Учащиеся: при растворении вещества в воде происходит его диссоциация, т.е. вещества диссоциируют на ионы.

Учитель: какие ионы могут образоваться при диссоциации исходных веществ?

Учащиеся: среди исходных веществ есть только один сильный электролит - это серная кислота, она диссоциирует по уравнению: Н2SO4 > 2Н+ + SO42-.

Учитель: известно, что вещества диссоциируя могут взаимодействовать с молекулами воды, образуя гидратированные ионы, и некоторые среди таких гидратированных ионов окрашивают раствор в соответствующий цвет. Однако ни один из ионов: Н+ и SO42- не имеет окраски в растворе. Следовательно, синий цвет раствору придали гидратированные ионы полученные при диссоциации продукта реакции.

Учащиеся:

Уравнение реакции:

CuO + Н2SO4 > CuSO4 + Н2О

Синий раствор

· Н.у. очень медленно

· С горячей водой медленно

· Кипячение очень быстро

Учитель: синюю окраску раствору придали гидратированные ионы меди.

Проблема:

Учитель: все взятые для эксперимента вещества имеют одинаковую природу, масса взятого порошка CuO и концентрация серной кислоты также одинаковы, однако скорость реакции разная.

Обсуждение:

Учащиеся: Значит, при изменении температуры реакции мы изменяем и ее скорость.

Учитель: Значит ли это, что при повышении температуры будет увеличиваться скорость всех химических реакций?

Учащиеся: Нет. Некоторые реакции идут при очень низких и даже минусовых температурах.

Вывод:

Учащиеся: Следовательно, любое изменение температуры на несколько градусов будет в разы изменять скорость химической реакции.

Учитель: Практически так звучит закон Вант-Гоффа, который будет здесь действовать: При изменении температуры реакции на каждые 10 ?С скорость химической реакции изменяется (увеличивается или уменьшается) в 2-4 раза.

Опыт №4. Зависимость скорости химической реакции от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ

В три пробирки (под номерами) прилить по 2 мл раствора HCl, и добавить в первую - гранулу Zn, во вторую - стружку Zn, в третью - порошок Zn (одинаковые по массе).

Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках (выделение газа), но с разной интенсивностью.

Уравнение реакции:

Zn + 2НCl > ZnCl2 + Н2^

· гранулы медленно

· стружка с высокой скоростью

· порошок бурно

Проблема:

Учитель: все вещества одинаковы по своей химической природе, одинаковы по массе и концентрации, реагируют при одинаковой температуре, однако интенсивность выделения водорода (а следовательно и скорость) разная.

Обсуждение:

Учащиеся: Одинаковые по массе гранулы Zn, стружки Zn и пыль Zn, имеют разные занимаемые объемы в пробирке, разную степень измельчения. Там где эта степень измельчения наибольшая - скорость выделения водорода максимальна.

Учитель: эта характеристика - площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ. В нашем случае различна площадь поверхности соприкосновения цинка с раствором Н2SO4.

Вывод:

Учащиеся: Скорость химической реакции зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ: чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ (степень измельчения), тем больше скорость реакции.

Учитель: такая зависимость наблюдается не всегда: так для некоторых гетерогенных реакций, например, в системе Твердое вещество - Газ, при очень высоких температурах (более 500 0С) сильно измельчённые (до порошка) вещества способны спекаться, тем самым площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ уменьшается.

Занятие №2. Тема: Катализ и катализаторы

Приведённый ниже опыт проводится фронтально при объяснении нового материала в изучении темы 1. «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, уроки 7). Использовался теоретический материал учебника 8 класса О. С. Габриеляна Химия-8 [8], методическое пособие для учителя [9].

Цель работы: изучить влияние катализатора на скорость химической реакции.

Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент).

Реактивы и оборудование: 3% раствор перекиси водорода, MnO2 (порошок), детергент; спиртовка, пробирки, пробиркодержатель, спички, лучина, кипящая водяная баня.

Ход работы

Опыт №5. Зависимость скорости химической реакции от катализатора

Следует повторить понятие реагент в химической реакции, что бы потом учащийся смог дифференцировать реагент и катализатор в конкретной реакции.

В пробирку № 1 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода и внести детергент (растворенный стиральный порошок). В пробирку № 2 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода внести порошок оксида марганца (IV) и внести детергент (растворенный стиральный порошок).

Наблюдения: химическая реакция очень бурно проходит во второй пробирке и сопровождается выделением газа (детергент поднимается), по окончании реакции во второй пробирке масса оксида марганца (IV) не изменилась.

Учитель: Какой это газ? Водород или кислород? Как доказать выделение каждого из газов?

Ученики: внесём тлеющую лучину.

Наблюдения: лучина вспыхивает

Ученики: следовательно, это кислород

Уравнение реакции:

2Н2О2 > 2Н2О + О2^

Проблема: если условия проведения опытов в пробирке № 1 и № 2 - концентрация перекиси водорода, температурный режим, природа исходного вещества - были одинаковые, а внесённый оксид марганца (IV) не израсходовался в ходе опыта, то почему во второй пробирке так интенсивно выделялся кислород?

Обсуждение:

1) проходит ли реакция разложения перекиси водорода в первый пробирке?

Обсудить с учащимися условия хранения, используемого в быту как бактерицидное средство, вещества - перекиси водорода. Обратить внимание на то, что особенно на свету она разлагается на воду и кислород, который в момент образования обладает сильными окислительными свойствами. По этой причине перекись водорода хранят в герметичных тёмных склянках.

Учитель: нам уже известно, что повышение температуры способствует повышению скорости реакции. Подогреем пробирку № 1 на водяной бане.

Наблюдения: детергент поднимается по пробирке.

Учащиеся: следовательно, газ выделяется.

2) является ли добавленный в пробирку 2 оксид марганца (IV) реагентом в данной реакции?

Ученики: обращают внимание, что после окончания реакции во 2 пробирке, остался черный порошок оксида марганца (IV). Следовательно - это не реагент.

Учитель: Используемое нами вещество - оксида марганца (IV) - это катализатор. Поскольку, катализаторы - это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами в ходе этого не расходуются. Катализаторы бывают положительные (увеличивают скорость химической реакции) и отрицательные - ингибиторы (уменьшают скорость химической реакции). катализаторы способны изменять природу реагирующего вещества (его энергию активации).

Вывод по занятиям 1 и 2:

Учитель: Давайте подведем итоги и сделаем выводы. От чего будет зависеть скорость химической реакции?

Учащиеся:

- от природы реагирующих веществ;

- от их концентрации;

- от температуры реакции;

- от площади соприкосновения реагирующих веществ;

- от катализатора.

Занятие №3. Тема: Химические свойства металлов

Приведённые ниже опыты проводились при объяснении нового материала и/или при обобщении в изучении темы 2. «Металлы» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, уроки 12, 24). Использовался теоретический материал учебника 9 класса О. С. Габриеляна Химия-9 [10], методическое пособие для учителя [9], настольная книга для учителя [6].

Цель работы: изучить особенности взаимодействия разных металлов с водой, с кислотами и с солями.

Форма проведения эксперимента: фронтальная (демонстрационный эксперимент при объяснении нового материала).

Учитель: Назовите основное химическое свойство металлов - простых веществ.

Учащиеся: Металлы являются восстановителями, т. к. их атомы легко отдают электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы - катионы.

Учитель: (запись на доске)

М0 - n з > М n+

(восстановитель, окисляется)

Для того чтобы прошла реакция, которая записана на доске, необходимо наличие окислителя. Давайте вспомним, какие вещества могут быть окислителями?

Учащиеся: (при обсуждении выявляется список веществ реагирующих с металлами):

- неметаллы: О2, Hal2, S, H2 и др.

- Н2О;

- кислоты;

- соли.

Опыт №1. Взаимодействие активных металлов с водой и демонстрация образцов металлов - простых веществ

Реактивы и оборудование: Аl (гранулы), Na, фенолфталеин; кристаллизатор.

Ход работы:

Учитель: Проведем опыт. Для опыта возьмём образцы двух активных металлов (см. Ряд активности металлов): Аl (гранулы) и Na. В кристаллизатор с водой прильем 2-5 капель фенолфталеина и поместим небольшой, очищенный (скальпелем) от перекиси и предварительно подсушенный (сухой фильтровальной бумагой) от керосина кусочек Na, а в пробирку с водой поместим гранулу алюминия.

Наблюдения:

· натрий «бегает» по поверхности воды и быстро реагирует с ней, полностью исчезнув, а вода окрашивается в розовато-малиновый цвет;

· в пробирке с алюминием признаков реакции не наблюдаем.

Уравнения реакций:

2 Na + 2 H2O > 2 NaOH + H2 ^

Алюминий, будучи достаточно активным металлом, также должен вступать в реакцию с водой по уравнению: 2Аl + 6Н2О > 2Аl(OH)3 + 3H2 ^, однако признаков реакции мы не наблюдаем.

Проблема: алюминий - активный металл при н.у. не показывает признаков реакции взаимодействия с водой?

Обсуждение:

Учитель демонстрирует учащимся образцы некоторых щелочных, щелочноземельных и амфотерных металлов. Учащиеся наблюдают, что одни металлы хранятся при обычных условиях (Аl, Zn, Fe), другие в стеклянной банке под слоем керосина (Na, Ca, К).

Учащиеся: Исходя из их химических свойств, одни металлы более активны, а другие - менее. Щелочные и щелочноземельные металлы самые активные и легко взаимодействуют с кислородом воздуха, поэтому хранят под слоем керосина. А другие менее активные они взаимодействуют с кислородом только при нагревании, поэтому могут храниться при обычных условиях.

Учитель: почему сегодня алюминиевая посуда рекомендуется только для хранения холодных продуктов, а использование её для нагревания нежелательно.

Учащиеся: при нагревании происходит химический процесс: 2Аl + 6Н2О > 2Аl(OH)3 + 3H2 ^, ионы алюминия переходят в раствор, и их присутствие нежелательно для пищевых блюд.

Учитель: таким образом, алюминий при н.у. защищён оксидной плёнкой Al2O3. Именно эта оксидная плёнка предохраняет алюминий от активного взаимодействия с водой при н.у., если же она будет удалена, то алюминий будет энергично реагировать с водой.

Опыт №2. Взаимодействие металлов с кислотами

Реактивы и оборудование: Аl (гранулы), , Zn (гранулы), 40%-ый раствор НCl,; пробирки.

Ход работы:

В две пронумерованные пробирки нальем 3 мл 40%-го раствора НCl, 2-3 капли фенолфталеина и поместим в каждую гранулы Zn и алюминия, соответственно. В маленький кристаллизатор нальём небольшое количество (примерно 2 см в высоту) 40%-го раствора НCl .

Наблюдения:

- в пробирке с цинком: реакция сразу идёт бурно, с выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит

2HCl + Zn > ZnCl2 + H2^

- в пробирке с алюминием: сначала не наблюдаем признаков реакции, а затем реакция идёт бурно, с выделением газа выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит

6HCl + 2Al > 2AlCl3 + 3H2^

Проблема: все взятые металлы активны, однако они по-разному реагируют с водой?

В частности, алюминий и цинк? Оба металла находятся в раду активности рядом, значения их стандартных электродных потенциалов очень близки по значению Е0(Аl) = - 1,66, Е0(Zn) = - 0,76.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7