методическая разработка лабораторных по химии
план-конспект урока по химии (11 класс) по теме

Иванова Кристина Алексеевна
Опубликовано 09.01.2014 - 18:19 - Иванова Кристина Алексеевна

разработка урока для учащихся 11 классов.

Скачать:

ВложениеРазмер
Microsoft Office document icon lektsiya_no_8_khimicheskie_reaktsii.doc169 КБ

Предварительный просмотр:

Лекция № 8.

Химические реакции. Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции

Цели:

Обучающие:

  • Сформировать представление о понятии «классификация химических реакций», скорости химической реакции.
  • Рассмотреть факторы, влияющие на скорость химических реакций.
  • Сформировать представление о понятиях «реакции соединения», «реакции разложения», «реакции замещения», «реакции обмена», ОВР, скорости химической реакции.

Развивающие:

  • Сформировать умения классифицировать химические реакции на реакции соединения, разложения, замещения, обмена, ОВР.
  • Закрепить знания, умения и навыки учащихся по составлению уравнений реакций (расстановка коэффициентов), по решению задач на скорость химических реакций.

Воспитывающие:

  • Развитие у учащихся навыков наблюдения, логического мышления, умений делать выводы и заключения.

Ход лекции

I. Организационный момент. Проверка знаний по классификации неорг.веществ.

II. Объяснение нового материала.

    Химическими реакциями  называются процессы превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

                Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

Пример: Химическая схема: Р + О2  Р2О5

               Химическое уравнение:  4Р + 5О2 = 2Р2О5

  Классификация химических реакций.

Вид реакций

Примеры

1.Классификация по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции

1) Реакции соединения

2) Реакции разложения

3) Реакции замещения

4) Реакции обмена

Реакции, в которых из нескольких реагирующих веществ получается одно вещество более сложного состава:      

              A + B + C = D

Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

     СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:  

        2Fе + 3Сl2 = 2FеСl3.

В органической химии подобные реакции называют реакциями ПРИСОЕДИНЕНИЯ:

        С2Н4 + Н2  С2Н6 (гидрирование)

      nСН2=СН2  (-CH2-CH2-)n (полимеризация)

     Реакции, в которых происходит образование нескольких веществ из одного сложного вещества:           А = В + С + D

         Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

       Реакции разложения в органической химии – это реакции:

крекинга:              С18H38 -(t)  С9H18 + С9H20

дегидрирования:     C4H10 -(кат,t)  C4H6 + 2H2 

дегидратации: С2Н5ОН -(H2SO4конц,t)C2H4+H2O дегидрогалогенирования и т.п.

       Реакции, в которых обычно  простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:  А + ВС = АВ + С

   Эти реакции чаще принадлежат к окислительно-восстановительным:

   2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,

   Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,

           Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны.

    СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,

     В органической химии реакциями замещения называют реакции, в которых атом или группа атомов в составе органической молекулы замещается на другой атом  или другую группу атомов:

  СН4 + Сl2 –(свет) СН3Сl + НСl – хлорирование – Н заменяется в метане на хлор.

СН3Сl + КОН(р-р)  CH3OH + KCl – гидролиз галогеналкана – замещение хлора на ОН-группу.

Это реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями: АВ + СD = АD + СВ

   ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

  AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,

  СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3 + 3NаСl.

3. Классификация по числу фаз, в которых находятся участники реакции.

     1. Гомогенные (однофазные) реакции.

2. Гетерогенные (многофазные) реакции.

       К гомогенным относят реакции, протекающие в газовой фазе

 H2 + Cl2  2HCl

NaОН(р-р) + НСl(p-p) =  NaСl(p-p) + Н2О(ж)

       К гетерогенным относятся реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

  • газожидкофазные реакции

CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p).

  • газотвердофазные реакции

СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв).

  • жидкотвердофазные реакции

Na2SO4(р-р) + ВаСl2(р-р) = ВаSО4(тв)↓ + 2NaСl(p-p)

  • жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО3)2(р-р) + Н2SО4(р-р) = СО2(r)↑ +Н2О(ж) + СаSО4(тв)↓.

4. Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции и реакции обмена

2. Окислительно-восстановительные реакции

- это реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Это реакции обмена и гидролиза:

   ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

  СrСl3 + 3NаОН = Сr(ОН)3 + 3NаСl

    Са3Р2 + 6Н2О = 3Са(ОН)2 + 2РН3 

– это  реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, при этом меняются степени окисления элементов в составе реагирующих веществ. Например:     2Са + О2 = 2СаО

  8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

            Реакциями окисления в органической химии называют реакции, в результате которых в молекуле происходит увеличение числа атомов кислорода или уменьшение числа атомов водорода:

      СН3ОН + СuO -( t)  HCOH + Cu + H2O – окисление спирта (метанола) в альдегид (метаналь).

     Реакциями восстановления в органической химии называют реакции, идущие с увеличением числа атомов водорода или уменьшением числа атомов кислорода в органической молекуле:

     HCOH +  H2    СН3ОН – восстановление альдегида в спирт (гидрирование альдегида).

5. Классификация по возможности протекания реакции в прямом и обратном направлении.

1) Обратимые реакции.

2) Необратимые реакции.

      Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ, т.е. реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

СН3СООН + С2Н5ОН  ⇄СН3СООС2Н5 + Н2О.

       Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО3 → 2КСl + 3О2↑,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С6Н12О6 + 6О2 → 6СО2 + 6Н2О.

6. Классификация по знаку теплового эффекта реакции.

1) Экзотермические реакции.

2) Эндотермические реакции.

Экзотермические реакции – это реакции, протекающие с  выделением энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0): С +О2 = СО2 + Q

               

Эндотермические реакции – это реакции, протекающие с  поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0): N2 +О2 = 2NО - Q.

Пример: Охарактеризовать реакцию всеми возможными способами:

               Pb(NO3)2(тв) PbO(тв) + NO2(г)+ O2(г)– Q

Решение: реакция разложения;  окислительно-восстановительная;  гетерогенна; эндотермическая; необратимая

Тепловой эффект химических реакций

Любая химическая реакция протекает либо с выделением, либо с поглощением теплоты.

         Если в реакции происходит  выделение теплоты (Q>0)  - такую реакцию называют  ЭКЗОТЕРМИЧЕСКОЙ.

         Если в реакции теплота поглощается (Q<0) – это ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ реакция.

        Для определения знака теплового эффекта по уравнению реакции можно рекомендовать следующие правила:

а) если реакция протекает самопроизвольно при обычных условиях, она скорее всего экзотермическая (но для начала реакции может потребоваться инициация). Так, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая;

б) для устойчивых веществ реакции их образования из простых веществ экзотермические, реакции разложения – эндотермические.

в) если в ходе реакции из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, реакция экзотермическая.

      Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях).

     Кроме того, существует ещё одна характеристика теплового эффекта химической реакции – ЭНТАЛЬПИЯ  ∆Н.

Энтальпия по величине равна Q,  но противоположна по знаку.

Реакция

Теплота

Энтальпия

Экзотермическая

Q > 0

∆Н < 0

Эндотермическая

Q < 0

∆Н > 0

    Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.

      Пример: При сгорании 1 моль ацетилена выделяется 1305 кДж теплоты, а при сгорании 3 моль – в 3 раза больше: Q = 3∙1305 = 3915кДж.

      Термохимические уравнения – уравнения реакций с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).

      Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ:

        2А1 + 3/2О2 = А12О3 + 1675 кДж – теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль.

    Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества:

      СН4 + 2О2 = СО2 + 2 Н2О + 802 кДж – теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.

Окислительно-восстановительные реакции

1)     Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ РЕАКЦИЯМИ.

  В окислительно-восстановительных реакциях электроны не уходят из сферы реакции, а передаются от одного элемента к другому.
       ОКИСЛИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые принимают электроны.
        ВОССТАНОВИТЕЛИ - это атомы, ионы или молекулы, которые отдают электроны. 

2)Типичные восстановители и окислители.

Окислители: 

1) вещества (оксиды, кислоты, соли)  с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.

                Например: кислоты – HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7;

                                    соли – KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7;

                                    оксиды –PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5 

2) Самые активные неметаллы – фтор, кислород, озон

Восстановители: 

1) Bсе металлы (они могут только отдавать электроны);

2) Bещества с минимально возможной (отрицательной) степенью окисления неметалла.

   Например: водородные соединения – РН3, HI, HBr, H2S;

                       соли – KI, NaBr, K2S.

3) Процессы окисления и восстановления

   

окисление – процесс, в котором восстановитель отдает электроны;

восстановление – процесс, в котором окислитель принимает электроны.

Запомните:

окислитель восстанавливается!

восстановитель окисляется!

 4) Что такое электронный баланс?

           Уравнения окислительно-восстановительных реакций составляют, пользуясь методом ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА: число отданных и принятых электронов должно быть одинаково.  Пример      HN+5O3 + C0  С+4О2  +  N+4O2+ Н2О:

  N+5 + 1е   N+4 4 – окислитель

  C0 – 4 е   С+4    1 – восстановитель

  4HNO3 + C   à СО2  +  4NO2+ 2Н2О

Главные схемы окислительно-восстановительных переходов

1)

KMnO4

(малиновый раствор)

+ восстановитель

кислая среда:

Mn2+ 

(MnCl2, MnSO4)

обесцвечивание

нейтральная среда:

Mn +4 

(MnO2↓ бурый осадок)

щелочная среда:

Mn+6 

(K2MnO4,

зеленый раствор)

Сr +6

Cr+3

K2Cr2O7 

(дихромат) или

K2CrO4(хромат) 

CrCl3, Cr2(SO4)3

в кислой среде

+ восстановители

Cr(OH)3 

в нейтральной среде

K3[Cr(OH)6]

в щелочной среде

                

2) Во что переходят восстановители в реакциях с KMnO4 или K2Cr2O7?

          а) S2-, I-, Br-, Cl-  переходят в Э0

          б) Р-3, As-3  +5

          в) N+3,S+4, P+3, и т.п.  в высшую степень окисления  

                                                (соль или кислота)

3)

HNO3

-не реагируют Au,Pt,Pd.

Концентрированная

(пассивация Al,Cr,Fe)*

Разбавленная

активные металлы

неактивные металлы

неактивные металлы

активные металлы + среднее разбав-ление

активные металлы + оч. разбавленный раствор

нитрат металла + N2O↑**

нитрат металла

+ NO2↑

нитрат металла

+ NO↑

нитрат металла +N2↑

нитрат металла +NH4NO3

HNO3 концентрированная

+ неметаллы

кислота или оксид

(высшие) + NO↑ или NO2↑

       *Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксиной плёнки.

      ** Магний и кальций с кислотой любой концентрации восстанавливают её до  N2O!        

4)

H2SO4

-  не реаг Au, Pt, Pd.

Разбавленная - ведет себя как обычная минеральная кислота!

Концентрированная

(пассивация Al,Cr,Fe)**

 металлы в ряду активности  до Н - Н2 + сульфат металла*.

 металлы после Н – не реагируют.

неактивные металлы – сульфат металла + SO2↑

активные металлы – сульфат металла

+ S↓ или H2S↑***

Концентрированная + неметаллы 

 SO2 ↑+ кислота или оксид неметалла

* сульфат металла В НАИМЕНЬШЕЙ степени окисления

**Пассивация – металлы не реагируют с конц. кислотой без нагревания из-за наличия плотной оксиной плёнки.

*** Сероводород получается при взаимодействии щелочных металлов.

5)  Разложение нитратов (по ряду активности металлов!).

1. Металлы  левее магния кроме лития.

KNO3      КNO2      +     O2

                нитрит

              металла    +  кислород

2. От магния

до меди включительно

+ литий

Mg(NO3) 2 MgO  + NO2  + O2

               оксид

           металла*  + NO2  + O2

3. Правее меди

AgNO3  Ag   + NO2   +  O2

           металл  + NO2  + O2

*оксид металла в наиболее устойчивой степени окисления.

6) Вещества с двойственной природой:

   Пероксид водорода:

         Н2О2   +  окислитель          O2

                   +  восстановитель    Н2О или ОН-

Нитриты щелочных металлов и аммония:        

          КNO2  + окислитель          KNO3 

                    + восстановитель    NO

7) Реакции диспропорционирования - реакции, в которых один и тот же элемент и отдает   и принимает электроны.

 Например, в реакции: Cl20+ KOH  KCl-1  + KCl+5O3 + H2O – простое вещество хлор Cl20 и принимает электроны, переходя в -1 , и отдает,   переходя  в  степень окисления  +5 

Скорость химических реакций. Зависимость скорости реакции. Катализ и катализаторы.

         Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы.

      Например, для реакции    А + В = С + D  можно рассчитать скорость по веществу А:

                            - ∆с (А) (моль/л)        - (с2-с1)

                   vА = -----------------------  =  ----------- (для исходных веществ)

                             ∆t (мин или сек)          t2-t1

          Так как скорость – величина положительная, а концентрация вещества А убывает – ставится знак минус.

        Можно рассчитывать скорость по концентрации одного из продуктов реакции - веществ С или D; она в ходе реакции будет возрастать, и потому в правой части уравнения нужно будет ставить знак плюс:

                                 - ∆с (С) (моль/л)         (с2-с1)

                      vС = -----------------------  =   ----------- (для продуктов)

                               ∆t (мин или сек)           t2-t1

         Время протекания реакции  τ  – время, за которое реакция полностью закончится.

Факторы, влияющие на скорость химических реакций.

Фактор

Характер влияния.

1) Природа вещества.

Скорость реакции зависит от природы вещества – например, чем активнее металл, тем быстрее идёт его реакция с кислотой.

2) Концентрации реагирующих веществ.

Закон действующих масс:  скорость химической реакции пропорциональна концентрациям реагентов, возведённым в некоторую степень, называемую порядком реакции по данному веществу.

     Для реакции  аА + вВ  = сС + dD   скорость равна:

                      v = k C(A)n ∙C(D)m 

где  n - порядок реакции по веществу А,

       m - порядок реакции по веществу В.

       В простых (элементарных, одностадийных) реакциях –  n  и m численно равны коэффициентам в уравнении реакции при веществах А и В. n=a, m= в.

3) Температура.

       С увеличением температуры скорость реакции всегда возрастает. Вант-Гофф сформулировал правило, связывающее скорость с температурой.

Правило Вант-Гоффа:

       При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

      Математически эта зависимость выражается уравнением Вант- Гоффа:

        vt2            t2-t1/10

        ----- = (γ)  

         vt1

где γ – температурный коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз возрастает скорость на каждые 10 градусов.

      Время протекания реакции имеет обратную зависимость от температуры:

          τ t1          t2-t1/10

        ----- = (γ)  

         τ t2

4)Наличие катализатора.

        Катализаторами называются вещества, ускоряющие  химические реакции. Сам катализатор в реакциях не расходуется и в конечные продукты не входит.

        Химические реакции, протекающие при участии катализаторов, называют каталитическими.

       Различают два вида катализа - гомогенный (однородный) и гетерогенный (неоднородный) катализ.

5) Степень измельчения в гетерогенных реакциях.

Чем сильнее измельчено  твёрдое вещество, тем больше поверхность соприкосновения его с раствором – тем больше скорость реакции.

Обратимые и необратимые реакции.  Химическое равновесие.

Принцип Ле-Шателье.

       Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества, называются необратимыми.

      Необратимыми называются такие реакции, при протекании которых:

1) образующиеся продукты уходят из сферы реакции - выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, например

ВаСl2 + Н2SО4 = ВаSО4↓ + 2НСl                          Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑+ H2O

2) образуется малодиссоциированное соединение, например вода:     НСl + NаОН = Н2О + NаСl

3) реакция сопровождается большим выделением энергии, например горение магния или разложение бертолетовой соли:        Mg + 1/2 О2 = МgО                               2КСlО3 = 2КСl + 3О2↑,

       Обратимыми называются такие реакции, которые одновременно  могут протекать в двух взаимно противоположных направлениях – прямом и обратном:     SO2 + O2 ⇄ SO3   

           Химическое равновесие можно определить как такое состояние системы реагирующих веществ, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой.  

         В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. 

       Состояние равновесия можно нарушить, изменяя те или иные условия проведения реакции. Это важно для увеличения выхода в реакции (степени превращения).

         Принцип Ле-Шателье:

       Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить это воздействие.

Факторы, влияющие на равновесие.

Фактор

Воздействие на равновесие

Как изменить, чтобы увеличить выход продукта.

1) Концентрации  веществ.

Увеличение концентраций исходных веществ смещает равновесие вправо, увеличение концентраций продуктов – влево (аналог – сообщающиеся сосуды).

Надо увеличить концентрации исходных веществ или уменьшить концентрации продуктов (выводя их из сферы реакции – конденсируя газ, например).

2) Давление.

Увеличение давления смещает равновесие в сторону мéньших объёмов газообразных веществ (система стремится «сжаться»)

Если реакция идёт с уменьшением объёма – необходимо увеличить давление. Если в процессе реакции общий объём газов увеличивается – надо уменьшать давление.

3) Температура.

Если реакция идёт с выделением теплоты (экзотермическая) – нагревание мешает её протеканию. Если реакция идёт с поглощением теплоты – нагревание её способствует. Следовательно, нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции.

Если реакция экзотермическая – надо охлаждать.

Если реакция эндотермическая – необходимо нагревать систему.

4) Катализатор.

Катализатор не влияет на равновесие, т.к. ускоряет в равной степени и прямую, и обратную реакции.

Не влияет на равновесие.

       Пример:  реакция CaCO3(тв)  CaO(тв)  + CO2(г) – Q

протекает с поглощением теплоты (эндотермическая) и с увеличением объёма газа – в левой части газов нет, а справа – 1 моль углекислого газа.

     Следовательно, для увеличения выхода оксида кальция (и углекислого газа), т.е. для смещения равновесия вправо требуется:

  • увеличивать температуру;
  • уменьшать давление;
  • выводить из сферы реакции углекислый газ (например, поглощая его щёлочью).

        Закрепление:

Задание 1: составить электронный баланс, расставить коэффициенты в уравнениях реакций:

  1. KClO3 + P → KCl + P2O5
  2. MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
  3. HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
  4. H2S + O2 → S + H2O
  5. H2SO4 + Na → Na2SO4 + H2S + H2O
  6. NH3 + O2 → N2 + H2O
  7. HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
  8. Na2SO3 + O2 → Na2SO4

Задание 2. Составьте уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cu → CuCl2 → Cu(NO3)2 → Cu(OH)2→ CuO → Cu Укажите в каждом случае тип реакции по всем признакам. Для реакций ионного обмена уравнения составьте в молекулярном и ионном виде. Для окислительно-восстановительных реакции составьте схемы электронного баланса.

Задание 3. Закончите уравнения реакций, определите тип реакций, назовите вещества.

P + Cl2 = PCl5 

CH4 = C + H2                               

Na + S =  Na2S

HCl + Mg = MgCl2 + H2                             

ZnSO4 + KOH = K2SO4 + Zn(OH)2

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + NaCl

AlCl3 + NaOH = NaCl + Al(OH)3

Fe(OH)3 = Fe2O3 + H2O

H2SO4 + Al = Al2(SO4)3 + H2

P2O5 + Na2O = Na3PO4

Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 = Al(NO3)3 + BaSO4

Задание 4. Составьте уравнения реакций, определите тип реакции, назовите вещества.

H2 + Cl2 =                                      Zn + O2 =

Al + S =                                         Ca + N2 =

Mg + CuCl2 =                                 F2 + KBr =

Ca + HCl =                                     Zn + FeCl3 =

H3PO4 + MgO =                             CaCl2 + K3PO4 =

HNO3 + Ca(OH)2 =                        Fe2(SO4)3 + NaOH =

Задача 1.

Как изменится скорость химической реакции, если повысить температуру с 35°С до 55°С. Температурный коэффициент равен 3.

Задача 2.

Как изменится скорость реакции 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3, если давление в системе увеличить в 5 раз?

Задача 3.

Как изменится скорость реакции N2 + 3H2 = 2NH3, если давление в системе увеличили в 2 раза?

Задание: составьте кинетические уравнения (выражение закона действующих масс) для следующих реакций:

      1. 2H2(г) + О2(г)  = 2Н2О(г)

  1. 2Fe(т) + 3Cl2(г) = 2FeCl3(т)
  2. Cl2(г) + H2(г) = 2HCl(г)
  3. CuO(т) + H2(г) = Cu(т) + H2O(ж)
  4. 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(ж) + 2SO2(г)
  5. 2H2S(г) + O2(г) = 2H2O(ж) + 2S(т)

ИТОГИ ЛЕКЦИИ.

РЕФЛЕКСИЯ.

Домашнее задание: составить электронный баланс, расставить коэффициенты в уравнениях реакций:

  1. Fe2O3 + H2 → H2O + Fe
  2. Zn + H2SO4 → ZnSO4 + S + H2O
  3. Cr2O3 + Mg → MgO + Cr

Задача 1.

Во сколько раз возрастет скорость химической реакции с повышением температуры от 56°С до 96°С, если известно, что повышение температуры  на каждые 10°С увеличивает скорость реакции в 2 раза?


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Методические разработки лабораторных работ по биологии для среднеспециальных учебных заведений.

Методические разработки лабораторных работ по биологии для средних учебных заведений....

Методическая разработка лабораторной работы"Определение кооэффициента жесткости пружины" с применением цифровой лаборатории "Архимед"

Методическая разработка лабораторной работы  для 10 класса по определению жесткости пружины с применением цифровой лаборатории"Архимед" косвенными методами....

Методическая разработка лабораторных и практических работ для 7 класса в соответствии с требованиями государственного образовательного стандарта по биологии

Лабораторные и практические работы для 7 класса составлены в соответствии с требованиями государственного образовательного стандарта по биологии.Ценность лабораторных и практических  работ ...

Методическая разработка лабораторной работы по физике «Определение периода дифракционной решетки»

Лабораторная работа «Определение периода дифракционной решетки» разработана для  учащихся 11 класса изучающих физику по программе Г.Я.Мякишева для базового уровня. В работе используется оборудова...

Методическая разработка лабораторного занятия по дисциплине «Технология приготовления мучных кондитерских изделий» (4 курс) По теме: «Приготовление пряничного теста» для специальности 260502 Технология продукции общественного питания.

Методическая разработка лабораторного занятия по дисциплине «Технология приготовления мучных кондитерских изделий» (4 курс)По теме: «Приготовление пряничного теста» для специальности 260502 Техн...

Презентация к методической разработке лабораторного занятия по теме "Приготовление пряничного теста"

Презентация к методической разработке лабораторного занятия по теме "Приготовление пряничного теста"...

методическая разработка лабораторного занятия по дисциплине "Технология продукции мучных кондитерских изделий"

"Приготовление пряничного теста"для специальности 260502 Технология продукции общественного питания....