Урок химии в 9 классе по теме: «Классификация химических реакций»
Цель урока: систематизировать знания обучающихся о подходах к классификации химических реакций.
Задачи урока:
Материалы, необходимые для обеспечения урока: оборудование, реактивы, необходимые для выполнения опытов.
Ход урока
II. Актуализация знаний:
Учитель: Здравствуйте! Мы изучаем химию не первый год, и надеюсь, убеждаетесь в том, что химия – удивительная наука! Скажите мне, пожалуйста, что изучает химия?
Ответ: Химия – наука о веществах, их свойствах, превращениях и явлениях, сопровождающие эти превращения.
Учитель: Одна из задач химии использовать эти процессы для получения соединений с новыми полезными свойствами, а так же для получения разных видов энергии. В организме человека и в окружающем нас мире протекает огромное число реакций, без них невозможна жизнь. Чтобы ориентироваться в огромном царстве реакций, необходимо знать их типы. Сегодня мы и рассмотрим классификацию химических реакций. Итак, запишите тему урока: “Классификация химических реакций”.
Какие цели, вы поставите перед собой, исходя из темы?
Что называется явлением?
(Явление – это то, в чём проявляется развитие, изменение чего– либо).
Чем сопровождается любое явление?
(Изменением энергии)
Вспомним, какие явления называются физическими и химическими.
Физические явления -это любые изменения вещества, не при водящие к изменению состава и строения его молекул, например изменение агрегатного состояния веществ, хотя кристалл и газ, например, обладают различными физическими свойствами.
Химические явления – этоявления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, и при этом не происходит изменения состава ядер атомов.
III. Повторение полученных ранее знаний.
1) Вопросы для повторения:
Было изучено много химических реакций. У них есть общие признаки, но и отличительные, так как каждая реакция непохожа на другую.
1.По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции делятся на реакции соединения, разложения, замещения и обмена
Fe + S = FeS (тип реакции – соединение)
СаS =Са + S(тип реакции – разложения)
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 (тип реакции – замещение)
AgNO3 + HCI = AgCl + HNO3 (тип реакции – обмен)
2. По тепловому эффекту
По признаку выделения теплоты реакции делятся на экзотермические и эндотермические. Если реакции протекают с выделением теплоты, то такие реакции называются экзотермическими (в переводе с греческого экзо обозначает «наружу»), если реакции протекает с поглощением теплоты, то их называют эндотермическими (эндо означат «внутрь»). Количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакции, называют тепловым эффектом реакции. Тепловой эффект реакции обозначают латинской буквой Q («ку») и выражают в килоджоулях (кДж). Для экзотермических реакций Q > 0, для эндотермических реакций, наоборот, Q < 0. К экзотермическим реакциям относятся реакции горения серы, магния, фосфора, а реакция разложения ртути является эндотермической.
Выделение или поглощение энергии:
S + O2 = SO2 + Q
Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают + Q
2H2O = 2H2 + O2 – Q
3.По признаку обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые. Обратимые реакции всегда протекают одновременно в двух противоположных направлениях, как реакция получения аммиака их двух простых веществ – азота и водорода. В этих реакциях вместо знака равенство ставится знак обратимости.
N2 + 3H2 ↔ 2NH3
Необратимые реакции идут до конца, т.е. в результате этих реакций образуется газ, осадок или слабый электролит. Например, в реакции соляной кислоты и карбоната калия образуется углекислый газ и вода, т.е. реакция прошла до конца.
2HCl + K2CO3 = 2KCl + CO2↑ + H2O
Учитель обращает внимание учащихся на условия необратимости реакций ионного обмена: выпадение осадка, образование газа, образование слабого электролита, в частности, воды.
Демонстрация опытов.
Учитель предлагает учащимся составить полные и сокращенные ионные уравнения для реакций
4.По признаку изменения степени окисления реакции делятся на реакции, протекающие без изменения степени окисления и реакции, протекающие с изменением степени окисления, или окислительно-восстановительные.
Fe0 + S0 = Fe+2S−2
Окислители – вещества, атомы, молекулы или ионы которых принимают электроны и сами при этом восстанавливаются. Восстановители – вещества, атомы, молекулы или ионы которых отдают электроны и сами при этом окисляются.
5.По признаку участия катализатора реакции делятся на каталитические и некаталитические. Каталитические реакции – это реакции, протекающие с участием катализатора. Например, реакция получения оксида серы (VI) из оксида серы (IV) является каталитической, т.к. необходимым условием её протекания является наличие катализатора оксида ванадия (V). Катализатор всегда указывается над знаком равенства или обратимости.
V2O5
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
6.По агрегатному состоянию По фазовому состоянию реагентов реакции бывают гомогенные (однородные) и гетерогенные (неоднородные).
В гомогенных реакциях все взаимодействующие вещества находятся в одной фазе (газовой, жидкой или твердой).
В гетерогенных процессах реагенты, принимающие участие в реакции, находятся в разных фазах.
Гетерогенные двухфазные реакции в зависимости от агрегатного состояния исходных веществ бывают следующих типов:
1. в системе «газ – твердое тело»;
2. между двумя несмешивающимися жидкостями;
3. в системе «газ – жидкость»;
4. в системе «жидкость – твердая фаза».
V.Закрепление:
Соотнесите:
А) разложения, гетерогенная. | А1) 2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 +3H2 |
Б) соединения, гомогенная. | Б1) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl + Q |
В) обмена, экзотермическая. | В1) 2H2 + O2 → 2H2O |
Г) замещения, окислительно - восст. | Г1) 2 NaOH → Na2O + H2O |
Ответ:А-Г1; Б-В1; В-Б1; Г-А1.
1. Игра «Третий лишний – 1»
1. 2NaCl = 2Na + Cl2 2. MgO + CO2 = MgCO3 3. S + O2 =SO2
Ответ: 2NaCl = 2Na + Cl2
2. Игра «Третий лишний – 2»
Ответ: 2CO + O2 = 2CO2
VII. Домашнее задание: работа с конспектом
VIII.Рефлексия.
Что вас понравилось сегодня на уроке?
