СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 10 Класс

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:

V_гет =

V_гом =

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 C_A × C_B

A + B + C = X V = K C_A × C_B × C_c

2A + B = X V = K C_A² × C_B; 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 C_N2 или C_NH2 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 E_A процесса за счет активного участия К в процессе:

А + В =АВ (К)

А + К = АК АК + В = АВ + К

Например: SO₂ + O₂ -› SO₂

E_A = 240 , на поверхности платинового К E_A = 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.

1. Теоретическая разминка – повторение.

1. Химическая кинетика

2. Математические выражения скорости химических реакций для гомогенных и гетерогенных систем.

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

2. Факторы, влияющие на скорость реакции (решение экспериментальных задач)

1. Природа реагирующих веществ.

2. Концентрация.

3. Температура (правило Вант – Гоффа, уравнение Аррениуса).

4. Катализаторы (природа каталитического действия, виды катализа).

3. Решение расчетных задач по теме «Скорость химических реакций».

4. Биология и физика о скорости химических процессов.

5. Подведение итогов.

Теоретическая разминка.

1. В чем суть понятия «химическая кинетика»?

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

3. В чем суть основного закона химической кинетики (ЗДМ).

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

5. 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».

1. Fe(SCN)₃ + Na₂S₂O₃

2. Fe(SNC)₃ + Na₂S₂O₃ ( + CuSO₄)

3. 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).

1. Написать кинетические уравнения следующих стехиометрических или элементарных уравнений.

Например:

Задание: Решение:

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

Fe₂O₃ + CO = 2FeO + CO₂ —› (V = K C_CO)

N2 + 3H2 = 2NH3 —› (V = K CN2 × CH23)

2. 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.

3. 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.

4. 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?

5. 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

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

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

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

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

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