Элективный курс тайны химической реакции - pismo.netnado.ru o_O
Главная
Поиск по ключевым словам:
страница 1
Похожие работы
Элективный курс тайны химической реакции - страница №1/1





МОУ Навлинская СОШ № 1

9 класс

Элективный курс


ТАЙНЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ




Учитель: Кожемяко Г. С.

ТАЙНЫ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ.
Пояснительная записка.

Данный курс посвящен одной из тем, изучаемых в 9 классе, - «Химическая кинетика и равновесие». Он рассчитан на 17 часов учебного времени и может быть организован в целях предпрофильной подготовки учащихся 9-х классов. Это традиционный предметный курс, имеет прагматическую функцию: целевая подготовка школьников к ликвидации пробелов в знаниях, к успешной сдаче мини-ЕГЭ за 9 класс.

В базовой программе для 9-х классов ученики эту тему изучают поверхностно, она представлена односторонне. В ней даются отдельные представления по химической кинетике: о прямой и обратной реакциях, скорости реакции и изменении скорости под влиянием различных факторов, катализе и катализаторх. При этом почти не применяется математический аппарат, не рассматривается решение задач, почти не предусмотрен эксперимент. Но при этом, как известно, большое количество вопросов по химической кинетике активно используются в тестах ЕГЭ.

Поэтому в данном курсе дополнительно рассматриваются такие вопросы, как закон действия масс, константа скорости химической реакции, константа равновесия, принцип Ле Шателье, предусмотрен ряд практических занятий и решение расчетных задач по данной теме. Завершается изучение курса выполнением контрольного теста, упражнений и задач.

Таким образом, тематическое планирование предусматривает две лекции с элементами беседы и применением компьютерной программы «Скорость химической реакции» по теоретическим вопросам, три практические работы с выполнением опытов, доказывающих влияние различных факторов на скорость реакции и смещение химического равновесия, два практикума по решению расчетных задач, на определение константы химической реакции, вычисления скорости реакции при изменении концентрации веществ, температуры, давления, а также вычисления константы химического равновесия, равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот. В итоге предусмотрено выполнение контрольного теста «Смещение химического равновесия» и контрольное задание, включающее вопросы о скорости реакции и условиях смещения химического равновесия.
Цель курса: сформировать более целостный и законченный круг знаний о химической кинетике, создать условия для развития интереса к изучению химии и проведению химического эксперимента, умения самостоятельно приобретать и применять знания, наблюдать и описывать результаты наблюдений, делать выводы.
Тематическое планирование.


Тема

занятия.


Содержание.

Кол–во

часов.


Форма проведения

урока.


1

2

3

4

1.Скорость химической реакции, влияние на скорость различных факторов.

Понятие о средней и мгновенной скорости.

Факторы, влияющие на скорость химической реакции.

Закон действия масс. Правило Ван-Гоффа.

Константа скорости химической реакции.

Катализ – гомогенный и гетерогенный.

Механизм каталитического действия.



2 ч

Лекция с элементами беседы с использованием программы «Скорость химических реакций».

2.Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Опыт 1.Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Опыт 2.Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Опыт 3.Зависимость скорости реакции от температуры.

2 ч

Практическая работа.

3.Катализ.

1. Понятие об активных молекулах.

2. Энергия активации.

3. Гомогенный катализ. Опыт 1.

4. Гетерогенный катализ. Опыт 2.

5. Скорость гетерогенных реакций. Опыт 3.


2 ч

Практическая работа.

4.Решение расчетных задач.

1. Математическое выражение скорости предложенных реакций.

2. Определение константы химической реакции.

3. Вычисление скорости реакций при изменении концентрации веществ, температуры, давления.


2 ч

Практикум по решению задач.

5.Химическое равновесие.

Обратимые и необратимые химические процессы. Химическое равновесие, его математическое выражение. Константа равновесия. Принцип Ле Шателье.

2 ч

Лекция с элементами беседы и использование компьютерной программы.

6.Смещение химического равновесия.

Опыт 1.Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Опыт 2.Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.



1 ч

Практическая работа.

7.Решение расчетных задач.

Вычисление константы химического равновесия.

Вычисление равновесных концентраций по исходным концентрациям реагирующих веществ и наоборот.



2 ч

Практикум по решению задач.

8.Выполнение теста «Смещение химического равновесия».




1 ч




9.Выполнение упражнений и решение задач по теме курса.




3 ч





Требования к подготовке учащихся.

В процессе обучения учащиеся приобретают следующие конкретные знания о:

- скорости химической реакции, факторах, влияющих на скорость химической реакции;

- химическом равновесии и условиях его смещения;

- роли эксперимента в познании;

- соотношении теории и эксперимента в познании;

- правилах записи результата измерения;

А также умения:

- наблюдать и изучать явления и свойства веществ;

- описывать результаты наблюдений;

- вычислять скорость химической реакции при влиянии различных факторов;

- уметь определять направление смещения химического равновесия при влиянии различных факторов.


Литература.

  1. Бабич, Л.В. , Базелин С.А., Гликина Ф.Б. и др. Практикум по неорганической химии. – М.: Просвещение, 2006.

  2. Дьякович С.В. Методика факультативных занятий по химии. – М.: Просвещение, 2005.

  3. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В.. Химия. Пособие для средней школы 8-11 классы. – М.: Экзамен. Оникс 21 век, 2006.

  4. Хомченко Г.П., Хомченко И.Г.. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. – М.: Новая волна, 2006.

Описание опытов к занятию 2:

  1. Влияние природы реагирующих веществ на скорость химической реакции.

Для проведения опыта укрепить в штативе пробирку с газоотводной трубкой, свободный конец которой опустить в кристаллизатор с водой. Другую пробирку, заполненную водой, перевернуть вверх дном и опустить в кристаллизатор с водой. Пробирку с газоотводной трубкой заполнить на 2/3 объема 0,1 н. раствором уксусной кислоты, затем внести туда 2-3 гранулы цинка, предварительно промытые водой и высушенные фильтровальной бумагой. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой, конец которой под водой подвести под отверстие пробирки с водой (следить, чтобы в пробирку не проник воздух, и чтобы из нее не вылилась вода). С помощью секундомера или метронома отметить время заполнения пробирки газом.

По окончании опыта вылить уксусную кислоту из пробирки, промыть цинк, высушить его фильтровальной бумагой. Провести опыт снова, заполнив пробирку на 2/3 объема 0,1 н. раствором соляной кислоты.

Сравнить скорости взаимодействия с цинком соляной и уксусной кислот одинаковой концентрации и дать объяснение наблюдаемым явлениям.




  1. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

а) К 1 н. раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 прилить 2 н. раствор серной кислоты H2SO4. наблюдать помутнение раствора, которое вызвано взаимодействием тиосульфата натрия и серной кислоты с выделением свободной серы:

Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O + S

Время, которое проходит от начала реакции до заметного помутнения раствора, характеризует скорость реакции.

б) в три большие пронумерованные пробирки налить разбавленный ( 1:200 ) раствор тиосульфата натрия Na2S2O3: в первую – 5 мл, во вторую – 10 мл, в третью – 15 мл. К содержимому первой пробирки добавить затем 10 мл воды, а второй – 5 мл воды. В три другие пробирки налить по 5 мл разбавленной ( 1:200 ) серной кислоты. В каждую пробирку с раствором Na2S2O3 прилить при помешивании по 5 мл приготовленной H2SO4 и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора в каждой пробирке.

Записать результаты по следующей схеме:




Про-бир-ки



Объем раствора Na2S2O3, мл

Объем H2O, мл

Объем раствора H2SO4, мл

Общий объем раствора, мл

Условная концент-рация Na2S2O3

Время протека-ния р-ции до появления мути, t

Скорость р-ции в условных единицах v = l/t

1

2

3



5

10

15



10

5

-



5

5

5



20

20

20



1C

2C

3C








Те же результаты изобразить графически, отложив на оси абсцисс условные концентрации Na2S2O3, а на оси ординат – скорости реакции v = l/t.

Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Согласуются ли ваши наблюдения с законом действия масс?



  1. Зависимость скорости реакции от температуры.

Для опыта взять разбавленные ( 1:200 ) растворы Na2S2O3 и H2SO4 .

Налить в три большие пронумерованные пробирки по 10 мл раствора Na2S2O3, а в другие три – по 10 мл раствора серной кислоты и разделить их на три пары: по пробирке с раствором Na2S2O3 и с H2SO4 в каждой паре.

Отметить температуру воздуха в лаборатории, слить вместе растворы первых двух пробирок, встряхнуть и определить время с момента добавления кислоты до помутнения раствора.

Две другие пробирки поместить в химический стакан с водой и нагреть воду до температуры на 10 градусов выше комнатной. За температурой следить по термометру, опущенному в воду. Слить содержимое пробирок, встряхнуть и отметить время от слива до появления мути.

Повторить опыт с оставшимися двумя пробирками нагрев их в том же стакане с водой на 20 градусов выше комнатной.

Записать результаты по следующей форме:


№ про-бирки

Объем раствора Na2S2O3

Объем раствора H2SO4

Температура

Время появления мути,t

Скорость р-ции в условных единицах

V = l/t


1

2

3



10

10

10



10

10

10



t

t +10


t +20







Составив график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от температуры для данного опыта. Для этого на оси абсцисс нанести в определенном масштабе значения температуры опытов, а на оси ординат – величины скорости реакции v = l/t. Сделать вывод о зависимости скорости химической реакции от температуры. Какие значения принимает температурный коэффициент для большинства химических реакций?
Описание опытов к занятию 3:
1.Гомогенный катализ.
Проследить каталитическое ускорение окисления соединений марганца (II) до марганца (VII). Окисление соединений марганца (II) до марганца(VII) легко наблюдать, так как ион Mn практически бесцветный, а ион MnO4(в котором марганец имеет степень окисления +7) окрашен в фиолетово – красный цвет.

Внести в две пробирки по 3-4 мл раствора сульфата марганца (II) или нитрата марганца (II)(но не хлорида марганца(II), так как хлорид-ионы мешают проведению реакции) и подкислить таким же образом 2 н. раствора азотной кислоты. В одну из пробирок добавить каплю раствора нитрата серебра и в обе пробирки по щепотке кристаллического персульфата аммония (NH4)2S2O8. Поместить обе пробирки в стакан с водой. В какой пробирке раньше появилось фиолетово-красное окрашивание?

Реакция выражается уравнением:

2MnSO4 + 5(NH4)2S2O8 +8H2O = 2HMnO4 + 5(NH4)2SO4 + 7H2SO4.

Азотная кислота на реакцию не расходуется и добавляется для создания определенной кислотности среды в начале реакции. В качестве промежуточных юыстро протекающих процессов происходит восстановление ионов серебра ионами марганца (II) и обратное окисление серебра персульфатом аммония. Какой ион является катализатором в данном процессе?
2.Гетерогенный анализ.

Проследить каталитическое действие разных катализаторов на реакцию разложения пероксида водорода 2Н2О2 = 2Н2О + О2 по скорости обесцвечивания индигокармина за счет окисления красителя выделяющимся кислородом.

Налить в три пробирки по 10 капель раствора индигокармина. В первую пробирку добавить щепотку оксида марганца (IV) MnO2 , во вторую – столько же оксида свинца (IV) PbO2. Третью пробирку оставить в качестве эталона.

В трех других пробирках приготовить по 3 мл 30%-ного раствора пероксида водорода и быстро перелить их в каждую из пробирок с красителем. Встряхнуть все три пробирки. Записать, через какой промежуток времени обесцветится краситель в каждой из трех пробирок, и сделать вывод о сравнительном каталитической действии катализаторов.


3.Скорость гетерогенных химических реакций.

а) В сухой ступке осторожно смешать ( не растирая) несколько кристаллов нитрата свинца (II) и иодида калия. Происходит ли изменение окраски?

Далее следует энергично растирать кристаллы. Что происходит?

Из пипетки добавить к смеси несколько капель воды; обратить внимание на изменение окраски. Объяснить опыт в целом. Написать уравнение реакции.

б) Собрать прибор. В колбу емкостью 50 мл внести 0,2 г порошка цинка или железа, прилить 20 мл 2 н. раствора серной кислоты. Быстро закрыть колбу газоотводной трубкой, конец которой подвести под бюретку, заполненную водой, и определить объем водорода, выделившегося в течении 5 минут. Опыт вести при постоянной температуре, тщательно взбалтывая смесь реагирующих веществ.

Проделать тот же опыт, используя 0,2 г металла в виде железной стружки или гранул цинка. Как влияет на скорость, химической реакции, протекающей в гетерогенной среде, величина поверхности реагирующих веществ?


Описание опытов к занятию 6:
1.Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.
В небольшом стаканчике смешать по 10 мл 0,001 н. растворов хлорида железа (III)FeCl3 и роданида калия K3CN. Написать уравнение этой обратимой реакции и выражение константы равновесия для нее.

Полученный раствор разлить поровну в 4 пробирки. В первую пробирку добавить немного раствора хлорида железа (III), во вторую – концентрированного раствора роданида калия, а в третью – немного кристаллического хлорида калия, четвертую пробирку оставить для сравнения. Сравнить цвета жидкостей в пробирках. По изменению интенсивности окраски судят об изменении концентрации роданида железа (III) Fe(SCN)3, то есть о смещении равновесия.

Объясните изменение цвета на основании закона действия масс. Сместится ли равновесие при разбавлении полученных растворов?
2.Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия.
Для опыта использовать два сообщающихся сосуда, заполненных оксидом азота (IV). Оксид азота (IV) полимеризуется, ив результате обратимой реакции устанавливается равновесие:

2NO2 = N2O4 + 54,39 кДж

NO2 – газ темно-бурого цвета, N2O4 – бледно-желтый, почти бесцветный газ. Поэтому по изменению окраски смеси этих газов можно судить об изменении концентрации ее компонентов, то есть о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

Одну из колб прибора опустить в стакан с горячей водой, а другую – в стакан с холодной. Наблюдать изменение цвета газовой смеси в колбах.



В каждую сторону сместилось равновесие в каждой из колб? Вынуть сосуды из стаканов. Как изменяется окраска газа в этом случае? Дать объяснение наблюдаемым явлениям, исходя из принципа Ле Шателье.