Решение задач по теме: &quot

1. Предмет-химия
2. Класс-11 класс, базовый уровень.
3. Ф.И.О. педагога, №ОУ-Коновалова Елена Николаевна, МОУ СОШ
№77 г. Липецка
4. Программно-методическое обеспечение:
- Программа курса химии для 11-х классов общеобразовательных учреждений авт. Габриелян О.С.
- Учебник Габриелян О.С., Лысова Г.Г. Химия. 11 класс: Учеб. Для общеобразовательных учреждений. – М.: Дрофа, 2004.
Тема урока
Решение задач по теме:
«Химическая кинетика»
Цели:
Образовательная:
 Актуализация знаний о скорости химической реакции, факторах, влияющих на нее, математических
выражениях скорости химической реакции;
 Подтверждение экспериментальным путем влияния различных факторах на скорость реакции;
 Освоение экспериментальных умений, умений работать с учебником, производить расчеты;
 Применение теоретических знаний на практике через решение расчетных задач по вычислению скорости химической реакции.
Развивающая:
 Развитие наблюдательности, умение анализировать
наблюдаемые явления, делать выводы, обобщать в
процессе демонстрации опытов и выполнения лабораторного опыта ;
 Развитие монологической речи через комментирование демонстрационных опытов;
 Формирование рациональных приемов мышления:
анализ, синтез, сравнение, выделение главного,
обобщение, вывод при решении расчетных задач;
 Умение работать в группе.
Воспитательная:
 Показать значение знания факторов, влияющих на
скорость химических реакций для управления различными технологическими процессами;
 Осуществление связи обучения с жизнью на основе
решения химических задач;
 Воспитание трудолюбия, взаимопомощи.
Тип урока:
закрепление знаний
Методы обучения :
 Демонстрационный
эксперимент,
лабораторный
опыт, решение химических задач, работа с учебником
Оборудование:
 Листы с условиями 3х задач (на каждый стол);
 Карточки с условиями задач (для каждой группы);
 Плакаты: 1. «Влияние различных факторов на скорость химических реакций»
2. «Математические выражения скорости
химических реакций»
Для демонстрационных опытов:
Опыт №1 «Влияние природы металла»
2 пробирки, штатив, Zn (гранул.), медная проволока
Опыт №2 «Взаимодействие Zn c HCIконц. и HCIразб.»
2 пробирки, штатив, HCI(конц.), HCI(разб.), Zn (гранул.)
Опыт №3 «Взаимодействие CuO(II) c раствором H2SO4
без нагревания и с нагреванием»
2 пробирки, штатив, спиртовка, спички, пробиркодержатель, белый лист, порошок CuO(II), р-р H2SO4
Опыт №4 «Взаимодействие карбоната кальция (крист. и
порошкообр.) с р-ром HCI»
2 химических стакана, демонстрационный столик,
СаСО3 (крист.), СаСО3 (порошкообр.)
Для лабороторного опыта:
«Разложение пероксида водорода»
28 пробирок, 14 штативов, пероксид водорода Н2О2,
вареный и сырой картофель, салфетки
Этапы и
порции
урока
В
Р
Е
М
Я
Содержание урока
I. Вводная
часть
Деятельность
учителя и
учеников
Взаимные приветствия учителя и учащихся, фиксация
отсутствующих, проверка
подготовленности учащихся к уроку (рабочее место,
рабочая поза,
внешний вид),
организация
внимания
1.Организ
ационный 0,5
момент
2.Актуали
зация зна- 2
ний материала
прошлого
урока
О
Ц
Е
Н
К
А
На прошлом уроке мы с вами изучали
тему: «Химическая кинетика». Давайте
вспомним некоторые вопросы по этой теме.
Слово учителя
Вопросы:
1. Что изучает химическая кинетика?
Ответ:
Химическая кинетика — это наука о закономерностях протекания химических реакций во времени.
2. Что такое скорость химической реакции?
Ответ:
Скорость химической реакции — это изменение концентрации одного из веществ
в единицу времени.
3. Зачем нужны знания о скорости химической реакции?
Ответ:
Знания о скорости химических реакций
помогают химикам определять экономиче-
Фронтальный
опрос
скую эффективность производства тех или
иных веществ, находить способы управления технологическими процессами (ускорять или замедлять их). Например, чем
быстрее будет протекать та или иная химическая реакция, тем больше в единицу
времени образуется требуемого продукта,
а
скорость таких нежелательных реакций как
ржавление железа, порча пищевых продуктов необходимо замедлить.
4. Какие факторы влияют на скорость химических реакций?
Ответ:
Природа реагирующих веществ, концентрация реагирующих веществ, поверхность
соприкосновения реагирующих веществ,
температура, катализатор.
Слово учителя
Давайте с вами на опытах проверим, на
самом ли деле на скорость химических ре3. Подакций оказывают влияние все эти факторы.
твержде- 12 В проведении опытов мне помогут учащиние экспееся вашего класса.
риментальным
Опыт №1 «Влияние природы металла»
путем
влияния
Опыт №2 «Взаимодействие Zn c HCIконц. и
различных
HCIразб.»
факторов
на скоОпыт №3 «Взаимодействие CuO (II) c расрость хитвором H2SO4 без нагревания и с нагревамических
нием»
реакций
Опыт №4 «Взаимодействие карбоната
кальция (крист. и порошкообр. с HCI»
+ Демонстрация
+
опытов учащимися
+
+
См. приложение 1
Лабораторный опыт: «Разложение пероксида водорода под действие каталазы»
См. приложение 2
Лабораторный
опыт в группах
Итак, мы с вами подтвердили экспериментальным путем влияние различных
факторов на скорость химической реакции.
Теоретический материал и экспериментально полученные данные о скорости химических реакций нашли математическое
выражение в формулах.
II. ЗакрепСегодня на уроке мы с вами будем реление зна- 23 шать задачи по химической кинетике.
ний:
Слово учителя
1.Актуали
зация зна- 3
ний
Итак, тема урока: Решение задач по теме:
«Химическая кинетика»
Запись темы на
доске и в тетради
Но прежде, чем мы приступим к решению задач, давайте с вами вспомним формулы, которые нам понадобятся. Все эти
формулы отражены в таблице (на доске).
См. приложение 3
Слово учителя
Давайте их озвучим.
Вопросы:
1. По каким формулам рассчитывают скорость гомогенной и гетерогенной реакций?
Фронтальный
опрос
2. Сформулируйте основной закон кинетики, который еще называют законом действующих масс.
3. Какой формулой выражается закон дей2. Решение
ствующих масс?
задач на 10
доске
4. Сформулируйте правило Вант-Гоффа.
5. Какой формулой выражается правило
Вант-Гоффа?
3. Решение
задач в
10
группах
Задача №1
Задача №2
Задача №3
Запись решения задач на
доске учителем
и
в тетради учащимися
См. приложение 4
Задачи для работы в группах:
Карточка №1
Задачи №1 и №2 (простые)
Карточка №2
Задачи №1 и №2 (средней сложности)
Карточка №3
Задачи №1 и №2 (повышенной сложности)
См. приложение 5
III. Подведение ито- 1
гов
Решение 2х задач в группах
из 2х учащихся
в зависимости
от уровня обученности и
обучаемости.
На проверку
берется несколько тетрадей
Слово учителя
Итак, мы с вами завершили изучение
темы: «Химическая кинетика». Рассмотрели теоретический материал и научились
применять его на практике при решении
задач. На следующем уроке по данной теме будет проверочная работа.
IV. Оценка
деятельно- 1
сти класса
V. Домашнее
задание
+
+
+
+
+
Как работал
класс, кто из
учащихся особенно старался.
Выставление
оценок в журнал
0,5
§ 13 упр. 2,3,5 письм.
Запись на доске и в дневниках информации о домашнем задании
Приложение 1
Демонстрационные опыты
Опыт №1
«Влияние природы металла»
Рассмотрим влияние на скорость химических реакций природы реагирующих веществ. Этот фактор означает, что у каждого вещества свой характер,
своя скорость взаимодействия с определенным реагентом. Обратимся к взаимодействию металлов с кислотами.
Наливаем в пробирки по 3-4 мл раствора НСI и опускаем в каждую по
кусочку металла: в 1-ю — Zn, во 2-ю — Cu (в виде проволоки). Наблюдаем, в
пробирке с Zn — интенсивное выделение пузырьков газа (водорода), а в
пробирке с медью — газ не выделяется. Объясняется это тем, что медь стоит
в ряду напряжений правее водорода (показать по таблице), из кислот его не
вытесняет.
Уравнения реакций выглядят следующим образом (показать по таблице):
1. Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2 ↑
2. Cu + HCI ≠
Таким образом мы убедились, что на скорость химических реакций оказывает влияние природа реагирующих веществ.
Опыт №2
«Взаимодействие Zn c HCIконц. и HCIразб.»
Рассмотрим влияние на скорость химических реакций концентрации реагирующих веществ.
Наливаем в две пробирки по 3-4 мл раствора HCI: в 1-ю — разбавленный
раствор, во 2-ю — концентрированный раствор. В каждую опускаем по одинаковой грануле Zn. Наблюдаем, в пробирке с концентрированной кислотой
более интенсивное выделение пузырьков газа (водорода), чем в пробирке с
разбавленной кислотой.
В обоих случаях в основе реакции лежит одно и то же уравнение, различие — в интенсивности выделения пузырьков газа (показать по таблице).
Таким образом мы убедились на опыте, что на скорость химических реакций оказывает влияние концентрация реагирующих веществ: чем она
больше, тем реакция идет быстрее.
Опыт №3
«Взаимодействие CuO (II) c раствором H2SO4 без
нагревания и с нагреванием»
Рассмотрим влияние на скорость химических реакций температуры.
В две пробирки насыпаем немного порошка CuO, затем приливаем по 3-5
мл раствора серной кислоты. В 1-ю пробирку оставляем в штативе, 2-ю —
нагреваем с помощью держателя в пламени спиртовки. Рассмотрим содержимое пробирок на белом фоне. По появлению синей окраски и ее интенсивности мы можем судить о влиянии температуры на скорость химической реакции. В пробирке №1 — окраска раствора бледно-синяя, следовательно, реакция в этой пробирке идет медленно, а пробирке №2 (которую мы нагревали) — окраска раствора ярко-синяя, следовательно, реакция при нагревании
проходит очень быстро.
Уравнение реакции выглядит следующим образом (показать по таблице):
1. CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
(υ1)
Уравнение реакции, происходящей во 2-ой пробирке, выглядит таким же
образом. Отличие в том, что сама реакция проходит быстрее.
2. CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
(υ2)
Таким образом мы убедились на опыте, что на скорость химических реакций оказывает влияние температура: чем она выше, тем реакция идет
быстрее.
«Взаимодействие карбоната кальция (крист. и порошкообр. с HCI»
Опыт №4
Рассмотрим влияние на скорость химических реакций поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
Берем два небольших кусочка мела, один из которых растираем в порошок (заранее растереть).
В два стаканчика наливаем по 20 мл соляной кислоты и одновременно в
один бросаем кусочек мела, в другой ссыпаем порошок.
Наблюдаем, что в стаканчике, в который ссыпали порошок, реакция проходит намного бурно (видно сильное «вскипание»), чем в том стаканчике, в
который бросили кусочек мела, за счет выделения углекислого газа — это
видно по уравнению реакции (показать по таблице):
1. СаСО3 + 2НСI = СаСI2 + CО2 ↑ + Н2О (υ1)
крист.
2. СаСО3 + 2НСI = СаСI2 + CО2 ↑ + Н2О (υ2)
порошкообр.
υ1 < υ 2
Таким образом мы убедились на опыте, что при измельчении вещества
увеличивается поверхность соприкосновения реагирующих веществ и тем
самым увеличивается скорость химической реакции.
Приложение 2
Лабороторный опыт
«Разложение пероксида водорода под действие каталазы»
Действие катализатора на скорость реакции мы с вами рассмотрим на
примере фермента каталазы в реакции разложения пероксида водорода. О его
эффективности можно судить на основании приведенной в учебнике таблицы.
Задание
Сравните эффективность каталазы с другими катализаторами в процессе
разложения Н2О2 в водном растворе по данным таблицы 13 (учеб. С.139)
Фермент каталаза содержится в сыром картофеле, а в вареном — она отсутствует, т. к. при термической обработке происходит процесс денатурации
каталазы, имеющей белковую природу.
Давайте с вами убедимся в действии фермента каталазы на лабораторном
опыте разложения пероксида водорода.
Учащиеся наливают в две пробирки 3-4 мл Н2О2 и опускают в одну кусочек сырого картофеля, в другую — кусочек вареного картофеля и наблюдают
разницу в скорости протекания процесса разложения пероксида водорода по
выделению кислорода.
В пробирке с сырым картофелем наблюдается «вскипание» из-за выделения пузырьков газа (кислорода). Это видно по уравнению реакции (показать
по таблице): каталаза
2Н2О2 == 2Н2О + О2 ↑
А в пробирке с вареным картофелем «вскипание» не наблюдается.
Таким образом, вы убедились на опыте, что катализатор влияет на скорость химической реакции.
Приложение 3
Скорость реакций
∆n
моль
υгомог.= ∆ t · V с · л
∆n
∆С
V = ∆С
υ= ∆t
∆n
моль
υгетерог.= ∆ t · S с · м 2
Закон действующих масс
Для условной реакции: nA + mB = cD
υ = kCAn · CBm
Правило Вант-Гоффа
t
υt2 = υt1 γ
2
- t
10
1
Приложение 4
Решение задач по теме: «Химическая кинетика»
Задача 1
Реакция протекает по уравнению А(газ) + 2В(газ) → 2С(газ). Исходная
концентрация вещества А — 1 моль/л , через 1 час она стала 0,5
моль/л. Какова скорость данной реакции по веществу А?
Задача 2
Скорость некоторой реакции при 0°С равна 1 моль/л·ч, температурный коэффициент реакции — 3. Какой будет скорость данной
реакции при 30°С?
Задача 3
Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей по уравнению 2А(газ) + В(газ) → 2АВ(газ), если концентрацию вещества А
увеличить в 3 раза?
Приложение 5
Карточка №1 (простая)
Задача 1
Реакция протекает по уравнению 2А(газ) + В(газ) → 2С(газ). В начале реакции
концентрация вещества В была 0,05 моль/л , через 5 мин. — 0,01 моль/л. Какова скорость данной реакции по веществу В?
Задача №2
Скорость химической реакции при 20 °С равна 1 моль/л · ч, температурный
коэффициент равен 3. Найдите скорость этой реакции при 60°С.
Карточка №2 (средней сложности)
Задача №1
Во сколько раз изменится скорость некоторой реакции при повышении температуры от 10 до 50°С? Температурный коэффициент реакции равен 3.
Задача №2
Вычислите скорость химической реакции, протекающей по уравнению
2А(газ) + В(газ) → 2АВ(газ), если исходная концентрация вещества А — 0,05
моль/л, В — 0,03 моль/л, а константа скорости реакции 1 л/моль · с.
Карточка №3 (повышенной сложности)
Задача №1
Во сколько раз изменится скорость некоторой реакции при повышении температуры от 10 до 50°С? Температурный коэффициент реакции равен 3.
Задача №2
Во сколько раз изменится скорость реакции, протекающей по уравнению
2А(газ) + В(газ) → 2АВ(газ), если исходная концентрация вещества А увеличить
в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза?