Урок: «Скорость химических реакций»

1. 
   Определить понятие «скорость химических реакций».
   
2. 
   Изучить факторы, от которых зависит скорость реакции:
   

2.2. концентрация реагирующих веществ;

2.3. температура – закон Вант-Гоффа;

2.4. площадь соприкосновения реагирующих веществ;

2.5. катализаторы и ингибиторы.

3. Наглядно продемонстрировать влияние рассмотренных факторов на скорость химических реакций.

4. Рассмотреть практическое значение изучения скорости химических реакций.

5. Закрепить полученные теоретические знания путем решения тестовых заданий

А) 2Na + H₂O → 2NaOH + H₂↑

б) 2 K + H₂O → 2KOH + H₂↑

в) S + O₂ → t ⁰ →SO₂ + Q

г) Fe + S → t ⁰ →FeS

д) 2Н₂ + О₂ → t⁰ →2Н₂О + Q

е) 2Н₂О₂ → t^{0 МпО}₂ →2Н₂О + О₂ ↑ с катализатором и без МпО₂

Ход урока

Известен всюду на Земле

Анри Луи Ле Шателье

Он не был королем и принцем,

Зато открыл прекрасный принцип,

Который химикам полезен

Для сдвига всяких равновесий.

Слайд

1. 
   Понятие «скорость химических реакций»
   

1. Понятие о скорости химических реакций (см. учебник стр. 119)

Дополнение: V = ▲С

▲t

II. Факторы, от которых зависит скорость реакции:

2. Зависимость скорости химических реакций от условий их протекания. Скорость химических реакций зависит от ряда факторов, важнейшими из которых являются:

1) природа реагирующих веществ

2) концентрация реагирующих веществ;

3) площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ;

4) температура;

5) катализатор.

Рассмотрим зависимость скорости химических реакций от различных факторов (табл.1)

№ п/п	Условия	Примеры и выводы
1	Природа реагирующих веществ Слайд.	Демонстрация реакции. Пример взаимодействия натрия и калия с водой А) 2Na + H2O → 2NaOH + H2↑ б) 2 K + H2O → 2KOH + H2↑ Скорости протекания данных реакций различны: V(б) > V(а). Сущность данных реакций сводится к тому, что атомы металлов отдают электроны, то есть окисляются. Но радиус атома калия больше радиуса атома натрия, поэтому атомы калия отдают электроны гораздо энергичнее, чем атомы натрия, поэтому скорость реакции во втором случае больше.
2.	Концентрация веществ (в разбавленном или газообразном состоянии) Слайд.	Демонстрация реакции. Пример: горение веществ (серы) S + O2 → t 0 →SO2 + Q А) горение в чистом кислороде Б) горение в воздухе V(а) > V(б), так как концентрация кислорода в воздухе в 5 раз меньше. Чтобы произошла реакция, необходимо столкновение молекул реагирующих веществ. Частота же столкновений зависит от числа молекул в единице объема, то есть концентрации. Скорость химических реакций пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. В общем виде А + В →С, тогда V = k • [А] • [В], где k – константа скорости (величина постоянная); [А] и [В] – концентрации реагирующих веществ.
3.	Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ (в твердом состоянии) Слайд.	Демонстрация реакции. Пример взаимодействия железа с серой Fe + S → t 0 →FeS А) куски среднего размера; Б) мелко измельченные куски и перемешивание. V(б) > V(а). При измельчении увеличивается площадь соприкосновения реагирующих веществ; следовательно, увеличивается и скорость реакции.
4.	Температура Слайд.	Демонстрация реакции. Пример 1. Взаимодействие веществ с кислородом. 2Н2 + О2 → t0 →2Н2О + Q А) при t0 = 200С химическая реакция практически не идет, V = 0 Б) при t0 = 6000С реакция происходит мгновенно, со взрывом. Пример 2. Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обыкновенной температуре (медленное окисление). При повышении температуры скорость окисления резко возрастает и начинается бурная реакция (горение). Объяснение данных явлений. Далеко не каждое столкновение молекул реагирующих веществ приводит к химической реакции между ними. Для того, чтобы при столкновении молекул произошла химическая реакция, эти молекулы должны быть»активными», т.е. обладать повышенной кинетической энергией – энергией активации. При повышении температуры возрастает доля таких «активных» молекул. Скорость химической реакции возрастает по правилу Вант – Гоффа (1884 г.). При повышении температуры на каждые 100 скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.
5.	Катализатор. Слайд.	Катализаторами называют вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами при этом не расходуются. Катализ – это изменение скорости реакции в присутствии катализатора. Катализаторы бывают положительные и отрицательные. Положительные катализаторы ускоряют химические реакции; отрицательные – замедляют, их называют ингибиторы. Демонстрация реакции. Пример 1. Разложение пероксида водорода. 2Н2О2 → t0 МпО2 →2Н2О + О2 ↑ А) без катализатора Б) с катализатором МпО2 V(б) > V(а). С катализатором МпО2 скорость реакции значительно увеличивается. Демонстрация реакции. Пример 2. В присутствии ингибитора (KNO3, K3PO4) серная кислота становится инертной к металлам. Именно это используют при перевозке серной кислоты в стальных цистернах. Механизм действия катализатора обычно объясняют образованием промежуточных соединений с одним из реагирующих веществ. Так медленно текущая реакция А + В → АВ может идти в присутствии катализатора К. Пи этом катализатор вступает в химическое взаимодействие с одним из исходных веществ, образуя непрочное промежуточное соединение (АК): А + К → АК. Реакция протекают быстро. Затем промежуточное соединение АК взаимодействует с другим исходным веществом, при этом катализатор высвобождается (выходит из сферы реакции). АК+ В → АВ + К

Общий вывод: знание вопроса о скорости химической реакции имеет большое теоретическое и практическое значение: позволяет управлять химической реакцией и правильно планировать химические производства.

III. Решение тестовых заданий

Задание 1. Слайд.

1. 
   С наибольшей скоростью при комнатной температуре реагируют:
   

• 
  CuSO₄(тв)  и  Fe (порошок)
  
• 
  CuSO₄(тв)  и  Fe (гвоздь)
  
• 
  CuSO₄(р-р)  и  Fe (порошок)
  
• 
  CuSO₄(р-р)  и  Fe (гвоздь)
  

2. С наименьшей скоростью при комнатной температуре реагируют

• 
  Al и О₂
  
• 
  Na₂SO₃ и H₂SO₄
  
• 
  NaOH (р-р) и HCl (р-р)
  
• 
  CuSO₄ (р-р) и КОН (р-р) \
  

3. Скорость реакции: 2SО₂(г) О₂ + 2SO₂ + Q увеличивается при…

• 
  уменьшении концентрации кислорода;
  
• 
  увеличении концентрации кислорода;
  
• 
  понижении давления;
  
• 
  понижении температуры;
  
• 
  повышении давления
  

• 
  Что было интересного?
  
• 
  Что узнали нового?
  
• 
  Что особенно понравилось?
  
• 
  Как можно использовать полученные знания в учебной и повседневной деятельности?
  

«Давай-ка тебя я немного подвину!»

Она отвечает: «Ты знаешь меня:

Ни часа, ни дня не могу без огня!

И чтобы улучшить мое настроение,

Прошу даже требую: выше давление!

К тому же учти: я – такая реакция,

Что реагентов важна концентрация».

И химик подумал: «Теперь мне всё ясно.

Тепло поглощаешь – и это прекрасно!

Как только под колбой зажгутся горелки,

Ступай–ка, реакция, прямо по стрелке.

Вот это цветочки, но будут и фрукты –

Повысит давление выход продукта!

Ещё концентрация…Да, ты права:

Побольше я выдам тебе вещества».

Реакция стала работать послушно,

Продукт, образуя полезный и нужный.

Такой вот привиделся химику сон.

Какие же выводы сделает он?

По – видимому, реакция, с которой никак не удавалось химику справиться наяву, имела две характерные особенности:

Была эндотермической (поэтому при нагревании её равновесии сдвигалось в сторону);

протекала с уменьшением объема реагирующих газов (поэтому повышение давления тоже увеличивало выход конечных веществ).