Реферат: Етодика изучения темы «скорость химических реакций»

Тема 13. мЕТОДИКА ИЗУЧЕНИЯ ТЕМЫ

«сКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ»


1. Место и значение темы в курсе химии средней школы

Изучение темы «Скорость химической реакции» в средней школе имеет большое теоретическое и практическое значение для понимания учащимися закономерностей протекания различных химических процессов, способствуя тем самым, формированию и развитию логического мышления и мировоззрения. Данная тема является теоретической базой для последующего изучения технологических процессов производства в области химии. Поэтому, одной из актуальных задач педагогов и методистов является совершенствование методики изучения вопросов, входящих в данную тему, повышая, тем самым, эффективность обучения.

Тема «Скорость химических реакций» изучается в курсе химии средней школы, в зависимости от авторских программ в 8-11 классах.

О. С. Габриелян описывает тему «Скорость химических реакций» в 8 классе и, в соавторстве с Г. Г. Лысовой, – в 11 классе. Л. С. Гузей в соавторстве с Р. П. Суровцевой и В. В. Сорокиным описывает в учебнике для 8 класса, в соавторстве с Р. П. Суровцевой в 10 классе.

На тему отводится от 2 до 6 уроков, в зависимости от авторской программы.

Данная тема занимает ключевые позиции, наряду с другими, поскольку позволяет понять механизмы и сущность протекания тех или иных химических процессов. Изучение темы помогает учащимся учиться абстрактно мыслить, поскольку сущность некоторых явлений нельзя показать на конкретных примерах. В связи с этим, при изучении темы необходимо активно привлекать проблему и химический эксперимент, поскольку такая постановка материала позволит учащимся продуктивнее мыслить, лучше понимать сущность изучаемых явлений.

Объяснение понятий зависимости скорости реакций от катализатора приводится на основе теории активированного комплекса. Эта теория в сочетании с кинетической теорией молекулярного движения позволяет понять, как влияют на скорость различные факторы (концентрация, температура, катализатор и др.). Эти представления позволяют не только связать между собой ранее изученные теории, но и создают основу для последующего рассмотрения равновесий в химических системах.

Приступая к изучению темы «Скорость химических реакций», учащиеся уже знают, что различные реакции протекают с разными скоростями. Однако, они совершенно не представляют себе, как объяснить эти различия и как связать их с изменениями энергии при реакциях, или с кинетической теорией газов и т.п.

Значение этой темы целесообразно рассматривать в трех аспектах.


а). Для формирования знаний и умений учащихся по химии. Изучение основных закономерностей химических реакций позволяет учащимся понять связь теории и практики и продолжить дальнейшее изучение химии. В процессе изучения темы, учащиеся получают новую для них информацию, тем самым формируются новые понятия темы, такие как скорость химических реакций, механизмы их протекания, понятия о катализе и т.д. Тема является теоретической базой для формирования понятий научных принципов процессов производства. Знания темы создают возможность управления химическими процессами. Практические умения и навыки учащихся формируется на практических занятиях (лабораторная работа с экспериментом). На практической работе у учащихся развиваются практические навыки обращения с лабораторным оборудованием, реактивами, появляется практический интерес к наблюдаемым явлениям. При объяснении темы учителю следует опираться на ранее полученные знания учащихся из курса физики (строение атома, средняя скорость при неравномерном движении, ее зависимость от пути и времени), математики (математические выражения и их расчет), химии (строение вещества, периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева, атомно-молекулярное учение).


б). Для воспитания учащихся. Материал данной темы позволяет рассмотреть проблему охраны окружающей среды; дает возможность формировать у школьников бережное отношение к природе, гражданскую ответственность за ее сохранность; позволяет формировать научное мировоззрение путем установления взаимосвязей и взаимозависимостей явлений в ходе химических процессов и в природе. При изучении данной темы осуществляется трудовое воспитание и профориентация учеников. Учащиеся на практических занятиях формируют ответственность при проведении работ, учатся работать в коллективе; знание техники безопасности будет воспитывать у школьников внимательность и аккуратность при выполнении лабораторных опытов.


в). Для развития учащихся. Как было указано выше, для развития учеников необходимо привлекать постановку проблемы и химический эксперимент. Постановка проблемных вопросов будет способствовать развитию мышления, внимания, речи и памяти. Химический эксперимент дает возможность визуально наблюдать химические явления, признаки химических реакций, наблюдать разницу в скорости протекания химических реакций. Появляется возможность глубже задуматься над причинами (факторами) влияющими на скорость химических реакций, что благотворно отражается на развитии мышления учащихся. На основе эксперимента школьники будут делать выводы о сущности этих факторов. Вербальные объяснения наблюдаемых явлений будут способствовать развитию речи, более грамотному изложению тех или иных понятий. При выполнении лабораторных опытов ученики будут развивать навыки работы в химической лаборатории.

Очень важно показать учащимся, что учение о скоростях химических реакций находится на переднем крае химической науки, т.к. наши знания в области механизмов реакции пока достаточно ограничены, и что в этой интересной и важной области исследований имеется открытое поле деятельности для способных и заинтересовавшихся химией учащихся. В частности, можно отметить, что лишь для очень небольшого числа реакций известно что-либо конкретное об их активированных комплексах, а в большинстве случаев точный механизм реакции не известен.


^ 2. Тематический поурочный план

Приводится следующий примерный тематический поурочный план в соответствии с логикой изучаемого материала. Данный план отличается от традиционных и авторских тем, что уроки насыщены экспериментом. В план входит отдельный урок по решению задач, предлагается обобщение темы в виде самостоятельной работы (компьютерное тестирование).

Таблица 1.

№

Тема урока

Основные понятия

Межпредметные связи

Химический эксперимент

Домашнее задание

Скорость химических реакций

1

Скорость химических реакций. Влияние различных факторов на скорость реакции

Скорость химической реакции. Измерение и размерность скорости. Факторы, влияющие на скорость. Сущность факторов. Закон действия масс. Правило Вант-Гоффа. Катализатор.

Физика (строение атома). Математика (зависимость средней скорости от пути и времени).

Химический эксперимент, показывающий и подтверждающий влияние различных факторов на скорость реакции.

§13; вопросы и задания после параграфа.

2

Катализаторы в химических реакциях.

Катализаторы. Ферменты. Ингибиторы. Катализ. Энергия активации. Энергетический барьер.

Физика (энергия активации). Биология (ферменты, как биокатализаторы).

Оборудование: прибор для получения кислорода разложением пероксида водорода.

§14; вопросы и задания после параграфа.

3

Решение задач.

Скорость химических реакций. Закон действия масс. Правило Вант-Гоффа.

Физика, математика (работа с уравнениями и формулами).

–

Задачи по карточкам (выдаются учителем в конце урока).

4

Обобщение по теме «Скорость химических реакций». Самостоятельная работа (тестирование).

Повторение и закрепление изученных понятий по теме. Проверка знаний учащихся.

Физика. Математика. Биология.

–

Повторение изученного материала.


^ 3. Основные понятия темы

В связи с тем, что учащиеся при изучении темы «Скорость химических реакций» сталкиваются с новыми понятиями необходимо продолжить ведение терминологического словаря, с помощью которого учащимся будет легче ориентироваться в материале. Мы предлагаем следующий вариант такого словаря, где термины и понятия систематизированы с учетом уже изученного материала.

Абсорбция – процесс аналогичный адсорбции. Абсорбция отлична от адсорбции тем, что при первой происходит поглощение веществ во всем объеме поглотителя – абсорбента (гомогенная система).

Адсорбция – процесс, при котором растворенные вещества поглощаются поверхностным слоем жидкости или твердого тела. Речь идет о гетерогенной системе. Примером может служить обесцвечивание раствора фуксина при действии активированного угля в качестве адсорбента.

Атом – наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его свойства. Каждому элементу соответствует определенный вид атомов, строение которых определяет химическую индивидуальность элемента. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атом в целом электронейтрален. Атомы могут существовать как в свободном состоянии, так и в соединении с атомами того же элемента или других элементов, образуя молекулы.

Атомно-молекулярное учение – теоретическое обобщение научных данных о строении и процессах взаимодействия веществ. Основы были заложены М.В. Ломоносовым, развиты Д. Дальтоном и другими учеными. Основные положения этого учения изложены в работе «Элементы математической химии» (1741). Сущность учения Ломоносова можно свести к следующим положениям: 1) вещества состоят из «корпускул» – молекул. 2) Молекулы состоят из «элементов» – атомов. 3) Частицы – молекулы и атомы – находятся в непрерывном движении. Тепловое состояние тел есть результат движения их частиц. 4) Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных – из различных атомов. По Дальтону, простые вещества состоят только из атомов, и лишь сложные вещества из «сложных атомов», в современном понимании – молекул. Учение окончательно утвердилось в середине XIX века, на международном съезде химиков в г. Карлсруэ в 1860 г., где были приняты определения понятий молекулы и атома.

Активные молекулы – частицы, обладающие энергией, достаточной для осуществления данной химической реакции. Число таких молекул в системе зависит от факторов (условий), при которых осуществляется данная химическая реакция. Неактивные частицы можно сделать активными, если сообщить им необходимую дополнительную энергию, – этот процесс называется активацией.

Активаторы (в химии): 1) вещества (промоторы), добавление которых к катализатору увеличивает его активность, избирательность или устойчивость. Например, железный катализатор синтеза аммиака содержит несколько процентов Al2O3, K2O. Оксид ванадия V2O5 – катализатор окисления SO2 в SO3 – активируют добавками оксидов щелочных металлов. 2) Атомы элементов, вводимые в небольших количествах в кристаллическую решетку кристаллофосфоров, образующие вместе с окружающими их атомами решетки центры люминесценции кристаллофосфоров. Для кристаллофосфора сульфида цинка активаторами являются Cu, Ag, Au, Mn, редкоземельные элементы; для флюорита CaF2 – редкоземельные элементы. 3) Вещества, способствующие коррозии, например ионы водорода, кислород, растворенный в воде. В биохимии активаторами называют вещества, усиливающие действия ферментов.

Активация молекул – сообщение молекулам некоторой дополнительной энергии, необходимой для осуществления химического взаимодействия между ними. Один из способов активации – увеличение температуры: при повышении температуры число активных частиц сильно возрастает, благодаря чему резко увеличивается скорость химической реакции.

Активные центры – участки катализатора на которых осуществляется химическая реакция. Последние представляют собой негомогенные области кристаллических решеток, например, грани или углы субмикроскопических кристаллов. Активность определенных катализаторов увеличивается при введении строго контролируемых добавок – промоторов.

Гетерогенная система – неоднородная система, состоящая из нескольких однородных систем (фаз), отделенных поверхностью раздела. Фазы могут отличаться друг от друга по составу и свойствам. Примером могут служить: жидкость – насыщенный пар, насыщенный раствор с осадком; многие сплавы. Промежуточное положение между гетеро- и гомогенной системами занимают коллоидные растворы.

Гетерогенная химическая реакция – реакция, реагенты которой находятся в разных фазовых состояниях, в отличие от гомогенной химической реакции. Пример – горение серы: Sтв+→ S.

Гетерогенный катализ – каталитический химический процесс, осуществляемый в гетерогенной системе. В гетерогенном катализе реагенты и катализатор представлены разными фазами. Пример: окисление диоксида в триоксид серы в присутствии твердого катализатора – оксида ванадия V2O5:

2SO2+ O2→ 2SO3.

Исходные вещества и продукты реакции представлены газовой фазой, а катализатор твердой фазой.

Гомогенная система – физико-химическая система, состоящая из одной фазы. В гомогенной системе из двух и более компонентов каждый компонент распределен в массе другого в виде молекул, атомов, ионов. Составные части гомогенной системы нельзя отделить друг от друга механическим путем. Примерами таких систем служат: жидкие или твердые растворы, смесь газов и др.

Гомогенная химическая реакция – реакция, реагенты которой представлены одинаковыми фазовыми состояниями, т.е. реакция осуществляемая в гомогенной системе. Пример – взаимодействие газообразных оксида азота (II) и кислорода: 2NOг+ → 2N.

Гомогенный катализ – каталитический химический процесс, осуществляемый в гомогенной системе. В гомогенном катализе реагенты и катализатор представлены одной фазой. Катализаторами здесь выступают кислоты и основания. Большинство этих реакций относятся к области органической химии.

Закон действия масс – закон, согласно которому скорость гомогенной химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. З.д.м. установлен в 1864 – 1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге. Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом зависит от их концентрации. З.д.м. широко используется при различных расчетах химических процессов. Математически этот закон можно записать: v=k[A]x[B]y, где k – константа скорости химической реакции; причем, x+y≤3, поскольку, тримолекулярные реакции практически не осуществимы.

Ингибиторы – вещества, замедляющие или предотвращающие реакции окисления, полимеризации, окисления, коррозии металлов и др. Например: гидрохинон – ингибитор окисления бензальдегида; соединения технеция – ингибиторы коррозии сталей.

Катализ – явление изменения скорости химической реакции под действием катализаторов.

Катализаторы – вещества, изменяющие скорость химической реакции, не подвергаясь сами окончательному химическому превращению в данном процессе.

Каталитическая химическая реакция – химическая реакция, протекающая при наличии в системе катализатора.

Кинетика химическая – учение о скоростях химических реакций. Под кинетикой реакции понимают зависимость скорости данной реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры и других параметров (потенциал электрода – в электрохимических реакциях, мощности дозы излучения в радиационно-химических реакциях и др.).

Кинетическое уравнение химической реакции – математическое выражение зависимости скорости химической реакции от концентраций реагентов:

,

где v – скорость химической реакции; k – константа скорости химической реакции; [А], [B] – равновесные концентрации веществ, x, y – стехиометрические коэффициенты в уравнении химической реакции.

Константа равновесия – постоянная величина. Равна отношению произведения равновесных концентраций всех продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при каждом продукте в уравнении реакции, к произведению концентраций всех реагентов в соответствующих степенях. Для реакции вида jA+kBpR+qS, где A, B, R, S – химические вещества, участвующие в реакции, а j, k, p, q – соответствующие стехиометрические коэффициенты в данном уравнении реакции, согласно з.д.м., в условиях равновесия выполняется соотношение:

,

где К - константа равновесия.

Константа скорости химической реакции (k) – коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении, зависящий от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, и не зависящий от их концентраций. Физический смысл константы скорости: k=1 в случае, если исходные концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л.

Концентрация молярная (молярность) – физическая величина, показывающая содержание количества вещества в одном литре раствора или газа. М=. Где М – молярная концентрация, v – количество вещества, V – объем раствора или газа. Размерность – моль/л, или моль/м3.

Молекулярность реакции – определяется числом молекул, одновременным взаимодействием между которыми осуществляется акт химического превращения. Одностадийный процесс, в котором участвует только одна молекула, называется мономолекулярной. Одностадийные реакции могут протекать с участием двух (бимолекулярные) молекул или трех (тримолекулярные). Примером бимолекулярной реакции является реакция между монооксидом азота и озоном, приводящая к образованию диоксида азота и кислорода:



Обратимые химические реакции – реакции, которые при одних и тех же условиях могут одновременно протекать в противоположных направлениях. Пример: H2O + SO2H2SO3.

Порядок реакции – определяется по виду уравнения, выражающего зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем вышеописанную зависимость. Это можно изобразить общей схемой A+BC+D, в данном случае порядок равен двум.

Правило Вант-Гоффа – показывает зависимость скорости реакции от температуры: при повышении температуры на каждые десять градусов, скорость большинства химических реакций возрастает в два-четыре раза: ,

где, - скорости реакций соответственно при конечной t2 и начальной t1 температурах, а γ – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 10 ОС.

Принцип Ле Шателье – правило, согласно которому при оказании на систему, находящуюся в устойчивом равновесии внешнего воздействия, изменяя концентрацию реагентов, давление и температуру в системе, равновесие смещается в том направлении, в котором эффект воздействия уменьшается. Например, добавление водорода в равновесную систему 2N2+3H22NH3смещает равновесие системы в таком направлении, чтобы концентрация водорода уменьшилось. Из этого следует, что равновесие смещается в направлении образования дополнительного количества NH3. Одновременно произойдет и некоторое уменьшение количества N2. Добавление в систему дополнительного количества N2 также вызовет смещение равновесия в сторону образования аммиака. Если в систему добавить NH3, равновесие сместится в направлении снижения концентрации NH3, то есть влево.

Равновесие химическое – такое состояние системы, при котором одновременно и непрерывно протекают реакции в обоих направлениях, так что количества веществ, которые превращаются в единицу времени в прямой реакции, равно количеству веществ, которые образуются в реакции, идущей в обратном направлении. Химическое равновесие носит динамический характер:

2NO22NO+O2

Скорость химической реакции (v) – изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени, при неизменном объеме системы. . Отрицательный знак в правой части уравнения говорит о том, что концентрация c исходного вещества уменьшается со временем.

Температура (t, T) – термодинамический параметр, характеризующий энергетическое состояние частиц вещества или системы. Измеряется в градусах Цельсия ОС, в этом случае температура обозначается t и в кельвинах К, в этом случае – T.

Температурный коэффициент (γ) – эмпирическая величина, показывающая, во сколько раз увеличивается скорость данной реакции, при повышении температуры на каждые десять градусов.

Фаза – компонент гетерогенной системы, обладающий одинаковыми химическими и термодинамическими свойствами, ограничивающие поверхность раздела; носитель физических, физико-химических и химических свойств веществ. Например, лед-вода при 0 ОС вместе – двухфазная система: жидкая фаза – вода, твердая – лед.

Ферменты (энзимы) – органические катализаторы белковой природы, вырабатываемые клетками живых организмов; участвуют во всех биохимических процессах; обладают большой активностью и специфичностью действий. Примеры: амилаза, мальтаза, панкреатин и другие.

Фотохимические реакции – химические реакции, вызываемые действием света . Например: фотосинтез в растениях, распад бромида серебра в светочувствительном слое фотопластинки, превращение молекул кислорода в озон в верхних слоях атмосферы, взаимодействие хлора с водородом на свету с образованием HCl и др.

Экзотермические реакции – реакции, протекающие с выделением энергии. Пример: горение угля.

C+O2=CO2+394 кДж

Эндотермические реакции – реакции, протекающие с поглощением энергии. Пример: разложение СаСО3 на СаО и СО2.

CaCO3→CaO+CO2

Энергия активации (Е) – представляет собой тот избыток энергии, которым должны обладать молекулы реагентов по сравнению со средней энергией, чтобы между ними произошла химическая реакция.

^ 4. Химический эксперимент

Для формирования понятий данной темы рекомендуется использовать исследовательский эксперимент в сопровождении презентации (См. отдельный файл РР в Приложении) с последующей постановкой проблемных вопросов и их выяснения через эвристическую беседу с учениками.

^ Опыт №1. Примеры реакций, протекающих с различной скоростью. Внесите в пламя горелки медную пластинку, через некоторое время на ней появляется черный налет оксида меди (II): 2Cu + О2 = 2CuO. Внесите в пламя ленту магния, окисление металла сопровождается яркой мгновенной вспышкой: 2Mg + О2 = 2MgO. В качестве аналогичной реакции окисления металла, можно продемонстрировать железный предмет, покрытый ржавчиной.

^ Опыт №2. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ. В три демонстрационные пробирки поместите по щепотке порошков магния, железа и меди. Добавьте в них по 1-2 мл раствора соляной кислоты (1:2). Отметьте относительные скорости реакции в каждой пробирке (быстро, медленнее, реакция не идет).

^ Опыт №3. Зависимость скорости гомогенной реакции от концентрации реагирующих веществ. Приготовьте раствор серной кислоты концентрацией 1 моль/л, разбавляя более концентрированный раствор водой (соблюдайте технику безопасности при растворении серной кислоты) до получения раствора плотностью 1,06 г/мл. Приготовьте раствор тиосульфата натрия концентрацией 1 моль/л, растворением в мерной колбе объемом 500 мл навески кристаллогидрата Na2SO3S5H2O массой 124 г. Из этого раствора путем разбавления его части в 2 раза (1:1) и в 4 раза (1:3) получите растворы концентрацией 0,5 и 0,25 моль/л. В три стакана, сделав на них предварительно надписи (H2SO4) карандашом по стеклу, налейте раствор серной кислоты (по 50 мл). В пронумерованные колбы объемом 150 мл, также промаркированные надлежащим образом, налейте по 50 мл каждого раствора тиосульфата натрия. В колбы с растворами соли последовательно при перемешивании добавьте раствор серной кислоты. Зафиксируйте время с момента добавления кислоты до появления мути (опалесценции) в каждой колбе и оформите результаты по форме:



№

колбы

Концентрация

Na2SO3S, моль/л

Время протекания

реакции (τ), сек.

Условная скорость

реакции, v=1/τ

1

1







2

0,5







3

0,25









Постройте график зависимости скорости реакции от концентрации в координатах "Концентрация Na2SO3S – условная скорость реакции".

Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от концентрации раствора тиосульфата натрия. Согласуются ли данные эксперимента с законом действующих масс?

^ Опыт №4. Зависимость скорости гетерогенной реакции от поверхности реагирующих веществ. Поместите в две большие пробирки равные по массе порции цинка в виде порошка и в виде гранул. Прилейте к ним равные объемы раствора соляной кислоты (1:1). Наблюдайте визуально различие в скорости этих реакций. Сделайте выводы.

^ Опыт №5. Зависимость скорости реакции от катализатора. В три пробирки налейте по 2 мл раствора пероксида водорода (30%). Одновременно добавьте в сосуды по небольшой щепотке порошков оксида марганца (IV), угля и оксида меди (II). Наблюдайте разложение пероксида и сделайте вывод о влиянии указанных веществ на его скорость. В три пробирки поместите равные навески порошка цинка; в одну из них добавьте 1 мл раствора формалина, в другую – 1 мл воды, в третью – порошок меди и 1 мл воды. Прилейте в каждую пробирку по 2 мл раствора соляной кислоты (1:1). Наблюдайте различие скорости взаимодействия металла с кислотой в пробирках и сделайте выводы.

^ Опыт №6. Смещение химического равновесия. Приготовьте разбавленные и концентрированные растворы хлорида железа (III) и роданида калия. Слейте в стакан по 20 мл разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия и наблюдайте возникновение розовой окраски смеси за счет образования роданида железа (III):

FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl

Полученный раствор (если его окраска слишком интенсивна, разбавьте его водой) разлейте в четыре колбы объемом по 50 мл. Одну колбу с раствором оставьте для сравнения, во вторую и третью колбы добавьте немного концентрированных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Наблюдайте значительное усиление окраски растворов в обоих сосудах по сравнению с исходной окраской. В четвертую колбу добавьте немного кристаллического хлорида калия и перемешайте; окраска ослабевает. Выполните соответствующее оформление хода эксперимента и сделайте выводы.


^ 5. Конспект урока по теме «Скорость химических реакций»

Для формирования понятия о скорости химических реакций, важное значение имеет разработка урока по теме. Мы предполагаем вести урок с позиции проблемного обучения, где после постановки учителем проблемы, учащиеся самостоятельно могли бы делать выводы, на основании эксперимента. Следующий план-конспект, который по нашему мнению было бы целесообразно применить при изучении темы на уроках химии, предусмотривает не только теоретическое знакомство учащихся с основными понятиями данной темы, но и применение наглядности в виде наиболее показательных химических реакций, которые позволят улучшить понимание учащихся основных моментов при изучении факторов, влияющих на скорость химических реакций.

Тема урока: «Скорость химических реакций».

Цели урока:

а) образовательные (формирование новых понятий):

понятие скорости химических реакций;

понятие химической кинетики;

факторы, влияющие на скорость химических реакций;

понятие о катализе;

б) воспитывающие:

формирование мировоззрения;

воспитание ответственности к работе;

в) развивающие:

развитие речи учащихся;

развитие памяти учащихся;

развитие мышления учащихся через химический эксперимент.

Тип урока: передача и усвоение нового материала с использованием беседы и эксперимента.

Методы урока:

наглядные (рассмотрение понятий темы, формул, рассмотрение протекания химических реакций, демонстрируемых учителем, применение медиапрезентации);

словесные (объяснения учителя и вопросы к классу).


Ход урока:

^ I. Вводная часть.

Химические реакции протекают с различными скоростями. Для одних это доля секунды, для других минуты, дни; некоторым требуются десятилетия или более длительные промежутки времени.

Рассмотрим пример: ВЫВОД: Различные реакции протекают с

горение спички; различными скоростями

ржавление железа;

Возникает вопрос: какие факторы определяют скорость химической реакции? Как измерять скорость и как управлять химическими реакциями?

Раздел химии, изучающий скорости химических реакций называется химической кинетикой.

Для ответа охарактеризуем скорость химической реакции.

^ II. Понятие скорости химической реакции.

Из курса физики известно, что скорость какого-либо процесса (v) измеряется изменением определенной физической величины в единицу времени. В ходе реакции исходные вещества расходуются (их количество уменьшается), а количество продуктов реакции увеличивается.

Вывод: в ходе реакции изменяются количество веществ во времени.

Определение 1. Скорость химической реакции равна изменению количеств исходных веществ в единицу времени.



Но количества веществ будут сопоставимы лишь в случае, если они приведены к одинаковым объемам.

Какая физическая величина характеризует количество вещества в единицу объема? ()

По скорости изменения молярной концентрации исходного вещества можно судить о скорости химической реакции.

Определение 2. Скорость химической реакции равна изменению концентраций реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

Какова размерность скорости химической реакции?



Отрицательный знак в правой части уравнения ставится потому, что концентрация (c) исходного вещества уменьшается со временем, а скорость не может быть отрицательной величиной.

^ III. Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Мы познакомились с понятием скорости и способом ее выражения. Рассмотрим причины, влияющие на скорость химической реакции.

Подумайте, что, по вашему мнению, оказывает влияние на скорость химической реакции?

Приведем и обсудим несколько опытов.

Опыт №1. Берем три пробирки под номерами 1, 2, 3. В первой пробирке находится порошок магния. Во второй – порошок железа. В третьей – порошок меди. К каждой пробирке приливаем равные объемы раствора HCl (1:1). Наблюдаем:



Учитель ставит проблему: «Какой фактор оказывает влияние на скорость реакций и какова его сущность?».

Ученики отвечают исходя из опыта, что в данном случае это природа реагирующего вещества (металла). Сущность фактора – строение металлов (оно различно), следовательно, различна и скорость химической реакции. Оформление на доске может выглядеть следующим образом (презентация):

Опыт №1. Реакции соляной кислоты с металлами.

Химическая реакция

Фактор, определяющий скорость

Сущность



природа реагента (металла)

строение реагента (металла)

Опыт №2. Возьмем два химических стакана с приготовленными растворами тиосульфата натрия Na2S2O3. В первом – раствор тиосульфата натрия, концентрацией с1. Во втором – тот же раствор, концентрацией с2=0,5с1. приливаем к первому стаканчику разбавленный раствор H2SO4 (в пропорции 1:1).



Отмечаем время выпадения осадка (момент помутнения). Ко второму стаканчику аналогично приливаем раствор H2SO4.

Записываем результаты времени выпадения осадка τ1, τ2.

У