Разделы: Химия
Тип урока : приобретение новых знаний.
Вид урока : беседа с демонстрацией опытов.
Цели:
Обучающие - повторить отличия химических явлений от физических. Сформировать знания о признаках и условиях протекания химических реакций.
Развивающие - развивать умения, опираясь на знание химии, ставить несложные проблемы, формулировать гипотезы., обобщать.
Воспитательные – продолжить формирование научного мировоззрения учащихся, воспитывать культуру общения через работу в парах «ученик-ученик», «ученик-учитель», а также наблюдательность, внимание, пытливость, инициативу.
Методы и методические приемы : Беседа, демонстрация опытов; заполнение таблицы, химический диктант, самостоятельная работа с карточками.
Оборудование и реактивы . Лабораторный штатив с пробирками, железная ложечка для сжигания веществ, пробирка с газоотводной трубкой, спиртовка, спички, растворы хлорида железа FeCL 3 , роданида калия KNCS, медного купороса (сульфат меди) CuSO 4 , гидрооксида натрия NaOH, карбоната натрия Na 2 CO 3 , соляной кислоты HCL,порошок S.
Ход урока
Учитель. Мы изучаем главу «Изменения, происходящие с веществами» и знаем что изменения могут быть физическими и химическими. В чём отличие химического явления от физического?
Ученик. В результате химического явления изменяется состав вещества, а в результате физического явления состав вещества остается без изменения, а меняется лишь его агрегатное состояние или форма и размеры тел.
Учитель. В одном и том же опыте можно одновременно наблюдать химические и физические явления. Если медную проволоку расплющить молотком, то получится медная пластинка. Изменяется форма проволоки, но состав её остаётся прежним. Это физическое явление. Если медную пластинку нагреть на сильном огне, то исчезнет металлический блеск. Поверхность медной пластинки покроется чёрным налётом, который можно соскрести ножом. Значит, медь взаимодействует с воздухом и превращается в новое вещество. Это химическое явление. Между металлом и кислородом воздуха происходит химическая реакция.
Химический диктант
Вариант 1
Задание. Укажите о каких явлениях (физических или химических) идет речь. Поясните свой ответ.
1. Сгорание бензина в двигателе автомобиля.
2. Приготовление порошка из куска мела.
3. Гниение растительных остатков.
4. Скисание молока.
5. Выпадение дождя
Вариант 2
1. Горение угля.
2. Таяние снега.
3. Образование ржавчины.
4. Образование инея на деревьях.
5. Свечение вольфрамовой нити в лампочке.
Критерии оценивания
Максимально можно набрать 10 баллов (по 1 баллу за правильно указанное явление и по 1 баллу за обоснование ответа).
Учитель. Итак, вам известно, что все явления подразделяются на физические и химические. В отличие от физических явлений при химических явлениях, или химических реакциях, происходит превращение одних веществ в другие. Эти превращения сопровождаются внешними признаками. Для того чтобы познакомить вас с химическими реакциями, я проведу ряд демонстрационных опытов. Вам нужно определить признаки, по которым можно сказать, что произошла химическая реакция. Обратите внимание на то, какие условия необходимы для протекания этих химических реакций.
Демонстрационный опыт №1
Учитель. В первом опыте нужно выяснить, что происходит с хлоридом железа (111) при добавлении к нему раствора роданида калия KNCS.
FeCL 3 + KNCS = Fe(NCS) 3 +3 KCL
Ученик. Реакция сопровождается изменением окраски
Демонстрационный опыт №2
Учитель. В пробирку нальём 2 мл медного купороса, добавим немного раствора гидрооксида натрия.
CuSO 4 + 2 NaOH = Cu (OH) 2↓ +Na 2 SO 4
Ученик . Выпадает осадок голубого цвета Cu (OH) 2↓
Демонстрационный опыт №3
Учитель. К полученному раствору Cu (OH) 2↓ добавить раствор кислоты HCL
Cu (OH) 2↓ + 2 HCL = CuCL 2 +2 HOH
Ученик . Осадок растворяется.
Демонстрационный опыт №4
Учитель. В пробирку с раствором карбоната натрия прильём раствор соляной кислоты HCL.
Na 2 CO 3 +2 HCL = 2 NaCL + H 2 O + CO 2
Ученик . Выделяется газ.
Демонстрационный опыт №5
Учитель. Подожжем в железной ложечке немного серы. Образуется сернистый газ-оксид серы (4) - SO 2.
S + O 2 = SO 2
Ученик. Сера загорается синеватым пламенем, даёт обильный едкий дым, выделяется тепло и свет.
Демонстрационный опыт №6
Учитель. Реакция разложения пермангата калия - реакция получение и распознавания кислорода.
Ученик. Выделяется газ.
Учитель. Эта реакция идет при постоянном нагреве, стоит его прекратить, как прекращается и реакция (кончик газоотводной трубки прибора, где получали кислород, опущен в пробирку с водой - пока нагревание, кислород выделяется, и его можно заметить по выходящим из кончика трубки пузырькам, если же нагревание прекратить – прекращается и выделение пузырьков кислорода).
Демонстрационный опыт №7
Учитель. В пробирку с NH 4 CL хлоридом аммония добавить немного щелочи NaOH при нагревании. Попросить одного из учеников подойти и понюхать, выделяющийся аммиак. Предупредить ученика о резком запахе!
NH 4 CL +NaOH = NH 3 + HOH + NaCL
Ученик . Выделяется газ с резким запахом.
Учащиеся записывают в тетрадь признаки химических реакций.
Признаки химических реакций
Выделение (поглощение) тепла или света
Изменение цвета
Выделение газа
Выделение (растворение) осадка
Изменение запаха
Используя знания учащихся о химических реакциях, на основе проделанных демонстрационных опытов составляем таблицу условия возникновения и протекания химических реакций
Учитель. Вы изучили признаки химических реакций и условия их протекания. Индивидуальная работа по карточкам.
Какие из признаков характерны для химических реакций?
А) Образование осадка
Б) Изменение агрегатного состояния
В) Выделение газа
Г) Измельчение веществ
Заключительная часть
Учитель подводит итоги урока, анализируя полученные результаты. Выставляет оценки.
Домашнее задание
Приведите примеры химических явлений, которые встречаются в трудовой деятельности ваших родителей, в домашнем хозяйстве, в природе.
По учебнику О.С.Габриеляна «Химия -8 класс» § 26, упр. 3,6 с.96
На протяжении всей жизни мы постоянно сталкиваемся с физическими и химическими явлениями. Природные физические явления для нас столь привычны, что мы уже давно не придаём им особого значения. Химические реакции постоянно протекают в нашем организме. Энергия, которая выделяется при химических реакциях, постоянно используется в быту, на производстве, при запуске космических кораблей. Многие материалы, из которых изготовлены окружающие нас вещи, не взяты в природе в готовом виде, а изготовлены с помощью химических реакций. В быту для нас не имеет особого смысла разбираться в том, что же произошло. Но при изучении физики и химии на достаточном уровне без этих знаний не обойтись. Как отличить физические явления от химических? Существуют ли какие-либо признаки, которые могут помочь это сделать?
При химических реакциях из одних веществ образуются новые, отличные от исходных. По исчезновению признаков первых и появлению признаков вторых, а также по выделению или поглощению энергии мы заключаем, что произошла химическая реакция.
Если прокалить медную пластинку, на её поверхности появляется чёрный налёт; при продувании углекислого газа через известковую воду выпадает белый осадок; когда горит древесина, появляются капли воды на холодных стенках сосуда, при горении магния получается порошок белого цвета.
Выходит, что признаками химической реакций являются изменение окраски, запаха, образование осадка, появление газа.
При рассмотрении химических реакций, необходимо обращать внимание не только на то, как они протекают, но и на условия, которые должны выполняться для начала и течения реакции.
Итак, какие же условия должны быть выполнены для того, чтобы началась химическая реакция?
Для этого прежде всего необходимы реагирующие вещества привести к соприкосновению (соединить, смешать их). Чем более измельчены вещества, чем больше поверхность их соприкосновения, тем быстрее и активнее протекает реакция между ними. Например, кусковой сахар трудно поджечь, но измельчённый и распылённый в воздухе он сгорает за считанные доли секунды, образуя своеобразный взрыв.
С помощью растворения мы можем раздробить вещество на мельчайшие частицы. Иногда предварительное растворение исходных веществ облегчает проведение химической реакции между веществами.
В некоторых случаях соприкосновение веществ, например, железа с влажным воздухом, достаточно, чтобы произошла реакция. Но чаще одного соприкосновения веществ для этого недостаточно: необходимо выполнение ещё каких-либо условий.
Так, медь не вступает в реакцию с кислородом воздуха при невысокой температуре около 20˚-25˚С. Чтобы вызвать реакцию соединения меди с кислородом, необходимо прибегнуть к нагреванию.
На возникновение химических реакций нагревание влияет по – разному. Для одних реакций требуется непрерывное нагревание. Прекращается нагревание – прекращается и химическая реакция. Например, для разложения сахара необходимо постоянное нагревание.
В других случаях нагревание требуется лишь для возникновения реакции, оно даёт толчок, а далее реакция протекает без нагревания. Например, такое нагревание мы наблюдаем при горении магния, древесины и других горючих веществ.
сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Способность к взаимодействию различных химических реагентов определяется не только их атомно-молекулярной структурой, но и условиями протекания химических реакций. В практике химического эксперимента эти условия интуитивно осознавались и эмпирически учитывались, но теоретически по-настоящему не исследовались. Между тем от них в значительной степени зависит выход получаемого продукта реакции.
К этим условиям относятся прежде всего термодинамические условия, характеризующие зависимость реакций от температуры, давления и некоторых других факторов. В еще большей степени характер и особенно скорость реакций зависят от кинетических условий, которые определяются наличием катализаторов и других добавок к реагентам, а также влиянием растворителей, стенок реактора и иных условий.
Термодинамическими факторами, которые оказывают существенное влияние на скорость протекания химических реакций, являются температура и давление в реакторе. Хотя для завершения любой реакции требуется определенное время, но одни реакции могут протекать очень быстро, а другие - чрезвычайно медленно. Так, реакция образования осадка хлорида серебра при смешивании растворов, содержащих ионы серебра и хлора, занимает несколько секунд. В то же время смесь водорода и кислорода в условиях комнатной температуры и нормального давления можно хранить годами, и никакой реакции при этом не произойдет. Но стоит пропустить через смесь электрическую искру, как произойдет взрыв. Этот пример свидетельствует о том, что на скорость протекания химических реакций влияет множество разнообразных условий: воздействие электричества, ультрафиолетовых и рентгеновских лучей, концентрации реагентов, их помешивания и даже присутствие других веществ, не участвующих в реакции.
При этом реакции, протекающие в гомогенной системе, состоящей из одной фазы, протекают, как правило, быстрее, чем в гетерогенной системе, состоящей из нескольких фаз. Типичным примером гомогенной реакции является реакция естественного распада радиоактивного вещества, скорость которого пропорциональна концентрации вещества R. Эта скорость может быть выражена дифференциальным уравнением:
где к - константа скорости реакции;
R - концентрация вещества.
Такую реакцию называют реакцией первого порядка, а время, необходимое для того, чтобы исходное количество вещества уменьшилось наполовину, называют периодом полураспада.
Если реакция происходит в результате взаимодействия двух молекул Aw В, тогда ее скорость будет пропорциональна числу их столкновений. Установлено, что это число пропорционально концентрации молекул А и В. Тогда можно определить скорость реакции второго порядка в дифференциальной форме:
Скорость в существенной степени зависит от температуры. Эмпирическими исследованиями установлено, что почти для всех химических реакций скорость при повышении температуры на 10 °С возрастает приблизительно в два раза. Наблюдаются, однако, и отклонения от этого эмпирического правила, когда скорость может увеличиться только в 1,5 раза, и наоборот, скорость реакции в отдельных случаях, например при денатурации яичного альбумина (при варке яиц), возрастает в 50 раз. Не следует, однако, забывать, что эти условия могут оказывать воздействие на характер и результат химических реакций при определенной структуре молекул химических соединений.
Наиболее активны в этом отношении соединения переменного состава с ослабленными связями между их компонентами. Именно на них и направлено в первую очередь действие разных катализаторов, которые значительно ускоряют ход химических реакций. Меньшее влияние оказывают на реакции такие термодинамические факторы, как температура и давление. Для сравнения можно привести реакцию синтеза аммиака из азота и водорода. Вначале его не удавалось осуществить ни с помощью большого давления, ни высокой температуры, и только использование в качестве катализатора специально обработанного железа впервые привело к успеху. Однако эта реакция сопряжена с большими технологическими трудностями, которые удалось преодолеть после того, когда был использован металл органический катализатор. В его присутствии синтез аммиака происходит при обычной температуре 18 °С и нормальном атмосферном давлении, что открывает большие перспективы не только для производства удобрений, но в будущем такого изменения генной структуры злаков (ржи и пшеницы), когда они не будут нуждаться в азотных удобрениях. Еще большие возможности и перспективы возникают с использованием катализаторов в других отраслях химической промышленности, в особенности в «тонком» и «тяжелом» органическом синтезе.
Не приводя больше примеров о чрезвычайно высокой эффективности катализаторов в ускорении химических реакций, следует обратить особое внимание на то, что возникновение и эволюция жизни на Земле была бы невозможна без существования ферментов, служащих по сути живыми катализаторами.
Несмотря на то, что ферменты обладают общими свойствами, присущими всем катализаторам, тем не менее они не тождественны последним, поскольку функционируют в рамках живых систем. Поэтому все попытки использовать опыт живой природы для ускорения химических процессов в неорганическом мире наталкиваются на серьезные ограничения. Речь может идти только о моделировании некоторых функций ферментов и использовании этих моделей для теоретического анализа деятельности живых систем, а также частично для практического применения выделенных ферментов для ускорения некоторых химических реакций.
Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества или продукта реакции за единицу времени в единице объема (для гомогенной реакции) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенной реакции).
Закон действующих масс : зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Чем выше концентрация, тем большее число молекул содержится в объеме. Следовательно, возрастает число соударений, что приводит к увеличению скорости процесса.
Кинетическое уравнение – зависимость скорости реакции от концентрации.
Твердые тела равны 0
Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко.
Общий порядок реакции - это сумма показателей степеней концентрации в кинетическом уравнении.
Константа скорости реакции - коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.
Правило Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два - четыре раза
Теория активных соударений (ТАС), есть три условия, необходимых для того, чтобы произошла реакция:
Молекулы должны столкнуться. Это важное условие, однако его не достаточно, так как при столкновении не обязательно произойдёт реакция.
Молекулы должны обладать необходимой энергией (энергией активации).
Молекулы должны быть правильно ориентированы относительно друг друга.
Энергия активации - минимальное количество энергии, которое требуется сообщить системе, чтобы произошла реакция.
Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры
A - характеризует частоту столкновений реагирующих молекул
R - универсальная газовая постоянная.
Влияние катализаторов на скорость реакции.
Катализатор – это вещество, изменяющее скорость химической реакции, но само в реакции не расходуется и в конечные продукты не входит.
При этом изменение скорости реакции происходит за счет изменения энергии активации, причем катализатор с реагентами образует активированный комплекс.
Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами).
Гетерогенный катализ - реагент и катализатор находятся в разных фазах - газообразной и твердой.
Гомогенный катализе - реагенты (реактивы) и катализатор находятся в одной фазе - например, оба являются газами или оба растворены в каком-либо растворителе.
Условия химического равновесия
состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии оказано какое-либо внешнее воздействии, то равновесии сместится в сторону той реакции, которое это действие будет ослаблять.
Константа равновесия – это мера полноты протекания реакции, чем больше величина константы равновесия, тем выше степень превращение исходных веществ в продукты реакции.
|
К р =С пр \С исх |
ΔG<0 К р >1 С пр > С исх
ΔG>0 К р <1 С пр <С исх
1. Химические реакции. Признаки и условия их протекания. Химические уравнения. Закон сохранения массы веществ. Типы химических реакций.
2. Какой объем газа можно получить при взаимодействии 60г, 12% раствора карбоната калия с серной кислотой.
Химическая реакция
- превращение одного или нескольких веществ в другое.
Типы химических реакций:
1)Реакция соединения
– это реакции в результате которых из двух веществ образуется одно более сложное.
2)Реакция разложения
- это реакция в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько более простых.
3)Реакция замещения
– это реакции между простым и сложным веществами, в результате которых образуется новое простое и новое сложное вещество.
4)Реакция обмена
– это реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями.
Условия протекания реакции:
1)Тесное соприкосновение веществ.
2)Нагревание
3)Измельчённость (быстрее всего идут реакции в растворах)
Любая химическая реакция может быть изображена с помощью химического уравнения.
Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью химических формул и коэфицентов.
В основе химических уравнений лежит закон сохранения массы вещества
: массы веществ вступивших в реакцию равна массе веществ получившихся в результате реакции.
Признаки химических реакций:
· Изменение окраски
· Выделение газа
· Выпадение осадка
· Выделение тепла и света
· Выделение запаха
2.
Билет №7
1. Основные положения Т.Э.Д. – теория электрической диссоциации.
2. Сколько грамм магния, содержащего 8% примесей, может прореагировать с 40г соляной кислоты.
Вещества, растворимые в воде могут диссоциировать, т.е. распадаться на противоположно заряженные ионы.
Электрическая диссоциация
–
распад электролита на ионы при растворении или расплавлении.
Электролиты
–
вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (кислоты, соли, щелочи).
Они образованы ионной связью (соли, щелочи), или ковалентной,сильнополярной (кислоты).
Не электролиты
–
вещества, растворы которых не проводят электрический ток (раствор сахара, спирта, глюкозы)
При диссоциации электролиты распадаются на катионы(+)
ианионы(-)
Ионы –
заряженные частица, в которые превращаются атомы, в результате отдатия и взятия ē
Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые образуются при диссоциации.
Кислота
– электролит, который диссоциирует на катионы водорода и анион кислотного остатка.
Серная кислота диссоциирует на 2 катиона Н с зарядом (+) и
анион SO 4 с зарядои (-)
Основания
– электролит, который диссоциирует на катионы металла и гидроксид анионы.
Соли – электролит, который в водном растворе диссоциирует на катионы металла и анионы кислотного остатка.
2.
1. Реакции ионного обмена.