План - конспект урока « Скорость химических реакций »
(9 класс )

Цели:
 а). Дидактические.
 Расширить и углубить знания о химических реакциях. Сформировать
понятия о скорости химической реакции, рассмотреть влияние различных
факторов на скорость химической реакции. Научить учащихся объяснять эти
факторы с точки зрения внутреннего строения вещества. Продолжить
формирование, закрепление следующих умений и навыков: конструирование
и планирование ответа, работы с книгой

б). Воспитательные.
 Продолжить формирование познаваемости мира и его закономерностей, причинно-следственных связей явлений природы и общества. В процессе работы на уроке развивать чувство самоконтроля. Развитие личности обучающихся, формирование у них гуманистических отношений и экологически целесообразного поведения в быту и в трудовой деятельности.

в). Развивающие личность учащегося.
 В целях развития познавательного интереса планируются занимательные
видеосюжеты с опытами. В целях развития мышления учащегося планируется сравнение скоростей химических реакций в зависимости от факторов, влияющих на них, а также обобщение и систематизация полученных знаний.Развивать умения работать с веществами, выполнять несложные химические опыты, соблюдать правила ТБ.

Тип урока : изучение нового материала. Оборудование : штатив с пробирками, пробиркодержатель, спиртовка,
спички, 2 чашки Петри, железный гвоздь, нитки, кристаллизатор с водой.
Реактивы : натрий, калий,соляная кислота, гранулы цинка, мрамор, оксид
меди (II ), раствор серной кислоты, раствор хлорида бария, раствор сульфата меди(II ).

На уроке применялись методы:
 1. объяснительно-иллюстративный;
2. проблемно-поисковый;

3. репродуктивный;
4. демонстрационные опыты как метод экспериментального обучения химии.


Применение презентации слайдов и демонстрация видеофрагментов опытов.
Приемы обучения : рассказ с элементами беседы, работа в парах,
дискуссия, объяснение.

За основу рабочей программы взята программа

Химия. Рабочие программы. Предметная линия учебников Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г. Фельдмана. 8-9 классы / Н. Н. Гара. - М.: Просвещение.

Учебник

Р у д з и т и с Г. Е.Химия: 9кл.: учеб. для обшеобразоват. организаций с прил. на электронном носителе(DVD )/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. - М.: Просвещение,2014-208 c .

Ход урока


I. Организационный этап (приветствие, проверка готовности
учащихся к уроку).

II. Актуализация знаний
 Учитель демонстрирует опыт1- взаимодействие железа с раствором сульфата меди (II ); опыт 2-взаимодействие хлорида бария с серной кислотой.
Ученики видят, что реакция с хлоридом бария с серной кислотой прошла
мгновенно, а железа и сульфата меди (II ) пока без изменений. Учитель
демонстрирует видеофрагмент со 2 опытом, и учащиеся описывают признаки реакции.
Фронтальная беседа
- Что вы наблюдали? Ответы учеников-2 химические реакц ии.
- Обе реакции практически осуществимы? Ответы учеников -да .
- Как вы об этом узнали? Ответы учеников -по признакам химических реакций .
- Сразу мы увидели признаки реакции в данных опытах? Ответы учеников -нет , 1-я реакция прошла быстрее , 2-я медленнее .
- Какая физическая величина изменяется с течением времени? Ответы учеников - скорость .
- Зачем нужны знания о скорости химической реакции? Ответы учеников -чтобы контролировать и управлять процессами и прогнозировать их протекание .
- Какими примерами из жизни вы можете подтвердить, что химические
реакции протекают с разными скоростями? Ответы учеников - ржавление железа , горение газа , скисание молока , гниение и т . д .
- Как определяют скорость механического движения?

Ответы учащихся-скорость механического движения рассчитывается по формуле : отношение расстояния к времени.

Как определяют скорость химической реакции? Ученики затрудняются
ответить .
Учитель--как определяют скорость химической реакции, что это за величина, от чего она зависит, вы узнаете сегодня на уроке.
III . Изучение нового материала .
Записывают тему сегодняшнего урока:
«Скорость химической реакции».
Скорость химической реакции - это изменение концентрации прореагировавшего или образующегося вещества в единицу времени.

Концентрация вещества часто определяется как число молей в литре.


С 1 -первоначальная концентрация

С 2 -концентрация через некоторое время

Факторы , влияющие на скорость химических реакций :
природа реагирующих веществ;
концентрация реагирующих вещества;
площадь соприкосновения реагирующих веществ;
температура;
катализатор.
Давайте подробно рассмотрим каждый фактор, выполняя демонстрационные
опыты.
А). Природа реагирующих веществ
 Взаимодействие натрия, калия с водой. Опыты показываются
демонстрационно. Обсуждаются их различия, делаются
выводы, что скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ,
следовательно от внутреннего строения веществ. Записи оформляются в виде
таблицы:

Факторы

Уравнения химических реакций

Выводы

Природа реагирующих веществ

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

2K + 2H2O = 2KOH + H2

скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ

Б). Концентрация реагирующих веществ
Демонстрируется видеофрагмент «Горение серы в кислороде и на воздухе».
При обсуждении приходят к выводу, что скорость прямопропорциональна
концентрации веществ (для реакций в растворах в газообразном состоянии), горение веществ в чистом кислороде происходит интенсивнее, чем на воздухе, где концентрация кислорода в 5 раз меньше.

Демонстрационный опыт. Взаимодействие цинка с соляной разбавленной и концентрированной кислотой. Учащиеся делают вывод, что с концентрированной реакция идет гораздо быстрее.

Концентрацияреагирующих

веществ

S+O2=SO2

Скорость прямопропорциональна концентрации веществ (для реакций в растворах в газообразном состоянии)

Zn+2HCL=ZnCL2+H2

концентрированной кислотой реакция идет быстрее

В). Площадь соприкосновения реагирующих веществ


Лабораторный опыт «Взаимодействие мрамора (кусочек, порошок) с соляной кислотой» Идет обсуждение, что при увеличении площади поверхности реагирующих веществ скорость увеличивается.

Площадь соприкосновения веществ

CaCO3+2HCL=CaCL 2 +H2O+CO2

при увеличении площади поверхности реагирующих веществ скорость химической реакции увеличивается.

Г). Температура


Учитель выполняет демонстрационный опыт « Взаимодействие оксида меди (II ) с серной кислотой» без нагревания и с нагреванием

Температура

CuO+H2SO4=CuSO4+H2O

При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость химических реакций увеличивается в 2-4 раза.

Д). Катализатор

Проблемный опыт : разложение перекиси водорода в присутствии оксида марганца (IV ).

Пояснения: перекись водорода – неустойчивое соединение и постепенно на свету разлагается на воду и кислород. Выделение газа заметно по выделению пузырьков. (демонстрация при нагревании перекиси). Почему перекись разлагается в присутствии оксида марганца ( IV )?

Введение понятия «катализатор».

Проводится демонстрационный опыт.

Учитель проделывает опыт с перекисью водорода и оксидом марганца.

Инструкция для учителя

Реактивы: р-р Н 2 О 2 , МnО 2 , лучина, спички.

В пробирку налейте 2-3 мл 3% раствора пероксида водорода.

Отметьте, что в обычных условиях заметного разложения пероксида водорода не наблюдается.

На кончике шпателя добавьте в пробирку немного диоксида марганца.

Наблюдайте энергичное выделение газа и с помощью тлеющей лучинки убедитесь, что выделяющийся газ кислород.

Запишите уравнение реакции разложения пероксида водорода.

Какой вывод можно сделать? Что произошло с перекисью водорода?

    катализа́тор - химическое вещество, ускоряющее реакцию, но не входящее в состав продуктов реакции.

    Академик однажды шутя описал, что было бы, если бы на вдруг исчезли все катализаторы, суть описания сводилась к тому, что наша планета скоро стала бы безжизненной пустыней, омываемой океаном слабой .

    ИНГИБИТОРЫ (от лат mhibeo - останавливаю, сдерживаю), вещества, тормозящие химические реакции.

А теперь тот же опыт, но с кусочками картофеля сырого и отварного. (Учитель проделывает опыт, но ответа не дает). Я намерено объяснять не буду,что происходит в этом случае. Предлагаю вам самим найти ответ и рассказать нам на следующем уроке, оформив свой рассказ, презентацию в виде отчета о проделанной работе. Дается исследовательское задание «Что происходит с перекисью водорода при воздействии сырого картофеля и вареного?»

- К ак вы думаете, в природе существуют катализаторы? (Ферменты) (Да)

Что нового вы узнали на уроке?

Как зависит скорость реакций от различных факторов, как ускорить реакцию?

Где на практике можно применить полученные знания? (Замедление некоторых химических процессов, ускорение некоторых процессов).

IV . ЗАКРЕПЛЕНИЕ ЗНАНИЙ. ОБОБЩЕНИЕ И СИСТЕМАТИЗАЦИЯ

Работа по группам.

1.Скорость химической реакции зависит:

А).от природы реагирующих веществ;

Б).от температуры реакции;

В).от присутствия катализатора;

Г).от каждого из перечисленных факторов.

2. Скорость взаимодействия раствора соляной кислоты максимальна с кусочком

    железа 3) цинка

    магния 4) меди

3 . Скорость взаимодействия раствора соляной кислоты с цинком будет наибольшей, если цинк находится в виде:

1).гранул, 3).стружки,

2).пластинки, 4). порошка.

4. Скорость взаимодействия гранулы цинка максимальна с раствором кислоты

1).угольной, 3) соляной,

2).уксусной, 4) сернистой.

5. В течение одной минуты выделится больше водорода, если для реакции использовать:

А).Zn(гранулы) и CH 3 COOH (10% раствор)

Б).Zn(порошок) и HCl (10% раствор)

В).Zn(гранулы) и HCl (10% раствор)

Г). Zn(порошок) и CH 3 COOH (10% раствор)

6. Почему скоропортящиеся продукты хранят в холодильнике?

а). сохраняется влага,

б).уменьшается скорость химических реакций,

в). улучшаются вкусовые качества,

г). нет правильного ответа.

7. Почему на мукомольных заводах иногда происходят взрывы?

а).мука воспламеняется при низкой температуре;

б). мука имеет большую площадь внешней поверхности;

в).в муке небольшое содержание влаги;

г). нет правильного ответа.

8.Укажите кислоту, в которой цинк будет растворяться наиболее медленно (массовая доля всех кислот в растворе равна 20%):

а) соляная;

б) серная;

в) иодоводородная;

г) уксусная.

9. При комнатной температуре с наименьшей скоростью протекает реакция:

а) гранулированный цинк с 2%-ным раствором Н 2 SО 4

б) порошок цинка с 2%-ным раствором Н 2 SО 4

в) гранулированный цинк с 10%-ным раствором Н 2 SО 4

г) порошок цинка с 10%-ным раствором Н 2 SО 4

V. Рефлексия

К ласс делится на 4 группы.
(Учитель называет группам по 3 фактора. Если фактор верный, то группа дружно хлопает в ладоши. За каждый верный ответ – 1 балл, за неверный 0).

1 группа : температура , ветер, количество веществ.

2 группа : климат, вода, концентрация веществ .

3 группа : объем; для реакций, катализатор , масса.

4 группа : для твердых веществ – площадь поверхности , природа веществ , электрический ток.

Дата_____________ Класс_______________
Тема: Понятие о скорости химической реакции. Катализаторы. Химическое равновесие
Цели урока: повторить и закрепить знания об обратимых реакциях, химическом равновесии; сформировать представления о катализаторах и катализе.

Ход урока

1. Организационный момент урока. 2. Изучение нового материала Вы знакомы с понятием "скорость" из курса физики. В общем виде скорость - это величина, показывающая как изменяется какая либо характеристика за единицу времени. Скорость химической реакции - это величина, показывающая как изменяются концентрации исходных веществ или продуктов реакции за единицу времени. Для оценки скорости необходимо изменение концентрации одного из веществ. 1. Наибольший интерес представляют реакции, протекающие в однородной (гомогенной) среде. Гомогенные системы (однородные) – газ/газ, жидкость/жидкость – реакции идут во всём объёме. Математически скорость химической гомогенной реакции можно представить с помощью формулы:
2. Для гетерогенной реакции, скорость реакции определяется числом молей веществ, вступивших в или образующихся в результате реакции в единицу времени на единице поверхности: Гетерогенные (неоднородные) системы – твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ – реакции идут на поверхности раздела фаз. Таким образом, скорость химической реакции показывает изменение количества вещества в единицу времени, в единице объёма или на единице поверхности раздела фаз. Зависимость скорости реакций от различных факторов

Условия

Закон действующих масс Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих веществ скорость химической реакции возрастает в соответствии с кинетическим уравнением.
Рассмотрим общее уравнение реакции: aA +bB = cC + dD, где A, B, C, D– газы, жидкости Для данной реакции кинетическое уравнение принимает вид:

Причиной повышения скорости является увеличение числа столкновений реагирующих частиц за счёт увеличения частиц в единице объёма.

Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. Однако, не всякое столкновение частиц реагентов ведет к образованию продуктов. Только частицы, обладающие повышенной энергией - активные частицы, способны осуществить акт химической реакции. С повышением температуры увеличивается кинетическая энергия частиц и число активных частиц возрастает, следовательно, химические реакции при высоких температурах протекают быстрее, чем при низких температурах. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант - Гоффа: при повышении температуры на каждые 10°С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Правило Вант - Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции.

Катализаторы - это вещества, которые повышают скорость химической реакции. Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождаются в конце реакции.
Влияние, оказываемое катализаторами на химические реакции, называется катализом . По агрегатному состоянию, в котором находятся катализатор и реагирующие вещества, следует различать:
гомогенный катализ (катализатор образует с реагирующими веществами гомогенную систему, например, газовую смесь);
гетерогенный катализ (катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах; катализ идет на поверхности раздела фаз).

Вещество, замедляющее скорость реакции

1. Среди всех известных реакций различают реакции обратимые и необратимые. При изучении реакций ионного обмена были перечислены условия, при которых они протекают до конца. ( ). Известны и такие реакции, которые при данных условиях до конца не идут. Так, например, при растворении в воде сернистого газа происходит реакция: SO 2 + H 2 O → H 2 SO 3 . Но оказывается, что в водном растворе может образоваться только определенное количество сернистой кислоты. Это объясняется тем, что сернистая кислота непрочная, и происходит обратная реакция, т.е. разложение на оксид серы и воду. Следовательно, данная реакция не идет до конца потому, что одновременно происходит две реакции – прямая (между оксидом серы и водой) и обратная (разложение сернистой кислоты). SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3 . Химические реакции, протекающие при данных условиях во взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми.
2. Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то вначале скорость прямой реакции ( υпр ) должна быть максимальной, а скорость обратной реакции (υ обр ) равняется нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Поэтому скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается. В определенный момент времени скорость прямой и обратной реакций становятся равными:
Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия: υ пр = υ обр Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием. В состоянии химического равновесия количественное соотношение между реагирующими веществами и продуктами реакции остается постоянным: сколько молекул продукта реакции в единицу времени образуется, столько их и разлагается. Однако состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление. Количественно состояние химического равновесия описывается законом действующих масс. При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси. Эта постоянная величина называется константой равновесия - k Так для реакции: N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДж константа равновесия выражается так: υ 1 = υ 2 υ 1 (прямой реакции) = k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 , где – равновесные молярные концентрации, = моль/л υ 2 (обратной реакции) = k 2 [ NH 3 ] 2 k 1 [ N 2 ][ H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2 K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 – константа равновесия . Химическое равновесие зависит – от концентрации, давления, температуры. Принцип определяет направление смешения равновесия: Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию. 1) Влияние концентрации – если увеличить концентрацию исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Например, K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 При добавлении в реакционную смесь, например азота, т.е. возрастает концентрация реагента, знаменатель в выражении для К увеличивается, но так как К – константа, то для выполнения этого условия должен увеличиться и числитель. Таким образом, в реакционной смеси возрастает количество продукта реакции. В таком случае говорят о смещении химического равновесия вправо, в сторону продукта. Таким образом, увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. Увеличение концентрации продуктов (жидких или газообразных) смещает равновесие в сторону реагентов, т.е. в сторону обратной реакции. Изменение массы твердого вещества не изменяет положение равновесия. 2) Влияние температуры – увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. а) N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) + 92,4 кДж (экзотермическая – выделение тепла) При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции разложения аммиака ( ← ) б) N 2 (Г) + O 2 (Г) ↔ 2 NO (Г) – 180,8 кДж (эндотермическая - поглощение тепла) При повышении температуры равновесие сместится в сторону реакции образования NO ( → ) 3) Влияние давления (только для газообразных веществ) – при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём. N 2 (Г) + 3 H 2 (Г) ↔ 2 NH 3 (Г) 1 V - N 2 3 V - H 2 2 V – NH 3 При повышении давления ( P ): до реакции 4 V газообразных веществ → после реакции 2 V газообразных веществ, следовательно, равновесие смещается вправо ( → ) При увеличении давления, например, в 2 раза, объём газов уменьшается в такое же количество раз, а следовательно, концентрации всех газообразных веществ возрастут в 2 раза. K p = k 1 / k 2 = [ NH 3 ] 2 / [ N 2 ][ H 2 ] 3 В этом случае числитель выражения для К увеличится в 4 раза, а знаменатель в 16раз, т.е. равенство нарушится. Для его восстановления должны возрасти концентрация аммиака и уменьшиться концентрации азота и водорода. Равновесие сместится вправо. Итак, при повышении давления равновесие смещается в сторону уменьшения объема, при понижении давления – в сторону увеличения объёма. Изменение давления практически не сказывается на объёме твердых и жидких веществ, т.е. не изменяет их концентрацию. Следовательно, равновесие реакций, в которых газы не участвуют, практически не зависит от давления. ! На течение химической реакции влияют вещества – катализаторы. Но при использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается. 3. Закрепление изученного материала Задача Укажите, как повлияет: а) повышение давления; б) повышение температуры; в) увеличение концентрации кислорода на равновесие системы: 2 CO (г) + O 2 (г) ↔ 2 CO 2 (г) + QРешение: а) Изменение давления смещает равновесие реакций с участием газообразных веществ (г). Определим объёмы газообразных веществ до и после реакции по стехиометрическим коэффициентам: По принципу Ле Шателье, при увеличении давления , равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём, следовательно равновесие сместится вправо, т.е. в сторону образования СО 2 , в сторону прямой реакции (→) . б) По принципу Ле Шателье, при повышении температуры , равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (- Q), т.е. в сторону обратной реакции – реакции разложения СО 2 (←) , т.к. по закону сохранения энергии: Q- 2 CO(г) + O 2 (г) ↔ 2 CO 2 (г) + Qв) При увеличении концентрации кислорода равновесие системы смещается в сторону получения СО 2 (→) т.к. увеличение концентрации реагентов (жидких или газообразных) смещает в сторону продуктов, т.е. в сторону прямой реакции. 4. Домашнее задание. П.14, Выполнить задание по парам Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе: 2 SO 2 (г) + O 2 (г) = 2 SO 3 (г) если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы? Решение. Обозначим концентрации реагирующих веществ: [ SO 2 ]= a , [О 2 ] = b , [ SO 3 ] = с. Согласно закону действия масс скорости v прямой и обратной реакции до изменения объема: v пр = Ка 2 b v обр = К 1 с 2 . После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [ SO 2 ] = 3 а , [О 2 ] = 3 b ; [ SO 3 ] = 3 с . При новых концентрациях скорости v ’ прямой и обратной реакции: v ’ пр = К (3 а ) 2 (3 b ) = 27 Ка 2 b v ’ обр = К 1 (3 с ) 2 = 9 К 1 с 2 Отсюда:

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в девять раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO 3 . Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 до 70 о С, если температурный коэффициент реакции равен 2. Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант-Гоффа по формуле: Следовательно, скорость реакции νТ 2 при температуре 70 о С больше скорости реакции νТ 1 при температуре 30 о С в 16 раз. Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н 2 О(г) = СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850 о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] исх =3 моль/л, [Н 2 О] исх = 2 моль/л. Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы: v пр = К 1 [СО][Н 2 О] v обр = К 2 [СО 2 ][Н 2 ]
В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО 2 ] р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н 2 О расходуется для образования по х молей СО 2 и Н 2 . Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ: [СО 2 ] р = [Н 2 ] р = х моль/л; [СО] р = (3 – х ) моль/л; [Н 2 О] р = (2 – х ) моль/л. Зная константу равновесия, находим значение х , а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО 2 ] р = 1,2 моль/л; [Н 2 ] р = 1,2 моль/л; [СО] р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л; [Н 2 О] р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Цель урока: способствовать формированию понятия о скорости химической реакциичерез использование информационно-коммуникативной технологии.

Задачи урока:

  • освоение важнейших знаний гомогенной и гетерогенной системе, влиянии на скорость реакции природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, катализатора;
  • способствовать формированию оперативно-контрольного умения и умение пользоваться компьютером через работу со слайдами;
  • воспитания отношения к химии как к одному из фундаментальных компонентов естествознания и элементу общечеловеческой культуры;
  • овладение умениями наблюдать химические явления, производить расчеты на основе химических формул веществ и уравнений химических реакций.

Материально-техническая база и оснащение:

Мультимедийный проектор, компьютер, железная проволока, хлорид меди (II), цинк (гранулы), соляная кислота (1:10) и (1:3), оксид меди (II), азотная кислота, спиртовка, пероксид водорода, лучинка, оксид марганца (IY), пробирки, стеклянная палочка.

Дидактическое обеспечение: слайды, диск с обучающей программой "Химия.8класс", сигнальные карточки.

Тип урока: изучение нового материала.

Эпиграф урока:

"Нам необыкновенно повезло, что мы
живем в век, когда еще можно
делать открытия"

Ход урока

Этап урока Деятельность учителя Деятельность ученика
1. Ориентировочно-мотивационный этап (инициация урока, объявление темы, цели, задач, начальные записи) Учитель: "Ребята, как вы понимаете слово скорость?

При изучении, каких предметов вы сталкивались с понятием скорость?

Как вы думаете, применимо ли это понятие в курсе изучения предмета химии?

Какое практическое значение имеет знание понятия скорость химической реакции?

 Учащиеся: отвечают на вопросы, формулируют задачи
  1. Усвоить понятие скорость химической реакции.
  2. Вывести формулу, определяющую скорость химической реакции.
  3. Исследовать факторы, влияющие на скорость химической реакции.
  4. Применить полученные знания для решения расчетных задач.
2. Операционно-исследовательский этап (работа учащихся групповая и индивидуальная по выполнению заданий) Учитель: дает понятиескорости химической реакции, учащиеся 10 минут работают с обучающей компьютерной программой, раздает инструкции по выполнению лабораторной работы в парах, времени дается 15 минут

(смотреть приложение)

 Учащиеся: записывают тему урока в тетрадь, после вводного слова учителя, работают с обучающей компьютерной программой: "Химия. 8 класс". По инструкции выполняют лабораторную работу, ведут записи в тетради.
3. Этап первичного закрепления в обобщающей беседе. Учитель задает вопросы:

Что определяет понятие скорость химической реакции? - Какой формулой выражается скорость химической реакции?

Какие химические системы являются гомогенными и гетерогенными?

Какие факторы влияют на скорость химических реакций?

Какими химическими реакциями вы доказали эти положения?

Что общего между понятиями скорость движения и скорость химической реакции?

 Учащиеся отвечают на вопросы учителя.
4. Рефлексивно- оценочный этап (первичный контроль: экспресс - опрос) Учитель проводит экспресс - опрос: Верно ли, что:

:скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ или одного из продуктов реакции в единицу времени?

:скорость химической реакции измеряется: моль/лс?

:скорость химической реакции не зависит от температуры?

:гетерогенными называют реакции, которые идут между веществами в неоднородной среде?

:при повышении температуры на каждые 10° С скорость реакции увеличивается в 2-4 раза?

 Учащиеся готовят сигнальные карточки.

Зеленая означает "да",

красная - "нет",

желтая - "сомневаюсь".
5. Постановка домашнего задания. Предлагается учащимся: 29, 30, 31, стр. 128 упр.1, стр.125 упр.1, 5, Учащиеся записывают домашнее задание в дневник.
6. Подведение итогов. Учитель подводит итог урока, проводит рефлексию: если ребята выполнили поставленные задачи, поднимите красную карточку, если остались некоторые вопросы - зеленую, если не усвоили больше половины - желтую. Оценивает и комментирует работу наиболее активных учащихся Учащиеся поднимают сигнальные карточки.

Тема Скорость химических реакций и факторы на нее влияющие.

Тип урока: изучение нового материала

Вид урока: лекция

Класс : 9

Учитель химии ГБОУ СОШ № 1 города Байконур Гузикова Оксана Александровна

Цели урока.

Обучающие:

Дать понятие о скорости химических реакций и единицах ее измерения. Показать влияние на скорость реакций таких факторов как природа реагирующих веществ, их концентрация, площадь соприкосновения, использование катализаторов и температура. Познакомить учащихся с классификацией химических реакций по признаку фазности (агрегатного состояния): гомо- и гетерогенные.

Развивающие:

Привитие навыков определения скорости химической реакции, используя закон действующих масс. Продолжение развитие общеучебных и предметных умений: анализировать, сравнивать, делать выводы. Развитие логико-смыслового мышления учащихся, памяти, химического языка.

Воспитательные:

Расширение кругозора, умение применять полученные знания на практике, самоусвоение лекционного материала. Воспитание культуры умственного труда.

Оборудование и реактивы:

Плакат по технике безопасности, формулы на ПП, проектор, лист-памятка с планом лекции.

Для демонстрационного эксперимента: раствор тиосульфата натрия, раствор серной кислоты, вода, пробирки.

Для лабораторного эксперимента: раствор соляной кислоты, порошок цинка, гранулы цинка, магний, железо, пробирки.

ДЕВИЗ УРОКА:

«Химическое превращение, химическая реакция – есть главный предмет химии» Н.Н. Семенов.

    ОРГАНИЗАЦИОННЫЙ МОМЕНТ

Учитель

Здравствуйте ребята, садитесь.

Учитель

Дежурные назовите отсутствующих сегодня на уроке.

(учитель отмечает отсутствующих на уроке).

    ОБЪЯСНЕНИЕ НОВОГО МАТЕРИАЛА

Учитель

Сегодня мы переходим к изучению нового раздела «Скорость химических реакций. Химическое равновесие».

На этом уроке мы поговорим о том, как определяется скорость химической реакции, и какие факторы могут ее изменить.

УЧИТЕЛЬ

На доске написаны две химические реакции.

    Взаимодействие раствора соляной кислоты и цинка.

    Взаимодействие раствора серной кислоты и раствора хлорида бария.

Учитель

Чем они отличаются?

Ученик

Они отличаются тем, что одна протекает между растворами, а вот во второй есть и раствор – соляная кислота, и металл – цинк.

Учитель

Значит, первая реакция протекает в одной среде, и эта реакция называется гомогенной, а во второй реакции принимают участие вещества разного агрегатного состояния, она носит название – гетерогенная. Примером гомогенных сред будут газ-газ, жидкость-жидкость. Перечислите примеры гетерогенных сред.

УЧЕНИК

Газ – твердое вещество, газ – жидкость, твердое вещество - газ.

УЧИТЕЛЬ

Правильно. Мы определим скорость химической реакции, запишем определение и соответствующие формулы.

Предмет изучения химии – химическая реакция. В результате химической реакции исчезают одни и образуются другие вещества. В процессе реакции изменяются количества вещества как реагентов (исходных веществ), так и продуктов (конечных веществ). Скорость этого изменения называется скоростью химической реакции. Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций. (запишем это определение)

Таким образом, скорость химической реакции можно описать уравнением

r = / (1)

где r – скорость реакции (от англ. rate – скорость процесса, в отличие от ранее используемого обозначения для скорости реакции - velocity – скорость перемещения), (прописная греч. дельта ) – синоним слов «конечное изменение», (греч. ню ) – количество (моль) вещества-реагента или вещества продукта, (греч. тау ) – время (с), за которое произошло данное изменение.

При таком определении скорость реакции зависит от того, количество какого из участников реакции мы наблюдаем и измеряем. Очевидно, что для реакции, например:

2 H 2 + O 2 =2 H 2 O .

количество вещества превращающегося водорода в два раза больше, чем кислорода. Поэтому

r (H 2 ) = 2 r (O 2 ) = r (H 2 O ).

Уравнение реакции связывает величины скоростей, определенных по любому из веществ. Поэтому выбор последнего зависит от удобства и легкости экспериментального измерения его количества в реакционной системе.

На качественном уровне реакции могут быть классифицированы на быстрые, для измерения скорости которых необходимы специальные методы, например, взрыв гремучего газа, реакции в растворах электролитов; медленные, для измерения скорости которых нужны большие промежутки времени, например коррозия железа; и реакции, за течением которых мы можем наблюдать непосредственно, например взаимодействие цинка с соляной кислотой.

Описываемая уравнением (1) скорость реакции зависит от количеств взятых веществ-реагентов. Если мы проводим одну и ту же реакцию с разными объемами или поверхностями соприкосновения реагентов, то для одной и той же реакции мы получим разные значения скорости, тем большие, чем больше вещества взято или чем лучше оно измельчено. Поэтому используют другое определение скорости реакции.

Скорость химической реакции – это изменение количества вещества какого-либо участка реакции в единицу времени в единице реакционного пространства (запишем это определение).

В гомогенной системе V системы (в газовой фазе или растворе). В такой реакции единицей реакционного пространства является единица объема, и если этот объем не изменяется в процессе реакции, то уравнение имеет вид:

V = c / t (2)

где с – молярная концентрация вещества (моль/л).

Скорость реакции – изменение концентрации вещества в единицу времени.

В гетерогенной системе ( например, при горении твердого тела в газе или при взаимодействии металла с кислотой) реакция происходит на границе раздела между компонентами. Если площадь этой границы S , то уравнение скорости имеет вид:

V = n / S t (3)

Очевидно, что при таком определении (см. уравнения (2) и (3)) величина скорости реакции не зависит от объема в гомогенной системе и от площади соприкосновения реагентов (степени измельчения) в гетерогенной системе.

Какие же факторы влияют на скорость химической реакции?

ЗАПИШЕМ ОСНОВНЫЕ

    Природа реагирующих веществ.

    Влияние температуры.

    Наличие катализатора.

На каждый случай приведем пример.

1. Влияние природы реагентов

Первым, и достаточно очевидным, фактором, определяющим скорость реакции, является природа реагентов. Выше на этой основе мы привели примеры реакций, текущих с разной скоростью.

Теперь проведем опыт, который экспериментально докажет это.

Учитель предлагает ребятам выполнить лабораторный опыт.

Для этого в 3 пробирки наливаем 1-2 мл раствора соляной кислоты и опускаем в каждую примерно по одинаковому кусочку металла: в первую – магний, во вторую – цинк, а в третью – железо.

Учитель

Во всех ли пробирках скорость выделения газа одинакова?

Ученик

Нет, в пробирках интенсивность выделения пузырьков разная. В первой пробирке газ выделяется очень быстро, во второй медленней, а в третье еще медленнее.

Учитель

Сделаем вывод

Ученик

Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ.

2. Влияние концентраций реагентов

Второй, и тоже достаточно очевидный, фактор – концентрация реагентов.

Проведем опыт

Учитель проводит демонстрационный опыт.

В три пробирки наливаем раствор тиосульфата натрия. В первую – 5 мл, во вторую – 2,5 мл, в третью - 1 мл. Далее во вторую и третью пробирки добавим по 5 мл воды. Затем вовсе пробирки, начиная с третьей, добавляем по 3 мл раствора серной кислоты. По времени появления и интенсивности выделившейся коллоидной серы и судят о влиянии концентрации тиосульфата натрия на скорость реакции.

Ученик

Скорость химической реакции зависит от концентрации реагентов

Учитель

А почему так происходит? Чем выше концентрация вещества, тем больше частиц в единице объема, тем чаще они сталкиваются. Количество это выражается так называемым законом действующих масс – скорость реакции пропорциональна концентрациям реагентов в некоторых степенях. Например, для следующих ниже уравнений реакций выражения скорости такие:

A = X , r = kc A ;

A + B = X, r = kc A c B ;

A + 2B = X, r = kc A c B c B = kc A c B 2 .

Величина k – коэффициент пропорциональности – называется константой скорости реакции и не зависит от концентраций. Численно этот коэффициент равен скорости реакций, если произведение концентраций реагентов равно 1. Когда сравнивают скорости разных реакций, то сравнивают именно их константы скоростей.

Важно отметить, что показатели степеней при концентрациях в приведенных ниже выражениях для скоростей химических реакций равны стехиометрическим коэффициентам только в редких случаях, когда реакция протекает в одну стадию (для так называемых элементарных реакций). На самом деле отдельная химическая реакция является такой же абстракцией, как и совершенно чистое химическое вещество. Другими словами, реальные химические превращения практически всегда включают в себя несколько реакций.

Скорость реакций, протекающих в несколько последовательных стадий, определяется самой медленной из этих стадий. Вспомним арабскую поговорку: «Караван идет со скоростью самого медленного верблюда».

Например, реакция

2 Fe 2+ + H 2 O 2 = 2 FeOH 2+

протекает по следующим стадиям:

1) 2 Fe 2+ + H 2 O 2 = 2 FeOH 2+ + OH .

k 1 = 60 л/(моль . с);

2) OH . + Fe 2+ = FeOH 2+ , k 2 = 60 000 л/(моль . с).

Более медленная стадия – первая. Поэтому уравнение скорости данной реакции –

r = k 1 c (Fe 2+ ) c (H 2 O 2 ),

а не r = kc 2 (Fe 2+ ) c (H 2 O 2 ).

О таких сложных процессах мы будем еще говорить более подробно в 11 классе.

3. Влияние температуры.

Учитель

Влияние температуры на протекание химической реакции двояко. Во- первых температура может влиять на состав продуктов, а во-вторых - подавляющее большинство реакций ускоряются при увеличении температуры. Почему? Потому что с повышением температуры быстро растет число, так называемых «активных» молекул, т.е. молекул, обладающих энергией, большей, чем энергия активации.

Энергия активации – разность между средней энергией молекул при данной температуре и той энергией, которой они должны обладать, чтобы вступить в химические реакции.

Влияние температуры на скорость химической реакции иллюстрирует правило Вант – Гоффа

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

При изменении температуры реакции на каждые 10 градусов скорость реакции изменяется в 2-4 раза (Формула на доске)

Учитель

Если температуру увеличивать, что произойдет со скоростью химической реакции.

Ученик

Скорость реакции увеличится при повышении температуры на каждые 10 градусов в 2-4 раза.

Учитель

Если температуру уменьшить, что произойдет со скоростью химической реакции.

Ученик

Скорость уменьшится при понижении температуры на каждые 10 градусов в 2-4 раза.

4. Площадь поверхности соприкосновения.

Учитель

Теперь перейдем к площади поверхности соприкосновения.

Лабораторный опыт. Памятка по соблюдению правил техники безопасности.

В две пробирки нальем соляную кислоту, в первую добавим порошок цинка, а во вторую гранулу. Запишите уравнение реакции. Определите ее тип. Где реакция проходит быстрее? Почему?

Ученик записывает реакцию. Она является реакцией замещения.

Реакция проходит быстрее в первой пробирке. Ведь там больше площадь поверхности соприкосновения.

Учитель

Правильно.

5. Катализатор

Последний фактор – это наличие специальных веществ - катализаторов. Химическая реакция – сложный процесс, в котором могут принимать участие не только вещества реагенты, но и другие присутствующие в системе вещества. Если они заметно изменяют скорость химической реакции, то их и называют катализаторами. Об этих веществах и о катализе мы подробно погорим на следующем уроке.

    ЗАКРЕПЛЕНИЕ МАТЕРИАЛА

Учитель

Какую новую величину мы изучили на сегодняшнем уроке?

Ученик

Мы ознакомились со скоростью химической реакции.

Учитель

Какие виды сред вы узнали?

Ученик

Гомогенную и гетерогенную.

Учитель

Одинаково ли определяется скорость в разных средах?

Ученик

Нет, по разному.

Учитель

Как определяется скорость в гомогенной среде?

Ученик

В гомогенной системе реакция происходит во всем объеме V системы (в газовой фазе или растворе). В такой реакции единицей реакционного пространства является единица объема, и если этот объем не изменяется в процессе реакции

Учитель

Учитель

Как определяется скорость в гетерогенной среде?

В гетерогенной системе реакция происходит на границе раздела между компонентами. Если площадь этой границы S .

Учитель

В каких единицах она измеряется?

Какие факторы влияют на скорость химической реакции? Перечислите их.

Ученик

Природа реагирующих веществ.

Концентрация реагирующих веществ.

Температура.

Площадь поверхности соприкосновения.

Наличие катализатора.

IY . ОБОБЩЕНИЕ ИЗУЧЕННОГО МАТЕРИАЛА

Сегодня на уроке мы изучили понятие скорость химической реакции. Рассмотрели как определяется скорость химической реакции в гомогенной и гетерогенной системах. Определили факторы, которые могут повлиять на скорость химической реакции.

Y . ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ

Основные определения дома выучить. А так же на столах у вас есть задания, они трехуровневые. Как всегда, каждый для себя выбирает соответствующий уровень, который на данном этапе обучения вам под силу выполнить.