Розробка уроків на тему "Класифікая хімічних реакцій"

ТЕМА 2. ХІМІЧНІ РЕАКЦІЇ

 Урок 29

Тема уроку: Класифікація хімічних реакцій за різними ознаками.

 Мета уроку:

освітня : узагальнити й систематизувати знання учнів про хімічні реакції, розвиваюча:розвивати вміння й навички визначення типів хімічних реакцій  за рівнянням хімічних реакцій; розвивати логічне мислення, вміння узагальнювати  і робити висновки;

виховна: виховувати цікавість до предмету.

 

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок  і творчого застосування їх на практиці.

Форми роботи: розповідь учителя, фронтальна робота, індивідуальна робота з картками – завданнями.

Обладнання : Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активності металів, картки – завдання.

Не, бійся, що не знаєш,

Бійся, що не навчишся.

Китайська мудрість.

 

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ Актуалізація опорних знань. Мотивація навчальної діяльності.

Фронтальна бесіда

•                                                                                                                             Що таке хімічна реакція?
•                                                                                                                             Що показує рівняння хімічної реакції?
•                                                                                                                             Назвіть основні типи хімічних реакцій за кількістю вихідних речовин і продуктів реакції ( розкладу, сполучення, заміщення, обміну).

 

Завдання 1. Допишіть рівняння хімічних реакцій і вкажіть тип реакції

А) WO3 + H2 →           б) KOH + H3PO4→

В) BaCO3 →                г)Al + CuSO4 →

Д) AlCl3+NaOH →     е) KClO3→

Ж)Fe(OH)3 →             з) CaO +H2O→

И)Zn+H2SO4 →          к)Ba(NO3) 2→

Л)Fe+Cl2→                  м)P2O5 +H2O→

 Завдання 2. Запишіть рівняння хімічної реакції горіння метану СН4. Назвіть ознаки протікання хімічної реакції.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Раніше ви ознайомилися з різними типами хімічних реакцій. Тепер розглянемо  цей матеріал в узагальненому вигляді. Вивчені вами хімічні реакції можна умовно класифікувати за такими ознаками :

 

Класифікація хімічних реакцій

За кількістю та складом реагентів і продуктів реакцій

                                     ↓                                                                              ↓

Сполучення

 

Розкладу

                                                                                           

 

Обміну

 

Заміщення

 

           

За  тепловим ефектом

 

Екзотермічні

 

Ендотермічні

 

 

За зміною ступеня окиснення

 

Окисно - відновні

 

Без зміни ступеня окиснення

 

 

 

За наявністю каталізатора

 

Каталітичні

 

Некаталітичні

 

 

  

За напрямом протікання

 

Необоротні

 

Оборотні

 

 

 

 

 

 

IV. Закріплення матеріалу

Завдання 1 . Розставте  коефіцієнти в рівнянні реакції та визначте тип реакції за тепловим ефектом, за складом і кількістю реагентів і продуктів реакції:

А) H2O2     ^͢MnO2  H2O + O2↑- ΔǪ

Б) CuO + H2SO4 → Na Cl + H2O - ΔǪ

В)NaOH+HCl →NaCl+ H2O - ΔǪ

Г)H2 + O2 → H2O+ ΔǪ

Д)NH3   ^͢Fe  N2+H2 - ΔǪ

Е)C + O2 →CO2 +ΔǪ

 

V. Підбиття підсумків уроку

VI. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа , відповісти на запитання до нього.

Завдання 4. Складіть рівняння реакцій за схемою, укажіть тип хімічної реакції

Кальцій →кальцій оксид→ кальцій гідроксид → кальцій карбонат.

Творче завдання . У схему класифікації вписати приклади рівнянь хімічних реакцій.

 

 

 

 

 

 

УРОК 30

Тема уроку : Реакція  сполучення , розкладу , заміщення й обміну

Мета уроку:

освітня:розвивати навички й уміння складати рівняння хімічних реакцій; формувати навички розпізнавання типів реакцій теоретично – за рівняннями реакції, експериментально – за ознаками хімічних реакцій;

розвиваюча:розвивати пам'ять, мислення;

виховна:виховувати вміння працювати у групі.          

Тип уроку: формування вмінь і навичок.

Форми роботи: фронтальне опитування,  демонстраційний експеримент, групова робота, самостійна робота.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активності металів, плакат із правилами техніки безпеки в кабінеті хімії.

Демонстрація 6. Реакції розкладу, сполучення, заміщення, обміну.

 « Думати й діяти, діяти й думати –

Ось мета нашої мудрості».

Й. Гете

 

 

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Актуалізація опорних знань. Мотивація навчальної діяльності.

1. Самостійна робота

Варіант І

S→SO2→H2SO3→K2SO3→CaSO3

Варіант ІІ

P→P2O5→H3PO→Na3PO4→Ba3(PO4)2

Варіант ІІІ

       C→CO2→H2CO2→BaCO3→Ba(NO3)2

1.     Запишіть рівняння хімічних реакції для здійснення перетворень за схемою.
2.     Укажіть тип хімічних реакцій.
3.     Рівняння 3 і 4 запишіть у йонній формі.
4.     Обчисліть масу вихідної речовини для одержання 10 г кислоти.

 

2. Фронтальне опитування

• Які речовини називаються каталізаторами?
• Яку роль в органічних реакціях виконують ферменти?
• На які дві групи поділяються хімічні реакції за тепловим ефектом?

 

ІІІ. Виконання тренувальних вправ, демонстраційний експеримент

Демонстрація

А. Візьмемо для проведення експерименту порошки заліза й сірки, розітремо в ступці

( Питання до класу. Чи можлива хімічна реакція? – Ні) Тепер підігріємо суміш у тиглі). Після початку реакції  демонструємо учням  мимовільне продовження реакції. Учні записують на  дошці рівняння:

Fe+S→FeS+ΔǪ

Чому реакція продовжується після припинення нагрівання? Тому що протікання реакції відбувається з виділенням тепла, достатнього для саморозігріву  реакційної суміші.

Назвіть тип хімічної реакції. ( Сполучення)

Хімічні реакції , в результаті яких із двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина , називаються реакціями сполучення.

Б) Завдання. З феруму (ІІ) сульфату одержіть ферум (ІІІ) гідроксид. Що необхідно додати? ( Луг)

За якою ознакою можна судити про протікання хімічної реакції?( Випадання осаду)

Записуємо рівняння реакції в молекулярній та йонній формах:

FeSO4+2NaOH→Na2SO4+ Fe (OH)2↓

Fe²⁺+2OH^-→Fe(OH)2↓

 

 

 

 

Укажіть тип хімічної реакції.( Обміну)

Хімічні реакції, під час яких дві речовини обмінюються своїми складовими частинами, утворюючи дві нові речовини, називаються реакціями обміну.

Тепер, дотримуючись правил техніки безпеки, підігріємо осад. Що спостерігається ? ( Зміна забарвлення осаду). Записуємо рівняння реакції:

Fe(OH)2 ^͢t FeO+H2O

 

Укажіть тип реакції. ( Розкладу)

Хімічні реакції, в результаті яких із однієї речовини утворюються дві чи більше нових речовин, називаються реакціями розкладу.

В.; Наведіть приклад реакції заміщення.

Розглянемо цей тип реакції експериментально . Візьмемо чотири пробірки з розчинами: натрій сульфату, сульфатної кислоти, купрум(ІІ) сульфату, води.

Зануримо в кожну пробірку гранулу цинку.  Припустіть, у якій із пробірок реакція протікатиме, а в якій – ні. Запишемо можливі рівняння реакцій у молекулярній та йонній формах:

H2SO4 + Zn→H2↑+ZnSO4

2H⁺ + Zn⁰ →H⁰2↑+Zn ²⁺

CuSO4 +Zn→Cu+ZnSO4

Cu²⁺ + Zn⁰→Cu⁰+Zn²⁺

 

 Укажіть  тип реакції . ( Заміщення)

Хімічні реакції між простою і складною речовинами, під час яких атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині , утворюючи нову просту і нову складну речовини, називаються реакціями заміщення.

Г. Для наступного експерименту візьмемо ті самі розчини й додамо до кожного з них розчин натрій гідроксиду. Припустіть, у якій із пробірок протікатиме хімічна реакція. За якими ознаками можна стверджувати, що реакція протікає необоротно. Підтвердьте це рівняннями реакцій у молекулярній та йонній формах.

 

 

H2SO4 +2NaOH→Na2SO4+2H2O

2H⁺ + 2OH^- →2H2O

CuSO4+2NaOH→Na2SO4+Cu(OH)2

Cu²⁺ +2OH^-→ Cu(OH)2

 

Укажіть тип хімічних реакцій .( Обміну)

Хімічні реакції, під час яких дві речовини обмінюються своїми складовими частинами, утворюючи дві нові речовини, називаються реакціями обміну.

Д. Для виконання наступного завдання учні об'єднуються в групи, кожна з яких пропонує свій варіант. Відповіді обговорюються в класі, коригуються, записуються учнями в зошитах.

Дано речовини: кисень, цинк, хлоридна кислота , вода, сірка, натрій гідроксид. Наведіть приклади двох-трьох реакцій розладу, сполучення, заміщення й обміну, використовуючи запропоновані реактиви та продукти їх взаємодії.

 

IV. Підбиття підсумків уроку.

Які хімічні реакції – розкладу, сполучення, заміщення чи обміну – можуть протікати зі зміною ступеня окиснення атомів у речовинах?

Чи можна стверджувати, що всі екзотермічні реакції – це реакції сполучення, а ендотермічні – розкладу?

Які ознаки реакції вказують  на необоротність хімічної реакції?

Щоб обгрунтувати відповіді на ці питання, необхідно на наступних уроках глибше вивчити закономірності протікання хімічних реакцій. Учитель узагальнює отримані відомості про типи хімічних реакцій, оцінює роботу учнів на уроці.

V. Оцінки і їх мотивація

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

Творче завдання. Скласти кросворд або ребус із  одним із ключових слів: 

« розклад», « сполучення», « заміщення», « обмін».

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 31

Тема: Окисно – відновні реакції. Процеси окиснення, відновлення. Окисники, відновники.

Мета уроку:

освітня: розширити уявлення про хімічні реакції на прикладі реакцій окиснення й відновлення; показати єдність двох протилежних процесів; окиснення й відновлення – як властивості атомів віддавати та приєднувати електрони; ознайомити учнів із прикладами окисників і відновників;

розвиваюча:розвивати мислення, вміння  узагальнювати і робити висновки; виховна:виховувати пізнавальний інтерес до предмету.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок і творчого застосування їх на практиці.

Форми роботи:  фронтальна робота, виконання тренувальних вправ, самостійна робота, розповідь учителя.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активності металів.

Не думки слід навчати, а думати!

І.Кант

 

ХІД УРОКУ

І. Організація класу.

ІІ. Перевірка домашнього завдання, обговорення відповідей учнів.

Гра «Ланцюжок»

Обведіть кружечком слово « Так» , якщо твердження правильне, слово « Ні» - якщо неправильне.

Так	Ні	1.Схема А  + Б = АБ відповідає реакції сполучення.
Так	Ні	2. Схема А + БВ = АВ + Б відповідає реакції обміну.
Так	Ні	3. Реакції, які відбуваються з виділенням теплоти, називаються ендотермічними.
Так	Ні	4. У реакції розкладання може брати участь одна складна речовина
Так	Ні	5. У реакції сполучення можуть брати участь дві складні речовини
Так	Ні	6. Взаємодія сірки з киснем є реакцією обміну
Так	Ні	7. Реакція, яка відповідає рівнянню 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2  , є реакцією заміщення
Так	Ні	8. Реакція , яка відповідає рівнянню 2HgO→2Hg + О2 , є реакцією розкладання
Так	Ні	9. Реакція, що відбувається з використанням майже всієї кількості реагентів, є необоротною
Так	Ні	10. При прожарюванні калій перманганату відбувається реакція сполучення
Так	Ні	11. Реакція взаємодії кислот з основами є реакцією обміну
Так	Ні	12. Реакція взаємодії металів із кислотами є реакцією сполучення

 

 

 

 

2. Фронтальна робота

• Що таке ступінь окиснення?
• Які правила необхідно згадати, щоб визначити ступінь окиснення атомів у речовині?
• Розрахуйте ступінь окиснення Нітрогену в сполуках: NH3,NO,N2O3,NO2,HNO3,HNO2.
• Запишіть процеси передачі електронів, у результаті яких ступінь окиснення Нітрогену зміниться від 0 до -3; +3; +4.
• А) N0+3e-→N-3
• Б) N0 – 3e-→N+3
• В) N0 – 4e→N+4
• Подумайте, у яких випадках ідеться про процеси окиснення(б,в)
• Подумайте, у яких випадках ідеться про процеси відновлення. (а)

ІІІ. Вивчення нового матеріалу.

Серед різноманітних типів хімічних реакцій можна вирізнити ще такі, що відбуваються зі зміною ступенів окиснення елементів, які входять до складу реагуючих речовин. За цією ознакою всі хімічні реакції поділяються на два типи.

1. Реакція, що відбувається без зміни ступенів окиснення елементів, які входять до складу реагуючих речовин. Наприклад:

+2+4-2      +2-2     +4-2

CaCO3= CaO + CO2↑

+1-2+1   +1+6-2       +1+6-2     +1 -2

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

 

Зверни увагу: ступені окиснення атомів кожного елемента до і після реакції залишилися без змін.

2.Реакції, що відбуваються зі  зміною ступенів окиснення атомів елементів, які входять до складу реагуючих речовин.

Наприклад:

   +2  -2    0        0

2HgO=2Hg + O2↑

 0        +1 +6 -2      +2+6-2            0

Mg+ H2SO4 = MgSO4 + H2↑

 

Тут у першому рівнянні Меркурій та Оксиген, а в другому – Магній та Гідроген змінили ступені окиснення.

Реакції , які відбуваються зі зміною ступенів окиснення елементів, що входять до складу реагуючих речовин, називають окисно – відновними

 

 

Чим же пояснюється зміна ступенів окиснення елементів? Вона пояснюється тим, що в процесі реакції електрони переходять( або зміщуються) від одних атомів до інших.

 

Процес віддавання електронів атомом елемента називають окисненням. А процес їх приєднання – відновленням.

 

 

У наведеному прикладі Магній до реакції має ступінь окиснення 0 (нуль) ( як завжди у простих речовинах), а після реакції + 2. Це означає , що кожний атом Магнію в процесі реакції віддав 2 електрони. Відбувся процес окиснення . Атоми Гідрогену до реакції мали ступінь окиснення +1 , а після реакції 0. Отже, кожний атом Гідрогену приєднав по одному електрону , тобто відбувся процес відновлення. Ці процеси можна подати таким схемами:

                      0           -      +2

Відновник:Mg – 2e = Mg

              ( процес окиснення)

                   +1      -      0

Окисник: 2H + 2e = H2

              ( процес відновлення)

 

Речовини, які під час хімічної реакції віддають електрони, називають відновниками.

 

У наведеному прикладі  Магній – відновник. Віддаючи електрони , він окиснюється. А атоми Гідрогену зі ступенем окиснення +1 у складі сульфатної кислоти приєднують електрони й відновлюються до газуватого водню Н2.

 

Речовини,які під час хімічної реакції приєднують електрони, називають окисниками.

 

Отже, окисник у процесі реакції відновлюється , а відновник – окиснюються.

 

 

 

ІV. Застосування одержаних знань ( практика на прикладах)

Завдання 1. Допишіть рівняння , укажіть процеси окиснення й відновлення. Укажіть окисник і відновник.

(Учні біля дошки по ланцюжку виконують завдання, увесь клас працює в зошитах і звіряє відповіді з дошкою).

1. Mg + O 2→
2. Al + Br2→
3. Zn +H2SO4→
4. P + O2→
5. Mg + Cl2→
6. Mg + HCl →
7. Ca+O2→

Додаткове завдання. Укажіть тип хімічної реакції.

Завдання 2. Сульфур може проявляти ступені окиснення -2, +4,+6. Наведіть приклади сполук Сульфуру й укажіть, окисні чи відновні властивості вони мають.

САМОСТІЙНА РОБОТА( Під керівництвом учителя, з обговоренням результатів у класі)

Завдання . Допишіть ОВР, укажіть окисник і відновник, процеси відновлення й окиснення.

Варіант 1

А. CH4 + O2→

Б.WO3+ H2→

В.Zn+ HCl→

Г.Mg + HNO3→

Варіант ІІІ

А.H2S + O2→

Б.Cr2O3 + H2→

В.Fe + HCl→

Г.Ca+ HNO3→

V. Висновки. Оцінки і їх мотивація.

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

Творче завдання. Згадайте й наведіть приклади ОВР, з якими ми ознайомилися в курсах природознавства й хімії 7, 8 класу.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 32

Тема уроку: Складання найпростіших окисно – відновних реакцій, підбір коефіцієнтів методом електронного балансу.

Мета уроку:

освітня: розвивати навички складання окисно – відновних реакцій та підбору коефіцієнтів методом електронного балансу; узагальнити й систематизувати знання учнів про хімічні реакції, кінетику й термодинаміку хімічних реакцій ; розвиваюча:ознайомити учнів з основами хімічних виробництв;

виховна:виховувати відповідальне ставлення до природи і власного організму.

Тип уроку: узагальнення й систематизація знань, умінь і навичок.

Форми роботи: виконання тренувальних вправ, групова робота; фронтальна бесіда, самостійна робота.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, картки – завдання; схеми виробництва сульфатної кислоти й амоніаку, матеріали для підготовки відповідей..

 

                                                                               Шлях до розвитку й, урешті-решт,                       

                                                                      до щастя людини пролягає через її  працю. Д. І. Менделеєв        

 

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Перевірка домашнього завдання. Актуалізація опорних знань.

Перевіряємо домашнє завдання , коментуємо помилки.

ІІІ.Виклад нового матеріалу.

Підбір коефіцієнтів.  Коефіцієнти в ОВР зручно підбирати методом електронного балансу. В його основі лежить порівняння ступенів окиснення  атомів у вихідних і кінцевих речовинах.

Звертаємо увагу на те, що число відданих і прийнятих електронів має бути однаковим. Для цього обчислюємо найменші загальні кратні для прийнятих і відданих електронів.

H2O + Na → NaOH + H2    

2H⁺ + 2 e- → H20      2 e -     2       1

Na ⁰ – 1 e ^- → Na             1e-               2

Обчислюємо додаткові множники до кожного рівняння:

2Н + 2е- →Н⁰₂

2 Nа ⁰ – 2е- →2Nа⁺

Ці коефіцієнти переносимо в рівняння реакції:

2Н2О + 2Nа → 2NаОН + Н2

IV. Виконання тренувальних вправ

Самостійна робота з індивідуальними завданнями

Учні отримують індивідуальне завдання – рівняння на картці, виконують його під керівництвом учителя . Через 3-5 хв. учні, які виконали завдання, обмінюються картками і виконують наступне завдання. Учитель регулює рівень завдань відповідно до рівня навчальних досягнень учнів і ступеня засвоєння матеріалу. І так, по колу, кожен учень виконує три – чотири завдання, а потім учні звіряють відповіді. Кілька рівнянь, які викликали утруднення, записуються на дошці й коментуються вчителем.

Завдання 1. Розставте   коефіцієнти методом електронного балансу рівняннях реакцій, укажіть окисники й відновники:

1. Co + HNO3 → CO(NO3)2+ N2+H2O
2. P + HNO3 + H2O →H3PO4 + NO
3. S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
4. Mg + HNO3→ Mg( NO3) 2 + N2O + H2O
5. Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
6. KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O

.Для виконання  наступного завдання учні об'єднуються в малі групи. Для наступної перевірки завдання в групах повторюються.

Завдання 2

1)Запишіть рівняння реакцій для здійснення перетворень. Укажіть серед них рівняння ОВР.

2)Запишіть ступені окиснення атомів, укажіть окисник і відновник.

3) Запишіть рівняння б і в в йонній формі.

 

Cu(OH) 2 → CuO→ CuCl2→Cu(OH)2

                        ↓

                       Cu

 

Ca → CaO→Ca(OH)2→Ca( NO3)2

              ↓

       Ca3( PO4) 2

 

V. Підсумки уроку. Оцінки та їх  мотивація .

 

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал підручника, виконати вправи.

Підберіть коефіцієнти методом електронного балансу. Вкажіть відновник і окисник:  HNO3+H2S=NO+S+H2O

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 33

Тема уроку: Окисно – відновні реакції, їх значення   у житті людини, природі і техніці .

Мета уроку:

освітня: розширити знання учнів про хімічні реакції на прикладі окисно – відновних реакцій; закріпити навички складання хімічних рівнянь на прикладі найпростіших окисно – відновних реакцій із застосуванням методу електронного балансу для розміщення коефіцієнтів у рівняннях хімічних реакцій, що протікають зі зміною ступеня окиснення;

розвиваюча: формувати розуміння ролі окисно-відновних реакцій у природі та житті людини;

 виховувати: відповідальне ставлення до середовища життя.

Тип уроку:комбінований, узагальнення й систематизації знань, умінь і навичок.

Форми роботи : виконання тренувальних вправ, пояснення, бесіда, складання схем .

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д .І . Менделєєва.

               Щоб удосконалити розум, потрібно більше розмірковувати, ніж заучувати.  Демокріт

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Перевірка домашнього завдання. Актуалізація опорних знань

Перевіряємо домашнє завдання, коментуємо помилки.

На дошці записано схеми реакцій.

Завдання 1. Допишіть рівняння хімічних реакцій, укажіть серед них ті, що протікають зі зміною ступеня окиснення атомів:

1. H2+O2→
2. Al + I2→
3. Na+ Cl2→
4. P + Ca→
5. FeO+ H2→
6. Li + N2→
7. N2+H2→

Як називаються хімічні реакції , що протікають зі зміною ступеня окиснення атомів хімічних елементів, які входять до складу сполук ?

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Окисно-відновні реакції відіграють важливу роль у природі і техніці.

Вони самочинно відбуваються у природних біологічних системах – фотосинтез у рослин, процеси дихання у рослин і людини. Горіння палива,що відбувається у топках електростанцій і в двигунах внутрішнього згорання, - це також приклади окисно-відновних реакцій. За їхньої допомоги добувають метали, органічні та неорганічні сполуки (амоніак, нітратну та сульфатну кислоти). Здійснюють очищення різних речовин, природних і стічних вод, газових викидів електростанцій, заводів тощо.

ОВР у живих системах: травлення, дихання, фотосинтез, обмін речовин і перетворення енергії.

ОВР у природі:

Газові розряди

Виверження вулканів

Процеси гниття

ОВР у хімічних виробництвах:

Виробництво металів

Виробництво органічних речовин (ліків, кисломолочних продуктів)

ОВР у побуті:

Ржавіння металів

Процеси горіння

Відбілювання та дезінфікація

ІV.  Закріплення знань, умінь і навичок

Завдання 1.Для обраних ОВР запишіть схеми передачі електронів і вкажіть окисник і відновник:

1.  CuS + HNO3 →CuSO4+ NO2 + H2O
2. NH3 + O2 → NO + H2O

.

 

Завдання 2 . Учні аналогічно під керівництвом учителя розставляють коефіцієнти в рівняннях реакції :

А) Fe2O3 +3H2 → 2Fe + 3H2O

Б)3Zn + 2H3PO4→Zn3( PO4)2 + 3H2

Самостійна робота.

Завдання3. Складіть алгоритм дій для розміщення коефіцієнтів у окисно – відновних реакціях.

Завдання 4.Розставте  коефіцієнти в рівняннях реакцій, укажіть окисники й відновники в окисно – відновних реакціях.

А. KClO3 →KCl + O2

Б.HgO →Hg + O2

В.Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O

 V. Підсумки уроку.  Оцінення роботи учнів

VІ. Домашнє завдання 

Розставте коефіцієнти в рівняннях реакцій, укажіть окисники й відновники в окисно – відновних реакціях:

А. Mg + H2SO4→

Б.PH3 + O2→

В.Cu + HNO3 →Cu( NO3)2 + NO2 + H2O.

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 34

Тема: Тепловий ефект реакції. Екзотермічні та ендотермічні реакції.

Мета уроку:

освітня: розширити уявлення про   хімічні реакції на прикладі ендотермічних і екзотермічних реакцій; ознайомити учнів з поняттями «тепловий ефект хімічної реакції», «термохімічні рівняння»; 

розвиваюча:формувати навички й уміння складати термохімічні рівняння реакцій, розв'язувати задачі з їх використанням; розвивати логічне мислення, увагу і пам'ять;

виховна: виховувати розуміння необхідності знань для самореалізації.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок; творче застосування її на практиці.

Форми роботи: фронтальне опитування, демонстраційний експеримент, групова робота, розповідь учителя.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активності металів,таблиця з правилами техніки безпеки в кабінеті хімії

Демонстрація7.  Реакції екзо- й ендотермічні.

Знання збираються по краплині, як вода в долоні

 Українське прислів'я

 

                Хід уроку

І. Організація класу

ІІ. Актуалізація опорних знань. Мотивація навчальної діяльності.

Гра «Ланцюжок»

(учні по черзі відповідають на питання)

1.Які типи хімічних реакцій тобі відомі?

2.За якими ознаками класифікують хімічні реакції?

3.Що відбувається під час реакції розкладу?

4.Що відбувається під час реакції сполучення?

5.Які реакції відносять до окисно-відновних?

6.Які типи хімічних реакцій включає класифікація за тепловим ефектом?

ІІІ.Вивчення нового матеріалу

Вам відомо,що під час перебігу хімічних реакцій зберігається число атомів, їх загальна маса,а змінюються лише хімічні зв'язки між ними – одні руйнуються, інші- виникають. На руйнування хімічних зв'язків потрібна енергія, а під час утворення нових зв'язків енергія вивільняється.

Звернімося до досліду.

Дослід 1. Запалімо магнієву стрічку:

2Mg + O2=2MgO

Магній горить сліпучим полум'ям. При цьому відбувається перегрупування атомів Магнію та Оксигену з утворенням магній оксиду, що супроводжується виділенням теплоти і світла.

Такі реакції називають екзотермічними.

Тепловий ефект хімічної реакції пов'язаний з теплотою  утворення речовин.

Реакція горіння метану супроводжується виділенням тепла і світла. Для інших реакцій, навпаки, необхідно додаткове тепло ззовні.

Тепло, що виділяється або поглинається в результаті реакції, називається тепловим ефектом хімічної реакції ΔǪ.

ΔǪ = - ΔН

І вимірюється в джоулях Дж або кілоджоулях кДж.

 

Дослід 2. У пробірку насипаємо темно-зелені кристали малахіту CuCO3 · Cu(OH)2, закриваємо пробірку корком з газовідвідною  трубкою, кінець якої занурюємо в стакан з вапняною водою. Пробірку закріплюємо похило у штативі і нагріваємо:

 CuCO3 · Cu(OH)2=2CuO+CO2↑+H2O

Спостерігаємо утворення речовини чорного кольору- купрум (ІІ) оксиду. Помутніння вапняної води свідчить про виділення вуглекислого газу. Відбулася реакція розкладу малахіту. Вона весь час вимагала нагрівання. Якщо припинити нагрівання, то припиниться й реакція. Це означає, що вона відбувається із вбиранням теплоти.

Такі реакції називаються ендотермічними.

Теплота,що поглинається або виділяється під час реакції, називається тепловим ефектом реакції.

Тепловий ефект показує різницю між умістом внутрішньої енергії ви

хідних речовин і продуктів реакції.

ΔQ=-ΔH =ΣΗ вих. – ΣH прод.

Хімічне рівняння, у якому визначено тепловий ефект,називається термохімічним.

ІV.Закріплення.

Завдання 1.Визначте тип хімічної реакції за тепловим ефектом (рівняння записані на дошці)

1.N2+O2=2NO – 180кДж

2.2HI+Cl2=I2+2HCl+Q

3.N2+3H2=2NH3 + 83кДж

4.2CO+O2=2CO2+570кДж

5.C2H4+H2→ C2H6;∆H=-137,8кДж

6.H2+I2=2HI-52кДж

7.MnO2+2C →Mn + 2CO;  ∆H=+293кДж

8.4KCIO3→3KCIO4+KCI; ∆H=-297кДж

Зверніть увагу на запис. Коли тепловий ефект реакції зазначено безпосередньо в рівнянні зі знаком  « +», то реакція екзотермічна, а зі знаком   «-» ,то реакція ендотермічна. А якщо тепловий ефект реакції записаний окремо,після крапки з комою, то екзотермічна реакція записується зі знаком «-», а ендотермічна, відповідно, зі знаком «+».

V.Підсумки уроку. Оцінки та їх мотивація.

 

VІ.Домашнє завдання:  відповідний параграф підручника, вправа.

Творче завдання: Уявіть себе хіміком-технологом на заводі й охарактеризуйте хімічну реакцію за всіма відомими ознаками. Запропонуйте умови, за яких швидкість реакції буде максимальною.

SO2+O2→2SO3; ∆H<0

 

Урок 35

Тема: Термохімічні рівняння.

Мета уроку:

освітня:поглиблювати знання учнів про екзо-та ендотермічні реакції; розвивати навики запису хімічних рівнянь та розпізнавати типи;

формувати вміння складати термохімічні рівняння реакцій, розв'язувати задачі з їх використанням;

розвиваюча: розвивати увагу і мислення;

виховна: виховувати відповідальне ставлення до навчання.

Тип уроку: комбінований урок засвоєння знань, умінь і навичок та застосування їх на практиці.

Форми роботи: групова та індивідуальна робота, фронтальне опитування.

Обладнання:  Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделеєва,  підручник, збірники завдань.

Хімія.

Складна, цікава.

Отруює, лікує, допомагає.

Помічник і ворог людини.

                                Життя.

   Хід уроку

І. Організація класу

ІІ. Перевірка домашнього завдання. Актуалізація опорних знань.

Обговорення відповідей учнів.

« Асоціативний кущ»

Термін «Хімічні реакції»

Сполучення, розкладу, обміну, заміщення, екзотермічні, ендотермічні, каталітичні, оборотні, окисно-відновні.

ІІІ. Застосування одержаних знань.

Групова робота

 

Завдання 1.

Укажіть тип хімічних реакцій.  Зазначте ендотермічні.

А) N2+ H2 - 92кДж→ 2NH3

Б) C+O2→ CO2 ;∆H=-393кДж

В) N2+O2→2NO   ∆H=+180,5 кДж

Термохімічні рівняння можна використовувати для хімічних розрахунків.

Завдання 2. У процесі згоряння 12 г вуглецю виділяється 393 кДж тепла. Запишіть термохімічне рівняння.

C+O2→ CO2 ;∆H=-393кДж   або   C+O2→ CO2 +393кДж

Завданя 3. Обчисліть, яка кількість тепла виділиться внаслідок спалювання 1м³ метану, якщо термохімічне рівняння горіння метану:

                 CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2+ 891кДж/моль

√ (CH4) = V / Vm=1000л /22,4 л/моль= 44,6 моль

               

Q = 891 кДж /моль•44,6 моль= 39776кДж

Відповідь: 39776кДж.

Завдання 4 . (самостійно )  Обчисліть, яка маса цинку окиснилася, якщо в результаті реакції поглинулося 174,5 кДж/моль тепла. Термохімічне рівняння:                  2Zn+O2→  2ZnO; ∆Н=+34,9 кДж

√(Zn)=174,5/34,5=5( моль)

m(Zn)=5•64= 320(г)

Відповідь: 320 г цинку.

Завдання 5. Обчисли кількість теплоти, що виділилась, якщо окиснилась мідь масою 6,4 г  . Термохімічне рівняння: 2Cu+O2=2CuO+276кДж

ІV. Підсумки уроку. Оцінки та їх мотивація.

V. Домашнє завдання: опрацювати матеріал параграфа, виконати вправи.

Творче завдання: Наведіть приклади оборотних та необоротних процесів, що відбуваються в природі.

 

 

 

Урок 36

Тема уроку. Оборотні й необоротні реакції. Хімічна рівновага.

Мета уроку:

освітня: формувати уявлення учнів про хімічну рівновагу, ознайомити з класифікацією реакцій на оборотні й необоротні; показати необхідність  зсуву хімічної рівноваги; формувати уявлення про фактори, що впливають на зсув хімічної рівноваги;

розвиваюча:розвивати мислення та пам'ять;

виховна: виховувати відповідальне ставлення до власного майбутнього.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми уроку: фронтальне опитування, самостійна робота, розповідь учителя.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активних металів.

Хто знає все, тому ще багато треба вивчити…

 

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Актуалізація опорних знань. Мотивація навчальної діяльності

1. Перевірка домашнього завдання,обговорення відповідей учнів.
2. Двоє учнів працюють біля дошки.

За необхідності звертаємось до класу за доповненням відповідей учнів.

Завдання: Розгляньте реакцію й дайте відповіді на запитання.

1. Fe + CuCl2 = Cu + FeСl2
2. N2 + H2 →NH3 ; ∆H<0

А. Розставте коефіцієнти в рівняннях реакції.

Б. Запропонуйте умови, необхідні для того , щоб реакція почалася. Як ми  побачимо, що вона протікає? До якого типу відносяться реакції?

В. Запропонуйте прийоми прискорення цих реакцій.

Г. Поясніть на молекулярному рівні, чому в разі підвищення температури швидкість більшості реакцій зростає.

3. Фронтальна бесіда.

Наведіть приклади використання екзотермічних реакцій у життєдіяльності людини.

Наведіть приклади екзотермічних реакцій, які становлять небезпеку для людини.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу.

Вам відомо, що хімічні реакції полягають у взаємодії вихідних речовин( реагентів) й утворенні кінцевих продуктів.

Проте не слід думати, що напрямок хімічної реакції тільки один ( реагенти → продукти) . Насправді хімічні реакції відбуваються в прямому і зворотному напрямках.

Дослідження 1.

У пробірку з розбавленою сульфатною кислотою опускаємо стружку магнію:

Mg  + H2SO4 = MgSO4+H2↑

Реакція закінчується тоді, коли весь магній прореагує. Якщо спробувати здійснити цю реакцію у зворотному напрямі, тобто пропускати водень у розчин магній сульфату, то металічний магній і сульфатна кислота при цьому не утворяться. Отже, ця реакція не може відбуватися у зворотному напрямі, вона є необоротною.

Дослід 2.

 У велику демонстраційну пробірку поміщаємо кристали амоній хлориду NH4Cl масою 2 – 3 г, злегка прикриваємо отвір пробірки скловатою і нагріваємо. Амоній хлорид розкладається з утворенням двох газів – амоніаку NH3  і гідроген хлориду HCI, які у верхній, холоднішій частині пробірки взаємодіють один з одним із утворенням дрібних кристаликів амоній хлориду NH4CI і ми бачимо густий білий дим:

Пряма реакціяо

NH4CI↔NH3+HCI

Зворотна реакція

 

Реакція, під час якої з вихідних речовин утворюються кінцеві продукти , називається прямою реакцією. У рівнянні реакції це позначають стрілочкою, спрямованою зліва направо.

Реакція, під час якої вихідні речовини служать продуктами реакції, називається зворотною реакцією.  У рівнянні реакції це позначають стрілочкою, спрямованою справа наліво.

 

Дослідження  2

Оборотні реакції

Помісти в пробірку трохи блакитних кристалів мідного купоросу СuSO4·5H2O (тільки покрити дно) і нагрівай. Що спостерігається? До білого порошку, який утворився в пробірці ,  додай піпеткою кілька крапель води. Поясни свої свої спостереження.

    

СuSO4·5H2O ↔ СuSO4+5H2O↑

Хімічні реакції, що відбуваються у протилежних напрямах, називаються оборотними .

 

У рівняннях оборотних реакцій замість знака «дорівнює» ставлять дві протилежно напрямлені стрілки, наприклад:

N3+3Н2↔2NH3

На початку реакції концентрації вихідних речовин азоту і водню – великі, і швидкість прямої реакції – також велика. В міру  витрачання вихідних речовин швидкість прямої реакції зменшується. Водночас починає нагромаджуватись продукт реакції амоніак NH3. Доки його мало, швидкість зворотної реакції незначна. З нагромадженням амоніаку швидкість зворотної реакції зростає. Настає такий момент, коли швидкості прямої та зворотної реакції зрівнюються. Це означає , що настає хімічна рівновага : скільки частинок вихідних речовин вступає в пряму реакцію, стільки сме їх утворюється в результаті зворотної реакції, тобто концентрації речовин залишаються незмінними.

Після досягнення стану рівноваги оборотні реакції не припиняються, а продовжують відбуватися з однаковою швидкістю, через що ніяких змін у реакційній системі не помітно. Таку рівновагу називають динамічною . На момент її встановлення завжди можна виявити як продукти реакції, так і вихідні речовини.

Іноді буває необхідним виділити один із продуктів оборотної реакції, найчастіше прямої. У цьому разі впливають на рівновагу, яка встановилася , і зміщують її у потрібному напрямі. Після цього рівновага знову встановлюється. Які ж чинники впливають на стан хімічної рівноваги? Хімічну рівновагу можна змістити, змінюючи концентрацію речовин, температуру, а для газуватих сполук – тиск.

Способи  зсуву рівноваги. Принцип Ле Шательє.

1. Тиск. Збільшення тиску ( для газів) зміщає рівновагу в бік реакції, що веде до зменшення об'єму ( тобто  до утворення меншого числа молекул з газоподібних речовин)
2. Температура. Підвищення температури зміщає рівновагу  в бік ендотермічної реакції ( тобто в бік реакції, що протікає з поглинанням теплоти).
3. Збільшення концентрації вихідних речовин і вилучення продуктів зі сфери реакції, зміщає рівновагу в бік прямої реакції.
4. Каталізатори не впливають на стан рівноваги.

 

ІV. Закріплення матеріалу.

1. Застосуємо ці положення для реакції синтезу амоніаку:

N2(газ) + Н2(газ) ↔NH3(газ) + 92,4 кДж

Оптимальні умови проведення синтезу амоніаку : t> 400 С , kat – Fe,P↑.

Концентрація азоту й водню підвищується за рахунок рециркуляції азотоводневої суміші.

Завдання2.

Укажіть, у який бік і чому зміститься рівновага реакції в разі:

А) підвищення температури:

CaCO3↔CaO+CO2;∆H>0

SO2+H2O↔H2SO4;∆H<0

Б) підвищення тиску

N2+3H2↔2NH3;∆H<0

2H2+O2↔2H20;∆H<0

Спробуйте пояснити, у яких випадках температура й тиск не впливатимуть на зсув хімічної рівноваги. Чи є серед наведених реакцій такі реакції?

 

 

Завдання 3

Серед наведених реакцій укажіть ті, для яких підвищення тиску зміщує хімічну рівновагу вправо. Укажіть номери правильних відповідей за зростанням :

А) 2CO( газ) + О2(газ) ↔2СО2 ( газ)

Б) СО(газ) + СІ2(газ) ↔СОСІ2( газ)

В) N2(газ) + О2(газ) ↔2NO( газ)

V.Підсумки уроку

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання до нього, виконати вправи.

Завдання 1

Використовуючи принцип Ле Шательє, поясніть, у яких системах у разі підвищення температури рівновага зміститься:

А) уліво:

N2+О2 ↔2NO – 180 кДж

2НІ + СІ2↔І2+ 2НСІ + Q

N3+3Н2↔2NH3+83кДж

Б) управо:

Н2S ↔Н2 + S – 40,2 кДж

СО + Н2О↔СО2 + Н2 + Q

2СО+О2 ↔2СО2 + 570кДж

 

 

 

 

 

 

 

Урок 37

Тема: Швидкість  хімічних реакцій.

Мета уроку:

освітня: формувати уявлення учнів про швидкість хімічної реакції; показати залежність швидкості хімічної реакції від різних чинників;

розвиваюча: розвивати навички й уміння складати рівняння хімічних реакцій, розпізнавати типи реакцій за рівняннями реакцій;формувати навики розв'язування задач з використанням поняття « швидкість хімічної реакції».

виховна: виховувати відповідальне ставлення до майбутнього людства.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: фронтальне опитування, індивідуальна робота, розповідь учителя.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, таблиця розчинності, ряд активних металів.

Праця, робота не всяка, а осмислена, свідома, потрібна людям.

Д. І. Менделеєв.

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Актуалізація опорних знань

Мотивація навчальної діяльності

Завдання 1

Покажіть, у який бік зміститься в системі рівновага внаслідок зміни зовнішніх умов:

1.     Підвищення температури:

А) СН4↔С + 2Н2 – Q

Б) СаСО3 ↔СО2 - Q

2) Підвищення температури та збільшення концентрації речовин, що вступили в реакцію.

А) SО2 + Н2О ↔Н2SО4 + Q

Б) СО2 + С ↔2СО-Q

3) Зменшення тиску :

А)N2О4 ↔2NO2

Б) 2NO+СІ2↔2NOCІ2

4. Поясніть, як агрегатний стан речовини може вплинути на зсув рівноваги оборотної реакції.

Завдання 2

Розгляньте рівняння реакції оборотних процесів:

А) 2СО( газ) + О2(газ)↔2СО+Q

Б) 3Н2 ( газ) + N2( газ) ↔2NН3(газ)

В) НBr(газ) ↔Н2 (газ) + Br2(рід.) – Q

А) Укажіть екзотермічну й ендотермічну реакції.

Б) На яку із запропонованих реакційних систем впливатиме тиск?

В) Куди зміститься рівновага реакцій а і б унаслідок підвищення температури і тиску?

2. Фронтальне опитування

• Назвіть умови протікання хімічних реакцій.
• Чи можна стверджувати,що з киснем реагують усі метали?
• Які фактори впливають на розчинність речовин у воді?

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

         Швидкість хімічної реакції

На практиці ви дізнались , що речовини , які вступають у реакцію, можуть бути в розчиненому або газоподібному стані.

У цих випадках вважають, що реакції відбуваються в однорідному, тобто гомогенному середовищі.

Вам відомі й такі реакції, в процесі яких реагуючі речовини не змішуються, і , отже , гомогенне середовище не утворюється. Приклад таких реакцій – горіння вугілля та інших твердих речовин.  Характеризуючи такі реакції, зазначають, що вони відбуваються в неоднорідному , тобто гетерогенному , середовищі.

Розглядаючи питання про швидкість хімічної реакції, треба розрізнити реакції, які відбуваються в гомогенній чи гетерогенній системі.

Швидкість гомогенних реакцій звичайно вимірюється кількістю речовини, що вступила в реакцію або утворилася в результаті реакції за одиницю часу в одиниці об'єму.

За допомогою математичної формули це визначення можна записати так:

υгомог.=∆v

                V∆t

 

Де υгомог.- швидкість реакції в гомогенній системі,  v – кількість речовини однієї із вихідних або тих, що утворилися, V - об'єм, t- час, ;  ∆v= v2 – v1, ∆t= t2-t1.  Швидкість хімічної реакції виражають у моль/

( см³  · хв) або моль / ( л·с).

Оскільки відношення кількості речовини до об'єму є концентрацією – с, то .=^∆v   = ∆с. Отже,   υ_гомог. =  -       ^{∆ с}  

            ^{V                                                             ∆t}

Оскільки йдеться про зменшення концентрації вихідної речовини, величину ∆с  записують з від'ємним знаком.

Отже, можна дати й інше визначення швидкості гомогенних реакцій:

Швидкість гомогенних реакцій визначається зміною концентрації однієї із речовин, що вступили в реакцію або утворилися в результаті реакції за одиницю часу.

Керуючись цими визначеннями швидкості гомогенних реакцій, треба враховувати , що за допомогою поданих вище математичних формул можна обчислити лише середню швидкість певної гомогенної реакції, оскільки її швидкість залежить від концентрації реагуючих речовин, яка з часом змінюється.

Встановлено таку закономірність : швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин(закон дії мас). Математично для реакції

А+В→С

 

цю закономірність записують так:  υ = κ·c_А ·с_В

          де c_А  і с_В – умовне позначення концентрації цих речовин, а к – коефіцієнт пропорційності, або константа швидкості. Константа швидкості для певної реакції при незмінній температурі – величина стала.

Якщо реакція відбувається між речовинами в гетерогенній системі, то стикаються між собою тільки речовини, що перебувають на поверхні. Так, коли горить вугілля, то  кисень стикається з вуглецем тільки на його поверхні. Після подрібнення вугілля величина його поверхні зростає і швидкість горіння збільшується. Швидкість гетерогенної реакції визначається зміною кількості речовини, яка вступила в реакцію або утворилася в результаті реакції, за одиницю часу на одиниці поверхні.

Отже,про швидкість хімічної реакції можна судити за зміною кількості речовини реагента або продукту реакції за одиницю часу  в одиниці об'єму.

Кількість речовини в одиниці об'єму називається молярною концентрацією. Вона вимірюється у моль/л. Час вимірюється в секундах. Отже, одиниця швидкості хімічної реакції - моль/(л·с):

          v=+-[(C2-C1)/V]= (ΔC/V) 

                   τ2-τ1               Δτ ,

де v – швидкість хімічної реакції;  C2 і C1- початкова і кінцева концентрації;  V - об'єм; τ2  і τ1  - початковий і кінцевий час перебігу хімічної реакції.

Приклад. У закритій посудині об'ємом 1 л взаємодіють гази А і В згідно з рівнянням А + В =АВ. Концентрація газу А в якийсь момент часу була 0,04 моль/ л, а через 50 с стала 0,01моль/л. Визнач швидкість хімічної реакції.

Дано:                       Розв'язання:

С2= 0,04 моль/л 

С1= 0,01 моль/л                  v=+-[(C2-C1)/V]= (ΔC/V)

   V=?                                                       τ2-τ1           Δτ ,

                                                  V= +-[(0,04 - моль/л – 0,01 моль/л)/1] =+- 0,0006 моль/ л·с                                                            50 с

Відповідь: V= +- 0,0006 моль/л·с.

Швидкості зміни концентрацій вихідних речовин і кінцевих продуктів - взаємозв'язані величини. Якщо перед формулами всіх реагентів у рівнянні реакції однакові коефіцієнти, то зміна концентрації цих реагентів у часі однакова.

Отже, аби визначити , з якою швидкістю відбувається реакція, треба знати:

А) яка кількість речовини витрачається або утворюється;

Б) за який час це відбувається;

В) в якому об'ємі здійснюється реакція.

ІV. Закріплення.

Завдання 1.

А) Концентрація одного з реагентів через 20 секунд після початку реакції становила 0,1 моль/л, а через 30 секунд – 0,02 моль/л. Обчисліть середню швидкість цієї реакції.

Б) Обчисліть середню швидкість реакції, якщо відомо, що концентрація речовин змінилася так:

1) з 0,5 моль/л до 0,2 моль/л  за 20 секунд.

2) з 0,15 моль/л до 0,1 моль/л за 30 секунд.

  V.Підсумки уроку.  Оцінки та їх мотивація.

 VІ. Домашнє завдання: Опрацювати матеріал підручника, вправи.

Підготувати інформацію про каталізатори та інгібітори.

      

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 38

Тема:  Залежність  швидкості реакції від різних факторів.

Мета уроку:

освітня: продовжувати формувати уявлення учнів про швидкість хімічної реакції, вплив на неї різних факторів; показати залежність швидкості хімічної реакції від природи речовини, температури, концентрації;

розвиваюча: розвивати навички й уміння складати рівняння хімічних реакцій,формувати вміння використовувати отримані знання на практиці.

виховна:  виховувати розуміння необхідності знань, для успішного їх використання.

Тип уроку:  вивчення нового матеріалу.

Форми роботи: фронтальна робота, виконання тренувальних вправ,доповіді учнів,розповідь учителя.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів, таблиця розчинності, ряд активності металів, плакат із правилами техніки безпеки в кабінеті хімії.

Демонстрація 8. Залежність швидкості хімічної реакції металів із хлоридною кислотою від природи металу й концентрації кислоти.

 

      Хід уроку

І.Організація класу

ІІ.Актуалізація опорних знань.  Мотивація навчальної діяльності.

Опираючись на знання, отримані раніше, назвіть фактори, які впливають на швидкість хімічної реакції.

( Відповіді учнів)

Завдання1. Визначте швидкість реакції, якщо відомо, що вихідна концентрація одного з реагентів становила 1 моль / л, а за 4 с після початку реакції вона вже дорівнювала 0,6 моль/л.

( учні самостійно працюють в зошитах)

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

У житті часто виникає потреба керувати швидкістю реакції. Для розпалювання вогню – треба прискорити реакцію горіння, а для гасіння пожежі, навпаки, сповільнити її. Отже, потрібно знати чинники, від яких залежить швидкість реакцій. Ви вже називали їх. А тепер розглянемо їх детальніше.

          Фактори, що впливають на швидкість хімічних реакцій

1. Природа реагентів.

Демонстрація.   У три пробірки з розчином хлоридної кислоти зануримо по шматочку цинку, магнію, заліза. Чому швидкість виділення бульбашок водню в пробірках різна?  (Для пояснення звертаємося до ряду активності металів)

2. Концентрація

Швидкість реакції залежить від числа зіткнень молекул. Чим більша частота зіткнень, тим швидше протікає реакція.

(Цю закономірність у 1867р. встановили К. Гульберг і П. Вааге як закон діючих мас.

Лабораторний дослід 3

         ( інструктаж БЖД)

Вплив концентрації речовин на швидкість реакції

У дві пробірки покладіть по 2 гранули цинку. У першу налийте 2 мл розбавленого розчину сульфатної   кислоти (1 :5), а в другу  - такий самий об'єм розбавленого розчину сульфатної кислоти ( 1 :10 ). Що спостерігаєте? Поясніть і зробіть висновок.

3.Температура.

При підвищенні температури на кожні 10ͣ^ₒ с  швидкість більшості реакцій збільшується у 2 – 4 рази . (Правило Ван – Гоффа.)

Лабораторний дослід 4  

Вплив температури на швидкість реакції

У дві пробірки покладіть по 2 гранули цинку.  В обидві пробірки налийте по 2 мл розбавленого розчину сульфатної кислоти (1: 10). Одну пробірку нагрійте, а другу залишіть для порівняння. Що спостерігаєте? Поясніть та зробіть висновки.

4.Поверхня зіткнення реагентів.

Якщо речовину подрібнити, то поверхня стикання речовин збільшуєтьсяі відповідно, збільшується швидкість реакції.

Лабораторний дослід 5

В одну пробірку насипте трохи порошку заліза, а вдругу  - стільки ж залізних ошурок. В обидві додайте по 2 мл хлоридної кислоти. Що спостерігаєте? Поясніть та зробіть висновки.

ІV. Закріплення матеріалу.

Завдання 1.

Аналізуючи причини різної швидкості хімічних реакцій, учень дійшов висновку:

А) швидкість реакції зростає з підвищенням температури;

Б) швидкість реакції прямо пропорційна концентрації реагентів;

В) із часом швидкість реакції збільшується;

Г) швидкість реакції можна змінити, використовуючи каталізатор.

Поясніть, у якому з пунктів учень припустився помилки.

Завдання 2

Учень спалює однакову кількість сірки на повітрі й у циліндрі з киснем. Де реакція протікатиме швидше. Чому?

V. Висновки. Оцінки та їх мотивація.

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, відповісти на запитання, виконати вправи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 39

Тема:  Швидкість хімічних реакцій. Каталізатори та каталіз.

Мета уроку:

освітня:розширювати та поглиблювати знання учнів про хімічні реакції; з'ясувати роль каталізаторів у реакціях вияснити особливості їх дії;

розвиваюча: формувати навички розпізнавання хімічних рівнянь та давати їм повну характеристику; розвивати вміння використовувати отримані знання на практиці;

виховна:виховувати пізнавальний інтерес до предмета.

Тип уроку: комбінований.

Форми роботи: бесіда, розповідь учителя, демонстраційний експеримент, групова робота.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделеєва, підручник, плакат із правилами техніки безпеки в кабінеті хімії.

Демонстрація 9. Залежність швидкості хімічної реакції від наявності каталізатора.

 Самі, працюючи, ви зробите все й для близьких , і для себе, а якщо під час праці успіху не буде, буде невдача – не лихо, пробуйте ще.

 Д. І. Менделеєв

 

Хід уроку

І. Організація класу

ІІ.Актуалізація опорних знань учнів.

Мотивація навчальної діяльності

«Мозковий штурм»

1. Назвіть ознаки хімічних реакцій
2. Які реакції відносяться до окисно-відновних?
3. Назвіть способи зсуву рівноваги
4. Чому підвищення температури прискорює хімічну реакцію?
5. Як ми в побуті використовуємо вплив температури на швидкість хімічних реакцій?
6. Наведіть приклади екзотермічних реакцій, які небезпечні для здоров'я людини.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

Доповіді учнів про каталізатори та інгібітори

(Випереджувальне навчання)

Дуже важливим чинником, що впливає на перебіг реакції ,є наявність каталізатора. Перші наукові уявлення про каталіз виникли майже одночасно з розвитком атомної теорії будови речовини. На початку ХІХ ст. англійський учений Гемфрі Деві поміщав у суміш газів метану й повітря шматочок платини й помітив, що платина впливає на протікання реакції, прискорюючи її. У 1806 р. Н.  Клеман і Ш. Дезорм опублікували докладні  дані про прискорення 'процесу окислення SO2 в присутності оксидів  нітрогену в камерному виробництві сульфатної кислоти. Через шість років К. С. Кіргоф писав про прискорюючий вплив розведених мінеральних кислот на гідроліз

крохмалю. Цим, для того часу незвичним , явищам Й. Я. Берцеліус у 1835р. дав загальну назву – каталіз.

Явище прискорення хімічних реакцій завдяки наявності деяких речовин називають каталізом.

Речовини, які прискорюють хімічні реакції, беруть активну участь у них, але самі при цьому не витрачаються, називають каталізаторами.

Реакції, які відбуваються під дією каталізаторів, називають каталітичними.

Під дією каталізаторів молекули стають реакційноздатними при нижчій температурі. Каталізаторами виступають різні речовини. Вони характеризуються специфічністю дії: вони вибірково прискорюють якусь одну реакцію, а на швидкість інших не впливають. Універсального каталізатора не існує. У промисловості переробка нафти, добування барвників, виробництво сульфатної кислоти, амоніаку,полімерів  здійснюються у присутності каталізаторів.

 Демонстрація. На аркуші паперу змішуємо приблизно однакові об'єми алюмінієвого пилу і розтертого у порошок кристалічного йоду. Суміш купкою висипаємо на керамічну плитку і в заглибинку на купці капаємо з довгої піпетки 1- 2 краплі води. Починається бурхлива реакція

    2AI+3І2=2AIІ3

Вода у цьому разі є каталізатором взаємодії алюмінію з йодом.

Однак, бувають випадки,коли необхідно зменшити швидкість процесу, наприклад,   корозію металу.  Для цього підбирають сповільнювачі реакції.

Речовини, які сповільнюють швидкість хімічних реакцій, називають інгібіторами.

 

ІV. Закріплення вивченого матеріалу.

Завдання 1. Сухий хлор на залізо не діє, тому його можна зберігати в залізних балонах. Вологий хлор залізо руйнує. Як це пояснити?

Завдання 2. Чому реакцію «іржавіння» натрію можна побачити відразу після потрапляння натрію на повітря, а іржавіння заліза – ні?

Завдання 3. Каталітична дія з усіх наведених нижче випадків має місце тоді, коли:

А )швидкість реакції взаємодії водню з бромом зростає під час нагрівання;

Б) швидкість реакції горіння фосфору зростає у разі внесення його в атмосферу чистого кисню;

В) швидкість реакції розкладу бертолетової солі KCIO3 збільшується внаслідок додавання до неї манган  (ІV) оксиду MnO2.

V.Підбиття підсумків уроку.  Оцінки та їх мотивація.

VІ. Домашнє завдання

Опрацювати матеріал параграфа, виконати вправи.

Творче завдання

Заверши наведені схеми

А) N2+O2→   N2+H2 →    NH3 → N2+H2     СН4→C+H2 ↑ 

Дай повну характеристику даних рівнянь.

 

 

 

 

Урок 40

Тема : Узагальнення знань з теми « Класифікація хімічних рівнянь»

Мета уроку:

освітня: повторити та закріпити знання про класифікацію хімічних реакцій;  показати єдність та взаємозв'язок типів реакцій;

розвиваюча: формувати навики запису рівнянь; розв'язувати задачі з використанням  понять «термохімічні реакції»; формувати пізнавальний інтерес до предмета.

         виховувати: відповідальне ставлення до середовища життя.

 

 Тип уроку:  узагальнення та систематизація знань.

Форми роботи: письмова робота, робота в групах, метод « Мікрофон», робота в парах.

Обладнання: Періодична система  хімічних елементів Д. І. Менделеєва, роздаткові картки для самостійної роботи, ряд активності металів.

             Хід уроку

І. Організаційна частина

ІІ. Мотивація навчальної діяльності

Слово вчителя.  Великий філософ Сократ любив повторювати: « Я знаю те, що я нічого не знаю»

Це гасло мудрих і скромних людей, які не звикли зупинятися на досягнутому. Тому і ми з вами не зупиняємося, а узагальнюємо наші знання з теми щоби якнайкраще написати контрольну роботу.

У нас буде своє гасло: « Знай! Умій! Застосовуй!»

ІІІ.  Контроль знань

Усні відповіді учнів

1) Метод «Мікрофон»

А).Що таке хімічна реакція?

Б). За якими ознаками класифікують хімічні реакції?

В).Що таке ступінь окиснення?

Г).Що розуміють під хімічною рівновагою?

            Д). Дайте визначення теплового ефекту.

 Е) Від яких факторів залежить швидкість хімічних реакцій?

2) Для перевірки теоретичних знань запишемо хімічний диктант

А) Хімічні реакції , в результаті яких із однієї речовини утворюється дві чи більше нових речовин,     називаються  …       ( реакціями розкладу)

Б) Реакції, що відбуваються із зміною ступеня окиснення елементів називають … (окисно-відновні)

В) Процес приєднання електронів атомом елемента називають … (відновленням)   

Г) Речовини, атоми або йони в яких під час хімічної реакції здатні приєднувати електрони… ( окисники)

Д) Хімічні реакції, що відбуваються з виділенням теплоти, називаються …( екзотермічними)

Е) Різниця між вмістом енергії у вихідних речовинах і кінцевих продуктах реакції це- …(тепловий ефект реакції)

Є) Хімічні рівняння , в яких зазначено кількість теплоти, що виділяється або вбирається, називають … ( термохімічними)

Ж) Речовини, які прискорюють хімічну реакцію, називаються … (каталізаторами)

З)Реакції, що відбуваються у протилежних напрямках, називаються …( оборотними)

И) Інгібіторами називають речовини, які ….(сповільнюють)  хімічну реакцію. 

І) Обчисли кількість теплоти, що поглинулася, якщо утворилося негашене вапно масою 1кг.  Термохімічне рівняння  2Cu+O2=2CuO+276 кДж                                                           

3) Робота в групах

 

Учні об'єднуються в групи, кожна з яких отримує картку – завдання.

Завдання для всіх груп: опишіть запропоновану хімічну реакцію, обгрунтуйте вибір умов протікання, способів підвищення швидкості реакції та зсуву хімічної рівноваги.

Для виконання завдань групи отримують схему виробництва, план відповіді, матеріал з описом виробництва. У ході роботи вчитель проводить консультації та допомагає підготувати правильну відповідь. Схема виробництва проектується на дошці( Доцільно організувати роботу груп заздалегіть як домашнє завдання до уроку.)

 

Групові завдання.

Група 1. Виробництво сульфатної кислоти починається з випалу піриту FeS2 – це перша стадія виробництва.

1. Складіть рівняння випалу піриту.
2. Обгрунтуйте вибір вихідних речовин і умов здійснення реакції.
3. Укажіть тип реакції, позначте ступені окиснення, вкажіть окисник  та відновник, перелічіть  фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції.

 

 

Група 2.

Друга стадія виробництва сульфатної кислоти – окиснення сульфур(ІV) оксиду до сульфур ( VІ) оксиду.

1. Запишіть рівняння реакції , укажіть її тип, вкажіть ступені окиснення.
2. Виберіть умови здійснення хімічної реакції.
3. Обгрунтуйте вибір умов зсуву хімічної рівноваги в системі.

 

Група 3. Третя стадія – одержання сульфатної кислоти.

1. Запишіть рівняння хімічної реакції , укажіть її тип, вкажіть ступені окиснення.
2. Укажіть умови здійснення реакції одержання олеуму.

 

Група 4.  Виробництво амоніаку.

1. Запишіть рівняння хімічної реакції, укажіть її тип.
2. Обгрунтуйте вибір реагентів і умов здійснення реакції, вкажіть ступені окиснення.
3. Укажіть умови зсуву хімічної рівноваги.
4. Обгрунтуйте застосування принципу рециркуляції для збільшення виходу амоніаку.

ІV. Оцінювання учнів. Мотивація.

V.Домашнє завдання

Повторити параграфи теми, підготуватися до контрольної роботи.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Урок 41

Тема уроку: Контроль рівня навчальних досягнень з теми « Хімічні реакції»

Мета уроку:

освітня: узагальнити та скоригувати знання учнів з теми « Хімічні реакції» ; з'ясувати рівень навчальних досягнень учнів з теми, розуміння основних понять, уміння використовувати їх на практиці.

розвиваюча:розвивати вміння узагальнювати, порівнювати, робити висновки.

виховна:виховувати розуміння необхідності знань сучасних людей.

Тип уроку: контроль і коригування знань, умінь і навичок.

Форми роботи: письмова контрольна робота за варіантами.

Обладнання: періодична система хімічних елементів Д. І. Менденлєєва.

ХІД УРОКУ

І. Організація класу

ІІ. Письмова контрольна робота.

Учитель розподіляє варіанти, нагадує учням зміст завдань, час виконання, ключові моменти оформлення відповідей і систему оцінювання:

• Завдання 1 – 6 – тестові, кожне завдання оцінюється в 0, 5 бала , у сумі перші шість завдань дають 3 бали;
• Завдання 7 – 9 оцінюються по 2 бали, разом за дев’ять правильно виконаних завдань – 9 балів;
• Завдання 10 пропонується виконувати учням , які претендують на оцінку  12 балів ( оцінюється в 3 бали)

Таким чином, максимальна оцінка за правильно виконану роботу становить 12 балів.

Час на виконання роботи – 40 хв.

Варіант 1

1. Установіть відповідність .

1. CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 + Na2SO4     а. Розклад
2. 2Ca+O2→2CaO                                            б.Сполучення
3. 2KClO3 → 2KCl+3O2                                             в. Заміщення
4. CuSO4 + Fe →FeSO4 +Cu                            г. Обмін

 

2. Укажіть рівняння ендотермічних реакцій:

1. CH4+2O2→CO2 +H2O; ΔH = - 891 кДж
2. CaCO3 → CaO + CO2 ; ΔH = + 178 кДж
3. MnO2 + 2C →Mn + 2CO; ΔH = + 293 кДж
4. S + Fe →FeS ; ΔH = - 95,3 кДж

3. Виберіть сполуку, в якій Нітроген проявляє лише окисні властивості:

А. NH3;

Б.HNO3;

В.HNO2;

Г.NO2;

 

4. Речовина, що приєднує електрони в окисно – відновній реакції, називається:

1. Відновником;
2. Ізотопом;
3. Окисником;
4. Приймачем.

 

 

5. Теплота, що виділяється або поглинається в процесі хімічної реакції, називається….
6. Дано систему:

Н2 + СІ2 ↔ 2НСІ

 

Збільшення концентрації водню в системі :

А. змістить рівновагу вліво;

Б. змістить рівновагу вправо;

В. не вплине на зсув рівноваги.

7. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного балансу, укажіть окисник і відновник:

Са+НNО3→Са(NО3)2 + N2 + Н2О

 

8.Обчисліть , у скільки разів збільшиться швидкість реакції внаслідок підвищення температури на 30 °С, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2.

9. Обчисліть середню швидкість реакції, якщо з 5 хвилин концентрація однієї з вихідних речовин змінилася з 0, 068 до 0, 064 моль / л.

10. Обчисліть об'єм вуглекислого газу , що утвориться в результаті дії сульфатної кислоти на розчин калій карбонату масою 110 г з масовою часткою солі 25 %.

Варіант ІІ

1. Установіть відповідність.

1. Fe2O3 + 3H2→2Fe + 3H2O               а. Розклад
2. FeSO4 + 2KOH →K2SO4+ Fe(OH)2   б.Сполучення
3. 2Fe(OH)3→Fe2O3 + 3H2O                в. Заміщення
4. 2Mg+O2→2MgO                               г.Обмін

 

2. Укажіть рівняння ендотермічної реакції:

1. 2KNO3 →2KNO2 + 3O2; ΔH = + 255кДж
2. 2Mg+CO2 →2MgO+O2;ΔH= - 829кДж
3. 4P+5O2→2P2O5; ΔH= - 3010кДж
4. C2H4+H2→C2H6;ΔH = -137,8кДж

3. Виберіть сполуку, в якій Сульфр проявляє тільки відновін властивості:

А.Н2SО4;

Б. SО3;

В. SО2;

Г.Н2S.

 

4. До факторів, що прискорюють хімічну реакцію належать:

1. Підвищення температури;
2. Зміна забарвлення;
3. Подрібнення ;
4. Поява запаху.

 

5. Реакція, у результаті якої тепло виділяється, називається…

 

6. Дано систему:

 

3Н2 +N2↔2N Н3 

 

Зменшення тиску в системі:

А. змістить рівновагу вліво;

Б. змістить рівновагу вправо;

В. не вплине на зсув рівноваги.

7. Розставте коефіцієнти в рівнянні реакції методом електронного балансу, укажіть окисник і відновник:

Mg + H2SO4→Mg2SO + S  + H2O

 

8.Обчисліть на скільки градусів потрібно підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в чотири рази, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 2.

9. Через 25 с після початку реакції концентрація однієї з вихідних речовин становила 0, 5 моль /л, а через 0, 1 моль/л. Обчисліть середню швидкість реакції.

10. Обчисліть масу осаду, що утвориться внаслідок дії достатньої кількості аргентум нітрату на 200 г розчину кальцій хлориду з масовою часткою 15 %.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Список використаної літератури:

1. Буринська Н. М. ,Величко Л. П, Хімія . 9 клас: Підручник для загальноосвітніх навчальних закладів.- Київ; Ірпінь; Перун, 2009.
2. Старовойтова І. Ю., Люсай О. В. Хімія 9 клас. Навчально- методичний посібник. –ВГ «Основа» , 2009.
3. Журнал « Хімія» № 22(730) .
4. Журнал « Хімія» № 20
5. Журнал « Хімія» № 13-14(241-242)
6. Ресурси Інтернету.