СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 10 Класс

1001 идея интересного занятия с детьми 

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 

Олейник Валентина Петровна, МБОУ гимназия №23 г. Краснодара ,  учитель химии. 



Предмет (направленность): химия. 

Возраст детей: 10 класс.

Место проведения: класс.



		Комментарий к цику уроков:«Скорость химических реакций».

		Понимание, а не просто заучивание наизусть химии, невозможно без активной мысли учащегося, без сознательного отношения к тому, что должно быть усвоено.

		Любая форма проведения эксперимента (демонстрационная, индивидуальная или групповая) всегда проверяется посредством вопросов и заданий, начинающихся словами: почему, объясните, сравните, докажите, определите и т.д. Такие вопросы способствуют более сознательному усвоению материала, так как правильный ответ может быть дан не в виде готовой формулировки, а требует творческого применения накопленных знаний. 

		В зависимости от профиля класса и количества часов, отведенных на изучение данной темы (2-4часа) материал урока трансформируется, но суть и основные формы, и методы сохраняются.

		

		1 ЗАНЯТИЕ:  лекция по теме: «Скорость химических реакций».

		Раздел химии, изучающий СХР и влияния на них различных факторов, называется химической кинетикой. Скорость изменяется в широких пределах (взрыв - коррозия). Но многие реакции могут протекать по-разному в зависимости от условий осуществления. Для того чтобы вещества A и B вступили в реакцию, молекулам этих веществ необходимо сблизиться на расстояние соизмеримое  с межатомным расстоянием этой молекулы. Только тогда возможны: переход атома от одной молекулы в другую; переход электрона от одной частицы к другой; перераспределение ē, образующих химическую связь, то есть изменения, которые составляют сущность химической реакции.

		Молекулы движутся с большими скоростями – в газе сотни м/сек. Находясь «в полете» молекула вступить в реакцию не может. Состояние сближения молекул осуществляется лишь при их столкновении. И естественно чем больше молекул в данном объеме, чем быстрее они будут перемещаться, чем меньше их масса, тем за единицу времени они столкнуться чаще, то есть тем больше скорость движения молекул. Это можно выразить математически: SAB = LNA × NB (S – число соударений в единицу времени, L- коэффициент пропорциональности, NA NB – число молекул вещества A и B).

		Переходя от числа столкновений молекул в единице объема, получаем число столкновений молекул A и B пропорциональное концентрации этих веществ. Поэтому скоростью реакции называется: количество изменяющегося в реакции вещества в единице реакционного пространства за единицу времени.

		Если вышесказанное выразить в единицах измерения, то:

		

			Гомогенная система:                             Гетерогенная система:

		

	          Математически          выражается:

		

Vгет = 

Vгом =  	

	

	Если С– концентрация исходного вещества, то  С  0 и ставится знак (-), если концентрация продуктов реакции, то  С  0, следовательно (+).

Основываясь на этих представлениях и применяя выводы молекулярно – кинетической теории строения вещества норвежские химики К. Гульдберг и П. Вааг в 1879 году предложили закон действующих масс (ЗДМ) или основной закон химической кинетики:

  Скорость реакции должна быть пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

Например кинетические уравнения: 

A + B = X                       V = K CA × CB	                                              

A + B + C = X                V = K CA × CB × Cc	                                    

2A + B = X                     V = K CA2 × CB; где K – константа скорости, которая зависит от природы реагирующих веществ.

Концентрации находятся в степенях равным стехиометрическим коэффициентам веществ. 

Действительна эта запись только для элементарных уравнений.

В действительности механизм реакции очень сложен и протекает в несколько стадий, из которых только одна – самая медленная – определяет скорость реакции. 

Например: 2H2 + O2 -› 2H2O

На самом деле процесс образования воды складывается из 6 элементарных актов (реакций) и имеет характер ценной:

H2 + O2 -› 2OH

OH + H2 -› H2O + H

H + O2 -› OH + O

O + H2 -› OH + H

H + O2 -› OH + H

Но если мы будем пользоваться элементарным уравнением СХР, можно измерить по изменению любого из реагентов и продуктов, но численное значение V зависит от этого выбора:

N2 + 3H2 -› 3NH3

Значения СХР рассчитанные на CN2 или CNH2 неодинаковы, но связаны между собой соотношением  1 : 3 : 2.

Факторы, влияющие на скорость реакции.

Природа реагирующих веществ.

Природа – строение атома, степень ионизации, сродство к ē, энергия разрыва связи, строение кристаллической решетки, степень диссоциации электролитов и т.д.

Например (Лабораторный опыт №1):

Fe -›                         HCl -›

HCl +   	Zn -›              Zn +    H2SO4 -›

 		Mg -›                         HNO3 -›

Концентрация (площадь соприкосновения) - основной закон кинетики. Например:(Лабораторный опыт №2 сгорание порошка алюминия)

Температура – лабораторный опыт №3.

2Сu+O2=t˚2CuO



Многочисленные опыты показывают, что при повышении t˚ существенно увеличивается СХР, причем для реакций в гомогенных системах при нагревании на каждые 100 С СХР увеличивается в 2 – 4 раза (правило Вант – Гоффа – 1884 год) Иначе говоря, при повышении t˚ в арифметической программе СХР возрастает в геометрической

	

	где γ – Температурный коэффициент.

Как это объяснить?

На первый взгляд, кажется, что она связана с увеличением молекулярных столкновений. Однако это не совсем так. Рассчитано, что при повышении t˚ на 100 С число столкновений возрастает на 1,6%, а число прореагировавших молекул на 200% - 400%.

С.Аррениус в 1889 году предположил, что влияние t˚ сводится к увеличению числа активных молекул, то есть молекул, столкновение которых приводит к обращению продуктов реакции (эффект столкновений).

Катализатор – Лабораторный опыт №4.

2H2O2=K2H2O=O2   ; K=MnO2

Вещества, которые изменяют скорость химической реакции, оставаясь в конце неизменными как качественно, так и количественно называют Катализаторами (К).

Чаще ускоряются реакции, но и замедляются (ингибиторы).

Природа каталитического действия:

Действие К связано с понижением EA процесса за счет активного участия К в процессе:

А + В =АВ (К)

А + К = АК        АК + В = АВ + К

Например: SO2 +  O2 -› SO2

EA = 240 , на поверхности платинового К EA = 60  .

Виды катализа:

А) гомогенный

Аутокатализ – процесс ускоряется одним из продуктов реакции:

2KMuO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 -› 2MuSO4 + 6K2SO4 + 3H2O

K -› Mu

Б) гетерогенный – образование «активных центров»; где «С» увеличивается.

Селективность К    CO + H2  

K (Co, Ni )			парафины

K (Fe )               		олефины             K - катализаторы

CO + H2  K( ZnO × CuO)       	метанолы

K( ZnO × CrO3)  		высшие спирты

K(Fe + BeO)       		альдегиды, кетоны

Промотирование: увеличение активности центров  (Fe    +      Al2O3)

катализатор       промотор 

Отравление К – уменьшение активности центров под действием «ядов». 

В) ферменты, гормоны, витамины – биокатализаторы.



		2 ЗАНЯТИЕ:  семинар по теме: «Скорость химических реакций».

 План семинара.

Теоретическая разминка – повторение.

Химическая кинетика

Математические выражения скорости химических реакций для гомогенных и гетерогенных  систем.

Основной закон химической кинетики.( по материалам предыдущего урока. Смотри приложение №2)

Факторы, влияющие на скорость реакции (решение экспериментальных задач)

Природа реагирующих веществ.

Концентрация.

Температура (правило Вант – Гоффа, уравнение Аррениуса).

Катализаторы (природа каталитического действия, виды катализа).

Решение расчетных задач по теме «Скорость химических реакций».

Биология и физика о скорости химических процессов.

Подведение итогов.

Теоретическая разминка.

В чем суть понятия «химическая кинетика»?

Как математически выражается скорость химических реакций для гомогенных и гетерогенных  систем?

В чем суть основного закона химической кинетики (ЗДМ).

Как влияют внешние факторы и природа реагирующих веществ на скорость химических реакций?

Значение влияния различных факторов на скорость реакций в природе.

Экспериментально – теоретическая часть:

Эту часть урока организуем по-разному в зависимости от отведенного времени и специализации класса. Экспериментальные задачи могут выполняться индивидуально, в группх и демнстрационно. На каждый опыт отводится определенное время, а затем обсуждаются результаты, делаются выводы и оформляются на доске и в тетрадях. Например, предлагаются опыты:

Лабораторный опыт №1.

«Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции».

Zn + 2HCl -› ZnCl2 + H2

Mg + 2HCl -› MgCl2 + H2

Вывод: Отдача ē (окисление) у Mg происходит быстрее, следовательно, ускоряется процесс реакции №2.



	+ 2HCl -› ZnCl2 + H2

Zn		+ H2SO4 -› ZnSO4 + H2

+2CH3COOH ›(CH3COO) 2Zn+H2 

Вывод: степень диссоциации кислот разная, следовательно, V - разная и зависит от строения вещества.

Лабораторный опыт №2.

	«Влияние температуры на скорость химических реакций».

	

	     O                    O

	5      C              C        + 2KMnO4 + 3H2SO4 -t˚› 10CO2    + 2MnSO4 +K2SO4 + 8H2O

		  HO                       OH



Вывод: при разной температуре обесцвечивание происходит с разной скоростью.

Как это объяснить?

Правило Вант – Гоффа и уравнение:

Что такое энергия активации и в какой зависимости находится она от константы скорости реакции?



Лабораторный опыт №4.

«Влияние катализатора на скорость химической реакции».

	Fe(SCN)3 + Na2S2O3

	Fe(SNC)3 + Na2S2O3 ( + CuSO4)

	2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3     К     2Fe(SCN)2 + Na2S4O6+ 2Na SCN

CuSO4 - катализатор.

Вывод:  катализаторы – это вещества, ускоряющие химическую реакцию качественно и количественно оставаясь без изменения. Скорость химической реакции зависит от присутствия катализатора или ингибитора.

Как это объяснить?

		1. Природа катализа;

	2. Какие вы знаете виды катализа? 

Решение расчетных задач по теме «СХР».

		(На каждом столе находятся карточки с набором задач. Предлагается индивидуальное, групповое или командное решение).

		Написать кинетические уравнения следующих стехиометрических или элементарных уравнений.

		Например:

		Задание:                                              Решение:

			2SO2 + O2 = 2SO3                 --› (V = K CSO22 × CО2)

		Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2  --› (V = K CCO)

		N2 + 3H2 = 2NH3                  --› (V = K CN2 × CH23)

		Как изменится скорость реакции 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г) если уменьшить объем сосуда в 3 раза?

		V = K(CNO2 × CO2)

		V1 = K(3 × CNO2) × (3 × CO2) = 9 × 3K CNO2 × CO2 = 27

		Ответ: в 27 раз.

		Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во сколько раз возрастет реакция при повышении t˚ от 20˚C до 75˚C?

		 = 2,8;  = 5,5; lg  = 5,5; lg 2,8 = 5,5 × 0,447 = 2,458

		Отсюда:  = 287

		Ответ: скорость реакции увеличится в 287 раз.

		Смесь SO2 и O2 стехиометрического состава для реакции получения SO3 было выдержано над K при постоянном объеме системы, после чего концентрация SO2 уменьшилась в 25 раз. Во сколько раз изменилась концентрация O2?

		Ответ: так как отношение молярных количеств газов соответствует коэффициенту в уравнении реакции, то это отношение не изменяется при протекании реакции, следовательно, CO2 изменится в 25 раз.

		Заслушивание фрагментов творческих работ учащихся по темам: «Ферменты – биологические катализаторы», «Витамины», «Гормоны». ( с использованием мультимедийного проектора)

		Итоги:

Анализ  активности работы учащихся на уроке, выставление оценок.

Домашнее задание: составить по две задачи на использование формул математического выражения скорости реакций; подготовить примеры из курсов биологии и физики по данной теме; повторить материал предыдущего урока-лекции



ЛИТЕРАТУРА И ССЫЛКИ



Голубева Р.М. «Открой для себя мир химии» - М: Экомир, 2002

Егоров А.С., Дионисьев В.Д. и другие «Химия (пособие-репетитор)» Ростов Н/Д: Феникс, 1996

Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. «Химия. Теория и примеры решения задач. » - М: 1-я федеративная киноторговая компания, 1998.

Новошинский И.И., Новошинская Н.С. «Химия 10 класс» - М: Оникс 21 век, 2004.

Оганисян Э.Т. «Руководство по химии поступающим в вузы» - М: Высшая школа, 1994.







1