислоти з поглинальної вежі відправляється на склад у вигляді олеуму, частину розбавляють до 98 % і знову відправляють у вежу.

Одержана безводна сульфатна кислота розчиняє SO3, утворюється олеум (на склад).

Процес виробництва H2SO4 безперервний: випал піриту в печі, надходження SO2 і повітря на очищення, а потім у контактний апарат і поглинання SO3.


Група 4. Промисловий синтез амоніаку.

N2 + 3H2  2NH3 + 92,4 кДж

Реагенти: N2 — з повітря, H2 — із природних горючих газів (CH4).

Оптимальні умови здійснення синтезу амоніаку: t° > 400 °С, каталізатор — Fe, тиск збільшують. Для економії як каталізатор вибирають залізо, в яке для збільшення активності й подовження терміну служби додають Al2O3 і K2O.

Зі збільшенням тиску ускладнюється конструкція апаратів, але однаково 100%-й вихід амоніаку одержати не вдається через оборотність реакції. Проблему розв’язали іншим шляхом: з газової суміші в колоні синтезу з 10-20%-м умістом NH3 амоніак відокремлюють, охолоджуючи суміш до кімнатної температури, за якої амоніак під тиском стає рідиною. Азот і водень відправляють назад у колону синтезу, тобто використовують рециркуляцію азото-водневої суміші. Завдяки цьому обмежуються порівняно невисоким тиском Р = 30 МПа = 300 атм (на новітніх установках — до 150 атм).

Колонна синтезу (розглядаємо схему виробництва амоніаку): подвійний циліндр, між стінками рухається суміш N2 і H2, суміш розігрівається в трубковому теплообміннику за рахунок гарячої суміші, що залишає каталізаторну коробку (тобто теплоти хімічної реакції). Теплоти стільки, що до коробки часто приєднують і труби парового опалення.


ІV. Підбиття підсумків уроку

Учитель підбиває підсумки уроку, зупиняється на важливості вибору умов хімічних процесів, оцінює роботу учнів у групах.


V. Домашнє завдання

Повторити закономірності проведення хімічних реакцій, підготуватися до тематичного оцінювання з теми «Хімічні реакції».




Відвідайте наш новий сайт - Матеріали для Нової української школи - планування, розробки уроків, дидактичні та методичні матеріали, підручники та зошити