Интегрированный урок химия-информатика в 11 классе на тему: «Скорость химической реакции»
план-конспект урока по химии (11 класс) по теме

Интегрированный урок химия-информатика

в 11 классе на тему:

«Скорость химической реакции»

      Урок «Скорость химической реакции»  - это третий урок в теме «Химические реакции», изучается в 11 классе. Учебник: О.С.Габриелян Химия. 11 класс. Базовый уровень.  Учебник для общеобразовательных учебных заведений, М., Дрофа, 2010

       Урок сопровождается презентацией. Презентация может быть использована на уроке учителем для объяснения нового материала. При достаточной подготовке учащихся по работе с презентациями есть возможность использовать данную презентацию при самостоятельной работе.

        Данный урок очень насыщен теоретическим материалом и экспериментом, предусматривает работу на компьютерах, поэтому логично провести спаренные уроки. Так как в программе отводится только 1 урок на данную тему, то второй урок проводится за счёт факультативных занятий или за счёт урока информатики (на уроке проводится работа в среде табличного редактора Microsoft Excel).

Описание урока:

Цель:

Сформировать понятие скорости химической реакции.

Задачи урока:

Образовательные:

Сформировать у учащихся знания:

1. о гомогенных и гетерогенных реакциях;
2. о факторах, влияющих на скорость химической реакции;

Развивающие:

Продолжить работу над формированием у учащихся:

1. навыков частично – поисковой деятельности;
2. умение давать теоретическое обоснование влияния различных факторов на скорость химической реакции;
3. умения работать в должном темпе;
4. умение решать расчётные задачи по формулам;
5. умение проводить лабораторные опыты;
6. умение работать в среде табличного редактора Microsoft Excel.

Воспитательные:

1. формировать умение вести диалог, дискутировать, выслушивать друг друга.

План урока:

1. Вступительное слово учителя. Мотивация важности выбранной темы.
2. Гомогенные и гетерогенные реакции. Понятие о скорости гомогенной и гетерогенной реакций.
3. Беседа с элементами лабораторной работы о факторах, влияющих на скорость химической реакции.
4. Решение задач на нахождение скорости при изменении концентрации веществ и температуры (закон действующих масс; правило Вант-Гоффа)
5. Закрепление: решение тестовых заданий из работ ЕГЭ по данной теме.
6. Построение графика зависимости скорости химической реакции от концентрации исходных веществ в среде табличного редактора Microsoft Excel.
7. Рефлексия.
8. Задание на дом.

Начальная подготовка учащихся:

Учащиеся знакомы к этому уроку с понятием скорость из физики; знают формулу вычисления скорости физического тела.

Форма урока:

          Урок формирования новых знаний.

Оборудование урока:

1. Компьютер, мультимедийный проектор, экран.
2. Презентация.
3. Оборудование для демонстрационного эксперимента (лаборатория L-микро)
4. На столах учащихся оборудование для лабораторных опытов.
5. В компьютерном классе табличный редактор Microsoft Excel.
6. Распечатанные задания в формате ЕГЭ.
7. Инструкция для работы в табличном редакторе Microsoft Excel.
8. Инструкция для проведения лабораторных опытов.

Программное обеспечение:

1. Windows XP (2000), Office 2003,
2. Power Point.
3. Microsoft Excel.
4. Лаборатория L – микро.

1. Вступительное слово учителя. Мотивация важности выбранной темы.

Рассказ учителя: В химической науке есть особая область, которая изучает скорости и механизмы различных реакций,— химическая кинетика. Химическая кинетика — экспериментальная наука.

Хотя химическая теория может объяснить многое, предсказать теоретически скорость любой реакции пока нельзя. Ее изучают экспериментально, в лаборатории, и потом разрабатывают способы, как эту скорость изменить. Есть немало реакций, важных для промышленности, которые идут слишком медленно, нужно уметь их ускорять. Другие реакции, напротив, приходится тормозить, потому что они вредны.          

Задание: Приведите примеры реакций, которые протекают с различными скоростями.

Возможные ответы учащихся: быстрые реакции: взрывы, реакции ионного обмена;

медленные реакции: ржавление железа, скисание молока, брожение сахаристых веществ.

     (Слайды 3,4)

Вопрос: Зачем нужны знания о скорости химических реакций?

Возможные ответы учащихся: Знание скоростей химических реакций имеет большое практическое значение. При производстве того или иного вещества от скорости реакции зависят размеры аппаратуры, количество вырабатываемого продукта.                                                                                                                                                             (Слайд 5)

        Поэтому цель нашего урока – познакомиться с понятием скорость химической реакции; условиями, которые могут её изменить.

2. Гомогенные и гетерогенные реакции.

Рассказ учителя: При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции). Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ.

Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела.

Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге). Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором.

Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы.

Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему.

В связи с этим скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно.                                                                                                                 Если гомогенный процесс идет в несколько стадий, то его скорость определяется скоростью самой медленной стадии. Например: реакция взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой описываемая общим уравнением:

 Na2S2O3 + H2SO4 ⇄ Na2SO4 + SO2 + H2O + S¯, протекает в три стадии:

1. Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 +Na2SO4
2. H2S2O3 = H2SO3 + S ¯
3. H2SO3 = SO2 + H2O,

из которых реакции первой и третьей стадий идут практически мгновенно, а реакции второй стадии – медленно. Именно она и определит скорость суммарного процесса, т.е. будет зависеть только от концентрации тиосерной кислоты Н2S2O3, количество которой пропорционально количеству тиосульфата натрия Na2S2O3 при наличии избытка серной кислоты. Уравнение скорости химической реакции будет выглядеть так: υ = k ∙ с(Na2S2O3)/                                                                                                                                  (Слайды 6 - 8)

Учащиеся приводят примеры гомогенных и гетерогенных реакций, записывают уравнения реакций в тетрадь.

3. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (практическая работа)

Рассказ учителя: Используя презентацию, учитель останавливается на факторах, которые оказывают влияние на скорость химической реакции.                                            (Слайд 9)

Более подробную информацию для учителя можно найти в приложении.        (Приложение 1)        

1. Природа реагирующих веществ.

         (Слайд 10)

2. Концентрация.

                                                                                                                            (Слайд 11)

3. Температура.

                                                                                                                                     (Слайды 12 - 14)

4. Катализаторы

           (Слайды 15-16)

Демонстрационный эксперимент с использованием лаборатории L-микро.

Восстановление роданида железа (III) в присутствии ионов меди (II).

Цель: продемонстрировать зависимость скорости реакции от присутствия катализатора с помощью датчика оптической плотности.

Объяснения для учащихся: Оптическая плотность, мера непрозрачности слоя вещества для световых лучей. Величина оптической плотности зависит от длины волны и концентрации раствора. Чем больше концентрация раствора, тем больше величина оптической плотности.

Химизм процесса:

1) При взаимодействии хлорида железа (III) с роданидом калия образуется роданид железа (III) который придает раствору кроваво-красную окраску (качественная реакция на ион Fe3+).

FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3 + 3KCl

2) При добавлении к данному раствору тиосульфата натрия происходит обесцвечивание, так как железо восстанавливается до Fe2+, а роданид железа (II) бесцветен. Катализатором в данной реакции служит сульфат меди (CuSO4).

2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → Na2S4O6 + 2Fe(SCN)2 + 2NaSCN.

Реактивы: хлорида железа (III) 0,01М, роданид калия 0,01М, тиосульфат натрия 0,2М, сульфат меди (II) 0,1М.

Оборудование: 2 кюветы, датчик оптической плотности 525нм; стаканы (1 на 250мл, 2 на 50мл); мерные цилиндры (1 на 100мл, 1 на 25мл), стеклянная палочка, магнитная мешалка, якорь.

Подготовка:

1) В стакане на 250 мл приготовить раствор роданида железа (III): смешать 20мл раствора хлорида железа (III), 100мл раствора роданида калия, 80мл воды (перемешать стеклянной палочкой)

2) Пронумеровать два стакана по 50мл. Налить в них растворы: в первый – 15мл раствора тиосульфата натрия; во второй – 15мл раствора тиосульфата натрия и 0,25мл сульфата меди (II).

Выполнение:

1) К первому каналу измерительного блока подключить датчик оптической плотности.

2) Произвести настройку датчика.

3) Произвести измерения:

1. раствор роданида железа налить в 2 кюветы по 90 мл;
2. в первую кювету поместить якорь, поместить её на магнитную мешалку, надеть датчик оптической плотности, быстро добавить 15мл тиосульфата натрия; в момент добавления раствора включить измерения (кнопка «Пуск»); после достаточного понижения оптической плотности нажать кнопку «Стоп»;
3. снять датчик с первой кюветы, надеть на вторую; положить якорь, поместить на мешалку; добавить раствор из второго стакана; произвести измерения.

4)На экране появится 2 кривые.

Наблюдение: Происходит обесцвечивание раствора. В кювете, в которую добавили катализатор - раствор меди (II), реакция идёт быстрее и полнее.

5. Давление (для газов)

                                                                                                                                                      (Слайд 17)

6. Площадь соприкосновения (для твёрдых веществ)

                                                                                                                                                 (Слайд 18)

После объяснения учителя проводится небольшая практическая работа.

Класс работает по вариантам. Каждая группа рассматривает влияние одного условия на скорость химической реакции. Каждому учащемуся выдаётся заготовка таблицы для внесения результатов опытов. Учащиеся делают работу по инструкции.                         (Приложение 2)

Вариант 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Цель: убедиться в справедливости закона действия масс, измеряется не скорость реакции, а промежутки времени между началом реакции и видимым результатом ее. Однако этот  промежуток времени связан определенным соотношением со скоростью реакции: чем больше скорость, тем меньше промежуток времени.

В основу опыта положено взаимодействие тиосульфата натрия с серной кислотой. Процесс этот приводит к слабой опалесценции и дальнейшему помутнению раствора от выпавшей свободной серы:                Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + SO2 + S¯

Задача – зафиксировать время слабого помутнения раствора в трех вариантах, в каждом из которых реагирует разное количество серной кислоты с одним и тем же количеством тиосульфата натрия, при различных начальных концентрациях тиосульфата натрия.

Выполнение опыта: (Инструкция)

Вариант 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.

В основе опыта лежит та же реакция, что и в опыте 1 варианта:

Na2S2O3 + Н2SO4 = Na2SO4 + Н2О + SO2 + S¯

Цель:  убедиться в справедливости правила Вант-Гоффа.

Задача: зафиксировать время появления опалесценции раствора при различных температурах, но одинаковых концентрациях реагирующих веществ.

Выполнение опыта: (Инструкция)

        Результаты опытов обсуждаются, таблицы и графики вклеиваются в тетрадь.

4. Решение задач на нахождение скорости при изменении концентрации веществ и

температуры (закон действующих масс; правило Вант-Гоффа)

        Учащиеся под руководством учителя решают задачи с последующей проверкой с использованием презентации. За решение задач выставляются оценки.             (Слайды 19 – 25)

1. Вычислите среднюю скорость химической реакции, если через 20с от начала реакции концентрация веществ составляла 0,05 моль/л, а через 40 с – 0,04 моль/л. (0,0005моль/л∙с)

2. Как изменится скорость химической реакции 2СО + О2 = 2СО2, если уменьшить объем газовой смеси в 2 раза? (возрастёт в 8 раз)

3. Во сколько раз уменьшится скорость простой реакции А + 2В = С, когда прореагирует половина вещества А, по сравнению с начальной скоростью? Начальные концентрации: 1 моль/л вещества А и 3 моль/л вещества В. (в 4,5 раза)

4. Как изменится скорость реакции 2Fe + 3Cl2 =  2FeCl3, если давление системы увеличить в 5 раз? (возрастёт в 125 раз)

5. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 300 ° до 350°С, если температурный коэффициент равен 2? (возрастёт в 32 раза)

6. Реакция при 50°С протекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при τ = 70 °C, если температурный коэффициент равен 3?  (за 15 секунд)

7. Скорость реакции при охлаждении от 80° до 60°С уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.  (2)

V. Закрепление: решение тестовых заданий из работ ЕГЭ по данной теме.

        В качестве закрепления учащиеся получают распечатанные задания в формате ЕГЭ. Проверка с использованием презентации осуществляется после сдачи работ.           (Слайды 26-35)

(Приложение 3)

VI. Построение графика зависимости скорости химической реакции от концентрации исходных веществ в среде табличного редактора Microsoft Excel.

        Excel позволяет создавать математические модели процессов и, изменяя различные характеристики, наблюдать поведение итоговых параметров.

        Учащимся предлагается построить математическую модель изменения концентрации исходных веществ  и скорости химической реакции с течением времени. Для создания математической модели используем формулы: υ = k∙c(A)∙с(В) и ∆с(А) = υ∙t

 Исходные данные для задачи: реакция идёт по схеме А + В = АВ; начальные концентрации веществ с(А) = 15 моль/л и с(В) = 22 моль/л; константа скорости реакции k = 0,001.

Изменяя  значения начальных концентраций реагирующих веществ, учащиеся могут наблюдать изменения, происходящие с графиками. Это производит большой педагогический эффект.

Учащиеся делают работу по инструкции.                                                 (Приложение 4)

Выполненную работу можно посмотреть в приложении.                                 (Приложение 5)

VII. Стадия рефлексии.

          Учитель подводит итог проделанной работы, делает вывод о влиянии различных условий на скорость химической реакции.

          Учитель предлагает учащимся оценить свою работу, ответы товарищей.

          В конце работы учитель обращает внимание учеников  на тестовую работу, демонстрирует на экране правильные ответы.

          Учитель оценивает работу учащихся на уроке и благодарит их за работу.

VIII. Домашнее задание.

1. § 15, вопросы после параграфа,
2. №11 письменно.  Составить программу в среде Кумир для решения данной задачи.

Литература:

1. О.С.Габриелян. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  Учебник для общеобразовательных учебных заведений, М., Дрофа, 2010
2. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская. Химия. 10 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений, М., «ОНИКС 21 век»; «Мир и Образование», 2004
3. О.С.Габриелян, Г.Г.Лысова, А.Г.Введенская. Настольная книга учителя химии. 11 класс. М., Дрофа. 2004
4. К.К.Курмашева. Химия в таблицах и схемах. М., «Лист Нью». 2003
5. Н.Б.Ковалевская. Химия в таблицах и схемах. М., «Издат-школа 2000». 1998
6. Дж. Кемпбел, "Современная общая химия". М.: "Мир", 1975, том 2
7. Справочник химика / Под ред. Никольского Б.П. / М.: "Химия", 1965, том III
8. https://him.1september.ru/2003/05/14.htm - работа в среде табличного редактора Microsoft Excel

Приложение 1

Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

1. Природа реагирующих веществ.

Под влиянием природы реагирующих веществ  подразумевают то обстоятельство, что разные вещества реагируют по-разному. Анализируются примеры разной реакционной способности сходных по строению веществ в однотипных реакциях. 

Например, взаимодействие фтора с водородом – реакция идет с взрывом, даже в темноте, и хлора с водородом – реакция идет медленно, даже на свету.    

2. Концентрация.

Интересен вопрос о том, почему в кинетическом уравнении  фигурирует именно произведение молярных концентраций реагентов? Ответ можно получить экспериментально и теоретически. Эксперимент подтверждает правильность кинетического уравнения, но к нему можно прийти и из теории вероятностей.

Для того чтобы столкнуться, молекулы (А) и (В) должны оказаться одновременно в какой-то точке пространства. Вероятность того, что два независимых события произойдут одновременно (молекулы А и В окажутся в одно время в одном и том же месте) равна произведению вероятностей каждого из этих событий по отдельности. Это положение теории вероятностей легко проверяется. Наибольшую вероятность обозначают единицей. Например, вероятность того, что подброшенная вверх монета упадет плашмя, практически равна 1. Вероятность того, что монета упадет орлом вверх, равна 1/2. Если мы подбросим одновременно две монеты, то вероятность того, что обе они упадут орлом вверх, составляет 1/2.1/2 = 1/4. Это означает, что в серии из 4-х опытов с подбрасыванием монет только один раз выпадут два орла. Если в маленькой серии опытов и произойдет отклонение от теории, то в большой серии (например, из 100 опытов), таких отклонений уже практически не наблюдается.

 Вероятность для молекул А одновременно оказаться в одном и том же месте прямо пропорциональна молярной концентрации этих молекул с(А). Это же можно сказать о молекулах В. Следовательно, вероятность их столкновения должна быть пропорциональна произведению молярных концентраций с(А) ∙ с(В).        

3. Температура.

Еще в XIX веке голландский физик и химик Вант-Гофф опытным путем обнаружил, что при повышении температуры на 10оС скорости многих реакций возрастают в 2-4 раза. Повышение температуры приводит к быстрому увеличению числа "энергичных" молекул, способных преодолевать активационный барьер Ea. Правило Вант-Гоффа используется для приближенной оценки изменения константы скорости реакции при повышении или понижении температуры. Более точное соотношение между константой скорости и температурой установил шведский химик Сванте Аррениус.

Рассмотрим реакцию, которая происходит в замкнутом сосуде между некими газообразными веществами А2 и В2 по уравнению:    А2 + В2 = 2АВ

Для того, чтобы молекулы А2 и В2 прореагировали между собой, они должны сначала столкнуться. Причем столкновение должно быть достаточно энергичным. Энергия, запасенная в молекулах А2 и В2, должна быть больше какой-то определенной величины - иначе они просто отталкиваются друг от друга, не вступая в реакцию. Если же энергия столкновения достаточна, образуется продукт АВ.

Пояснить ситуацию может простой пример: по городским улицам движется множество машин, причем, только небольшая их часть едет либо с очень маленькой, либо, наоборот, с очень большой скоростью. Основная же масса транспорта движется по городу с какой-то средней (не очень большой и не очень маленькой) скоростью. В реакционном сосуде молекулы тоже распределяются по скоростям (и по энергии) неравномерно. Необходимой для химической реакции энергией обладает только часть сталкивающихся молекул.

Мерой "энергичности" молекул может служить скорость их движения, которая возрастает с повышением температуры газа.

Что происходит с "энергичной" молекулой А2 в тот момент, когда она вступает в химическое взаимодействие с молекулой В2? В это время с молекулами А2 и В2 происходит следующее - старые химические связи уже почти разрушились, а новые, характерные для молекулы АВ, еще не успели вполне сформироваться. В такой момент вещество, заключенное в этих молекулах, неустойчиво и имеет высокую энергию. Подобное состояние в химической реакции называется переходным состоянием (когда молекула представляет собой нечто "среднее" между молекулами А2, В2 и АВ).

        Начальное и конечное состояние вещества в химической реакции разделены неким энергетическим барьером. Этот барьер называется энергией активации реакции и обозначается символом Еа.

Энергия активации Еа - это та дополнительная энергия (к средней энергии Е сталкивающихся частиц), которая необходима, чтобы столкновение привело к химической реакции.

Если бы не было активационного барьера, реакция горения метана в кислороде начиналась бы сразу после соприкосновения метана с воздухом. В этом случае не только природный газ (в нем 95% метана), но и нефть, бензин, уголь, бумагу, одежду, мебель, деревянные постройки и все, что в принципе может гореть, пришлось бы тщательно изолировать от воздуха. Но на пути самопроизвольного протекания этих экзотермических реакций стоит активационный барьер Еа.

Когда мы подносим горящую спичку к открытой конфорке газовой плиты, мы заставляем какую-то часть молекул метана и кислорода "перескочить" активационный барьер, не преодолимый при комнатной температуре. В дальнейшем энергия активации для взаимодействия все новых и новых молекул метана и кислорода черпается уже из тепла самой экзотермической реакции.                 

4. Катализаторы

Увеличить скорость реакции можно с помощью катализаторов (сами катализаторы в ходе реакции не расходуются). Применять катализаторы выгоднее, чем повышать температуру, тем более что ее повышение далеко не всегда возможно.

Одни катализаторы сильно ускоряют реакцию - положительный катализ, или просто катализ, другие - замедляют - отрицательный катализ.

Примерами положительного катализа могут служить получение серной кислоты, окисление аммиака в азотную кислоту с помощью платинового катализатора. Примерами отрицательного катализа являются замедление взаимодействия раствора сульфита натрия с кислородом воздуха в присутствии этилового спирта или уменьшение скорости разложения пероксида водорода в присутствии небольших количеств серной кислоты. Отрицательный катализ часто называют ингибированием,  а отрицательные катализаторы, снижающие скорость реакции - ингибиторами.

Различают два вида катализа - гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

При гомогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют однофазную систему - газовую или жидкую, между катализатором и реагирующими веществами отсутствует поверхность раздела. Например, каталитическое разложение пероксида водорода в присутствии раствора солей (жидкая фаза). Для гомогенного катализа установлено, что скорость химической реакции пропорциональна концентрации катализатора.

При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор образуют систему из разных фаз. В этом случае между катализатором и реагирующими веществами существует поверхность раздела. Обычно катализатор - твердое вещество, а реагирующие вещества - газы или жидкости. Примерами могут служить окисление аммиака (газообразная фаза) в присутствии платины (твердая фаза) или разложение пероксида водорода (жидкая фаза) в присутствии угля или оксида марганца (IV) (твердая фаза). Все реакции при гетерогенном катализе протекают на поверхности катализатора. Поэтому активность твердого катализатора зависит и от свойств его поверхности (размера, химического состава, строения и состояния).

Образно говоря, механизм действия катализатора можно сравнить с переходом туристов через горный перевал. Не знающие местности туристы выберут самый очевидный, но самый трудный путь, требующий длительного восхождения и спуска через вершину горы. Опытный проводник (катализатор) поведет свою группу по тропинке, минуя вершину. Пусть этот путь извилистый, но менее трудный, по нему легче дойти до конечного пункта, после чего проводник возвращается в исходный пункт.

Особую группу составляют катализаторы, действующие в живых организмах. Такие катализаторы называются ферментами, или энзимами. Ферменты (энзимы) – это белковые молекулы, ускоряющие химические процессы в биологических системах (в организме около 30 тысяч различных ферментов, каждый их них ускоряет соответствующую ему реакцию).

5. Давление (для газов)

При увеличении давления увеличивается молярная концентрация, поэтому скорость реакции возрастает пропорционально увеличению давления, взятому в степени, равной количеству веществ участвующих в реакции газов.

Рассмотрим пример: Увеличим давление для следующей реакции в 3 раза.

2NO + O2 → 2NO2

В указанной реакции принимает участие 3 моль газов: 2 моль NO и 1 моль O2.

Значит, при увеличении давления в 3 раза скорость реакции возрастет в 33 = 27 раз.      

6. Площадь соприкосновения (для твёрдых веществ)

Существует и множество реакций, происходящих на границах раздела фаз. Если в реакции кроме жидкости (или газа) участвуют твердые вещества, площадь их поверхности влияет на скорость реакции. Чем больше поверхность твердых тел, тем больше и поверхность соприкосновения реагирующих веществ, и выше скорость реакции.

Вещество, превращенное в пыль, имеет очень большую поверхность в сравнении с исходным монолитом. Поэтому сахарная пудра, попавшая в воздух, (пыль сахарной пудры) взрывоопасна. При поджигании такой смеси происходит взрыв, так как реакция протекает мгновенно. Поэтому на мукомольных, каменноугольных  и других предприятиях, где образуется пыль твердых горючих веществ, категорически запрещено пользоваться открытым огнем.                    

Приложение 2

Инструкционная карта  

для проведения лабораторного опыта.

Вариант 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Ход работы:

1)  Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести:

в первую – 5 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 10 капель воды,

во вторую – 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 5 капель воды,

в третью - 15 капель 1н раствора тиосульфата натрия без воды.

Таким образом, начальная концентрация Na2S2O3 будет: в пробирке №1– 1С ; в пробирке  №2 – 2С; в пробирке №3 – 3С.

2) Включить секундомер. В пробирку №1 добавить одну каплю 2н раствора серной кислоты. По секундомеру измерить время от момента добавления кислоты до появления в растворе заметной опалесценции. Также добавить по одной капле 2н серной кислоты в пробирки №2 и №3, отмечая время до появления в растворе опалесценции.

3) Данные опыта занести в таблицу. Рассчитать относительную скорость реакции  и вписать ее значения в таблицу.

4) Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс концентрацию тиосульфата натрия в виде равномерно стоящих от начала координат трех точек, на оси ординат – относительную скорость.

5) Сделать вывод о характере этой зависимости, а также о том, почему зависимость должна выражаться прямой линией и почему в качестве первой точки этой прямой правомерно использовать точку начала координат.

Влияние концентрации на скорость химической реакции.

Инструкционная карта  

для проведения лабораторного опыта.

Вариант 2. Влияние температуры на скорость химической реакции.

Ход работы:

1) Налить в стаканы на 1/2 высоты воду:

1. в первый стакан – водопроводную,
2. во второй – смесь водопроводной и горячей (температура должна быть на 10оС выше, чем в первом стакане),
3. в третий – горячую (температура на 10о  выше, чем во втором стакане).

2) В три пробирки набрать по 10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и опустить по одной в стаканы.

3) Замерить температуру в стаканах.

4) Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавить в нее 1 каплю 2н серной кислоты и измерить время по секундомеру от момента добавления кислоты до появления легкой опалесценции. Повторить  опыты с раствором тиосульфата и серной кислотой при двух других температурах.

5) Произвести отсчет времени реакции по секундомеру.

6) Результаты наблюдений внести в таблицу.

7) Оформить результаты наблюдений в виде графика, откладывая на оси абсцисс температуру, а на оси ординат – относительную скорость реакции.

8) Сделать вывод о влиянии температуры на скорость реакции, отметив, почему графическая зависимость от температуры не может выражаться прямой линией.

9) Используя уравнение Вант-Гоффа, установить форму линии и ответить, почему нельзя начинать эту линию от начала координат.

Влияние температуры на скорость реакции.

Приложение 3

Тестовая работа по теме «Скорость химической реакции»

1. График, отражающий зависимость скорости реакции оксида меди (II) и соляной кислоты от температуры:

1) 1;     2) 2;   3) 3;   4) 4.

2. Какой из факторов не оказывает влияния на скорость химической реакции в растворах:

1) концентрация веществ; 2) использование катализатора; 3) использование ингибитора;

4) объём реакционного сосуда.

3. На скорость химической реакции между раствором серной кислоты и железом не оказывает влияния:

1) концентрация кислоты; 2) измельчение железа; 3) температура реакционной смеси;

4) увеличение давления.

4. Во сколько раз изменится скорость элементарной реакции 2А + В = А2В, если концентрацию вещества В уменьшить в 2 раза:

1) увеличится в 4 раза; 2) уменьшится в 2 раза; 3) уменьшится в 4 раза;  4) увеличится в 2 раза.

5. Как повлияет на скорость элементарной реакции А + В = АВ увеличение концентрации вещества А в 3 раза:

1) скорость увеличится в 3 раза; 2) скорость уменьшится в 9 раз; 3) скорость уменьшится в 3 раза; 4) скорость не изменится.

6. Быстрее при комнатной температуре будет протекать реакция между 10% раствором соляной кислоты и:

1) цинком в гранулах; 2) большим куском цинка; 3) цинком, покрытым медью; 4) цинком в порошке.

7. В течение одной минуты выделится больше водорода, если для реакции использовать:

1) Zn(гранулы) и CH3COOH (10% раствор); 2) Zn(порошок) и HCl (10% раствор);

3) Zn(гранулы) и HCl (10% раствор); 4) Zn(порошок) и CH3COOH (10% раствор).

8. При увеличении температуры от 10° до 30° С скорость реакции, температурный коэффициент которой γ = 3:

1) возрастёт в 3 раза; 2) возрастёт в 9 раз; 3) уменьшится в 3 раза; 4) уменьшится в 9 раз.

9. Для уменьшения скорости химической реакции необходимо:

1) увеличить концентрацию реагирующих веществ; 2) ввести в систему катализатор;

3) повысить температуру; 4) понизить температуру.

10. Скорость химической реакции между медью и азотной кислотой зависит от:

1) массы меди; 2) объёма кислоты; 3) концентрации кислоты; 4) объёма колбы.

Ответы:

4)

τ

υ

3)

τ

υ

2)

τ

υ

1)

τ

υ

Приложение 4

Инструкция

Создание математической модели изменения концентрации веществ в ходе химической реакции.

1. Откроем новую книгу Excel.

2. В ячейку L2 внесём константу скорости реакции 0,01

3. В ячейку I2 внесём начальную концентрацию вещества А (15 моль/л); в ячейку I3 внесём начальную концентрацию вещества В (22 моль/л)

4. В ячейки А3–А12 занесем время протекания реакции в единицах времени (секунды, минуты и т. д.) от 1 до 10 (автозаполнение)

5. В ячейки В3 и С3 внесём первоначальные концентрации вещества А и В соответственно, для чего в ячейку В3 внесём формулу «=I2», в ячейку С3 внесём формулу «=I3».

6. Скорость реакции в начальный момент времени будет рассчитываться в ячейке D3, куда занесем формулу «= L2*B3*C3».

7. Концентрации веществ, получившихся через единицу времени, будут рассчитываться в ячейках E3 и F3, где расположим формулы «= B3 – D3» и «= C3 – D3».

8. Концентрации веществ в начале каждого следующего момента времени будут располагаться в ячейках В4–В12 и в ячейках С4–С12. Для этого внесем в ячейки В4 и С4 формулы «= E3» и «= F3». Затем размножим их вниз. Для чего выделим ячейки В4 и С4, подведем курсор к нижнему правому углу С4 и после превращения курсора в черный крестик щелкнем левой кнопкой мыши. Не отпуская кнопку, протянем курсор до строки номер 12 (автозаполнение).

9. Аналогичным образом размножим формулы для нахождения концентраций реагирующих веществ, получившихся в результате реакции. Эти формулы находятся в ячейках E3, F3 (автозаполнение).

10. Формулы для нахождения скорости реакции в каждый момент времени заполняем вручную с ячейки D4 до ячейки D12. Для этого выделяем каждую ячейку отдельно и вносим формулы: «= L2*B4*C4», «= L2*B5*C5», «= L2*B6*C6» ... «= L2*B12*C12».

11. Выделим ячейки D3–D12, введем команды главного меню Вставка, Диаграмма. Следуя указаниям Мастера диаграмм, построим график изменения скорости реакции с течением времени.

12. Выделим ячейки Е3–Е12 и построим график изменения концентрации вещества А с течением времени.

13. Изменяя  значения начальных концентраций реагирующих веществ,  пронаблюдайте изменения, происходящие с графиками.

14. Оформите основную и вспомогательные таблицы (смотрите рисунок).

15. Сделайте скриншот  страницы со своими данными, сохраните в своей папке.

16. Закройте документ, сохраните его в той же папке.