Методическая разработка открытого урока "Скорость химических реакций. Химическое равновесие.".
методическая разработка по химии на тему

Министерство образования Республики Башкортостан

государственное бюджетное профессиональное

образовательное учреждение

среднего профессионального образования

Уфимский художественно – промышленный колледж

450104

Г. Уфа, Уфимское шоссе,22

Методическая разработка открытого урока

предмета «Химия»

Тема: Химическая связь и типы химических реакций и

их общие закономерности.

Тема урока: Скорость химических реакций.

           Химическое равновесие.

Разработал

преподаватель химии

Фаянова Яна Алексеевна  

Уфа – 2018

Тема: Химическая связь и типы химических реакций и их общие  

          закономерности.

Тема урока: Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Тип урока: урок обобщения и систематизации знаний.

Цели и задачи урока:

Обучающие:

1. Познакомить обучающихся с понятием скорости химической реакции и химического равновесия; закрепить знание формулы выражения скорости реакции, понятий «обратимость», «необратимость».

2. Познакомить с факторами, влияющими на скорость химической реакции.

3. Познакомить с принципом Ле Шателье и уметь применять его для смещения химического равновесия.

Развивающие:

Развитие познавательного интереса, умения наблюдать, анализировать, делать выводы.

Воспитательные:

Формирование научного мировоззрения, усидчивость, настойчивость в достижении поставленной цели.

Оборудование:

для учителя: программа предмета, опорный конспект, мультимедийная установка, презентация «Скорость химических реакций», мел, доска;

для учащихся: опережающее задание (сообщения), учебник, тетрадь, ручка.

План:

1. Организационный момент
2. Актуализация пройденных тем
3. Сообщение темы и целей урока
4. Сообщение нового материала

           Конспектирование ключевых моментов.

5. Закрепление изученного материала
6. Домашнее задание
7. Итоги урока

Ход урока:

1. Организационный момент.

2. Актуализация пройденных тем.

    Вопросы по теме «Классификация химических реакций».

3. Сообщение темы и целей урока.

4. Сообщение нового материала.

1. Понятие «скорость химической реакции».

    Реакции гомогенные и гетерогенные. Формула выражения скорости реакции.

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

а) природа реагирующих веществ;

б) концентрация реагирующих веществ; давление (для газов);

в) поверхность соприкосновения реагирующих веществ;

г) температура;

д) катализатор; ингибитор.

3. Реакции необратимые и обратимые. Признаки необратимости.

4. Химическое равновесие.

5. Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

   Принцип Ле Шателье.

5. Закрепление изученного материала.

    Выполнение тестовых заданий.

6. Домашнее задание.

    Тема «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие».

7. Итоги урока.

Ход урока:

1. Организационный момент.

2. Актуализация пройденных тем.

    Вопросы по теме «Классификация химических реакций».

1. На какие виды делятся химические реакции по изменению степени окисления?

(окислительно-восстановительные, без изменения степени окисления).

2. На какие виды делятся химические реакции по числу и составу реагирующих и образующихся веществ?

(без изменения состава вещества; с изменением состава вещества: замещения, разложения, соединения, обмена).

3. На какие виды делятся химические реакции по тепловому эффекту?

(эндотермические, экзотермические).

4. На какие виды делятся химические реакции по использованию катализатора?

(каталитические, некаталитические).

3. Сообщение темы и целей урока.

4. Сообщение нового материала.

1. Понятие «скорость химической реакции».

     Скорость химической реакции — изменение количества вещества в единицу времени в единице объема реакционной среды (на единицу поверхности).  

    Реакции гомогенные и гетерогенные.  Формула выражения скорости реакции.

2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

а) природа реагирующих веществ;

     К активнее Mg, и будет интенсивнее реагировать с водой; Mg активнее Zn, и будет интенсивнее реагировать с HСl.

б) концентрация реагирующих веществ; давление (для газов);

     Чтобы осуществилось химическое взаимодействие между какими-то частицами, они должны эффективно столкнуться. Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений и, соответственно, выше скорость реакции.

      Горение веществ в чистом кислороде активнее, чем в воздухе.

в) поверхность соприкосновения реагирующих веществ;

     Твердые реагирующие вещества следует измельчать, растирать, т. е. нарушать структуру кристаллической решетки, т. к. частицы на микрокристалле реакционноспособнее, чем те же частицы на «гладкой поверхности».

 Zn в порошке интенсивнее реагирует с НСl, чем Zn в гранулах.

г) температура;

     Чем выше температура, тем больше активных частиц, т. к. увеличивается скорость их движения, что приводит к большому числу соударений при взаимодействии друг с другом. Наблюдается увеличение скорости реакции.

 Реакция между кислородом и водородом  при t = 20  за 54 млрд лет протекает на 15%,  при t = 500  - за 50 мин, при t = 700 - мгновенно.

Правило Вант — Гоффа.  При повышении температуры на каждые 10    скорость химической реакции увеличивается в 2 — 4 раза. Эту величину называют температурным коэффициентом реакции.

д) катализаторы; ингибиторы.

    Катализатор – вещество,  которое в незначительных количествах существенно увеличивает скорость химической реакции, не изменяя после ее окончания своего химического состава.

    Ингибиторы – замедляют скорость химических реакций.

     Ингибиторы реагируют с высокой скоростью с активными частицами и образуют малоактивные соединения. Скорость реакции замедляется, и химическая реакция прекращается.

Ингибиторы стабилизируют кислоты при их перевозке в стальной таре.

Очень эффективно работают катализаторы и ингибиторы в живом организме.

Катализаторы в живом организме называются ферментами. Благодаря им в живом организме при невысокой температуре с большой скоростью протекает множество сложных реакций. Ферменты отличаются особой специфичностью, каждый из них ускоряет только одну химическую реакцию с выходом 100%.

Ингибиторы в живом организме подавляют различные вредные реакции окисления в клетках тканей, которые могут инициироваться радиоактивным излучением.  

3. Реакции необратимые и обратимые. Признаки необратимости.

    Необратимые реакции имеют признаки необратимости: выпадение осадка, образование слабого электролита, который разлагается на воду и углекислый газ, образование воды — очень слабого электролита.

     Остальные реакции при одних и тех же условиях могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Являются обратимыми.

Большинство реакций являются обратимыми. Если речь идет о замкнутой системе, то при определенных условиях необратимая реакция становится обратимой.

4. Химическое равновесие.

     Состояние системы, при которой скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием.

     Состояние химического равновесия может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).

Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.

Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия.

Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье.

5. Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

    Принцип Ле Шателье.

    Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле

    Шателье.

     При воздействии на равновесную систему извне (изменить концентрацию, давление, температуру) равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это воздействие.

1. Изменение концентрации.

2 SO2  + O2 = 2 SO3 + Q

Если увеличить концентрацию конечных продуктов, то равновесие сместиться в сторону образования исходных продуктов, т. е. преобладает обратная реакция.

Если увеличить концентрацию исходных продуктов, то равновесие сместиться в сторону образования конечных продуктов, т. е. преобладает прямая реакция.

При уменьшении концентрации конечных продуктов реакции равновесие смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.

При уменьшении концентрации исходных продуктов реакции равновесие смещается в сторону образования исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.  

2. Влияние изменения давления.

3 H2  + N2  = 2 NH3

При увеличении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.

При уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.  

Если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции — изменение давления не оказывает смещения равновесия.

3. Влияние изменения температуры.

При повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.

           CO2 + C = 2CO – Q

При понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.  

2 SO2  + O2 = 2 SO3 + Q

5. Закрепление изученного материала.

    Выполнение тестовых заданий.

      Правильные ответы:  1. б ж а д е г в  

                                           2. б

                                           3. б

                                           4. а

                                           5. б

                                           6. а, б, в, ж.

6. Домашнее задание. 

    Выполнить задание №6  после & 6.2.

    Учебник О.С.Гариелян  Химия: учеб.для студ.учреждений сред.проф. образования.

7. Итоги урока.

ТЕСТ  по теме «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие».

1. Распределите реакции по мере уменьшения их скорости, первой поставьте ту,

   скорость, которой наибольшая:

                а) варка пищи;

                б) взрыв ядерного топлива;

                в) образование минералов;

                г) образование ржавчины;

                д) гниение листвы;

                е) разрушение зубов;

                ж) растворение поваренной соли в воде.

2. При повышении температуры, скорость реакции:

                а) уменьшается;

                б) увеличивается;

                в) не изменяется.

3. Газ сгорает быстрее:

                а) на воздухе;

                б) в чистом кислороде;

                в) при добавлении катализатора;

                г) не имеет значения.

4. Ферменты, которые используют в производстве сыра, вина, хлеба. Это:

               а) биологические катализаторы;

               б) придают вкус;

               в) придают цвет;

               г) увеличивают массу.

5. Для увеличения скорости реакции необходимо увеличить поверхность

    соприкосновения реагирующих веществ. Это:

               а) большой кусок мела поместить в раствор кислоты;

               б) мел растереть в порошок;

               в) в кислоту необходимо поместить несколько кусочков мела;

               г) увеличить объем кислоты.

6. Какие факторы повлияют на смещение химического равновесия вправо (т.е. на увеличение скорости прямой реакции) в системе:

       N2  +  O2  → 2 NO – Q  

               а) увеличение концентрации азота;

               б) увеличение концентрации кислорода;              

               в) уменьшение давления;

               г) увеличение давления;

               д) увеличение концентрации оксида азота;

               е) повышение температуры;

               ж) понижение температуры;

               з) никакой из факторов не повлияет на скорость реакций.