Конспект урока по Химии «Факторы, влияющие на скорость химических реакций» 11 класс

Урок химии в 11 классе

Время проведения – 2 четверть.

УМК — Габриелян О.С.

Тема урока: Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Тип урока: комбинированный урок.

Форма учебной деятельности: коллективная, парная, индивидуальная, химический эксперимент.

Методы: проблемно-интегративный, эвристический, объяснительно-иллюстрированный.

Оборудование: на столах учащихся: растворы соляной и серной кислот, гранулы цинка, медная проволока; карбонат кальция в порошке и кусочках, оксид меди (II), перекись водорода, спиртовка, спички, держатель.

Список использованной литературы:

1. Дорофеев, А.Н. Практикум по неорганической химии. — Л.: Химия. — 1990

2. Габриелян, О.С. Химия. 11кл. – М.: Дрофа, — 2009.

3. Габриелян, О.С, Воскобойникова И.П. Настольная книга для учителя. Химия. 8 кл. – М.: Дрофа, 2003.

4. Куимова, О.К. Исследование как метод изучения нового материала// Химия в школе. – 2001. — №1. – с.26-31.

5. Время в химии: скорость химических реакций / Энциклопедия для детей — М.: Аванта, 2003г.- Химия, том 17- с.116-123.

Познание начинается с удивления.

Аристотель

Цели урока:

Образовательные:

• Продолжить формирование понятия скорости химической реакции

• Обеспечить работу по изучению факторов, влияющих на скорость реакции, опираясь на субъектный опыт учащихся.

• Закрепление навыков лабораторной работы.

Развивающие:

• Развивать психические процессы (внимание, память, мышление).

• Развивать умения работать в группе, исследовательские навыки.

Воспитательные:

• Формирование научной картины мира.

• Создание условий для развития коммуникативных навыков.

Ход урока

1. Организационный этап – 2 мин.

2. Этап актуализации знаний.

Вступительное слово учителя.

В жизни часто приходится управлять химической реакцией. Для разжигания угля в топке нужно ускорить реакцию. А для тушения пожара – замедлить и прекратить совсем. Выплавку металла на металлургических заводах нужно ускорить, а процесс ржавления железа по возможности, замедлить, поскольку прекратить совсем эту реакцию мы не можем. Чтобы управлять скоростью реакции, нужно знать, от чего она зависит.

Существует несколько факторов, от которых зависит скорость химических реакций. Подумайте одну минуту и предложите ваши варианты факторов изменяющих скорость реакции.

(Предполагаемый ответ может содержать разное количество правильных факторов, в зависимости от ответа, учитель делает вывод о необходимости разобрать данный материал на практике)

III. Этап исследования – лабораторный эксперимент, в котором, результаты опытов дополняются рассказом учителя и решением задач по данной теме.

Опыт №1. Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ.

Учащиеся выполняют опыт по исследованию растворимости двух металлов в соляной кислоте. Предварительно учитель проводит инструктаж по технике безопасности. В две пробирки наливается одинаковое количество соляной кислоты. В одну из них кладётся кусочек цинка, а в другую – меди. Учащиеся наблюдают за происходящими процессами, и весь класс делает выводы: цинк растворяется, а медь не растворяется в соляной кислоте, следовательно, для получения водорода необходимо брать цинк, а не медь. Первый фактор — это природа реагирующих веществ. Учащиеся на доске и в тетрадях записывают уравнения реакций:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂ Cu + HCl — реакция не идёт.

( По ходу повторяем активность Ме в ряду напряжений)

Опыт №2. Зависимость скорости реакции от площади поверхности соприкосновения.

Учащихся проверяют скорость растворимости карбоната кальция в двух видах: в виде порошка и в виде кусочка (мела) в соляной кислоте. В две пробирки наливается одинаковое количество соляной кислоты. В той пробирке, где находился порошок, реакция идёт бурно. Там же, куда опустили кусок мела – «вскипание» не бурное. На основании наблюдений учащиеся делают вывод, что прежде, чем проводить реакцию, надо измельчить вещества, а ещё лучше вести реакции в растворах.

Второй фактор – площадь соприкосновения реагирующих веществ. Чем она больше, тем быстрее идёт реакция. Учитель поясняет, чтобы происходила реакция, необходимо наличие частиц участвующих веществ: чем их больше, тем чаще они встречаются, тем быстрее идёт реакция. Учащиеся записывают уравнение реакции:

Cа СО₃ + 2HCl ₌ CаCl ₂ + CO₂ + H₂О

Опыт №3. Зависимость скорости реакции от концентрации.

Учащиеся испытывают скорость растворимости цинка в соляной кислоте различной концентрации. В одну из пробирок наливается примерно 2 мл 10% соляной кислоты. В другую пробирку наливаем 2мл воды соляной кислоты В обе пробирки опускаем по грануле цинка. Реакция цинка с неразбавленной серной идёт быстрее, чем с разбавленной. Учащиеся делают соответствующий вывод: третий фактор – концентрация реагирующих веществ. (Объяснение учителя аналогично предыдущему). Учащиеся записывают уравнение реакции:

Zn + 2HCl = ZnCl ₂ + H₂

Скорость химических реакций прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их коэффициентов в уравнении реакции. Это основной закон химической кинетики.

( Сформулирован норвежскими учеными Гульбергом и Вааге и, независимо от них, русским химиком Н.Н. Бекетовым.

nA+ mB —> pC

V = k [A]^п • [B]^m

Это кинетическое уравнение скорости химической реакции.

[A], [B] (моль/л) – концентрации исходных веществ; n, m – коэффициенты в уравнении реакции; k – константа скорости.

Физический смысл константы скорости (k):

если [A] = [B] = 1 моль/л, =>,. υ = k. Это скорость данной реакции в стандартных условиях.

Примеры:

№ 1. 2Н₂ (г) + О₂ (г) =2Н₂ О(г)

υ = k [H₂]² • [O₂]

Как изменится скорость этой реакции, если концентрацию каждого из исходных веществ увеличить в 2 раза?

υ = k(2[H₂])² • (2[O₂]);

2[H₂] и 2[O₂] – новые концентрации исходных веществ.

υ = k 4 [H₂]²• 2[O₂]

υ = 8k[H₂]²• [O₂].

Сравним с уравнением (1) – скорость увеличилась в 8 раз.

№ 2. 2Сu (тв.) + О₂(г) = 2СuO (тв.)

υ = k[Cu]²[O₂], однако концентрация твердого вещества исключается из уравнения – ее невозможно изменить – постоянная величина.

Cu_тв =>[Сu] = const

υ = k [O₂]

Опыт №4. Зависимость скорости реакции от температуры.

Учащиеся проверяют скорость взаимодействия CuO с серной кислотой при нагревании. В обе пробирки с черным порошком CuO нальём одинаковое количество разбавленной серной кислоты. Одну из пробирок нагреем на спиртовке, реакция сильно ускорится. (Правила по технике безопасности работы со спиртовкой). Через минуту наблюдаем посинение раствора от образовавшейся соли меди (II)в нагретой пробирке и отсутствие подобного в холодной.

Учащиеся делают выводы, а учитель рассказывает им о правиле Вант-Гоффа:

При повышении температуры на каждые 10ºС скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

Число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции, обозначается латинской буквой γ и называется температурным коэффициентом.

Изменение скорости реакции можно посчитать по следующей формуле:

v₂/v₁ = γ ^(t₁ ^{– t}₂^)/10,

где v₁ – скорость реакции до нагревания;

v₂ – скорость реакции после нагревания;

t₁ – температура до нагревания;

t₂ – температура после нагревания;

γ – температурный коэффициент.

Учащиеся записывают формулу в тетрадях. Итак, четвёртый фактор – температура.

Объяснение учителя: необходимо не только наличие, но и движение частиц реагирующих веществ. А чем выше температура, тем более интенсивным становится движение, тем чаще они встречаются друг с другом, тем быстрее идёт реакция.

Решение задачи: во сколько раз изменится скорость реакции при увеличении температуры от 200 до 600ºС. Температурный коэффициент равен 2. (Один из учащихся вызывается к доске).

Опыт №5. Зависимость скорости реакции от катализатора

В 1-ю пробирку положены кусочки сырого картофеля, во вторую- вареного. Добавляем перекись водорода в обе пробирки и наблюдаем бурное выделение газа только в первой, так как в сыром картофеле содержится фермент каталаза, ускоряющий разложение перекиси водорода на кислород и воду. В вареном картофеле фермент по своей природе белок свернулся- денатурировал. В отсутствии катализатора реакции идут медленно.

Так что же такое катализатор? Сформулируем ответ.

2Н₂О₂ =2Н₂ О + О₂

IV этап. Закрепление и первичная проверка знаний.

Решение тестовых заданий ЕГЭ (при помощи слайдов презентации №9-14) (устно, поочередно спрашивая учащихся).

V. Домашнее задание. § 15, упр.1-7стр.136;