Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych 311[31].Z1.01

Transkrypt

1 MINISTERSTWO EDUKACJI NARODOWEJ Maria Norek Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych 311[31].Z1.01 Poradnik dla nauczyciela Wydawca Instytut Technologii Eksploatacji Państwowy Instytut Badawczy Radom 2006

2 Recenzenci: mgr inż. Beata Misiek-Wachowska mgr inż. Andrzej Wachowski Opracowanie redakcyjne: mgr inż. Małgorzata Urbanowicz Konsultacja: dr inż. Bożena Zając Korekta: Poradnik stanowi obudowę dydaktyczną programu jednostki modułowej 311[31].Z1.01 Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych zawartego w modułowym programie nauczania dla zawodu technik technologii chemicznej 311[31]. Wydawca Instytut Technologii Eksploatacji Państwowy Instytut Badawczy, Radom

3 SPIS TREŚCI 1. Wprowadzenie 3 2. Wymagania wstępne 5 3. Cele kształcenia 6 4. Przykładowe scenariusze zajęć 7 5. Ćwiczenia Klasyfikacja reakcji chemicznych ze względu na stan skupienia reagentów Ćwiczenia Szybkość reakcji chemicznej, kataliza Ćwiczenia Równowaga chemiczna Ćwiczenia Efekty energetyczne przemian chemicznych. Funkcje termodynamiczne Ćwiczenia Ewaluacja osiągnięć ucznia Literatura 37 2

4 1. WPROWADZENIE Przekazujemy Państwu Poradnik dla nauczyciela Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych który będzie pomocny w prowadzeniu zajęć dydaktycznych w szkole kształcącej w zawodzie technik technologii chemicznej 311[31]. W poradniku zamieszczono: wymagania wstępne, wykaz umiejętności, jakie uczeń opanuje podczas zajęć, przykładowe scenariusze zajęć, propozycje ćwiczeń, które mają na celu ukształtowanie umiejętności praktycznych uczniów, wykaz literatury, z jakiej uczniowie mogą korzystać podczas nauki, Wskazane jest, aby zajęcia dydaktyczne były prowadzone różnymi metodami ze szczególnym uwzględnieniem: tekstu przewodniego, metody projektów, ćwiczeń praktycznych. Formy organizacyjne pracy uczniów mogą być zróżnicowane, począwszy od samodzielnej pracy uczniów do pracy zespołowej. W celu sprawdzenia wiadomości i umiejętności ucznia, nauczyciel może posłużyć się zamieszczonym w rozdziale 6 zestawem zadań testowych, zawierającym różnego rodzaju zadania oraz przeprowadzić test praktyczny wysoko symulowany. W tym rozdziale podano do testu: plan testu w formie tabelarycznej, punktację zadań, propozycje norm wymagań, instrukcję dla nauczyciela, instrukcję dla ucznia, kartę odpowiedzi, zestaw zadań testowych. Test praktyczny wysoko symulowany zawiera: plan testu w formie tabelarycznej, punktację zadań, propozycje norm wymagań, instrukcję dla nauczyciela, instrukcję dla ucznia, kartę pracy, kartę oceny. 3

5 311[31]. Z1 Fizykochemiczne podstawy wytwarzania półproduktów i produktów przemysłu chemicznego 311[31]. Z1. 01 Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych 311[31]. Z1. 02 Zastosowanie podstawowych procesów fizycznych 311[31]. Z1. 03 Zastosowanie podstawowych procesów chemicznych 311[31]. Z1. 04 Opracowanie koncepcji procesów wytwarzania półproduktów i produktów przemysłu chemicznego Schemat układu jednostek modułowych 4

6 2. WYMAGANIA WSTĘPNE Przystępując do realizacji programu jednostki modułowej, uczeń powinien umieć: korzystać z różnych źródeł informacji, posługiwać się poprawną nomenklaturą i symboliką chemiczną, posługiwać się pojęciami: szybkość reakcji chemicznej, katalizator, stan i stała równowagi chemicznej, reakcje egzo- i endotermiczne, zapisywać wyrażenie na stężeniową stałą równowagi dowolnej reakcji odwracalnej na podstawie jej równania stechiometrycznego, określić jakościowo skład mieszaniny reakcyjnej, interpretować schematyczne wykresy zmian energii układu w reakcjach egzoi endotermicznych, stosując pojęcie energii aktywacji, rozpoznawać podstawowy sprzęt laboratoryjny, przestrzegać przepisów bhp w pracowni chemicznej. 5

7 3. CELE KSZTAŁCENIA W wyniku realizacji programu jednostki modułowej, uczeń powinien: scharakteryzować podstawowe procesy chemiczne, określić warunki prowadzenia podstawowych reakcji chemicznych, wykonać obliczenia stechiometryczne dla podstawowych przemian chemicznych zachodzących w warunkach rzeczywistych, obliczyć efekty energetyczne przemian chemicznych, określić wpływ zmian temperatury, ciśnienia i stężenia na szybkość reakcji chemicznej, określić wpływ katalizatora na szybkość reakcji chemicznej, określić wpływ zmian temperatury, ciśnienia i stężenia na stan równowagi chemicznej, zinterpretować wyniki badań laboratoryjnych, zastosować przepisy bhp oraz ochrony przeciwpożarowej podczas wykonywania prac laboratoryjnych. 6

8 4. PRZYKŁADOWE SCENARIUSZE ZAJĘĆ Scenariusz zajęć 1 Osoba prowadząca. Modułowy program nauczania: Technik technologii chemicznej 311[31] Moduł: Fizykochemiczne podstawy wytwarzania półproduktów i produktów przemysłu chemicznego 311[31].Z1 Jednostka modułowa: Określanie warunków prowadzenia 311[31].Z1.01 procesów chemicznych Temat: Wyznaczanie efektu energetycznego reakcji zobojętniania. Cel ogólny: kształtowanie umiejętności wyznaczania efektu energetycznego reakcji. Po zakończeniu zajęć edukacyjnych uczeń potrafi: przygotować sprzęt laboratoryjny, przygotować niezbędne odczynniki, zorganizować stanowisko pracy zgodnie z zasadami bezpiecznej pracy, zaplanować czynności, wyznaczyć efekt energetyczny reakcji zobojętniania, zinterpretować wyniki badań. Metody nauczania uczenia się: metoda tekstu przewodniego, ćwiczenia praktyczne. Formy organizacyjne pracy uczniów: indywidualna. Czas: 90 minut. Środki dydaktyczne: tekst przewodni do wykonania zadania, sprzęt laboratoryjny do analizy objętościowej, odczynniki, badana próbka, samodzielne stanowisko przy stole laboratoryjnym. Przebieg zajęć: Zadanie dla ucznia: Wyznacz efekt energetyczny reakcji zobojętniania. 7

9 Tekst przewodni do wykonywania zadania Lp. Nazwa etapu Działania nauczyciela 1. Informacje Pytania i polecenia wprowadzające: Jakie reakcje nazywamy egzoi endoenergetycznymi? Wyjaśnij znaczenie zapisów: H>0, H<0. Do jakich reakcji energetycznych zalicza się reakcje zobojętniania? uczniów Odpowiadają na pytania wprowadzające. 2. Planowanie Pytania i polecenia prowadzące: Odpowiadają Zapisz równanie reakcji zobojętniania zachodzącej między kwasem solnym i wodorotlenkiem sodu w formie. cząsteczkowej i jonowej skróconej. Zapoznaj się z budową i zasadą działania kalorymetru. Odszukaj w instrukcji stałą kalorymetru, zapisz jej wartość. Zapisz wzór do obliczenia efektu cieplnego reakcji. Jakimi zasadami bhp należy kierować się przy wykonywaniu ćwiczenia? Zaplanuj kolejność czynności niezbędnych do wykonania ćwiczenia. na pytania i wykonują polecenia, planują kolejność czynności. 3. Ustalenia 1. Analizuje kolejność czynności zaplanowanych przez uczniów. 2. Podaje sposób przedstawienia wyników. 3. Wspólne z uczniami ustala kryteria oceniania zadania. Dyskutują nad ustalonym planem, wspólnie z nauczycielem ustalają kryteria oceniania zadania. 4. Wykonanie 1. Zwraca uwagę na bezpieczeństwo pracy podczas przeprowadzania reakcji. 2. Czuwa nad prawidłowym przebiegiem wykonywania ćwiczenia. 3. Podaje sposób przedstawienia przebiegu ćwiczenia w tabelach i na wykresach Kolejny odczyt n Temperatura T [ 0 C] Wykonują ćwiczenie, sporządzają wykresy zmian temperatury w zależności od n, obliczają efekt energetyczny. Kolejny odczyt n Temperatura T [ 0 C] 8

10 Lp. Nazwa etapu Działania nauczyciela 5. Sprawdzenie 1. Ocenia wykonane zadania zgodnie z przyjętymi kryteriami. 2. Wskazuje nieprawidłowości wykonania poszczególnych czynności. 6. Analiza Zadaje pytania uczniom: 1. Co sprawiło Ci największą trudność przy wykonywaniu zadania? 2. Gdzie tkwi przyczyna wystąpienia tej trudności? uczniów Dokonują samooceny. Odpowiadają na pytania. Kryteria oceny Lp. Czynności Kryterium oceny Punktacja 1. Przygotowanie stanowiska pracy Poprawne: - zorganizowanie stanowiska, - dobranie sprzętu i odczynników chemicznych Wykonanie zadania Poprawne: - zmontowanie zestawu, - przeprowadzenie reakcji zobojętniania, - wykonanie pomiarów temperatury w czasie, - wykonanie wykresów, - zapisanie równań reakcji, - obliczenie liczby moli wody powstającej w reakcji zobojętniania, - obliczenie efektu energetycznego reakcji Przestrzeganie przepisów bhp Zachowanie porządku na stanowisku pracy. 1 Punktacja pkt bdb pkt db 11 9 pkt dst 8 7 pkt dop poniżej 7 pkt ndst Razem 16 9

11 Zakończenie zajęć Praca domowa Określ typy podanych reakcji chemicznych I, II i III ze względu na efekt energetyczny procesu: I 2CuO + C 2Cu + CO 2 H > 0 II N 2 + 3H 2 2NH 3 H < 0 III CaSiO 3 CaO + SiO 2 H > 0 Sposób uzyskania informacji zwrotnej od ucznia po zakończonych zajęciach: sprawdzenie arkuszy tekstu przewodniego. 10

12 Scenariusz zajęć 2 Osoba prowadząca. Modułowy program nauczania: Technik technologii chemicznej 311[31] Moduł: Fizykochemiczne podstawy wytwarzania półproduktów i produktów przemysłu chemicznego 311[31].01 Jednostka modułowa: Określanie warunków prowadzenia 311[31].Z1.01 procesów chemicznych Temat: Określanie wpływu zmian temperatury i ciśnienia na stan równowagi chemicznej. Cel ogólny: kształtowanie umiejętności określenia wpływu zmian temperatury i ciśnienia na stan równowagi chemicznej. Po zakończeniu zajęć edukacyjnych uczeń potrafi: podać regułę przekory Le Chatelier a-brauna, określić wpływ zmian temperatury i ciśnienia na stan równowagi chemicznej, zaproponować zmiany prowadzące do zwiększenia wydajności reakcji odwracalnej, zapisać wyrażenia na stałą równowagi reakcji. Metody nauczania uczenia się: metoda problemowa. Formy organizacyjne pracy uczniów: indywidualna. Czas: 45 minut. Środki dydaktyczne: materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. Przebieg zajęć: 1. Podanie reguły przekory Le Chatelier a-brauna. 2. Podanie zadań problemowych do rozwiązania przez uczniów. 3. Zapisanie wyrażenia na stałą równowagi reakcji. 4. Określenie wpływu ciśnienia i temperatury na stan równowagi reakcji korzystając z reguły przekory. 5. Weryfikacja odpowiedzi. 6. Ocena. 7. Zadanie pracy domowej. Przykładowe zadania problemowe 1. Określ, w którą stronę przesunie się stan równowagi reakcji: 2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(g) H= -565, 95 kj jeśli nastąpi: a) wzrost temperatury b) ochłodzenie układu c) wzrost ciśnienia 11

13 2. Zakładając, że reakcja przedstawiona równaniem: 2NO (g) + O 2(g) 2NO 2(g) jest egzoenergetyczna oraz, że przebiega jednoetapowo, określ: a) jaki wpływ na położenie stanu równowagi ma ogrzewanie całego układu? b) jaki wpływ na położenie stanu równowagi będzie miał katalizator? c) jak wpłynie na stan równowagi wzrost ciśnienia? 3. Podaj co najmniej dwa sposoby, które można zastosować, aby przesunąć w prawo równowagę reakcji podanej poniżej: N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) H= 181 kj Zakończenie zajęć Praca domowa Określ, jak przy wzroście ciśnienia przesunie się równowaga następujących reakcji: 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) CO 2(g) + H 2(g) CO (g) + H 2 O (g) 2NO 2(g) 2NO (g) + O 2(g) Sposób uzyskania informacji zwrotnej od ucznia po zakończonych zajęciach: anonimowa ankieta dotycząca trudności podczas rozwiązywania problemu. 12

14 5. ĆWICZENIA 5.1. Klasyfikacja reakcji chemicznych ze względu na stan skupienia reagentów Ćwiczenia Ćwiczenie 1 Oblicz składy mieszanin gazowych w procentach masowych i objętościowych. Zadania do rozwiązania Mieszanina zawiera 70% masowych wodoru i 30% masowych tlenu. Oblicz procentowy skład objętościowy. Oblicz procentowy skład masowy mieszaniny zawierającej 25 % objętościowych tlenku siarki (IV) oraz tlen. Mieszanina zawiera 2 mole tlenku węgla (II) i 3 mole tlenku węgla (IV). Oblicz zawartość procentową tlenku węgla (II) w procentach masowych i objętościowych. Jaki warunek muszą spełniać masy molowe gazów w mieszaninie dwuskładnikowej, aby stosunek masowy był równy stosunkowi objętościowemu? Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zapisać wzory na zawartość procentową (masową i objętościową) składnika w mieszaninie, 2) podać wartość objętości molowej gazów w warunkach normalnych, 3) zapisać wzór na objętość molową gazu (warunki normalne), 4) zapisać wzory pozwalające na przeliczenie składu molowego mieszaniny gazowej na jej masę i objętość, 5) wykonać obliczenia, 6) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. Środki dydaktyczne: układ okresowy pierwiastków chemicznych, kalkulator, materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. 13

15 Ćwiczenie 2 Oblicz niezbędną ilość surowców z uwzględnieniem wydajności reakcji chemicznej. Zadania do rozwiązania Oblicz, ile kg amoniaku należy użyć do otrzymania 100 m 3 NO (warunki normalne). Wydajność reakcji utleniania NH 3 do NO wynosi 90%. Kwas siarkowy (VI) powstaje w wyniku następujących reakcji: S + O 2 SO 2 2SO 2 + O 2 2SO 3 SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 Oblicz całkowitą wydajność reakcji otrzymywania kwasu siarkowego (VI), jeżeli wiadomo, że z 20 kg siarki powstają 42 kg kwasu siarkowego (VI) o stężeniu 96%. Kwas azotowy (V) powstaje w wyniku trzech następujących po sobie reakcji o podanych obok wydajnościach: 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2 O W 1 = 80% 2NO + O 2 2NO 2 W 2 = 95% 3NO 2 + H 2 O 2HNO 3 + NO W 3 = 90% Oblicz, ile kg NH 3 należy użyć w celu otrzymania 1 t 65% HNO 3. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zapisać wzór na wydajność reakcji, 2) zapisać wzór na wydajność reakcji przebiegających przez szereg etapów o różnych wydajnościach, 3) wykonać obliczenia, 4) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. Środki dydaktyczne: układ okresowy pierwiastków chemicznych, kalkulator, materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. 14

16 Ćwiczenie 3 Oblicz niezbędną ilość surowców z uwzględnieniem ich czystości. Zadania do rozwiązania. Oblicz masę wapienia, zawierającego 75 % węglanu wapnia, który należy wyprażyć w celu otrzymania 29 kg tlenku wapnia. Ile kg żelaza można otrzymać z 500 kg magnetytu (Fe 3 O 4 ) zawierającego 10% zanieczyszczeń? 10 g stali spalono w strumieniu tlenu i otrzymano 0,2 g CO 2. Ile procent węgla zawierała stal? Oblicz ilość koksu, zawierającego 90% węgla, z którego w reakcji z parą wodną można otrzymać 1500 m 3 wodoru. Produktami reakcji zgazowania węgla są CO i H 2. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zapisać równania reakcji, 2) wykonać obliczenia uwzględniając czystość surowców, 3) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. Środki dydaktyczne: układ okresowy pierwiastków chemicznych, kalkulator, materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. 15

17 5.2. Szybkość reakcji chemicznej, kataliza Ćwiczenia Ćwiczenie 1 Oblicz zmiany szybkości reakcji chemicznych wywołanych zmianami stężenia i temperatury. Zadania do rozwiązania 1. Jak zmieni się szybkość reakcji 2NO + 2H 2 N 2 + 2H 2 O przebiegającej w fazie gazowej, według równania kinetycznego: υ = k [NO] 2 [H 2 ] jeżeli zwiększy się dwukrotnie stężenia obu substratów? 2. Do dwóch identycznych naczyń wprowadzono: do pierwszego 1 kg substancji A i 1 kg substancji B, do drugiego 0,5 kg substancji A i 0,5 kg substancji B. Reakcja przebiega według równania: A + B C + D w fazie gazowej, z szybkością υ = k [A][B]. Czy w obu naczyniach szybkość reakcji w momencie jej rozpoczęcia będzie jednakowa? 3. Jak zmieni się szybkość reakcji po obniżeniu temperatury o 20 0? 4. Jak zmieni się szybkość reakcji przebiegającej w fazie gazowej, 2NO + 2H 2 N 2 + 2H 2 O według równania kinetycznego: υ = k [NO] 2 [H 2 ] jeżeli zmniejszy się trzykrotnie objętość przestrzeni reakcyjnej? Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 2) oznaczyć stężenia substratów przed ich zwiększeniem, np. [NO]=x, [H 2 ]=y, 3) obliczyć stężenia substratów po ich dwukrotnym zwiększeniu, 4) wyznaczyć szybkości reakcji dla stężeń początkowych i dwukrotnie zwiększonych, 5) porównać υ 1 i υ 2, 6) udzielić odpowiedzi, 7) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. 16

18 Środki dydaktyczne: kalkulator, materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. Ćwiczenie 2 Zbadaj wpływ zmian temperatury na szybkość reakcji chemicznej. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia z uwzględnieniem przepisów bezpieczeństwa i higieny pracy. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zorganizować stanowisko pracy, 2) przygotować sprzęt laboratoryjny: 4 zlewki o poj. 250 cm 3, 4 probówki, termometr do C, 3) przygotować odczynniki: roztwór KMnO 4 o stężeniu c=0,02 mol dm -3, roztwór H 2 C 2 O 4 o stężeniu c=0,05 mol dm -3, roztwór H 2 SO 4 o stężeniu c=1,0 mol dm -3, 4) do zlewek wlać po ok. 200 cm 3 wody i ogrzać w łaźni wodnej do temperatury: pierwszą 20 0 C, drugą 50 0 C, trzecią 70 0 C, czwartą 90 0 C, 5) do probówek wlać po 2 cm 3 roztworów KMnO 4 i H 2 C 2 O 4 oraz po 1 cm 3 roztworu H 2 SO 4, 6) zanurzyć probówki jednocześnie każdą w innej zlewce z wodą, o podanych wyżej temperaturach, 7) obserwować, po jakim czasie nastąpi odbarwienie roztworu w każdej probówce, 8) zapisać czas reakcji przebiegających w probówkach, w różnych temperaturach, 9) zapisać wnioski dotyczące wpływu temperatury na szybkość reakcji, 10) zapisać przebieg ćwiczenia w dzienniczku laboratoryjnym. Zalecane metody nauczania uczenia się: metoda tekstu przewodniego, ćwiczenia praktyczne. Środki dydaktyczne: tekst przewodni do wykonania zadania, sprzęt laboratoryjny, odczynniki chemiczne, stół laboratoryjny, łaźnia wodna. Ćwiczenie 3 Zbadaj wpływ rozdrobnienia i stanu powierzchni ciała stałego na szybkość reakcji chemicznej. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia z uwzględnieniem przepisów bezpieczeństwa i higieny pracy. 17

19 Sposób wykonania ćwiczenia Aby wykonać ćwiczenie powinieneś: 1) zorganizować stanowisko pracy, 2) przygotować sprzęt laboratoryjny: 3 zlewki o poj. 100 cm 3, cylinder miarowy o poj. 50 cm 3, 3) przygotować odczynniki: wstążka magnezowa, roztwór kwasu solnego o stężeniu c=1,0 mol dm -3, 4) uciąć trzy odcinki wstążki magnezowej o długości 3 cm, 5) jeden kawałek wstążki magnezowej pozostawić w całości próbka nr 1, 6) drugi kawałek wstążki magnezowej podzielić na cztery części próbka nr 2, 7) trzeci kawałek wstążki magnezowej podzielić na dziesięć części próbka nr 3, 8) zlewki oznaczyć numerami 1, 2, 3 i wlać do nich po ok. 30 cm 3 roztworu HCl, 9) przygotowane próbki magnezu wrzucić do oznaczonych zlewek z roztworem HCl, 10) obserwować intensywność wydzielania się gazu w poszczególnych zlewkach, 11) zapisać wnioski dotyczące wpływu rozdrobnienia i stanu powierzchni ciała stałego na szybkość reakcji, 12) zapisać przebieg ćwiczenia w dzienniczku laboratoryjnym. Zalecane metody nauczania uczenia się: metoda tekstu przewodniego, ćwiczenia praktyczne. Środki dydaktyczne: sprzęt laboratoryjny, odczynniki chemiczne, stół laboratoryjny, nożyczki. Ćwiczenie 4 Wyznacz wpływ katalizatora na szybkość reakcji chemicznej. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia z uwzględnieniem przepisów bezpieczeństwa i higieny pracy. Sposób wykonania ćwiczenia Aby wykonać ćwiczenie powinieneś: 1) zorganizować stanowisko pracy, 2) przygotować sprzęt laboratoryjny: 4 kolby stożkowe o poj. 100 cm 3, 2 kolby stożkowe o poj. 100 cm 3 z korkiem, 3 pipety (2 cm 3, 5 cm 3, 10 cm 3 ), 3) przygotować odczynniki: octan etylu, roztwór HCl o stężeniu c=1,5mol dm -3, mianowany roztwór NaOH o stężeniu c=0,1000 mol dm -3, 4) do dwóch kolb z korkami wlać: 50 cm 3 roztworu HCl i 50 cm 3 wody destylowanej, 5) do kolby zawierającej wodę dodać 2 cm 3 octanu etylu, zanotować czas rozpoczęcia reakcji, 18

20 6) po upływie ok. 10 minut dodać 2cm 3 octanu etylu do drugiej kolby zawierającej roztwór HCl, zanotować czas rozpoczęcia reakcji, 7) po 20 minutach od chwili rozpoczęcia reakcji w kolbie pierwszej pobrać z niej 2 cm 3 roztworu, przenieść do pustej kolby, rozcieńczyć wodą do obj. 10 cm 3 i zmiareczkować roztworem NaOH o stężeniu c=0,1000 mol dm -3, używając fenoloftaleiny jako wskaźnika, 8) zanotować objętość zużytego roztworu NaOH (V 1t ), 9) przeprowadzić czynności analogiczne dla roztworu w drugiej kolbie, zawierającego HCl, zanotować objętość zużytego roztworu NaOH (V 2t ), której wartość pozwala wyznaczyć łączną zawartość kwasu solnego i kwasu octowego w danej chwili, 10) wykonać podobne oznaczenia po ok. 60 minutach, 11) oznaczyć objętość NaOH (V 0 ) potrzebną do zobojętnienia kwasu solnego obecnego w roztworze i pełniącego rolę katalizatora: do kolby wlać 50 cm 3 roztworu HCl, dodać 2cm 3 wody, wymieszać, pobrać 2 cm 3 roztworu, rozcieńczyć wodą do 10 cm 3 i zmiareczkować roztworem NaOH, 12) zanotować wartości objętości roztworu NaOH (V 0 ), 13) zapisać równanie reakcji hydrolizy estru, 14) wyniki przedstawić w tabeli: Badane roztwory Octan etylu i woda (kolba nr 1) Octan etylu i kwas solny (kolba nr 2) Czas [min] t o = 0 t 1 = 20 t 2 = 90 t o = 0 t 1 = 20 t 2 = 90 Objętość NaOH [cm 3 ] V 0 V 1t V 2t V 0 V 1t V 2t V tnaoh V 0NaOH [cm 3 ] Zawartość kwasu octowego [mol] 15) podać wnioski, 16) zapisać przebieg ćwiczenia w dzienniczku laboratoryjnym. Zalecane metody nauczania uczenia się: metoda tekstu przewodniego, ćwiczenia praktyczne. Środki dydaktyczne: sprzęt laboratoryjny, odczynniki chemiczne, stół laboratoryjny. 19

21 5.3. Równowaga chemiczna Ćwiczenia Ćwiczenie 1 Oblicz skład mieszaniny gazowej w stanie równowagi. Zadania do rozwiązania 1. W zamkniętym naczyniu umieszczono 2 mole CO 2 i 8 moli H 2. Po ogrzaniu do temperatury 1100K ustaliła się równowaga: CO 2(g) + H 2(g) CO (g) + H 2 O (g) W tych warunkach K=1. Oblicz liczbę moli każdego gazu w stanie równowagi. 2. Dwutlenek węgla ulega w wysokiej temperaturze dysocjacji termicznej na CO i O 2. Oblicz procentowy skład objętościowy mieszaniny gazów w stanie równowagi, jeżeli 20% CO 2 uległo rozkładowi. 3. Oblicz skład mieszaniny reagentów gazowych (w % objętościowych) w stanie równowagi reakcji: C (s) + O 2(g) CO 2(g) w temperaturze ok. 1500K, jeżeli stała K wynosi 0, Równowaga reakcji: I 2(g) + H 2(g) 2HI (g) ustaliła się przy następujących stężeniach: [H 2 ]=0,25 mol dm -3, [I 2 ]=0,05 mol dm -3, [HI]=0,9 mol dm -3. Oblicz wyjściowe stężenia substratów. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zapisać wyrażenie na stałą równowagi reakcji, 2) ułożyć bilans materiałowy reagentów, uwzględniając liczby moli reagentów: początkowe, które przereagowały i w stanie równowagi, 3) wykonać obliczenia, 4) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. Środki dydaktyczne: kalkulator, materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. 20

22 Ćwiczenie 2 Określ wpływ zmian temperatury i ciśnienia na stan równowagi chemicznej. Zadania do rozwiązania 1. Określ, w którą stronę przesunie się stan równowagi reakcji: 2CO (g) + O 2(g) 2CO 2(g) H= -565, 95 kj jeśli nastąpi: a) wzrost temperatury d) ochłodzenie układu e) wzrost ciśnienia 2. Zakładając, że reakcja przedstawiona równaniem: 2NO 2(g) 2NO (g) + O 2(g) jest egzoenergetyczna oraz, że przebiega jednoetapowo, określ: a) jaki wpływ na położenie stanu równowagi ma ogrzewanie całego układu b) jaki wpływ na położenie stanu równowagi będzie miał katalizator c) jak wpłynie na stan równowagi wzrost ciśnienia 3. Podaj co najmniej dwa sposoby, które można zastosować, aby przesunąć w prawo równowagę reakcji podanej poniżej: N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) H= 181 kj Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zapisać wyrażenie na stałą równowagi reakcji, 2) określić wpływ ciśnienia i temperatury na stan równowagi reakcji korzystając z reguły przekory, 3) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia problemowe. Środki dydaktyczne: materiał nauczania z punktu (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. 21

23 5.4. Efekty energetyczne przemian chemicznych Funkcje termodynamiczne Ćwiczenia Ćwiczenie 1 Oblicz entalpie reakcji. Zadania do rozwiązania 1. Na podstawie entalpii następujących reakcji: 1) Mg (s) + C (grafit) + 1,5O 2(g) MgCO 3(s) H = ,9 kj 2) Mg (s) + 0,5O 2(g) MgO (s) H = - 601,8 kj 3) C (grafit) + O 2(g) CO 2(g) H = - 393,5 kj oblicz entalpię reakcji: MgO (s) + CO 2(g) MgCO 3(s) 2. Wykorzystując poniżej podane entalpie tworzenia reagentów, oblicz entalpię reakcji: NH 3(g) + HCl (g) NH 4 Cl (s) H 0 298tw. NH 3(g) = - 46,3 kj mol -1 H 0 298tw. HCl (g) = - 92,5 kj mol -1 H 0 298tw. NH 4 Cl (s) = - 314,0 kj mol -1 C 2 H 2(g) + H 2 O (c) CH 3 CHO (c) H H 2 O (c) = 0 H 0 298tw. C 2 H 2(g) = kj mol -1 H 0 298tw. CH 3 CHO (c) = kj mol Wykorzystując poniżej podane entalpie spalania reagentów, oblicz entalpię reakcji: Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zastosować prawo Hessa i prawo Lavoisiera-Laplace a, 2) zastosować metodę sumowania równań reakcji (zadanie 1), 22

24 3) zapisać wzór, na postawie którego można obliczyć entalpię reakcji, korzystając z entalpii tworzenia reagentów (zadanie 2), 4) zapisać wzór, na postawie którego można obliczyć entalpię reakcji, korzystając z entalpii spalania reagentów (zadanie 3), 5) wykonać obliczenia, 6) sprawdzić poprawność wykonania ćwiczenia. Zalecane metody nauczania uczenia się: ćwiczenia obliczeniowe. Środki dydaktyczne: kalkulator, materiał nauczania z punktów (Poradnik dla ucznia), literatura z rozdziału 7. Ćwiczenie 2 Wyznacz efekt energetyczny reakcji zobojętniania. Wskazówki do realizacji: Przed przystąpieniem do realizacji ćwiczenia nauczyciel powinien omówić zakres i technikę wykonania ćwiczenia z uwzględnieniem przepisów bezpieczeństwa i higieny pracy. Sposób wykonania ćwiczenia Uczeń powinien: 1) zorganizować stanowisko pracy, 2) przygotować odczynniki: roztwór NaOH o stężeniu 1 mol dm -3, roztwór HCl o stężeniu 1 mol dm -3, 3) przygotować sprzęt: kolba miarowa o poj cm 3, cylinder o poj. 100 cm 3, kalorymetr ze zlewką o poj cm 3 i termometrem do 50 0 C, mieszadło, pipeta 10 cm 3, 4) odmierzyć cylindrem 100 cm 3 roztworu NaOH, wlać do kolby miarowej, uzupełnić wodą destylowaną, 5) schłodzić kolbę strumieniem zimnej wody i przelać roztwór do suchej zlewki kalorymetru, 6) zanurzyć mieszadło, zamknąć kalorymetr przykrywką, wstawić termometr i przy włączonym mieszadle wykonać 10 odczytów temperatury w odstępach półminutowych, 7) dodać szybko pipetą 10 cm 3 roztworu HCl przez otwór w przykrywce i wykonać co najmniej 20 dalszych odczytów w odstępach półminutowych, 8) wyniki pomiarów zapisać w tabeli: Kolejny odczyt n Temperatura T [ 0 C] 9) wykonać takie same pomiary umieszczając w kalorymetrze 1 dm 3 wody destylowanej w miejsce roztworu NaOH, w celu wyznaczenia poprawki na ciepło rozcieńczania kwasu solnego, wyniki zapisać w tabeli: 23

25 Kolejny odczyt n Temperatura T [ 0 C] 10) sporządzić wykresy zmian temperatury w zależności od n dla obydwu doświadczeń, 11) zapisać równanie reakcji zobojętniania w formie cząsteczkowej i jonowej skróconej, 12) obliczyć liczbę moli wody powstającej w wyniku reakcji zobojętniania, 13) obliczyć molowe ciepło reakcji zobojętniania Q p, przy czym wzrost temperatury spowodowany wyłącznie efektem cieplnym reakcji wynosi ( T T ), gdzie T wzrost temperatury układu wynikający z reakcji zobojętniania i rozcieńczania kwasu, T - wzrost temperatury wynikającym z rozcieńczenia kwasu, Q p = K n ( T T ) K stała kalorymetru [kj K -1 ], n liczba moli produktu (wody), 14) zapisać przebieg ćwiczenia w dzienniczku laboratoryjnym. Zalecane metody nauczania uczenia się: metoda tekstu przewodniego, ćwiczenia praktyczne. Środki dydaktyczne: tekst przewodni do wykonania zadania, samodzielne stanowisko przy stole laboratoryjnym, sprzęt laboratoryjny, kalorymetr, odczynniki, stoper. 24

26 6. EWALUACJA OSIĄGNIĘĆ UCZNIA Przykłady narzędzi pomiaru dydaktycznego TEST 1 Test do jednostki modułowej Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych Test składa się z 20 zadań, z których: zadania 1, 2, 3, 4, 7, 9, 12, 13, 14, 15, 16, 18, 20 są z poziomu podstawowego, zadania 5, 6, 8, 10, 11, 17, 19 są z poziomu ponadpodstawowego. Punktacja zadań 0 lub 1 punkt Za każdą prawidłową odpowiedź uczeń otrzymuje 1 punkt. Za złą odpowiedź lub jej brak uczeń otrzymuje 0 punktów. Proponuje się następujące normy wymagań uczeń otrzyma następujące oceny szkolne: - dopuszczający za rozwiązanie co najmniej 8 zadań z poziomu podstawowego, - dostateczny za rozwiązanie co najmniej 11 zadań z poziomu podstawowego, - dobry za rozwiązanie 15 zadań, w tym co najmniej 4 z poziomu ponadpodstawowego, - bardzo dobry za rozwiązanie 17 zadań, w tym co najmniej 6 z poziomu ponadpodstawowego, Klucz odpowiedzi: 1. d, 2. c, 3. c, 4. b, 5. c, 6. b, 7. a, 8. d, 9. b, 10. d, 11. a, 12. c, 13. b, 14. a, 15. d, 16. c, 17. a, 18. c, 19. c, 20. d Plan testu Nr zad. 1 Cel operacyjny (mierzone osiągnięcia ucznia) Podać czynnik wpływający na szybkość reakcji Kategoria celu Poziom wymagań Poprawna odpowiedź A P d 2 Wskazać reakcję odwracalną B P c Podać określenie energii aktywacji reakcji chemicznej Podać warunki stanu równowagi dynamicznej reakcji chemicznej Podać równanie wyrażające prawo działania mas Określić na podstawie równania kinetycznego wpływ ciśnienia reagentów na stan równowagi chemicznej A P c A P b A PP c C PP b 25

27 Nr zad Cel operacyjny (mierzone osiągnięcia ucznia) Określić wpływ ciśnienia na położenie stanu równowagi na podstawie równania reakcji Określić wpływ parametrów na wydajność reakcji odwracalnej Obliczyć procentowy skład objętościowy mieszaniny gazowej na podstawie procentowego składu masowego Obliczyć objętość surowca gazowego z uwzględnieniem wydajności reakcji Obliczyć wydajność całkowitą procesu na podstawie wydajności poszczególnych etapów Obliczyć ilość surowca z uwzględnieniem wydajności reakcji Podać określenie katalizatora dodatniego Kategoria celu Poziom wymagań Poprawna odpowiedź C P a C PP d C P B C PP d C PP a C P c A P b 14 Podać określenie autokatalizy A P a 15 Podać czynnik wpływający na stan równowagi A P d 16 Ustalić, czego dotyczy prawo Hessa B P c Obliczyć entalpię reakcji na podstawie entalpii pośrednich reakcji chemicznych Wskazać proces przebiegający ze zmniejszeniem entropii Obliczyć entalpię reakcji na podstawie standardowych entalpii tworzenia reagentów C PP a B P c C PP c 20 Podać warunek samorzutności procesu A P d 26

28 Przebieg testowania INSTRUKCJA DLA NAUCZYCIELA 1. Ustal z uczniami termin przeprowadzenia sprawdzianu z co najmniej jednotygodniowym wyprzedzeniem. 2. Omów z uczniami cel stosowania pomiaru dydaktycznego. 3. Zapoznaj uczniów z rodzajem zadań podanych w zestawie oraz z zasadami punktowania. 4. Przeprowadź z uczniami próbę udzielania odpowiedzi na takie typy zadań testowych, jakie będą w teście. 5. Omów z uczniami sposób udzielania odpowiedzi (karta odpowiedzi). 6. Zapewnij uczniom możliwość samodzielnej pracy. 7. Rozdaj uczniom zestawy zadań testowych i karty odpowiedzi, podaj czas przeznaczony na udzielanie odpowiedzi. 8. Postaraj się stworzyć odpowiednią atmosferę podczas przeprowadzania pomiaru dydaktycznego (rozładuj niepokój, zachęć do sprawdzenia swoich możliwości). 9. Kilka minut przed zakończeniem sprawdzianu przypomnij uczniom o zbliżającym się czasie zakończenia udzielania odpowiedzi. 10. Zbierz karty odpowiedzi oraz zestawy zadań testowych. 11. Sprawdź wyniki i wpisz do arkusza zbiorczego. 12. Przeprowadź analizę uzyskanych wyników sprawdzianu i wybierz te zadania, które sprawiły uczniom największe trudności. 13. Ustal przyczyny trudności uczniów w opanowaniu wiadomości i umiejętności. 14. Opracuj wnioski do dalszego postępowania, mającego na celu uniknięcie niepowodzeń dydaktycznych niskie wyniki przeprowadzonego sprawdzianu. INSTRUKCJA DLA UCZNIA 1. Przeczytaj uważnie instrukcję. 2. Podpisz imieniem i nazwiskiem kartę odpowiedzi. 3. Zapoznaj się z zestawem pytań testowych. 4. Test zawiera 20 zadań dotyczących określania warunków prowadzenia procesów chemicznych. Są to zadania wielokrotnego wyboru i tylko jedna odpowiedź jest prawidłowa. 5. Udzielaj odpowiedzi tylko na załączonej karcie odpowiedzi. Prawidłową odpowiedź zaznacz X (w przypadku pomyłki należy błędną odpowiedź zaznaczyć kółkiem, a następnie ponownie zakreślić odpowiedź prawidłową). 6. Pracuj samodzielnie, bo tylko wtedy będziesz miał satysfakcję z wykonanego zadania. 7. Kiedy udzielenie odpowiedzi będzie Ci sprawiało trudność, wtedy odłóż jego rozwiązanie na później i wróć do niego, gdy zostanie Ci wolny czas. Trudności mogą przysporzyć Ci zadania: 5, 6, 8, 10, 11, 17, 19 gdyż są one na poziomie trudniejszym niż pozostałe. 8. Na rozwiązanie testu masz 60 min. Materiały dla ucznia: - instrukcja, - zestaw zadań testowych, - karta odpowiedzi. Powodzenia 27

29 ZESTAW ZADAŃ TESTOWYCH 1. Czynnikiem wpływającym na szybkość reakcji jest: a) barwa b) zapach c) smak d) stężenie 2. Jeśli w układzie zamkniętym w miarę gromadzenia produktów reakcji, mogą one reagować ze sobą i odtwarzać substraty, z których powstały, to mamy do czynienia z reakcją: a) następczą b) współbieżną c) odwracalną d) nieodwracalną 3. Energię aktywacji reakcji chemicznej można określić jako: a) liczbę zderzeń w jednostce czasu b) czas potrzebny, by zaszła reakcja chemiczna c) energię, jaką muszą posiadać cząsteczki substratów, by zaszła reakcja chemiczna d) energię, jaka się wydzieli lub zostanie pochłonięta podczas przebiegu reakcji chemicznej 4. Układ osiągnie stan równowagi dynamicznej, jeśli: a) szybkość reakcji będzie proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów b) szybkość reakcji biegnącej w prawo zrówna się z szybkością reakcji biegnącej w lewo c) szybkość reakcji biegnącej w prawo będzie większa niż szybkość reakcji biegnącej w lewo d) szybkość reakcji biegnącej w prawo będzie mniejsza niż szybkość reakcji biegnącej w lewo 5. Równanie wyrażające prawo działania mas dla reakcji: N 2 + 3H 2 2NH 3 ma postać: [N a) K = 2 ][H 2 ] [NH 3 ] b) K = c) K = [NH 3 ] [N 2 ][H 2 ] [NH 3 ] 2 [N 2 ][H 2 ] 3 d) K = [N 2][H 2 ] 3 [NH 3 ] 2 6. Reakcja 2NO (g) + H 2(g) N 2 O (g) + H 2 O (g) przebiega zgodnie z równaniem kinetycznym: υ = k [NO] 2 [H 2 ]. Jeśli ciśnienie w zbiorniku reakcyjnym zmaleje 3 razy, to szybkość: a) zmaleje 3 razy b) zmaleje 27 razy c) wzrośnie 3 razy d) wzrośnie 81 razy 28

30 7. Spadek ciśnienia powoduje przesunięcie położenia stanu równowagi reakcji N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) a) w lewo b) w prawo c) położenie stanu równowagi nie zmieni się d) nie można przewidzieć, jak przesunie się położenie stanu równowagi 8. Aby zwiększyć wydajność reakcji N 2(g) + O 2(g) 2NO (g) H= 181 kj, należy: a) obniżyć ciśnienie b) zwiększyć ciśnienie c) obniżyć temperaturę d) zwiększyć temperaturę 9. Procentowy skład objętościowy mieszaniny zawierającej 36% masowych wodoru i 64% masowych tlenu wynosi: a) 10 % obj. H 2 i 90 % obj. O 2 b) 90 % obj. H 2 i 10 % obj. O 2 c) 18 % obj. H 2 i 82 % obj. O 2 d) 91 % obj. H 2 i 9 % obj. O Wydajność reakcji utlenienia SO 2 do SO 3 wynosi 80 %. Do otrzymania 224 m 3 tlenku siarki (VI) należy użyć: a) 260 m 3 SO 2 b) 448 m 3 SO 2 c) 224 m 3 SO 2 d) 280 m 3 SO Pewien proces przemysłowy przebiega w trzech etapach o wydajności odpowiednio 99%, 80% i 90%. Wydajność całego procesu wynosi: a) 71,28% b) 80,00% c) 89,67% d) 99,00% 12. Wydajność syntezy jodowodoru z pierwiastków wynosi w danych warunkach ciśnienia i temperatury 78%. Ilość jodu potrzebnego do otrzymania 500 g jodowodoru wynosi: a) 318 g b) 496 g c) 636 g d) 718 g 13. Katalizator dodatni to substancja, która: a) podwyższa energię aktywacji reakcji b) obniża energię aktywacji reakcji c) nie wpływa na szybkość reakcji d) zwiększa wydajność reakcji 14. Autokataliza to zjawisko polegające na: a) przyspieszaniu reakcji przez produkty b) przyspieszaniu reakcji przez ogrzanie układu c) przyspieszaniu reakcji przez jeden z substratów f) przyspieszaniu reakcji przez dodanie katalizatora 15. Na stałą równowagi ma wpływ: a) rozdrobnienie reagentów b) obecność katalizatora c) stężenie reagentów d) temperatura 29

31 16. Prawo Hessa dotyczy: a) stanu równowagi reakcji b) zmian szybkości reakcji c) efektu cieplnego reakcji d) samorzutności reakcji 17. Obliczona na podstawie entalpii następujących reakcji 1) Mg (s) + C (grafit) + 1,5O 2(g) MgCO 3(s) H = ,9 kj 2) Mg (s) + 0,5O 2(g) MgO (s) H = - 601,8 kj 3) C (grafit) + O 2(g) CO 2(g) H = - 393,5 kj entalpia reakcji MgO (s) + CO 2(g) MgCO 3(s) wynosi: a) 117,6 kj b) 117, 6 kj c) 393,5 kj d) 393,5kJ 18. Proces, który wiąże się ze spadkiem entropii układu to: a) wrzenie wody b) sublimacja jodu c) zamarzanie wody d) rozpuszczanie chlorku sodu w dużej ilości wody 19. Entalpia reakcji 2SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) obliczona na podstawie standardowych entalpii tworzenia reagentów: H SO 2(g) = -296,8 kj mol -1, H O 2(g) = 0, H SO 3(g) = -437,8 kj mol -1, jest równa: a) 141 kj b) 141 kj c) 282 kj d) 282 kj 20. Warunkiem samorzutności reakcji jest: a) G > 0 b) G > 0 c) G = 0 d) G < 0 30

32 KARTA ODPOWIEDZI Imię i nazwisko... Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych Zakreśl poprawną odpowiedź. Nr Odpowiedź zadania 1 a b c d 2 a b c d 3 a b c d 4 a b c d 5 a b c d 6 a b c d 7 a b c d 8 a b c d 9 a b c d 10 a b c d 11 a b c d 12 a b c d 13 a b c d 14 a b c d 15 a b c d 16 a b c d 17 a b c d 18 a b c d 19 a b c d 20 a b c d Razem: Punktacja 31

33 Test praktyczny wysoko symulowany do jednostki modułowej Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych Zadanie dla ucznia: Wykonaj obliczenia dotyczące efektów energetycznych reakcji chemicznych i składu mieszaniny gazowej w stanie równowagi. Plan testu Nr zadania Nazwa czynności Liczba punktów możliwych do uzyskania Zastosowanie prawa Hessa i prawa Lavoisiera-Laplace a. Zastosowanie metody sumowania równań reakcji, Obliczenie entalpii podanej reakcji. Stosowanie odpowiednich jednostek. Zapisanie wzoru, na postawie którego można obliczyć entalpię reakcji, korzystając z entalpii tworzenia reagentów. Obliczenie entalpii podanej reakcji. Stosowanie odpowiednich jednostek. Zapisanie wyrażenia na stałą równowagi reakcji Ułożenie bilansu materiałowego reagentów, uwzględniającego liczby moli reagentów: początkowe, które przereagowały i w stanie równowagi. Obliczenie stężeń równowagowych reagentów gazowych. Stosowanie odpowiednich jednostek Razem 13 Proponuje się następujące normy wymagań uczeń otrzyma następujące oceny szkolne: pkt bdb pkt db 9 8 pkt dst 7 6 pkt dop poniżej 6 pkt ndst 32

34 Instrukcja dla nauczyciela 1. Przed rozpoczęciem wykonywania zadania przez uczniów należy: - zapewnić warunki do samodzielnej pracy, - rozdać karty pracy oraz instrukcje dla ucznia, - odczytać uczniom przeznaczoną dla nich instrukcję oraz udzielić odpowiedzi na pytania. 2. Podczas wykonywania zadania powinny być spełnione następujące warunki: - czas trwania testu 60 minut, - praca samodzielna, indywidualne stanowiska pracy, - maksymalna liczba uczniów w grupie 16 osób, - wykonane zadanie uczeń opisuje na karcie pracy, - nauczyciel pełni rolę obserwatora, - kilka minut przed zakończeniem sprawdzianu nauczyciel przypomina uczniom o zbliżającym się czasie zakończenia zadania, - po wykonaniu zadania uczeń oddaje kartę pracy nauczycielowi. 3. Po wykonania zadania nauczyciel: - wpisuje do karty oceny wyniki przeprowadzonego testowania, - przeprowadza analizę wyniku sprawdzianu, - opracowuje wnioski do dalszego postępowania, mającego na celu uniknięcie niepowodzeń dydaktycznych. Uczeń może otrzymać maksymalnie 13 punktów. Instrukcja dla ucznia Zadanie, które będziesz wykonywać, polega na wykonaniu obliczeń dotyczących efektów energetycznych reakcji i składu mieszanin gazowych w stanie równowagi. Aby wykonać zadanie, powinieneś w karcie pracy: 1) zastosować prawo Hessa i prawo Lavoisiera-Laplace a, 2) zastosować metodę sumowania równań reakcji, 3) zapisać wzór, na postawie którego można obliczyć entalpię reakcji, korzystając z entalpii tworzenia reagentów. 4) zapisać wyrażenie na stałą równowagi reakcji, 5) ułożyć bilans materiałowy reagentów, uwzględniając liczby moli reagentów: początkowe, które przereagowały i w stanie równowagi, 6) wykonać obliczenia, 7) zastosować odpowiednie jednostki. 33

35 KARTA PRACY Imię i nazwisko... Test praktyczny wysoko symulowany do jednostki modułowej Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych Zadanie dla ucznia: Wykonaj obliczenia dotyczące efektów energetycznych reakcji chemicznych i składu mieszaniny gazowej w stanie równowagi. Zadanie 1 Na podstawie entalpii następujących reakcji: 1) 2Al (s) + 1,5O 2(g) Al 2 O 3(s) H = ,6 kj 2) S (s) + 1,5O 2(g) SO 3(g) H = - 395,2 kj 3) 2Al (s) + 3S (s) + 6O 2(g) Al 2 (SO 4 ) 3(s) H = ,1 kj oblicz entalpię reakcji: Al 2 O 3(s) + 3SO 3(g) Al 2 (SO 4 ) 3(s) 34

36 Zadanie 2 Wykorzystując poniżej podane entalpie tworzenia reagentów, oblicz entalpię reakcji: CH 3 OH (c) + 1,5O 2(g) CO 2(s) + 2H 2 O (c) H 0 298tw. CH 3 OH (c) = - 238,9 kj mol -1 H 0 298tw. CO 2(g) = - 393,5 kj mol -1 H 0 298tw. H 2 O (c) = - 285,8 kj mol Oblicz stężenia gazowych reagentów układu: FeO + CO Fe + CO 2 w stanie równowagi, w temperaturze ok. 1300K, jeżeli stała K wynosi 0,5, a początkowo stężenia wynosiły: [CO] = 0,5 mol dm -3, [CO 2 ] = 0,1 mol dm

37 KARTA OCENY Imię i nazwisko... Test praktyczny wysoko symulowany do jednostki modułowej Określanie warunków prowadzenia procesów chemicznych Zadanie dla ucznia: Wykonaj obliczenia dotyczące efektów energetycznych reakcji chemicznych i składu mieszaniny gazowej w stanie równowagi. Plan testu Nr zadania Nazwa czynności Zastosowanie prawa Hessa i prawa Lavoisiera-Laplace a. Zastosowanie metody sumowania równań reakcji, Obliczenie entalpii podanej reakcji. Stosowanie odpowiednich jednostek. Zapisanie wzoru, na postawie którego można obliczyć entalpię reakcji, korzystając z entalpii tworzenia reagentów. Obliczenie entalpii podanej reakcji. Stosowanie odpowiednich jednostek. Zapisanie wyrażenia na stałą równowagi reakcji Ułożenie bilansu materiałowego reagentów, uwzględniającego liczby moli reagentów: początkowe, które przereagowały i w stanie równowagi. Obliczenie stężeń równowagowych reagentów gazowych. Stosowanie odpowiednich jednostek. Uzyskana liczba punktów Razem 36

38 7. LITERATURA 1. Atkins P. W.: Chemia fizyczna. PWN, Warszawa Hassa R., Mrzigod A., Mrzigod J., Sułkowska W.: Chemia 1. Wydawnictwo M. Rożak Gdańsk Hejwowska S., Marcinkowski R., Staluszka J.: Chemia 3. WP OPERON, Gdynia Hejwowska S., Marcinkowski R., Staluszka J.: Zbiór zadań 3. WP OPERON, Gdynia Kufelnicki A.: Ćwiczenia z chemii fizycznej. Akademia Medyczna w Łodzi, Łódź Kupis B., Zewald W.: Chemia matura WS OMEGA, Kraków Marcinkowski R., Hejwowska S., Sygniewicz J.: Zbiór zadań z chemii. Wydawnictwo Edukacyjne Zofii Dobkowskiej, Warszawa Pazdro K.: Zbiór zadań z chemii. WE, Warszawa Praca zbiorowa: Ćwiczenia laboratoryjne z chemii fizycznej. WUŁ, Łódź