МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА ТЕОРЕТИЧЕСКОГО ЗАНЯТИЯ "ОБРАТИМОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ".
методическая разработка по химии на тему

МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА

теоретического занятия

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Учебная дисциплина «Химия»

34.02.01 Сестринское дело

Базовый уровень среднего профессионального образования

(уровень среднего профессионального образования)

1 курс

Москва

2018

СОДЕРЖАНИЕ

1. МЕТОДИЧЕСКИЙ БЛОК…………………………………………....4

• пояснительная записка………………………………………...5
• технологическая карта занятия……………………………….8
• оценочный лист……………………………………………....12
• критерии оценок……………………………………………...13
• литература…………………………………………………….14

2. БЛОК КОНТРОЛЯ ИСХОДНОГО УРОВНЯ ЗНАНИЙ………….15

• вопросы для контроля исходного уровня знаний………….16

3. ИНФОРМАЦИОННЫЙ БЛОК…………………………………….17

• Тема: «Обратимость реакций. Химическое равновесие»…18

4. БЛОК КОНТРОЛЯ ЭФФЕКТИВНОСТИ ОБУЧЕНИЯ………….29

• вопросы для самоконтроля………………………………….30
• упражнения для самостоятельной работы…………………32

5. ЭТАЛОНЫ ОТВЕТОВ……………………………………………..33
6. ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ………………………………………….38

ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

  Современное образование предлагает студенту освоить профессиональные знания, представленные в довольно обобщенной форме. Значимость, ценность такого образования заключается в актуализации проверенных практикой дидактических принципов, в частности, принципа сознательного отношения учащихся к процессу обучения и принципа перехода обучения к самообразованию для достижения профессиональной компетентности.

  Перед преподавателями стоит проблема разработки таких форм организации обучения, которые бы обеспечивали высокую эффективность обучаемых в овладении знаниями и умениями, активизацию и ускорение самого процесса усвоения.

  Реализация этих целей возможна только при продуктивном общении преподавателей и обучающихся (в случае обеспечения активного поведения обучающихся в процессе изучения материала), при формировании у обучающихся критического и творчески преобразующего отношения к действительности, потребности в стремлении к постоянному повышению уровня знаний и самосовершенствованию.

Современные условия предъявляют новые требования к молодому специалисту. Он должен быть нацелен на развитие известных и на поиск новых идей, уметь быстро адаптироваться к меняющимся условиям профессиональной деятельности и быть готовым к принятию решений.

  Методическая разработка по теме: «Обратимость химических реакций. Химическое равновесие» составлена на основе Федерального Государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования по специальности 34.02.01 Сестринское дело и в соответствии с рабочей программой по дисциплине «Химия» на I курсе раздела «Химические реакции», количество часов на тему – 2 часа. Разработка предназначена для преподавателей, работающих с обучающимися, которые ранее изучали химию и имеют представление об основных закономерностях строения и свойств химических элементов и их соединений.

          Цели занятия:

• продолжить формирование понятия о химической реакции;
• рассмотреть основные факторы, влияющие на скорость химических реакций;
• обосновать условия протекания обратимой реакции в нужном направлении;
• объяснить зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, поверхности соприкосновения реагентов, концентрации веществ, температуры, катализаторов;
• применять понятия: прямая и обратная реакция, эндо-  и экзотермические реакции; химическое равновесие и условия его смещения.

  Данная методическая разработка содержит следующие блоки:

• методический блок с подробным описанием хода занятия;
• блок информации;
• блок контроля;
• эталоны ответов на задания.

  Теоретическую основу общей химии составляют атомно – молекулярное учение, сведения о строении атома, периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, закономерности протекания химических реакций. Раздел «Химические реакции» позволяет студентам более полно овладеть всей суммой знаний, необходимых им в дальнейшей практической деятельности. Данные теоретические основы методической разработки позволяют обучающимся не только объяснять свойства изучаемых веществ, прогнозировать свойства соединений, зная их состав и химическое строение, но и использовать знания о скорости химических реакций, условиях их протекания, обратимости и состоянии равновесия.

Значительное место в содержании методической разработки отводится междисциплинарным связям, раскрывается значение химии, как базовой науки для медицины, затрагиваются вопросы использования химических знаний в повседневной работе медицинского работника.

  Контроль эффективности обучения проводится на всех этапах занятия, результаты заносятся в оценочный лист, на основании которого в конце занятия выставляются итоговые оценки.

ТЕХНОЛОГИЧЕСКАЯ КАРТА ЗАНЯТИЯ № 12

Дисциплина Химия Специальность «Сестринское дело» Курс I

Тема: Химические реакции 2.7.

Тема занятия: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Тип занятия: комбинированный

Форма проведения: лекция

Цели занятия:

Студент должен знать/понимать:

• Основы химической кинетики
• Закон Гесса

Студент должен уметь:

• Объяснять зависимость скорости химических реакций от различных факторов
• Объяснять направленность химических реакций
• Определять смещение химического равновесия под действием различных факторов
• Проводить расчеты по химическим уравнениям

Мотивация темы:

Химическое равновесие, как и вообще равновесие важно и необходимо. Некоторые нехимические реакции могут идти только до точки равновесия, после нее скорость прямых и обратных реакций равны. Но как можно повлиять на химическое равновесие и зачем вообще нужно на него влиять? Дело в том, что если в клетке заряды будут уравновешены по обе стороны мембраны почти мгновенно наступит смерть.

Навыки расчетов по химическим уравнениям являются ключевыми для будущего медика, ведь для того, чтобы понять какую дозу необходим о ввести пациенту надо помнить довольно много аспектов, в том числе и способы разведения и сохранения терапевтической концентрации, именно поэтому сегодня мы попрактикуемся в расчетах по уравнениям реакций.

Обеспечение занятия:

А. Оборудование (оснащение) занятия: компьютер, мультимедиапроектор,

видео-демонстрации

Взаимодействие цинка различной поверхности (порошка, пыли, гранул) с кислотой. Модель «кипящего слоя». Смещение равновесия в системе: Fe3+ + 3 CNS- → Fe(CNS)3; омыление жиров, реакции этерификации. Зависимость степени электролитической диссоциации уксусной кислоты от разбавления. Сравнение свойств 0,1 Н растворов серной и сернистой кислот; муравьиной и уксусной кислот; гидроксидов лития, натрия и калия.

Б.  Методическое обеспечение занятия: слайды презентации «Скорость химических реакций», «Химическое равновесие», «Расчеты по химическим формулам и уравнениям», компьютерная обучающая программа.

В. Учебная литература

основная: 1) О.С. Габриелян, И. Г. Остроумов, Е. Е. Остроумова, С. А. Сладков Химия для профессий и специальностей естественно-научного профиля: учебник для студентов учреждений среднего профессионального образования, М.: Издательский центр «Академия», 2016

дополнительная: 1) О. С. Габриелян, Г. Г. Лысова Химия: тесты, задачи и упражнения: учебное пособие для студентов учреждений среднего профессионального образования, М.: Академия 2016 г., 3-е изд.

2) О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков, Н. М. Дорофеева., Химия. Практикум: учебное пособие для студентов учреждений сред. проф. образования, М.: Академия 2016, 5-ое изд.

Содержание домашнего задания: ОЛ. 1 С. 236 – 240

Выполните задания:

1, 2, 3 – стр.239

5, 4 – стр. 240

Внеаудиторная самостоятельная работа: №23. (2.7.12) решение расчетных задач

Междисциплинарные связи: Биология «Белки», Сестринское дело «Расчет дозы антибиотика», Физика «Закон Гесса»

Внутридисциплинарные связи: химические реакции

                             ХОД ЗАНЯТИЯ

ОЦЕНОЧНЫЙ ЛИСТ

КРИТЕРИИ ОЦЕНОК

1. Для контроля исходного уровня знаний студенты объединяются в малые группы по четыре человека, каждой группе необходимо ответить на предлагаемые вопросы. Результаты ответов заносятся в оценочный лист, максимальное количество баллов – 6 (один правильный ответ – 1 балл).
2. Вопросы для самоконтроля оцениваются консультантами в малых группах, каждой группе предлагается по два вопроса. Результаты ответов заносятся в оценочный лист, максимальное количество баллов – 4 (один правильный ответ – 2 балла).
3. Студенты выполняют упражнения для самостоятельной работы, каждой группе предлагается ответить на один вопрос, правильный ответ – 3 балла.

более 90% верных ответов, менее 2 ошибок - «отлично»;

80 – 89,9% верных ответов, менее 4 ошибок - «хорошо»;

65 – 79,9% верных ответов, менее 6 ошибок - «удовлетворительно».

4. В конце занятия студенты-консультанты подводят итоги работы студентов своих групп по оценочным листам, подсчитывается общее число баллов и выставляются оценки:

«Отлично» - 12 - 13 баллов

«Хорошо» - 10 - 11 баллов

«Удовлетворительно» - 8 - 9 баллов

«Неудовлетворительно» - менее 8 баллов

ЛИТЕРАТУРА

Основная:

1. О.С. Габриелян, И. Г. Остроумов, Е. Е. Остроумова, С. А. Сладков Химия для профессий и специальностей естественно-научного профиля: учебник для студентов учреждений среднего профессионального образования, М.: Издательский центр «Академия», 2016

Дополнительная:

1. О. С. Габриелян, Г. Г. Лысова Химия: тесты, задачи и упражнения: учебное пособие для студентов учреждений среднего профессионального образования, М.: Академия 2016 г., 3-е изд.
2. О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков, Н. М. Дорофеева., Химия. Практикум: учебное пособие для студентов учреждений сред. проф. образования, М.: Академия 2016, 5-ое изд.

Интернет-источники

http://school-collection.edu.ru/ (ЦОР)

http://interneturok.ru/ (интернет-уроки)

www. pvg. mk. ru (олимпиада «Покори Воробьевы горы»).

www. hemi. wallst. ru (Образовательный сайт для школьников «Химия»).

www. alhimikov. net (Образовательный сайт для школьников).

www. chem. msu. su (Электронная библиотека по химии).

www. chemistry-chemists. com (электронный журнал «Химики и химия»).

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ ИСХОДНОГО УРОВНЯ ЗНАНИЙ

  Студенты объединяются в малые группы по четыре человека, каждой группе необходимо ответить на предлагаемые вопросы. Результаты ответов заносятся в оценочный лист, максимальное количество баллов – 6 (один правильный ответ – 1 балл):

1. Назовите признаки химических реакций?
2. Как записываются химические превращения?
3. Какие реакции называются реакциями разложения?
4. Какие реакции называются реакциями соединения?
5. Какие реакции называются реакциями замещения?
6. Какие реакции называются реакциями обмена?

1. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

1. Тепловые эффекты химических реакций

Многие химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии, т.к. при протекании любой химической реакции происходит разрыв химических связей в молекулах веществ и образование новых.

Разрыв химических связей сопровождается поглощением определенного количества энергии, а образование химических связей ― ее выделением.

В зависимости от соотношения этих количеств реакция идет с выделением или поглощением энергии (теплоты).

Химические реакции, в результате которых теплота выделятся, называются экзотермическими.

Химические реакции, в результате которых теплота поглощается, называются эндотермическими.

Тепловой эффект (Q) выражается в кДж или ккал:

1 ккал = 4,187 кДж.

Например, экзотермическая реакция:

N2(г)+3H2(г) ↔ 2NH3(г)+92 кДж (г).

Эндотермическая реакция:

N2(г)+O2(г) ↔ 2NO(г) -180 кДж.

Решение задач

Задача

По термическому уравнению синтеза аммиака рассчитайте, сколько теплоты выделится при образовании 2л аммиака (н.у.).

Решение

1. Записываем термохимическое уравнение:
2. 1/2N2(г)+3/2Н2(г) ↔ NH3(г)+46 кДж.
3.                       1 моль

                      22,4 л

4. Составляем пропорцию. При образовании 22,4 л NH3 выделяется 46 кДж теплоты, а при образовании 2 л NH3 выделяется х кДж теплоты:

22,4 л ― 46 кДж

2 л ― х кДж

Отсюда следует, что х = 46 кДж∙2 л/22,4 л = 4,1 кДж.

Ответ: при образовании 2 л NH3 выделяется 4,1 кДж теплоты.

2. Скорость химических реакций.

Золотые украшения сохраняют свою красоту и блеск много лет, а вот брошенный на улице железный гвоздь спустя несколько дней покрывается ржавчиной, а долька яблока уже через несколько часов покрывается бурой пленкой.

Бронзовый памятник во влажном воздухе медленно покрывается налетом основного карбоната меди (СuOH)2CO3

Окисление разрезанного яблока происходит в течение нескольких часов

Химические реакции протекают с различной скоростью. Скорость химических реакций ― изменение концентраций реагирующих веществ в единицу времени.

А+В = С+Д, v = -∆[А]/∆t, моль/л∙с,

где ∆[А] ― изменение концентрации вещества А за время ∆t.

Решение типовой задачи

Задача

Определите скорость химической реакции А+В = АВ, если начальная концентрация вещества А(С1) в определенный момент времени (t1) была равна 1 моль/л, а через 4 секунды концентрация этого вещества (С2) стала 0,6 моль/л.

3. Зависимость скорости химических реакций:

1. От природы реагирующих веществ

У каждого вещества свой характер, свой «темперамент», своя скорость взаимодействия с определенным реагентом.

Обратимся к хорошо знакомому взаимодействию металлов с кислотами. В этой реакции два слагаемых ― кислота и металл. Следовательно, каждый из них будет оказывать свое влияние на скорость этой реакции. Для металлов это влияние может в какой-то мере зависеть от положения этих металлов в ряду напряжений: медь, например, совсем не взаимодействует с раствором HCl (она стоит после Н). Но и химическая природа кислоты тоже будет влиять на скорость реакции:

Zn+H2SO4 → ZnSO4+H2 ↑ (быстро)

  серная          сульфат  

  кислота          цинка

Zn+CH3COOH → (CH3COO)2Zn+H2 ↑ (медленно)

   уксусная                      ацетат

   кислота                        цинка

2. От концентрации реагирующих веществ

Скорость химических реакций прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных коэффициентам перед формулами веществ в уравнении реакции.

Запишем уравнение в общем виде:

аА+bВ = сС+dD.

Скорость прямой реакции:

vпр.х.р= kпр·[A]а·[B]b.

Скорость обратной реакции:

vобр.х.р.= kобр.·[С]с·[D]d,

где k ― константа, [A], [B], [С], [D] ― концентрации веществ.

Решение типовой задачи

Задача

Определите, как изменится скорость химической реакции синтеза аммиака N2(г)+3Н2(г) ↔ 2NH3(г) при увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза.

Решение

1. Составим для данной реакции кинетическое уравнение v1 = k[N2]∙[H2]3;
2. Обозначим концентрацию N2 через х, концентрацию H2 ― через у. Тогда кинетическое уравнение реакции запишется в виде v1 = k∙х∙у3;
3. Определим скорость реакции при увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза: v2 = k∙2х(2у)3;
4. Найдем соотношение скоростей:

v2/v1 = k∙2х(2у)3/(k∙х∙у3) = 16 k∙х∙у3/(k∙х∙у3) = 16.

Ответ: скорость данной реакции при увеличении концентрации исходных веществ в 2 раза возрастает в 16 раз.

3. Oт площади соприкосновения реагирующих веществ

Чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции.

И здесь важно рассмотреть еще одну классификацию химических реакций ― по фазности, т. е. по агрегатному состоянию веществ. Все реакции делятся на: гомогенные (однофазные) ― т. е. реагирующие вещества одного агрегатного состояния; гетерогенные (разнофазные) ― т. е. реагирующие вещества разного агрегатного состояния.

Зависимость скорости химических реакций от поверхности реагирующих веществ относится в первую очередь к гетерогенным реакциям, а закон действия масс ― к гомогенным.

4. От температуры ― закон Вант-Гоффа

Закон Вант-Гоффа: "При изменении (повышении или понижении) температуры реакции на каждые 10°С скорость реакции соответственно изменяется (увеличивается или уменьшается) в 2–4 раза".

vt2 = vt1 γ(t2-t1)/10,

где γ ― температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°С.

Решение типовой задачи

Задача

Определите, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 10 до 40°С, если γ = 3.

Решение

vt2/vt1 = γ(t2-t1)/10 = 3(40-10)/10 = 33 = 27.

Ответ: при повышении температуры от 10 до 40°С скорость реакции увеличится в 27 раз по сравнению с первоначальной скоростью.

4. Влияние катализаторов

Катализаторы ― вещества, которые изменяют скорость химических реакций, но не расходуются в результате реакции. Катализаторы бывают положительными и отрицательными. Ингибиторы ― это отрицательные катализаторы, которые замедляют скорость химических реакций.

2. ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ

Химическое равновесие

Химические реакции, протекающие при заданных условиях во взаимно противоположных направлениях, называют обратимыми.

Поскольку скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ, то сначала скорость прямой реакции (v1) максимальна, а обратной (v2) ― равна нулю. Концентрация реагирующих веществ с течением времени уменьшается, а концентрация продуктов реакции возрастает, следовательно, v1 уменьшается, а v2 увеличивается. В определенный момент времени v1 = v2.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье (1884):

«Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию».

Для реакции аА+bB ↔ cC+dD в состоянии равновесия (vпр = vобр):

vпр = kпр∙[A]равнa∙[В]равнb;

vобр = kобр∙[С]равнc∙[D]равнd;

где [A]равнa, [В]равнb, [С]равнc, [D]равнd ― равновесные концентрации.

Так как vпр = vобр, то kпр∙ [A]равнa∙[В]равнb = kобр∙ [С]равнc∙[D]равнd;

kпр/kобр = [С]равнc∙[D]равнd/([A]равнa∙[В]равнb);

kпр = const, kобр = const, следовательно, kпр/kобр = const. Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций является величиной постоянной и называется константой равновесия (Кравн):

Кравн = kпр/kобр;

Кравн = [С]равнc∙[D]равнd/([A]равнa∙[В]равнb).

Вывод: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ в момент равновесия является постоянной величиной при данных условиях.

Факторы, смещающие равновесие, рассмотрим на примере реакции:

N2(г)+3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 92 кДж.

1. Влияние концентраций

• если увеличить концентрацию водорода [H2] или азота [N2], то равновесие смещается в сторону прямой реакции (т.е. вправо);
• если уменьшить концентрацию водорода или азота, то равновесие смещается в сторону обратной реакции (т.е. влево).

Вывод: равновесие обратимой реакции смещается вправо при увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции. Равновесие смещается влево при уменьшении концентрации исходных веществ и увеличении концентрации продуктов реакции.

2. Влияние температуры

При экзотермической прямой реакции:

• если увеличить температуру, то равновесие смещается в сторону обратной реакции (т.е. влево);
• с уменьшением температуры равновесие смещается в сторону прямой реакции (т.е. вправо);

При эндотермической прямой реакции:

• если увеличить температуру, то равновесие смещается в сторону прямой реакции;
• с уменьшением температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Вывод: при повышении температуры равновесной системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

3. Влияние давления

Химическое уравнение показывает, что прямая реакция идет с образованием меньшего числа молекул (молей) газа, т.е. с уменьшением давления:

N2   +   3H2   ↔   2NH3

1 моль  3 моль   2 моль

Следовательно:

• с увеличением давления равновесие смещается в сторону прямой реакции;
• с уменьшением температуры равновесие смещается в сторону обратной реакции.

Вывод: при увеличении давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул (молей) газообразных веществ; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону увеличения числа молекул (молей) газообразных веществ.

4. Влияние катализаторов

Катализаторы в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции, следовательно, не смещают равновесие.

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

  После изучения нового материала студентам предлагается ответить на вопросы. Работа проводится в малых группах, каждой группе предлагается по два вопроса. Результаты работы заносятся в оценочный лист, 1 вопрос –   2 балла.

1. Какие реакции называют экзотермическими?
2. Какие реакции называют эндотермическими?
3. Что такое скорость химической реакции?
4. Объясните зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ.
5. Как зависит скорость реакции от концентрации реагирующих веществ?
6. Как зависит скорость реакции от температуры?
7. Какие вещества называют катализаторами?
8. Какие вещества называют ингибиторами?
9. Какие реакции называют обратимыми реакциями?
10. Что называют химическим равновесием?
11. Как формулируется принцип Ле Шателье?
12. Как влияет изменение концентраций веществ на равновесную систему?
13. Как влияет изменение температуры на равновесную систему?
14. Как влияет изменение давления на равновесную систему?

Распределение вопросов по группам:

• Первая группа: вопросы 1, 11.
• Вторая группа: вопросы 2, 12.
• Третья группа: вопросы 3, 13.
• Четвёртая группа: вопросы 4, 10.
• Пятая группа: вопросы 5, 14.
• Шестая группа: вопросы 6, 8.
• Седьмая группа: вопросы 7, 9.

УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

  Каждой группе студентов предлагается ответить на один вопрос, правильный ответ – 3 балла:

1. Подберите условия для смещения химического равновесия системы вправо, руководствуясь принципом Ле Шателье: СаСО3 ↔ СаО + СО2↑ - Q.
2. По термическому уравнению S(тв)+O2(г) = SO2(г) + 297 кДж рассчитайте, какое количество теплоты выделится при сгорании 640 г серы.
3. По термическому уравнению S(тв)+O2(г) = SO2(г) + 297 кДж рассчитайте, сколько литров кислорода (н.у.) вступает в реакцию, если при этом выделяется 59,4 кДж теплоты.
4. По термическому уравнению S(тв)+O2(г) = SO2(г) + 297 кДж рассчитайте, сколько граммов серы сгорело, если известно, что выделилось 594 кДж теплоты.
5. Определите, как изменится скорость химической реакции 2SO2(г)+O2(г) ↔ 2SO3(г) при уменьшении концентрации исходных веществ в 3 раза.
6. Чему равен температурный коэффициент реакции, если при повышении температуры на 50°С ее скорость увеличивается в 32 раза?
7. Определите тип химической реакции:

1. 2КNO3 = 2KNO2+O2 
2. 4P+5O2 = 2P2O5.
3.  Zn + 2HCl = H2 + ZnCl2.
4. H2SO4+2KOH = K2SO4+2H2O.

ЭТАЛОНЫ ОТВЕТОВ НА ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ ИСХОДНОГО УРОВНЯ ЗНАНИЙ

1. Признаки химических реакций: появление запаха; выпадение осадка (если продукт реакции в воде нерастворим); растворение осадка; выделение газа и изменение цвета; выделение теплоты и света.
2. Химические превращения записываются в виде уравнений химических реакций.
3. Реакции разложения ― это реакции, в результате которых из одного исходного вещества образуется два и более новых веществ, как простых, так и сложных.
4. Реакции соединения ― это реакции, в результате которых из двух и более исходных веществ образуется одно сложное вещество.
5. Реакции замещения ― это реакции, при которых из исходных простого и сложного веществ образовались новое простое и новое сложное вещества.
6. Реакции обмена ― это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями, например, ионами.

ЭТАЛОНЫ ОТВЕТОВ НА ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Экзотермическими называют реакции, идущие с выделением теплоты.
2. Эндотермическими называют реакции, идущие с поглощением теплоты.
3. Скорость химической реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
4. У каждого вещества свой характер, свой «темперамент», своя скорость взаимодействия с определенным реагентом. Например, в реакциях между металлом и кислотой скорость будет зависеть от положения металла в ряду напряжений и от химической природы кислоты.
5. Скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ.
6. При повышении температуры на 10 градусов скорость реакции увеличивается в 2 – 4 раза.
7. Катализаторами называются вещества, которые увеличивают скорость химической реакции.
8. Ингибиторами называются вещества, которые уменьшают скорость химической реакции.
9. Обратимыми реакциями называют реакции, которые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях.
10. Химическим равновесием называют такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны.
11. Принцип Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить концентрацию, температуру, давление), то равновесие смещается в сторону той реакции, которая противодействует этому воздействию».
12. При увеличении концентрации реагирующих веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции и наоборот.
13.  При повышении температуры экзотермической реакции равновесие смещается в сторону обратной реакции и наоборот.
14.  При увеличении давления реагирующих веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции при условии большего объема реагирующих веществ.

ЭТАЛОНЫ ОТВЕТОВ НА УПРАЖНЕНИЯ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ

1. Повышение температуры и удаление из системы углекислого газа.
2. 5940 кДж.
3. 4,48 л.
4. 64 г.
5. Скорость химической реакции уменьшится в 27 раз.
6. Температурный коэффициент реакции равен 2.
7. а) реакция разложения; b) реакция соединения; c) реакция замещения; d) реакция обмена.  

ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ

  В качестве домашнего задания студентам предлагается:

1. Подготовить сообщение по теме: «Смещение кислотно-щелочного равновесия в организме человека».
2. О.С. Габриелян, И. Г. Остроумов, Е. Е. Остроумова, С. А. Сладков Химия для профессий и специальностей естественно-научного профиля: учебник для студентов учреждений среднего профессионального образования, М.: Издательский центр «Академия», 2016 С. 236 – 240 Выполните задания: 1, 2, 3 – стр.239; 5, 4 – стр. 240