2 Скорость химической реакции

10 клас
УРОК 3
Тема урока. Теория электролитической диссоциации. ионные реакции
Цели урока: актуализировать знания учащихся о процессах,
протекающих в растворах; обобщить знания о электролитическую
диссоциацию веществ; совершенствовать умения и навыки составления
полных и сокращенных ионно-молекулярных уравнений реакций.
Тип урока: повторение и систематизации знаний.
Формы работы: фронтальная, групповая, самостоятельная.
Оборудование: периодическая система химических элементов, ряд
активности металлов, таблица растворимости, схема к уроку 3.
Лабораторный опыт 1 Определение ионов H + и OH-.
Ход урока
I. Организация класса
II. Актуализация опорных знаний учащихся по теме
«Теория электролитической диссоциации. Ионные реакции »
Фронтальная беседа по основным вопросам темы
(с использованием схемы 3)
1 Теория электролитической диссоциации
Какие вещества относятся к электролитам? неэлектролитов?
Вещества с ионной или очень полярной ковалентной связью могут в
процессе растворения или плавления (ионные вещества) образовывать
подвижные ионы, за счет которых эти растворы или расплавы проводят
электрический ток. Такие вещества называют электролитами, а процесс
образования ионов - электролитической диссоциацией.
Какие ионы содержаться в водных растворах следующих веществ?
1) Na2CO3;
2) NaHSO3;
3) Fe2 (SO4) 3;
4) Ca (OH).
Электролитами являются:
• соли:
NaCl = Na + + Cl• основы:
NaOH = Na + + OH• кислоты:
HCl = H + + ClПоказывающий степень диссоциации?
Степень диссоциации α - это отношение числа молекул,
продисоциювалы в растворе, к исходному числу молекул растворенного
вещества. Степень диссоциации зависит от концентрации и
температуры. С увеличением концентрации степень диссоциации
уменьшается, а с повышением температуры - возрастает.
Сильные электролиты - это электролиты, которые в разведенном
растворе полностью диссоциируют на ионы (α> 1).
Слабые электролиты - это электролиты, которые в разведенном
растворе диссоциируют частично и незначительно (α> 0).
Некоторые электролиты (кислоты или основания) диссоциируют
поэтапно:
H2S H + + HS- - первый этап;
HS- H + + S2- - второй этап.
Степень диссоциации на втором этапе всегда меньше, чем на первом.
Свойства разбавленных растворов сильных электролитов определяются
свойствами ионов, содержащихся в этих растворах (молекулы в них
отсутствуют): свойства кислот - свойствами ионов водорода, свойства
щелочей - свойствами гидроксид-ионов, свойства солей - свойствами
ионов, входящих в их состав.
2 Лабораторный опыт 1 Определение H + и OH-. Каким образом можно
определить наличие ионов H + и OH-?
Исследуйте растворы соляной кислоты, гидроксида натрия, хлорида
натрия, натрий карбоната, железа (II) хлорида универсальным
индикатором. Сделайте вывод о среде в этих растворах.
)
III. управляемая практика
групповая работа
Задание 1 Составьте уравнения диссоциации веществ.
«Эстафета» по группам (задание на карточках)
Примеры веществ:
а) 2Mg3 (PO4) 2, 3FeCl2, 2H3PO4, 2Na2S, CuCl2, 4Cl2O5;
б) 2Cu (OH), 3H2S, AgNO3, 4NaOH, CuO, 5Cl2;
в) 2Al (NO3) 3, AgCl, 3Li3P04, 3H2SO3, 4KOH, CaO;
г) 3FeCl3, 2Na3PO4, 3H2S, 2K2S04, 3Cu (OH), 5CO2.
Составьте уравнения реакций ионного обмена, запишите их в ионномолекулярной форме:
Во время проведения «эстафеты» каждый ученик записывает только
один вид уравнения (первый ученик дописывает молекулярное,
уравнивает, второй составляет уравнение в полной ионной форме, а
третий - в сокращенной ионной).
Задание 2 В растворе обнаружено ионы: Na +, Cu2 +, SO42-, Fe3 +, K +,
Cl-, H +. Какие вещества могли содержаться в растворе? Подтвердите
ответ, написав соответствующие формулы веществ и уравнения их
диссоциации.
Задание 3 Можно приготовить растворы, которые одновременно
содержат такие пары веществ:
а) магний хлорид и калий сульфат;
б) калий нитрат и хлорид натрия;
в) аргентум нитрат и калий хлорид?
Ответ подтвердите уравнениями реакций в молекулярной, полной и
сокращенной ионных формах.
Задание 4 Приведите несколько вариантов получения алюминий
гидроксида. Подтвердите уравнениями реакций в молекулярной, полной
и сокращенной ионных формах.
Задание 5 Подберите к ионному уравнения три молекулярные
уравнения:
Задание 6 Вычислите массовую долю серной кислоты в растворе,
образовавшегося в результате смешивания 500 г раствора с массовой
долей серной кислоты 60% и 300 г раствора с массовой долей кислоты
40%.
Задача 7 В какой массе воды следует растворить 100 г кристаллогидрата
MgSO4 • 7H2O для приготовления раствора с массовой долей магний
сульфата 5%?
Задание 8 Какой объем газа (н. В.) Выделится в результате слияния 150 г
раствора соляной кислоты с массовой долей кислоты 30% и раствора
натрий карбоната?
IV. Подведение итогов и выводы
Самостоятельная работа по вариантам
вариант 1
1 Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
реакций между растворами:
а) свинец (II) нитрата и хлорида натрия;
б) калий гидроксида и серной кислоты;
в) меди (II) сульфата и натрий гидроксида.
(4 балла)
2 Подберите три молекулярные уравнения к ионному уравнению:
(4 балла)
3 Из 700 г раствора с массовой долей серной кислоты 60% путем
выпаривания удалили 200 г воды. Вычислите массовую долю серной
кислоты в растворе, оставшегося.
(4 балла)
вариант 2
1 Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
реакций между растворами:
а) калий карбоната и соляной кислоты;
б) кальций гидроксида и серной кислоты;
в) натрий хлорида и фосфорной кислоты.
(4 балла)
2 Подберите три молекулярные уравнения к ионному уравнению:
(4 балла)
3 С 1000 г раствора с массовой долей калий нитрата 20% вследствие
охлаждения выпало в осадок 40 г соли. Вычислите массовую долю калий
нитрата в растворе, оставшегося.
(4 балла)
V. Домашнее задание
Повторить окислительно-восстановительные реакции.
Какие из предложенных ионов не могут одновременно содержаться в
растворе?
H +, K +, Cu2 +, Al3 +, OH-, S2-, NO-.
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
HgS + CaO =Hg + CaSO4
Вычислите массу соли и воды, необходимые для приготовления 400 г
раствора с массовой долей вещества 17%.
Алгоритм составления уравнений реакций ионного обмена
1 Составить уравнение, в котором формулы всех веществ записаны в
молекулярной форме, и сравнить это молекулярное уравнения.
2 Определить электролиты и неэлектролиты.
3 Формулы электролитов написать в виде ионов, а формулы
неэлектролитов переписать в молекулярной форме - полное ионное
уравнение.
4 Переписать уравнения без тех ионов, которые есть и в левой, и в
правой частях уравнения, - сокращенное ионное уравнение.
УРОК 4
Тема урока. Химические реакции. Окислительно-восстановительные
реакции
Цели урока: актуализировать знания учащихся о химических реакциях;
совершенствовать умения и навыки составления полных и
сокращенных ионно-молекулярных и окислительно-восстановительных
уравнений реакции; обобщить представления учащихся о скорости
химической реакции, химическое равновесие и факторы, влияющие на
скорость реакции и смещение химического равновесия.
Тип урока: повторение и систематизации знаний.
Формы работы: фронтальная, групповая, самостоятельная.
Оборудование: периодическая система химических элементов, ряд
активности металлов, таблица растворимости, схема к уроку 4.
Ход урока
I. Организация класса
II. Актуализация опорных знаний учащихся по теме «Химические
реакции. Окислительно-восстановительные реакции »
Фронтальная беседа по основным вопросам темы (с использованием
схемы 4)
1 Классификация реакций
По каким признакам классифицируют химические реакции?
Химические реакции - это явления, при которых происходит разрыв
одних и образование других химических связей. При этом из одних
химических веществ образуются другие вещества (или другое вещество).
По изменению состава веществ реакции подразделяются на следующие
типы:
1) Реакции, в результате которых не происходит изменения состава
веществ:
а) аллотропные преобразования:
С (графит) С (алмаз)
О2 О3
б) реакции изомеризации:
NH4OCN =(NH2) 2CO
CH3 - CH2 - CH2 - CH3 CH3 - СН (СН3) - CH3
2) реакции, в результате которых происходит изменение состава
веществ, - остальные реакций.
Назовите типы реакций по составу исходных веществ и продуктов
реакции.
а) реакции соединения:
S + O2 = SO2
CaO + CO2 = CaCO3
C2H + Br2 =C2H4Br2
б) реакции разложения:
2HgO = 2Hg + O2
MgCO3 = MgO + CO2
C2H5OH =C2H4 + H2O
в) реакции замещения:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
г) реакции обмена:
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
NaOH + HCl = NaCl + H2O
HCOOH + CH3OH =HCOOCH3 + H2O
И другие, более сложные, реакции.
3) По изменению степени окисления реакции подразделяются на
реакции, протекающие с изменением степени окисления (окислительновосстановительные реакции, ОВР):
и реакции, протекающие без изменения степени окисления.
Назовите два типа реакций с тепловым эффектом.
4) По изменению внутренней энергии (по тепловому эффекту реакции)
реакции подразделяются на:
а) экзотермические:
2Mg + O2 = 2MgO + Q
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + Q
(тепло выделяется);
б) эндотермические:
CaCO3 = CaO + CO2 - Q
C8H18 C4H10 + C4H8 - Q
(тепло поглощается).
5) По направлению протекания реакции подразделяются на:
а) необратимые:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl
(протекают в одном направлении);
б) оборотные:
K2SO3 + H2O KHSO3 + KOH
C2H6 C2H4 + H2
(протекают в двух направлениях).
6) По количеству фаз в смеси реагентов различают:
а) гомофазни реакции:
2CO (газ) + O2 (газ) = 2CO2 (газ)
(одна фаза - газ);
CH3NH2 (раств.) + HCl (р-р.) = [CH3NH3] Cl (раств.)
(одна фаза - водный раствор);
б) гетерофазные реакции:
Fe (тв.) + CuSO4 (раств.) = Cu (тв.) + FeSO4 (раств.)
(три фазы - две твердые фазы и водный раствор);
2Na (тв.) + 2C2H5OH (род.) = 2C2H5ONa (раств.) + H2 (газ)
(три фазы - газ, твердая фаза и спиртовой раствор).
7) При участии в реакции катализатора выделяют каталитические
реакции:
Существуют также другие классификационные признаки: скорость,
механизм и др.
Ту же реакцию по различным признакам можно отнести одновременно к
нескольким типам. Охарактеризуйте реакцию получения аммиака по
различным признакам:
(Экзотермическая, оборотная, гомофазна (формально), каталитическая,
окислительно-восстановительная реакция соединения)
Реакции обмена, протекающих в растворах, протекают до конца, если
образуется осадок, газ или малодиссоциированных вещество (в
частности, вода).
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
KNO2 + HCl = KCl + HNO2 (молекулярное уравнение)
K + + NO- + H + + Cl- = K + + Cl- + H+NO2 (полное Йонне уравнения)
H + + NO- = HNO2 (сокращенное ионное уравнение)
2 Скорость химической реакции
Что такое скорость химической реакции?
Скорость гомофазнои реакции - это отношение изменения концентрации
реагента или продукта реакции до времени протекания реакции.
Единица измерения скорости 1 моль / л-с.
Скорость гетерофазной реакции - это отношение изменения количества
вещества реагента или продукта реакции до времени протекания
реакции и площади соприкосновения реагентов.
Единица измерения скорости 1 моль / см2 • с.
Назовите факторы, влияющие на скорость реакции.
1) Природа реагентов (состав, строение, энергия активации).
Энергия активации (Ea) - это избыточная энергия (по сравнению со
средней), необходимая для эффективного столкновения частиц
реагентов.
Чем меньше энергия активации, тем больше скорость реакции, и чем
больше энергия активации, тем меньше скорость реакции. Например,
реакции обмена в водных растворах, приводящих к образованию осадка,
протекают очень быстро, потому что характеризуются очень низкой
энергией активации. Наоборот, реакция получения аммиака из водорода
и азота при комнатной температуре практически не протекает,
поскольку у нее очень большая энергия активации.
2) Температура. При повышении температуры увеличивается скорость
движения молекул и их кинетическая энергия, уменьшается прочность
связей, все это приводит к росту числа частиц с энергией, равной
энергии активации и увеличение скорости реакции.
3) Правило Вант-Гоффа. При повышении температуры на 10 ° С
скорость реакции возрастает в 2-4 раза.
4) Концентрации реагентов. Чем больше концентрация реагентов, тем
чаще их частицы ударяются друг о друга и тем больше скорость
реакции.
Для реакции aA + bB = dD, протекающей в одну стадию, скорость
реакции вычисляется по формуле: v = k • (cA) a • (cB) b. Это выражение
называется законом действующих масс для скорости реакции. Стала
(при постоянной температуре) величина k называется константой
скорости реакции. Она равна скорости реакции при единичных
концентраций реагентов.
Какие вещества называются катализаторами?
5) Наличие катализатора. Катализаторы - это вещества, с помощью
которых медленная реакция заменяется последовательностью более
быстрых реакций с меньшими энергиями активации. Катализаторы
вступают в первую реакцию этой последовательности и выделяются в
химически неизмененном виде в результате последней реакции, поэтому
создается впечатление, что катализаторы повышают скорость реакции.
Ингибиторы - это вещества, уменьшающие скорость реакции;
ингибиторы, в отличие от катализаторов, при реакции расходуются.
6) Скорость гетерофазных реакций зависит также от состояния
поверхности (например, чистая она или загрязнена), характера
продуктов реакции (например, растворимые они или нет), условий
подвода реагентов и отвода продуктов реакции (например, используется
перемешивания или нет).
если реакция протекает на грани газовой и твердой (или жидкой) фаз, то
на скорость реакции не влияют концентрации жидких и твердых
веществ, а если границы жидкой и твердой фаз - то концентрации
твердых веществ.
3 Оборотные реакции. Химическое равновесие Необратимые реакции
протекают только в одном направлении.
Обратимые реакции - это реакции, которые при тех же условиях
протекают как в прямом, так и в обратном направлениях.
Состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции
равна скорости обратной реакции, называется химической равновесием.
Химическое равновесие - это равновесие динамическая.
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии,
повлиять снаружи, то равновесие в системе сместится в том
направлении, в котором происходит частичная компенсация этого
воздействия.
• При увеличении концентрации исходного вещества равновесие
смещается в сторону продуктов реакции;
• при увеличении концентрации продуктов реакции - в сторону
реагентов (исходных веществ);
• вследствие повышения давления (если в системе имеются газы) - в
сторону меньшего объема;
• в случае уменьшения давления - в сторону большего объема;
• в результате повышения температуры - в сторону продуктов
эндотермической реакции;
• в случае снижения температуры - в сторону продуктов
экзотермической реакции.
Введение катализаторов смещает равновесия, но ускоряет ее
достижения.
4 Тепловой эффект реакции
Тепловой эффект реакции - это количество теплоты, выделяемого или
поглощаемого в процессе протекания реакции с теми количествами
вещества реагентов, задаются коэффициентами в термохимических
уравнении.
C2H4 + 3O2 = 2CO2 + 2H2O +1400 кДж (экзотермическая реакция)
CaCO3 = CaO + CO2 -157 кДж (эндотермическая реакция)
Тепловой эффект возникает прежде всего через разницу в энергиях
связей в исходных веществах (реагентах) и продуктах реакции.
III. управляемая практика
задание 1
1) Из приведенного перечня выпишите экзотермические и
эндотермические реакции:
а) 2NH3 = N2 + 3H2; ΔH = +46,2 кДж
б) C + O2 = CO2; ΔH = -393 кДж
в) CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O + 890 кДж
г) CaCO3 = CaO + CO2 -157 кДж
2) Приведите примеры использования экзотермических реакций в
жизнедеятельности человека.
3) Составьте термохимическое уравнение реакции, если в результате
сгорания кальция массой 4 г в кислороде выделилось 63,6 кДж теплоты.
задача 2
1) Укажите формулу вычисления скорости реакции и единицы ее
измерения:
а) V = ΔS / Δt;
б) V =? С / Δt;
в) моль / л-с;
г) км / ч.
2) Определите изменение концентрации реагентов, если за 30 секунд
скорость химической реакции составила 3,6 • 10-3 моль / л • с.
3) Докажите на примерах, что на скорость реакции может влиять
изменение площади соприкосновения реагентов; изменение
температуры.
задание 3
1) Дано уравнение реакции:
2NO + O2 NO2 + Q
Укажите факторы, влияющие на смещение химического равновесия в
сторону прямой реакции:
а) повышение давления;
б) повышение температуры;
в) снижение температуры;
г) снижение давления;
д) повышение концентрации исходных веществ.
Какой принцип положен в основу сдвига химического равновесия?
2) Дано уравнение реакции:
2SO2 + O2 =2SO3 + Q
Как изменится скорость прямой реакции, если концентрацию SO2 в
системе увеличить вдвое, а концентрацию O2 вдвое уменьшить?
3) Объясните своим одноклассникам принцип Ле Шателье на примерах
из жизни.
Задание 4 Представьте себе реакцию:
1) Fe + CuCl2 = Cu + FeCl2
2) Fe + O2 = Fe2O3
а) Расставьте в уравнении коэффициенты.
б) Опишите, какие условия необходимо выполнить, чтобы реакция
началась, и благодаря чему мы увидим, что она протекает.
в) Предложите приемы ускорения этой реакции.
г) Объясните на молекулярном уровне, чем в случае повышения
температуры скорость большинства реакций возрастает.
д) как мы используем в быту влияние температуры и давления на
скорость химических реакций?
Задание 5 Покажите, как сместится равновесие в следующих системах
вследствие указанных изменений внешних условий.
1) Увеличили температуру:
a) CH4 =C + 2H2 - Q
б) CaCO3 =CaO + CO2 - Q
2) Повысили температуру и концентрацию веществ, вступивших в
реакцию:
а) SO2 + H2O =H2SO4
б) CO2 + C =2CO - Q
3) уменьшили давление:
a) N2O4 =2NO2
б) 2NO + Cl2 =NOCl2
4) Объясните, как агрегатное состояние вещества может повлиять на
смещение равновесия обратимой реакции.
Задание 6 Реакция при температуре 40 ° С протекает за 180 секунд.
Температурный коэффициент реакции равен 3 За сколько секунд
закончится эта реакция при температуре 60 ° С?
Задание 7 Концентрация одного из реагентов через 20 секунд после
начала реакции равнялась 0,1 моль / л, а через 30 секунд - 0,02 моль / л.
Вычислите среднюю скорость этой реакции.
Задание 8 Подберите коэффициенты в схемах реакций методом
электронного баланса и укажите окислитель и восстановитель:
IV. Подведение итогов и выводы
Самостоятельная работа по вариантам
вариант И
1 Подберите коэффициенты в схемах реакций методом электронного
баланса и укажите окислитель и восстановитель:
MnO2 + HCl =MnCl2 + Cl2 + H2O
2 Вычислите скорость реакции, если известно, что концентрация
вещества изменилась от 0,5 моль / л до 0,2 моль / л за 20 секунд.
3 Вследствие повышения температуры на 30 ° С для реакции,
температурный коэффициент которой равен 3, скорость реакций
увеличивается:
а) в 3 раза;
б) в 6 раз;
в) в 9 раз;
г) в 27 раз.
Объясните, как нужно проводить вычисления.
вариант ИИ
1 Подберите коэффициенты в схемах реакций методом электронного
баланса и укажите окислитель и восстановитель:
FeCl3 + KI =FeCl2 + I2 + KCl
2 Вычислите скорость реакции, если известно, что концентрация
вещества изменилась от 0,15 моль / л до 0,10 моль / л за 30 секунд.
3 При повышении температуры на 20 ° С для реакции, имеет
температурный коэффициент 2, скорость реакции увеличится:
а) в 2 раза;
б) в 3 раза;
в) в 4 раза;
г) в 6 раз.
Объясните, как нужно проводить вычисления.
V. Домашнее задание
Повторить классы неорганических соединений. Подготовить сообщение
о распространении неметаллических элементов в природе.