W przypadku stosowania katalizatorów zmienia się droga reakcji. Wpływ katalizatorów na szybkość reakcji chemicznych
38. Wpływ katalizatora na szybkość reakcji chemicznych. Przyczyny wpływu katalizatora.
Substancje, które nie są zużywane w wyniku przebiegu reakcji, ale wpływają na jej szybkość, nazywane są katalizatorami. Katalizatory zmniejszające szybkość reakcji nazywane są inhibitorami. Nazywa się wpływ katalizatorów na reakcje chemiczne kataliza ... Istota katalizy polega na tym, że w obecności katalizatora zmienia się ścieżka, wzdłuż której zachodzi ogólna reakcja, tworzą się inne stany przejściowe o różnych energiach aktywacji, a co za tym idzie zmienia się również szybkość. Reakcja chemiczna... Rozróżnij katalizę homogeniczną i heterogeniczną. W katalizie heterogenicznej reakcja przebiega na powierzchni katalizatora. Wynika stąd, że aktywność katalizatora zależy od wielkości i właściwości jego powierzchni. Aby mieć dużą powierzchnię, katalizator musi mieć strukturę porowatą lub być w stanie silnie rozdrobnionym. Katalizatory wyróżniają się selektywnością: działają wybiórczo na procesy, kierując je w określonym kierunku. Kataliza ujemna służy do hamowania korozji.
39. Procesy odwracalne. Równowaga chemiczna. Stała równowagi.
Nazywa się reakcje, które przebiegają tylko w jednym kierunku i kończą się całkowitym przekształceniem początkowych substancji reagujących w substancje końcowe nieodwracalny... 2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 . Odwracalny nazywane są takimi reakcjami, które jednocześnie zachodzą w dwóch nawzajem przeciwne kierunki... 3H 2 + N 2 2NH 3
Reakcje odwracalne nie przebiegają całkowicie: żaden z reagentów nie jest całkowicie zużyty. Procesy odwracalne: początkowo, podczas mieszania substancji wyjściowych, szybkość reakcji bezpośredniej jest wysoka, a szybkość odwrotnej jest równa zeru. W miarę postępu reakcji materiały wyjściowe są zużywane, a ich stężenia spadają, w wyniku czego zmniejsza się szybkość reakcji. Jednocześnie pojawiają się produkty reakcji, których stężenie wzrasta, a zatem wzrasta szybkość reakcji odwrotnej. Kiedy szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się takie same, następuje równowaga chemiczna. Nazywa się to równowagą dynamiczną, ponieważ zachodzą reakcje bezpośrednie i odwrotne, ale ze względu na te same szybkości zmiany w systemie nie są zauważalne. Charakterystyka ilościowa równowaga chemiczna służy jako wielkość zwana stałą równowagi chemicznej. W stanie równowagi szybkości reakcji w przód i w tył są równe, natomiast w układzie ustala się stałe stężenia substancji wyjściowych i produktów reakcji, zwane stężeniami równowagowymi. Dla 2CO + O 2 = 2CO 2 stałą równowagi można obliczyć z równania: Wartość liczbowa stałej równowagi w pierwszym przybliżeniu charakteryzuje wydajność tej reakcji. Wydajność reakcji to stosunek ilości otrzymanej substancji do ilości, która zostałaby uzyskana, gdyby reakcja doszła do końca. K >> 1 wydajność reakcji jest duża, K<10-6). В случае гетерогенных реакций в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в наиболее подвижной фазе. Катализатор не влияет на константу равновесия. Он может только ускорить наступление равновесия. K=e^(-ΔG/RT).
40. Wpływ różnych czynników na przemieszczenie wagi. Zasada Le Chatelier.
Jeśli układ jest w równowadze, to pozostanie w niej tak długo, jak długo będą stałe warunki zewnętrzne. Proces zmiany wszelkich warunków wpływających na równowagę nazywa się przesunięciem równowagi.
Zasada: Jeśli system. odnaleźć. w równowadze do wywierania zewnętrznego wpływu, to system zdrad. w sposób kompensujący ten wpływ.
Konsekwencje: 1) Przy rosnącej temp. równowaga przesunięta. na korzyść reakcji endotermicznej.
2) Wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga zostaje przesunięta. w kierunku mniejszej objętości (lub mniejszej liczby moli)
3) Wraz ze wzrostem stężenia jednej z substancji wyjściowych równowaga przesuwa się w kierunku wzrostu stężenia produktów reakcji i odwrotnie.
Substancje, które uczestniczą w reakcjach i zwiększają jej prędkość, pozostają niezmienione do końca reakcji, nazywane są katalizatory.
Nazywa się zjawisko zmiany szybkości reakcji pod wpływem takich substancji kataliza... Nazywa się reakcje zachodzące pod działaniem katalizatorów katalityczny.
W większości przypadków działanie katalizatora tłumaczy się tym, że zmniejsza on energię aktywacji reakcji. W obecności katalizatora reakcja przechodzi przez inne etapy pośrednie niż bez niego, a te etapy są energetycznie bardziej dostępne. Innymi słowy, w obecności katalizatora powstają inne aktywowane kompleksy i do ich utworzenia potrzeba mniej energii niż do tworzenia aktywowanych kompleksów, które powstają bez katalizatora. Tak więc energia aktywacji gwałtownie spada: niektóre cząsteczki, których energia była niewystarczająca do aktywnych zderzeń, okazują się teraz aktywne.
Półprodukty badano pod kątem wielu reakcji; z reguły są to bardzo aktywne, niestabilne produkty.
Mechanizm działania katalizatorów wiąże się ze spadkiem energii aktywacji reakcji na skutek powstawania związków pośrednich. Katalizę można przedstawić w następujący sposób:
A + K = A ... K
A ... K + B = AB + K,
gdzie A ... K jest pośrednim związkiem aktywowanym.
Rysunek 13.5 - Obraz toru reakcji niekatalitycznej reakcji A + B → AB (krzywa 1) i jednorodnej reakcji katalitycznej (krzywa 2).
W przemyśle chemicznym szeroko stosowane są katalizatory. Pod wpływem katalizatorów reakcje mogą zostać przyspieszone o czynnik wielomilionowy lub większy. W niektórych przypadkach pod działaniem katalizatorów można zainicjować takie reakcje, które w tych warunkach praktycznie nie zachodzą bez nich.
Wyróżnić kataliza homogeniczna i heterogeniczna.
Kiedy kataliza jednorodna katalizator i reagenty tworzą jedną fazę (gaz lub roztwór). Kiedy kataliza heterogeniczna katalizator znajduje się w układzie jako niezależna faza.
Przykłady katalizy homogenicznej:
1) utlenianie SO 2 + 1 / 2O 2 = SO 3 w obecności NO; NO łatwo utlenia się do NO2, a NO2 już utlenia SO2;
2) rozkład nadtlenku wodoru w roztworze wodnym na wodę i tlen: jony Cr 2 O 2 = 7, WO 2-4, MoO 2-4, katalizujące rozkład nadtlenku wodoru, tworzą z nim związki pośrednie, które dalej rozkładają się z uwolnieniem tlenu.
Kataliza homogeniczna odbywa się poprzez reakcje pośrednie z katalizatorem, w wyniku czego jedna reakcja o wysokiej energii aktywacji zostaje zastąpiona kilkoma, dla których energie aktywacji są niższe, ich szybkość jest wyższa:
CO + 1 / 2O 2 = CO 2 (katalizator - para wodna).
Kataliza heterogeniczna jest szeroko stosowana w przemyśle chemicznym. Większość produktów obecnie wytwarzanych przez tę branżę pochodzi z katalizy heterogenicznej. W katalizie heterogenicznej reakcja przebiega na powierzchni katalizatora. Wynika stąd, że aktywność katalizatora zależy od wielkości i właściwości jego powierzchni. Aby mieć dużą („rozwiniętą”) powierzchnię, katalizator musi mieć strukturę porowatą lub znajdować się w stanie silnie rozdrobnionym (wysoce zdyspergowanym). W praktycznym zastosowaniu katalizator jest zwykle nakładany na nośnik o strukturze porowatej (pumeks, azbest itp.).
Podobnie jak w przypadku katalizy homogenicznej, w katalizie heterogenicznej reakcja przebiega przez aktywne półprodukty. Ale tutaj związki te są związkami powierzchniowymi katalizatora z reagentami. Przechodząc przez szereg etapów, w których biorą udział te półprodukty, reakcja kończy się wytworzeniem produktów końcowych, w wyniku czego katalizator nie jest zużywany.
Wszystkie katalityczne reakcje heterogeniczne obejmują etapy adsorpcji i desorpcji.
Katalityczne działanie powierzchni sprowadza się do dwóch czynników: wzrostu stężenia na granicy faz i aktywacji zaadsorbowanych cząsteczek.
Przykłady katalizy heterogenicznej:
2H2O = 2H2O + O2 (katalizator - MnO2);
H 2 + 1/2 O 2 = H 2 O (katalizator - platyna).
Kataliza odgrywa bardzo ważną rolę w układach biologicznych. Większość reakcji chemicznych zachodzących w układzie pokarmowym, we krwi oraz w komórkach zwierząt i ludzi to reakcje katalityczne. Katalizatory, w tym przypadku nazywane enzymami, to proste lub złożone białka. Tak więc ślina zawiera enzym ptialinę, który katalizuje przemianę skrobi w cukier. Enzym znajdujący się w żołądku, pepsyna, katalizuje rozpad białek. Organizm ludzki zawiera około 30 000 różnych enzymów: każdy z nich służy jako skuteczny katalizator odpowiedniej reakcji.
Katalizatory to substancje, które mogą przyspieszyć reakcję chemiczną, podczas gdy same katalizatory nie są w niej zużywane. Stwierdzono, że katalizatory zmieniają mechanizm reakcji chemicznej. W tym przypadku pojawiają się inne, nowe stany przejściowe, charakteryzujące się niższą wysokością bariery energetycznej. Tak więc pod działaniem katalizatora
energia aktywacji procesu (rys. 3). Wchodząc w różnego rodzaju interakcje z cząstkami pośrednimi, katalizatory pozostają niezmienione pod koniec reakcji. Katalizatory wpływają tylko na termodynamicznie dozwolone reakcje. Katalizator nie może wywołać reakcji, ponieważ nie wpływa na jego siły napędowe. Katalizator nie wpływa na stałą równowagi chemicznej, ponieważ w równym stopniu zmniejsza energię aktywacji reakcji bezpośrednich i odwrotnych.
Rys.3 Wykres energetyczny przebiegu reakcji A + B = AB a) bez katalizatora ib) w obecności katalizatora. Ea jest energią aktywacji reakcji niekatalitycznej; Еа 1 i Еа 2 - energia aktywacji reakcji katalitycznej; AK - pośredni reaktywny związek katalizatora z jednym z odczynników; A ... K, AK ... B - aktywowane kompleksy reakcji katalitycznej; А ... В - aktywowany kompleks reakcji niekatalitycznej; ∆E cat. - spadek energii aktywacji pod wpływem katalizatora.
Rozróżnij katalizę homogeniczną i heterogeniczną. W pierwszym przypadku katalizator znajduje się w tej samej fazie co odczynniki, a w drugim katalizator jest ciałem stałym, na powierzchni którego zachodzi reakcja chemiczna pomiędzy odczynnikami.
Równowaga chemiczna
Reakcje chemiczne są zwykle podzielone na odwracalne i nieodwracalne. Nieodwracalne reakcje chemiczne przebiegają aż do całkowitego zużycia co najmniej jednej z substancji wyjściowych, tj. produkty reakcji albo w ogóle nie wchodzą ze sobą w interakcje, albo tworzą substancje różniące się od pierwotnych. Takich reakcji jest bardzo mało. Na przykład:
2KСlO 3 (tv) = 2KCl (tv) + 3О 2 (g)
W roztworach elektrolitów reakcje, które prowadzą do powstawania osadów, gazów i słabych elektrolitów (woda, związki złożone) są uważane za prawie nieodwracalne.
Większość reakcji chemicznych jest odwracalna, tj. idą zarówno do przodu, jak i do tyłu. Staje się to możliwe, gdy energie aktywacji procesów do przodu i do tyłu różnią się nieznacznie od siebie, a produkty reakcji są zdolne do przekształcenia się w substancje wyjściowe. Na przykład reakcja syntezy HI jest zazwyczaj reakcją odwracalną:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
Prawo działania masy (wyrażanie szybkości reakcji) odpowiednio dla procesów do przodu i do tyłu będzie miało postać: = ∙; 
= 2
W pewnym momencie pojawia się stan, w którym szybkości reakcji do przodu i do tyłu stają się równe = (rys. 4).
Rys. 4 Zmiany prędkości ruchu do przodu (i wstecznego (reakcje w czasie t .)
Ten stan nazywa się równowagą chemiczną. Ma charakter dynamiczny (mobilny) i może przesuwać się w jednym lub drugim kierunku w zależności od zmian warunków zewnętrznych. Począwszy od momentu równowagi, w stałych warunkach zewnętrznych, stężenia substancji wyjściowych i produktów reakcji nie zmieniają się w czasie. Nazywa się stężenia odczynników odpowiadające stanowi równowagi równowaga... Aby określić stężenie równowagowe odczynnika, konieczne jest odjęcie od jego stężenia początkowego ilości substancji, która przereagowała do czasu wystąpienia stanu równowagi: Z równy = C nr ref. - Z proreagir... Ilość reagentów, które weszły w reakcję i powstały z nich do czasu równowagi produktów, jest proporcjonalna do współczynników stechiometrycznych w równaniu reakcji.
Stan równowagi w niezmienionych warunkach zewnętrznych może istnieć przez dowolnie długi czas. W stanie równowagi
∙ = [2, skąd / [= 2 / ∙.
W stałej temperaturze stałe szybkości procesu do przodu i do tyłu są wartościami stałymi.
Stosunek dwóch stałych jest również wartością stałej K = / i nazywa się stała równowagi chemicznej... Można to wyrazić
albo przez stężenia reagentów =, albo przez ich ciśnienia cząstkowe 
jeśli reakcja przebiega z udziałem gazów.
W ogólnym przypadku dla reakcji aA + bB +… ⇄cC + dD +… stała równowagi chemicznej jest równa stosunkowi iloczynu stężeń produktów reakcji do iloczynu stężeń substancji wyjściowych w potęgach równe ich współczynnikom stechiometrycznym.
Stała równowagi chemicznej nie zależy od drogi procesu i określa głębokość jego przebiegu do czasu osiągnięcia stanu równowagi. Im większa jest ta wartość, tym większy stopień przekształcenia odczynników w produkty.
Stała równowagi chemicznej, jak również stałe szybkości reakcji, są funkcjami jedynie temperatury i charakteru substancji reagujących i nie zależą od ich stężenia.
W przypadku procesów heterogenicznych stężenie ciał stałych nie jest uwzględniane w wyrażeniu na szybkość reakcji i stałą równowagi chemicznej, ponieważ reakcja przebiega na powierzchni fazy stałej, której stężenie pozostaje stałe w czasie. Na przykład dla reakcji:
FeO (tv) + CO (g) ⇄ Fe (tv) + CO 2 (g)
wyrażeniem na stałą równowagi będzie:
K p i K z są powiązane relacją K P = K C (RT) ∆ n, gdzie n = n prod. -w oryginalnych substancjach - zmiana liczby moli gazowy substancje podczas reakcji. Dla tej reakcji K p = K s, ponieważ n substancji gazowych jest równe zeru.
Dlaczego katalizatory zwiększają szybkość reakcji chemicznej? Okazuje się, że działają w pełnej zgodzie z potoczną mądrością: „Mądry nie wejdzie na wzgórze, sprytny ominie górę”. Aby substancje zaczęły oddziaływać, ich cząsteczkom (cząsteczkom, atomom, jonom) należy nadać pewną energię, zwaną energią aktywacji (ryc. 13, a). Katalizatory obniżają tę energię, łącząc się z jedną z reagujących substancji i prowadząc ją wzdłuż „góry energetycznej”, aby spotkać się z inną substancją o mniejszej energii. Dlatego w obecności katalizatora reakcje chemiczne przebiegają nie tylko szybciej, ale również w niższej temperaturze, co obniża koszty procesów produkcyjnych.
Ryż. 13.
Wykresy energetyczne reakcji katalitycznych z wykorzystaniem katalizatorów konwencjonalnych (a) i selektywnych (b)
I nie tylko. Zastosowanie katalizatorów może prowadzić do tego, że te same substancje będą reagować na różne sposoby, to znaczy z tworzeniem różnych produktów (ryc. 13, b). Na przykład amoniak utleniany jest tlenem do azotu i wody, aw obecności katalizatora - do tlenku azotu (II) i wody (zapisz równania reakcji i rozważ procesy utleniania i redukcji).
Proces zmiany szybkości reakcji chemicznej lub ścieżki, którą obiera, nazywa się katalizą. Podobnie jak reakcje, istnieją jednorodne i niejednorodne rodzaje katalizy. W przypadku stosowania enzymów kataliza nazywana jest enzymatyczną. Ten rodzaj katalizy jest znany człowiekowi od czasów starożytnych. Dzięki enzymatycznemu rozkładowi substancji organicznych człowiek nauczył się piec chleb, warzyć piwo, wytwarzać wino i sery (ryc. 14).
Ryż. czternaście.
Od czasów starożytnych człowiek stosował katalizę, która występuje przy pieczeniu chleba, warzeniu piwa, produkcji wina, produkcji sera.
Najbardziej znane w życiu codziennym są enzymy wchodzące w skład proszków do prania. To właśnie one pozwalają pozbyć się z prania plam i nieprzyjemnych zapachów podczas prania.
Przyjrzyjmy się bliżej katalizatorom za pomocą eksperymentu chemicznego.
Nadtlenek wodoru (w życiu codziennym często nazywany jest nadtlenkiem wodoru) jest niezbędnym preparatem w każdej domowej apteczce (ryc. 15).
Ryż. 15.
Roztwór nadtlenku wodoru
Data ważności musi być wskazana na opakowaniu tego leku, ponieważ rozkłada się podczas przechowywania:
Jednak w normalnych warunkach proces ten przebiega tak wolno, że nie zauważamy uwalniania się tlenu i dopiero otwierając butelkę, w której długo przechowywany był nadtlenek wodoru, widać, jak uwalnia się z niej niewielka ilość gazu . Jak można przyspieszyć ten proces? Przeprowadźmy eksperyment laboratoryjny.
Doświadczenie laboratoryjne nr 9 Rozkład nadtlenku wodoru przy użyciu tlenku manganu (IV)
Doświadczenie laboratoryjne nr 10
Wykrywanie katalazy w żywności
Katalizatory nie tylko sprawiają, że procesy produkcyjne są bardziej ekonomiczne, ale także w znacznym stopniu przyczyniają się do ochrony środowiska. Tak więc współczesne samochody osobowe wyposażone są w urządzenie katalityczne, wewnątrz którego znajdują się komórkowe nośniki katalizatorów ceramicznych (platynowych i rodowych). Przechodząc przez nie szkodliwe substancje (tlenki węgla, azotu, niespalona benzyna) zamieniają się w dwutlenek węgla, azot i wodę (ryc. 16).
Ryż. 16.
Katalizator w samochodzie, który zamienia tlenki azotu zawarte w spalinach w nieszkodliwy azot
Jednak w przypadku reakcji chemicznych ważne są nie tylko katalizatory, które przyspieszają reakcję, ale także substancje, które mogą ją spowolnić. Takie substancje nazywane są inhibitorami. Najbardziej znane są inhibitory korozji metali.
Doświadczenie laboratoryjne nr 11
Hamowanie interakcji kwasów z metalami z urotropiną
W słowniku zwykłego człowieka często znajdują się słowa zapożyczone z chemii. Na przykład przeciwutleniacze lub przeciwutleniacze. Czym są substancje zwane przeciwutleniaczami? Zapewne zauważyłeś, że jeśli długo przechowujesz masło, to zmienia kolor, smak, nabiera nieprzyjemnego zapachu - utlenia się w powietrzu. Aby zapobiec psuciu się żywności, dodaje się do nich przeciwutleniacze. Odgrywają ważną rolę w utrzymaniu zdrowia człowieka, ponieważ w jego organizmie zachodzą również niepożądane procesy utleniania, w wyniku których człowiek choruje, męczy się i szybciej starzeje. Organizm ludzki otrzymuje antyoksydanty poprzez spożywanie pokarmów zawierających np. karoten (witaminę A) i witaminę E (ryc. 17).
Ryż. 17.
Przeciwutleniacze: a - β-karoten; b - witamina E
Tak więc szybkość reakcji chemicznej można kontrolować za pomocą katalizatorów i inhibitorów, zmian temperatury, stężenia reagentów, ciśnienia (w przypadku jednorodnych reakcji gazowych), powierzchni kontaktu reagentów (w przypadku procesów niejednorodnych). I oczywiście szybkość reakcji chemicznych zależy od charakteru reagujących substancji.
Nowe słowa i pojęcia
- Katalizatory.
- Enzymy.
- Kataliza (jednorodna, heterogeniczna, enzymatyczna).
- Inhibitory.
- Przeciwutleniacze
Zadania do samodzielnej nauki
- Czym są katalizatory? Jaką rolę odgrywają w reakcjach chemicznych? Dlaczego katalizatory przyspieszają reakcje chemiczne?
- Jaką rolę w historii ludzkiej cywilizacji odegrała kataliza enzymatyczna?
- Przygotuj raport na temat roli katalizatorów w nowoczesnej produkcji.
- Przygotuj raport na temat roli inhibitorów we współczesnej produkcji.
- Przygotuj referat na temat roli antyoksydantów w medycynie i przemyśle spożywczym.
W klasach 9-10 gimnazjum nadal formułują koncepcje dotyczące szybkości reakcji chemicznej, wpływu różnych czynników na szybkość przemian chemicznych, poszerzają i pogłębiają wiedzę na temat katalizy i katalizatorów oraz podsuwają pomysły na temat mechanizm zjawisk katalitycznych.
W temacie „Metale alkaliczne”, demonstrując takie eksperymenty, jak oddziaływanie sodu z wodą i kwasem solnym, oddziaływanie potasu i sodu z wodą, nauczyciel podkreśla, że niektóre z tych reakcji przebiegają w tych samych warunkach szybciej niż inne. Na przykład sód reaguje bardziej energicznie z kwasem solnym niż z wodą; potas szybciej reaguje z wodą niż sód. Po eksperymentach dotyczących spalania w chlorze sodu, miedzi, antymonu, wodoru, substancji organicznych można zadać pytania: „Dlaczego do spalania w chlorze zabrano proszek antymonu, a nie kawałki? Dlaczego wiązka cienkiego drutu miedzianego pali się w chlorze, ale gruby drut się nie pali?" W takich przypadkach różnicę w interakcji substancji tłumaczy się naturą samych substancji i strukturą atomów lub inną powierzchnią kontaktu.
W tym samym temacie, wprowadzając uczniów we właściwości kwasu solnego, warto dowiedzieć się, dlaczego reakcje między tym kwasem a metalami (cynkiem, magnezem) przyspieszają z czasem. Przyspieszenie zależy w szczególności od tego, że podczas tych reakcji uwalniana jest duża ilość ciepła, a wraz z ogrzewaniem substancji wzrasta szybkość interakcji.
Na przykładzie reakcji oddziaływania glinu z jodem należy przypomnieć, czym jest katalizator i pokazać, że katalizatorem może być woda. Na siatkę azbestową w szkiełku wylewa się mieszaninę proszków jodu i aluminium i wlewa kilka kropel wody. Oddziaływanie substancji pod wpływem wody jest przyspieszone, wybucha płomień. Nauczyciel zwraca uwagę, że w mieszaninie, która nie została wylana z porcelanowego kubka na kratkę, błysk nie wystąpił, ale może nastąpić po pewnym czasie i bez wody.
Należy zauważyć, że woda nie tylko przyspiesza oddziaływanie glinu z jodem, ale także pełni rolę katalityczną w wielu procesach chemicznych. Bardzo ważne jest katalityczne działanie wody podczas spalania różnych gazów stosowanych w technologii.
Rozważając właściwości nadtlenku wodoru, wskazuje się, że nadtlenek wodoru jest substancją bardzo kruchą. Przechowywany w szklanych naczyniach powoli rozkłada się z uwolnieniem ciepła:
2H 2 O 2 = 2H 2 O 4 + O 2 + 46 kcal
Nauczyciel prosi uczniów o wymienienie warunków, które przyspieszają rozkład nadtlenku wodoru. Mogą
wskazać w tym przypadku: 1) ogrzewanie, 2) wpływ katalizatorów, 3) wzrost stężenia roztworu. Można dodać, że rozkład nadtlenku wodoru jest również szybszy w świetle, co potwierdza doświadczenie w zajęciach pozalekcyjnych. Wlać nadtlenek wodoru do dwóch kolb zamocowanych w stojakach, zamknąć je korkami z rurami gazowymi. Probówki umieścić pod przewróconymi cylindrami lub probówkami wypełnionymi wodą i opuszczonymi do szerokiego naczynia z wodą. Jedną z kolb owinąć czarnym papierem. Umieść urządzenia na oknie oświetlonym słońcem lub oświetl je lampą elektryczną o mocy 75-100 V. Eksperyment pokaże szybki rozkład nadtlenku wodoru pod wpływem światła.
Następnie uczniowie na lekcji samodzielnie badają zmianę szybkości rozkładu nadtlenku wodoru pod wpływem katalizatorów. Do pracy dają 3-5% roztwór nadtlenku wodoru, dwutlenku manganu, stężonego kwasu solnego, drzazgę, lejek, bibułę filtracyjną, kilka probówek.
Zadania: 1) Sprawdzić, czy w wydanym roztworze następuje rozkład nadtlenku wodoru? 2) Za pomocą dwutlenku manganu przyspiesz reakcję rozkładu nadtlenku wodoru. 3) Udowodnij, że dwutlenek manganu nie zmienił się chemicznie w wyniku reakcji * 4) Udowodnij, że dwutlenek manganu, już użyty jako katalizator, może ponownie przyspieszyć rozkład nadtlenku wodoru.
* (Próbka z kwasem solnym po podgrzaniu.)
Po wykonaniu samodzielnej pracy nauczyciel pokazuje, że różne katalizatory można wykorzystać do przyspieszenia tej samej reakcji chemicznej, że rozkład substancji nieorganicznej (nadtlenku wodoru) przyspieszają katalizatory organiczne - enzymy. Do małej zlewki wlewa się 3% roztwór nadtlenku wodoru, a następnie umieszcza się w nim mały kawałek surowego mięsa. Tlen jest intensywnie uwalniany z roztworu, ponieważ enzym katalaza jest zawarty we krwi i tkankach zwierząt. Należy podkreślić, że enzymy są doskonałymi naturalnymi przyspieszaczami reakcji. Jednym z ważnych zadań chemii przyszłości jest sztuczna produkcja i przemysłowe zastosowanie katalizatorów, które swoim składem i właściwościami katalitycznymi będą przypominać enzymy.
Przeprowadzono eksperyment, aby wyjaśnić, dlaczego rozkład nadtlenku wodoru jest szybszy, gdy jest przechowywany w szklanych naczyniach. Do trzech probówek wlewa się roztwór nadtlenku wodoru, do jednej z nich dodaje się roztwór kwasu siarkowego, do drugiej dodaje się sodę kaustyczną, a trzecią pozostawia się do porównania (roztwór kontrolny). Wszystkie trzy roztwory są podgrzewane (nie do wrzenia). Tlen będzie silnie uwalniany z probówki z roztworami nadtlenku wodoru i wodorotlenku sodu, słabiej z probówki z roztworem kontrolnym. W obecności kwasu siarkowego (jonów wodorowych) nadtlenek wodoru nie ulega rozkładowi. Jony OH katalizują rozkład nadtlenku wodoru, dlatego w wyrobach szklanych, których ścianki uwalniają jony hydroksylowe do roztworu, nadtlenek wodoru łatwo się rozkłada.
Konsolidacja i rozwój wiedzy o szybkości reakcji chemicznej trwa dalej. Prowadząc mieszaninę dwutlenku siarki i tlenu przez rozgrzaną szklaną rurkę bez katalizatora, nauczyciel pokazuje, że tworzenie się bezwodnika siarkowego w tych warunkach nie jest zauważalne i pyta uczniów, jak można przyspieszyć oddziaływanie gazów. W rozmowie okazuje się, że takie metody przyspieszania reakcji, jak zwiększanie stężenia odczynników, podnoszenie temperatury, bez użycia katalizatora, nie dają niezbędnych rezultatów. Reakcja utleniania dwutlenku siarki do kwasu siarkowego jest odwracalna:
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q,
a wzrost temperatury przyspiesza rozkład bezwodnika siarkowego w większym stopniu niż jego powstawanie.
Sprawdza się, czy tlenek żelaza będzie katalizatorem reakcji utleniania dwutlenku siarki. Wykazując kontaktowe utlenianie dwutlenku siarki do bezwodnika siarkowego w obecności tlenku żelaza, obserwuje się powstawanie dymiącego w powietrzu bezwodnika siarkowego. Następnie stwierdzono, że reakcja nie zmienia chemicznie tlenku żelaza. Aby to zrobić, powtórz doświadczenie kontaktowego utleniania dwutlenku siarki do bezwodnika siarkowego z tą samą porcją tlenku żelaza. Należy ponadto zauważyć, że do przyspieszenia utleniania dwutlenku siarki można stosować różne katalizatory. Oprócz tlenku żelaza w przemyśle chemicznym stosowano platynę, a obecnie stosuje się pięciotlenek wanadu V 2 O 5 *.
* (Stosowany obecnie katalizator wanadowy ma złożony skład (patrz: D. A. Epshtein. Nauczyciel chemii o technologii chemicznej, Moskwa, Wydawnictwo Akademii Nauk Pedagogicznych RSFSR, 1961).)
Ważne jest również podkreślenie właściwości katalizatora przyspieszającej reakcję, aby nie wpływać na jej odwracalność: reakcja utleniania dwutlenku siarki do kwasu siarkowego, a w przypadku zastosowania katalizatora, pozostaje odwracalna.
Badając kontaktową metodę produkcji kwasu siarkowego należy rozważyć zastosowanie katalizatora w przemyśle. Bez katalizatora szybka produkcja dużych ilości bezwodnika siarkowego nie byłaby możliwa, ale jego zastosowanie stawia dodatkowe wymagania dotyczące warunków procesu. Faktem jest, że zanieczyszczenia reagentów mają negatywny wpływ na katalizator. Trójtlenek arsenu, jak mówią, „zatruwa” go negatywnie na katalizatorze wanadowym. Dlatego konieczne jest dokładne oczyszczenie reagujących gazów z zanieczyszczeń.
Jeśli uczniowie mają pytanie, dlaczego katalizator jest zatruty, nauczyciel najpierw wyjaśnia jego działanie za pomocą teorii powstawania półproduktów, a następnie rozważa trujące działanie zanieczyszczeń.
Przyspieszenie reakcji za pomocą katalizatora następuje dzięki temu, że tworzy on kruche związki z materiałami wyjściowymi, a następnie ponownie oddziela się w postaci wolnej. Reakcje te są znacznie szybsze niż reakcja między dwutlenkiem siarki a tlenem. Jeśli w mieszaninie gazów znajdują się zanieczyszczenia, które wchodzą w nieodwracalne reakcje z katalizatorem, to jest on zatruty. Pomimo starannego oczyszczania gazów, aktywność katalizatorów stosowanych do produkcji kwasu siarkowego z czasem spada. Jego „starzenie się” spowodowane jest nie tylko stopniowym zatruwaniem, ale także długotrwałym nagrzewaniem i mechanicznym niszczeniem, które zmieniają stan powierzchni katalizatora. W reakcji katalizowanej uczestniczy nie cała powierzchnia katalizatora, a jedynie jego odcięte odcinki – centra aktywne, a ilość tych centrów maleje w czasie „starzenia”.
W poprzednim rozdziale omówiono, jak w świetle teorii budowy atomu należy wyjaśnić uczniom wpływ energii na wzbudzenie reakcji chemicznej. Umożliwi to rozwiązanie problemu, dlaczego reakcje chemiczne ulegają przyspieszeniu po podgrzaniu. Uczniowie wiedzą, że wraz ze wzrostem temperatury substancji wzrasta liczba aktywnych cząsteczek, prędkość ruchu cząsteczek i liczba ich spotkań w jednostce czasu. W atomach molekuł aktywnych elektrony są przenoszone na wyższe poziomy energetyczne, takie molekuły są niestabilne i łatwiej mogą reagować z molekułami innych substancji.
Teoria dysocjacji elektrolitycznej pozwala wyjaśnić, dlaczego reakcje między roztworami kwasów, soli i zasad zachodzą niemal natychmiast. Roztwory tych substancji zawierają już aktywne cząstki - przeciwnie naładowane jony. Dlatego reakcje między wodnymi roztworami kwasów, soli i zasad przebiegają bardzo szybko i różnią się znacznie od reakcji między tymi samymi substancjami, ale w postaci suchej.
Rozpoczynając lekcję na temat „Szybkość reakcji chemicznej”, nauczyciel przypomina, że reakcje chemiczne mogą przebiegać w różnym tempie, badanie warunków, które na nie wpływają, ma ogromne znaczenie praktyczne.
Jak zmierzyć szybkość reakcji chemicznej?
Uczniowie wiedzą już, że szybkość przemian chemicznych można ocenić na podstawie ilości substancji, która weszła w reakcję lub uzyskana w określonym czasie, że prędkość ruchu mechanicznego jest mierzona drogą, którą pokonuje ciało w jednostce czasu ; aby obliczyć tę prędkość, użyj wzoru
gdzie v to prędkość, S to droga, a t to czas.
Mając to na uwadze, uczniowie przez analogię piszą wzór na obliczanie szybkości reakcji chemicznej
gdzie m jest ilością substancji, która weszła w reakcję lub została uzyskana w jej wyniku w czasie t.
Zastanów się, jaka jest wada tej formuły. Okazuje się, że przy jego użyciu obliczona szybkość reakcji będzie różna nawet dla dwóch porcji tej samej substancji, pobranych w tych samych warunkach.
Załóżmy, że co sekundę w naczyniu rozkłada się 15 g substancji. Okazuje się, że po wprowadzeniu do tego naczynia przegrody, która podzieli znajdującą się w niej substancję na dwie części w stosunku 1:2, w pierwszej (mniejszej) części reakcja będzie przebiegała z szybkością 5 g/sek. , aw drugim - 10 g / sek.
Aby obliczona szybkość charakteryzowała samą reakcję, a nie ilość pobranej substancji wyjściowej, konieczne jest uwzględnienie zmiany masy substancji reagującej, odniesionej do objętości, tj. stężenie substancji reagującej. Dlatego szybkość reakcji chemicznej można obliczyć za pomocą wzoru:
v = c 0 -c t / t
gdzie c 0 jest początkowym stężeniem dowolnej z reagujących substancji, c t jest stężeniem tej samej substancji po t sekundach. Podczas obliczania prędkości stężenie jest zwykle wyrażane w molach na litr, a czas w sekundach.
Ta lekcja skupia się na najważniejszych sposobach przyspieszenia reakcji chemicznych. W tym celu przeprowadza się eksperyment laboratoryjny wykazujący, że szybkość reakcji chemicznej zależy od stężenia reagujących substancji.
Do eksperymentu wykorzystuje się następujący sprzęt, umieszczony na stołach uczniów: 1) trójnóg z trzema probówkami, w jednej z nich znajduje się kryształek jodku sodu lub jodku potasu (2 - 3 główki szpilki), w drugiej - roztwór chlorku żelazowego, a trzeci - pusty; 2) kolbę lub szklankę wody; 3) dwie identyczne szklane rurki; 4) szklany pręt.
Prowadzący zaprasza uczniów do przygotowania się do doświadczenia: 1) dodać wodę do jodku sodu, aby uformować 1/2 probówki roztworu i wymieszać płyn patyczkiem, 2) wlać 1/3 otrzymanego roztworu do innej probówki , 3) do odlanego roztworu dodać probówkę z roztworem wody tak, aby objętości roztworów jodku sodu (lub potasu) w probówkach były takie same.
Nauczyciel zadaje pytania, aby sprawdzić, jak uczniowie rozumieją wskazówki:
1) Ile razy roztwór jodku sodu rozcieńcza się w drugiej probówce?
2) Ile razy stężenie soli w pierwszej probówce jest wyższe niż w drugiej?
Należy zauważyć, że stężenie jednego z roztworów jest dwukrotnie większe niż stężenie drugiego. Następnie w dwóch przygotowanych roztworach przeprowadza się reakcję chlorku żelazowego z jodkiem sodu, co wiąże się z uwolnieniem wolnego jodu:
2NaI + 2FeCl3 = 2NaCl + 2FeCl2 + I2,
2I - + 2Fe 3+ = 2Fe 2+ + Ja 2.
Uczniowie decydują, w której probówce szybkość oddziaływania soli jest większa i na jakiej podstawie można to ocenić. Założenie jest testowane doświadczeniem.
Do obu probówek z roztworami jodku sodu (lub potasu) wsypywano najpierw taką samą ilość pasty skrobiowej (1-2 ml), a następnie po wymieszaniu kilka kropli 5-10% roztworu chlorku żelazowego. Wskazane jest jednoczesne dodawanie roztworu chlorku żelazowego do obu probówek. Bardziej prawdopodobne jest pojawienie się niebieskiego koloru w probówce z roztworem o wyższym stężeniu. W probówce, w której stężenie roztworu jest wyższe, jony jodu częściej występują z jonami żelaza, a zatem częściej z nimi oddziałują – reakcja przebiega szybciej.
Nauczyciel pokazuje spalanie siarki w powietrzu i pyta uczniów, jak można przyspieszyć tę reakcję. Uczniowie sugerują umieszczenie płonącej siarki w tlenie i wykonanie tego eksperymentu. Na podstawie analizy eksperymentów można wyciągnąć ogólny wniosek: szybkość reakcji chemicznej zależy od stężenia reagentów (od liczby jonów lub cząsteczek na jednostkę objętości).
Zwracają się do pytania o wpływ na szybkość reakcji chemicznej powierzchni reagujących substancji. Studenci przypominają sobie reakcje z mieszaniem i mieleniem reagentów: mielenie mieszaniny amoniaku z wapnem gaszonym, oddziaływanie drobnych kawałków marmuru lub cynku z kwasem solnym, spalanie sproszkowanego paliwa w dyszach, wykorzystanie kruszonych rud w wytopie metali i pirytu w produkcja kwasu siarkowego. Bardziej szczegółowo omówiono warunki prażenia pirytu w produkcji kwasu siarkowego. Aby uzyskać dwutlenek siarki, stosuje się pokruszony piryt, ponieważ spala się on szybciej niż piryt pobrany w dużych kawałkach. Spalanie sproszkowanego pirytu przebiega szczególnie szybko, gdy jest on wyrzucany strumieniem powietrza z dyszy, a także przy spalaniu w złożu fluidalnym, gdy cała powierzchnia kawałków pirytu wchodzi w kontakt z powietrzem.
Należy pamiętać, że reakcjom chemicznym z silnie rozdrobnionymi substancjami palnymi może towarzyszyć eksplozja. Na przykład w cukrowniach dochodziło do eksplozji pyłu cukrowego.
Stwierdzono, że im bardziej ciało stałe jest zmielone, tym większa jest szybkość reakcji chemicznej, w której uczestniczy.
Następnie analizowany jest wpływ temperatury na szybkość reakcji chemicznej. Ta sama ilość roztworu kwasu siarkowego wlewa się do probówki z 1/4 roztworu podsiarczynu; równolegle z tym eksperymentem wlewa się podgrzane roztwory podsiarczynu i kwasu siarkowego:
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + SO 2 + S ↓
Odnotowuje się czas do zmętnienia roztworu. Nauczyciel mówi, że gdy temperatura wzrośnie o 10 ° C, szybkość większości reakcji wzrasta 2-3 razy.
Na podstawie zdobytej wiedzy studenci mają możliwość wyjaśnienia przyspieszenia reakcji chemicznych podczas podgrzewania substancji.
W tej lekcji nie trzeba demonstrować doświadczenia katalitycznego działania substancji, ponieważ uczniowie zapoznali się z nim na przykładach rozkładu nadtlenku wodoru i utleniania dwutlenku siarki. Wymieniają znane im reakcje katalityczne, podają definicje katalizy i katalizatora.
Aby utrwalić wiedzę w tej lekcji, proponują pytania:
- Od czego zależy szybkość reakcji chemicznej? Daj przykłady.
- W jakich warunkach wzrasta szybkość reakcji chemicznej?
- Jak w świetle teorii dysocjacji elektrolitycznej wytłumaczyć, że wydzielanie wodoru podczas oddziaływania cynku z kwasem octowym zachodzi znacznie wolniej niż podczas oddziaływania cynku z kwasem solnym?
- Jakimi metodami można przyspieszyć reakcję oddziaływania cynku z kwasem solnym?
- Dlaczego drzazga tląca się w powietrzu rozbłyska w tlenie?
- Dostajesz dwie probówki, w których powoli zachodzi interakcja węglanu wapnia z kwasem solnym. Spróbuj przyspieszyć reakcję chemiczną w każdej probówce przy użyciu różnych technik.
- Dlaczego szybkość reakcji chemicznej wzrasta wraz ze wzrostem temperatury?
- Jakie metody przyspieszania reakcji chemicznych stosuje się przy produkcji kwasu siarkowego?
- Wymień, które reakcje chemiczne, o których wiesz, że są przyspieszane przez katalizatory.
Studiując reakcję syntezy amoniaku, studenci ponownie spotykają się z zastosowaniem katalizatora, a wraz z utrwalaniem wcześniej uzyskanych informacji o katalizie i katalizatorze można tę wiedzę nieco pogłębić.
Nauczyciel zwraca uwagę, że obie reakcje - synteza amoniaku i jego rozkład na azot i wodór - przebiegają w obecności tego samego katalizatora - zredukowanego żelaza, które w takim samym stopniu przyspiesza zarówno reakcje bezpośrednie, jak i odwrotne. Dlatego katalizator nie przesuwa równowagi chemicznej, a jedynie przyczynia się do szybszego osiągnięcia tego stanu. Aby sprawdzić ich zrozumienie tego stanowiska, nauczyciel zadaje im pytania:
- Czy możliwe jest uzyskanie amoniaku w produkcji z mieszaniny azotu i wodoru pod wysokim ciśnieniem i ogrzewaniem, ale bez katalizatora? Czemu?
- Reakcja syntezy amoniaku jest przyspieszana przez ogrzewanie i katalizator. Jaka jest różnica we wpływie tych warunków na równowagę chemiczną?
Wprowadzając uczniów do syntezy amoniaku w produkcji, nauczyciel zwraca uwagę, że katalizator szybko traci swoją aktywność, jeśli gazy (wodór i azot) nie zostaną wcześniej uwolnione od zanieczyszczeń. W procesie tym tlen, para wodna, tlenek węgla, siarkowodór i inne związki siarki mają działanie toksyczne.
Podobnie jak w przypadku katalitycznego utleniania dwutlenku siarki do trójtlenku, w syntezie amoniaku katalizator działa przyspieszająco tylko w określonych zakresach temperatur. W temperaturach powyżej 600°C zredukowane żelazo zmniejsza swoją aktywność katalityczną.
Na przykładzie syntezy amoniaku można rozważyć mechanizm działania katalizatora. Należy zauważyć, że azotek żelaza tworzy się na powierzchni katalizatora żelazowego:
Wodór reaguje z azotkiem, powstaje amoniak:
FeN2 + 3H2 → Fe + 2NH3.
Następnie proces się powtarza.
Reakcje powstawania azotku żelaza i jego oddziaływania z wodorem zachodzą bardzo szybko.
Badając reakcje utleniania amoniaku, po zademonstrowaniu doświadczeń dotyczących spalania amoniaku w tlenie i katalitycznego utleniania amoniaku, zwraca się uwagę, że materiały wyjściowe w tych dwóch przypadkach były takie same, ale w zależności od warunków (zastosowanie katalizatora) otrzymuje się różne produkty...
Utlenianie amoniaku może przebiegać wraz z tworzeniem różnych substancji zgodnie z równaniami:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O;
4NH3 + 4O2 = 2N2O + 6H2O;
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Katalizator, platyna, przyspiesza tylko ostatnią z tych reakcji. Dlatego przy użyciu katalizatora możliwe jest skierowanie oddziaływania amoniaku i tlenu w pożądanym kierunku. Znajduje zastosowanie w przemyśle chemicznym przy produkcji kwasu azotowego.
Kształtowanie się w 9 klasie koncepcji produkcji chemicznej daje duże możliwości zaznajomienia studentów z praktyczną kontrolą szybkości reakcji chemicznych w zakładach chemicznych.
W oparciu o uogólnienie wiedzy o wcześniej badanych branżach (kwas solny, siarkowy, azotowy, amoniak) nauczyciel formułuje u uczniów koncepcję najlepszych warunków prowadzenia reakcji chemicznych w produkcji: zastosowanie optymalnych temperatur, zwiększenie stężenie reagentów, zwiększenie powierzchni kontaktu reagentów, zastosowanie katalizatorów. Następnie, w celu zidentyfikowania okoliczności, które ograniczają zastosowanie każdego warunku, zadaje się uczniom pytanie: „Czy można w nieskończoność zwiększać temperaturę w celu przyspieszenia reakcji chemicznych w produkcji?” Stwierdzono, że silne ogrzewanie może przesunąć równowagę chemiczną w niepożądanym kierunku, a w przypadku zastosowania katalizatora zmniejszyć jego aktywność. Biorąc to pod uwagę, w produkcji nie stosuje się maksymalnych, ale optymalnych temperatur.
W ten sam sposób analizowane są inne warunki prowadzenia reakcji chemicznych w produkcji.
Badanie nowego materiału faktograficznego z chemii w klasach IX-X służy do dalszego utrwalenia wiedzy na temat szybkości reakcji chemicznej.
Badając właściwości białego fosforu, nauczyciel mówi, że blask białego fosforu w ciemności wskazuje na jego powolne utlenianie w powietrzu. Następnie rozważa się, w jakich warunkach można przyspieszyć utlenianie białego fosforu. Ogrzewanie, fragmentacja fosforu, użycie tlenu faktycznie przyspiesza utlenianie fosforu, powodując jego błysk.
Studenci wykorzystują swoją wiedzę na temat sposobów przyspieszania procesów chemicznych do przewidywania warunków powstawania superfosfatu. Mówią, że reakcję między trzeciorzędowym fosforanem wapnia a kwasem siarkowym można przyspieszyć przez ogrzewanie, mielenie fosforanu wapnia, mieszanie i zwiększanie stężenia kwasu siarkowego. Nauczyciel podsumowując to, co zostało powiedziane, dodaje, że w
W tej produkcji naprawdę wykorzystuje się ogrzewanie, ale do tego celu wykorzystują ciepło uwalniane podczas samej reakcji, gdy zmielony trzeciorzędowy fosforan wapnia jest dokładnie mieszany z kwasem siarkowym.
Studiując substancje organiczne studenci mają do czynienia z bardzo wieloma procesami przebiegającymi z udziałem katalizatorów, np. produkcja benzyny lotniczej, gumy, węglowodorów aromatycznych.
Można rozważyć rolę kwasu siarkowego w hydratacji etylenu. W obecności kwasu siarkowego, zamiast powolnej reakcji dodawania wody do etylenu (C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 5 OH), szybko zachodzą następujące procesy: 1) kwas siarkowy dodaje się do etylenu, tworząc siarczan etylu:
2) siarczan etylu jest zmydlany z wytworzeniem alkoholu etylowego i kwasu siarkowego.
Po oddestylowaniu alkoholu kwas siarkowy pojawia się w tej samej ilości, ale brał udział w tworzeniu produktu pośredniego. Inne przykłady katalitycznego działania kwasu siarkowego (tworzenie etylenu i eteru etylowego z alkoholu etylowego) są demontowane przez samych uczniów podczas odrabiania lekcji.
Te same substancje, z tym samym katalizatorem, ale w różnych temperaturach, reagują tworząc różne produkty. Należy to podkreślić przy zapoznawaniu się z właściwościami alkoholi.
Oddziaływanie tlenku węgla z wodorem pokazuje, że stosując różne katalizatory, z tych samych substancji można otrzymać różne produkty organiczne. Ta interakcja może przebiegać z tworzeniem alkoholu metylowego, węglowodorów lub wyższych alkoholi. Pożądany kierunek oddziaływania substancji osiąga się dzięki zastosowaniu katalizatora, który przyspiesza odpowiednią reakcję, ale nie wpływa znacząco na inne. Aby przyspieszyć reakcję powstawania alkoholu metylowego, jako katalizator stosuje się mieszaninę tlenków chromu z tlenkiem cynku.
Po przestudiowaniu węglowodorów i związków organicznych zawierających tlen, w celu uogólnienia wiedzy, studentom proponuje się zadanie do samodzielnej pracy w klasie lub w domu: wybierz z takiej a takiej części podręcznika wszystkie przypadki reakcji katalitycznych, a każdy uczeń otrzymuje tylko taka część materiału podręcznikowego, którą może przejrzeć w wyznaczonym czasie…
Analizując przemysłowe metody produkcji substancji organicznych, warto zwrócić uwagę studentów na fakt, że te same techniki są wykorzystywane do kontrolowania szybkości reakcji chemicznych, które są wykorzystywane w produkcji substancji nieorganicznych.
