Greitis cheminė reakcija - vienos iš reaguojančių medžiagų kiekio pasikeitimas per laiko vienetą reakcijos erdvės vienete.

Cheminės reakcijos greitį įtakoja šie veiksniai:

• reaguojančių medžiagų pobūdis;
• reagentų koncentracija;
• reaguojančių medžiagų kontaktinis paviršius (vienalypėse reakcijose);
• temperatūra;
• katalizatorių veikimas.

Aktyvaus susidūrimo teorija leidžia paaiškinti tam tikrų veiksnių įtaką cheminės reakcijos greičiui. Pagrindinės šios teorijos nuostatos:

• Reakcijos įvyksta, kai susiduria tam tikrą energiją turinčių reagentų dalelės.
• Kuo daugiau reagentų dalelių, tuo jie yra arčiau vienas kito daugiau šansų jie turi susidurti ir reaguoti.
• Tik efektyvūs susidūrimai sukelia reakciją, t.y. tie, kuriuose „senieji ryšiai“ suardomi arba susilpnėja ir todėl gali susiformuoti „nauji“. Norėdami tai padaryti, dalelės turi turėti pakankamai energijos.
• Vadinamas minimalus energijos perteklius, reikalingas efektyviam reaguojančių dalelių susidūrimui aktyvacijos energija Ea.
• Veikla cheminių medžiagų pasireiškia maža su jais susijusių reakcijų aktyvavimo energija. Kuo mažesnė aktyvinimo energija, tuo didesnis reakcijos greitis. Pavyzdžiui, vykstant reakcijoms tarp katijonų ir anijonų, aktyvacijos energija yra labai maža, todėl tokios reakcijos įvyksta beveik akimirksniu.

Reagentų koncentracijos įtaka reakcijos greičiui

Didėjant reagentų koncentracijai, didėja reakcijos greitis. Kad įvyktų reakcija, turi susijungti dvi cheminės dalelės, todėl reakcijos greitis priklauso nuo susidūrimų tarp jų skaičiaus. Padidėjęs dalelių skaičius tam tikrame tūryje sukelia dažnesnius susidūrimus ir padidina reakcijos greitį.

Reakcijos greitis, vykstantis dujų fazėje, padidės padidėjus slėgiui arba sumažėjus mišinio užimamam tūriui.

Remdamiesi eksperimentiniais duomenimis 1867 m., Norvegijos mokslininkai K. Guldbergas ir P. Waage, o nepriklausomai nuo jų 1865 m., Rusijos mokslininkas N. I. Beketovas suformulavo pagrindinį cheminės kinetikos dėsnį, nustatydamas reakcijos greičio priklausomybė nuo reagentų koncentracijų -

Masinio veiksmo dėsnis (LMA):

Cheminės reakcijos greitis yra proporcingas reaguojančių medžiagų koncentracijų sandaugai, paimtai pajėgomis, lygiomis jų koeficientams reakcijos lygtyje. („efektyvi masė“ yra sinonimas moderni koncepcija„koncentracija“)

aA +bB =cС +dD, Kur k– reakcijos greičio konstanta

ZDM atliekamas tik elementarioms cheminėms reakcijoms, vykstančioms viename etape. Jei reakcija vyksta nuosekliai per kelis etapus, tai bendras viso proceso greitis nustatomas pagal lėčiausią jos dalį.

Greičio išraiškos įvairių tipų reakcijos

ZDM nurodo vienalytės reakcijos. Jei reakcija yra nevienalytė (reagentai yra skirtingos agregacijos būsenos), tada ZDM lygtis apima tik skystus arba tik dujinius reagentus, o kietieji neįtraukiami, paveikiantys tik greičio konstantą k.

Reakcijos molekuliškumas yra minimalus elementariame cheminiame procese dalyvaujančių molekulių skaičius. Pagal molekuliškumą elementarios cheminės reakcijos skirstomos į molekulines (A →) ir bimolekulines (A + B →); Trimolekulinės reakcijos yra labai retos.

Greitis nevienalytės reakcijos

• Priklauso nuo medžiagų sąlyčio paviršiaus plotas, t.y. dėl medžiagų susmulkinimo laipsnio ir reagentų maišymo išsamumo.
• Pavyzdys yra medienos deginimas. Visas rąstas ore dega palyginti lėtai. Jei padidinsite medienos ir oro sąlyčio paviršių, suskaidydami rąstą į skiedras, padidės degimo greitis.
• Piroforinė geležis pilama ant filtravimo popieriaus lakšto. Rudenį geležies dalelės įkaista ir užsidega popierių.

Temperatūros įtaka reakcijos greičiui

XIX amžiuje olandų mokslininkas Van't Hoffas eksperimentiškai atrado, kad temperatūrai pakilus 10 o C, daugelio reakcijų greitis padidėja 2-4 kartus.

Van't Hoffo taisyklė

Kiekvienam 10 ◦ C temperatūros padidėjimui reakcijos greitis padidėja 2-4 kartus.

Čia γ ( graikiška raidė„gama“) – vadinamasis temperatūros koeficientas arba Van't Hoff koeficientas, ima reikšmes nuo 2 iki 4.

Kiekvienai konkrečiai reakcijai temperatūros koeficientas nustatomas eksperimentiniu būdu. Tai tiksliai parodo, kiek kartų tam tikros cheminės reakcijos greitis (ir jos greičio konstanta) padidėja kas 10 laipsnių kylant temperatūrai.

Van't Hoffo taisyklė naudojama reakcijos greičio konstantos pokyčiui aproksimuoti didėjant arba mažėjant temperatūrai. Daugiau tikslus santykisŠvedų chemikas Svante Arrhenius nustatė tarp greičio konstantos ir temperatūros:

Kaip daugiau E specifinė reakcija, taigi mažiau(tam tikroje temperatūroje) bus šios reakcijos greičio konstanta k (ir greitis). Padidėjus T, padidėja greičio konstanta, tai paaiškinama tuo, kad pakilus temperatūrai sparčiai didėja „energetinių“ molekulių, galinčių įveikti aktyvacijos barjerą Ea, skaičius.

Katalizatoriaus poveikis reakcijos greičiui

Reakcijos greitį galite pakeisti naudodami specialias medžiagas, kurios keičia reakcijos mechanizmą ir nukreipia ją energetiškai palankesniu keliu su mažesne aktyvacijos energija.

Katalizatoriai- tai medžiagos, kurios dalyvauja cheminėje reakcijoje ir padidina jos greitį, tačiau pasibaigus reakcijai kokybiškai ir kiekybiškai išlieka nepakitusios.

Inhibitoriai– chemines reakcijas lėtinančios medžiagos.

Cheminės reakcijos greičio ar jos krypties keitimas naudojant katalizatorių vadinamas katalizė .

1 puslapis

Žinoma, reakcijos sulėtėjimas padidėja, kai į reakcijos terpę įvedama druska, turinti tą patį anijoną, pavyzdžiui, ličio chloridas.  

Reakcija sulėtėja dėl to, kad vandenilio, kuris yra santykinai silpnai surištas ir, aišku, tinkamiausias 1-heksenui hidrinti, didėjant pH tampa vis mažiau. Kadangi mūsų nustatyta aktyvacijos energija tiriamame pH diapazone nesikeičia, akivaizdu, kad katalizatoriaus aktyvumo mažėjimas didėjant pH yra susijęs su preeksponentinio koeficiento Arrhenius lygtyje sumažėjimu. Taigi galime daryti prielaidą, kad didėjant pH 1-hekseno hidrinimo metu, mažėja aktyvių vietų skaičius Pt katalizatoriaus paviršiuje.  

Reakcijos sulėtėjimas laikui bėgant yra susijęs su aktyvių centrų rekombinacijos (sunaikinimo abipusio susidūrimo) vertės padidėjimu arba su procesą lėtinančios medžiagos, kaip vieno iš reakcijos produktų, atsiradimu. Reakcija itin jautri menkiausioms pašalinių priemaišų pėdsakams. Pastarieji gali veikti greitinamuoju būdu (aldehidai, N02 85 ir kt.], organiniai peroksidai [86, 87 ir kt.]) dėl savo gebėjimo tarnauti kaip pradiniai reakcijos grandinės centrai (ar dalys) arba generuoti. juos. Kitais atvejais priemaišos stabdo reakciją, priklausomai nuo to, kad šie neigiami katalizatoriai arba vadinamieji inhibitoriai sunaikina. aktyvūs centrai, pavyzdžiui, reaguoti su jomis (arba sugerti sužadintų dalelių energiją) ir taip sustabdyti reakcijos grandinės vystymąsi, ją nutraukti.  

Sulėtėja reakcija ir gerėja produktų kokybė dėl poveikio šarminis metalas Ir maksimali koncentracija mangano, buvo tiriami naudojant parafino oksidacijos pavyzdį, dalyvaujant pirolizitui ir šarminiam argano dioksidui, pridedant tam tikro. Įrodyta, kad pagrindinės angliavandenilių oksidacijos slopinimo funkcijos priklauso šarminių metalų junginiams.  

204 reakcijos su toluenu sulėtinimas buvo pasiektas užpildžius vamzdelius nerūdijančio plieno drožlėmis, atskiedus reakcijos mišinį C14 ir sumažinus N204 kiekį iki 1 7 - 1 mol 1 mol tolueno. Nitrinimo reakcijos į šerdį pagreitis buvo pasiektas į reakcijos mišinį įpilant 0 27 - 0 4 molio acto rūgšties anhidrido 1 moliui tolueno ir buvo gauta 2 5 - 3% 2 4 6-trinitrotolueno ir iki 30% nitrotolueno. . Susidarę mononitrotoluenai nebenitrinami. Nitrinant tolueną į branduolį, be tarpinio dinitrotolueno susidaro tik mono- ir trinitrotoluenai. Za-dena anhidridas acto rūgštis nepagreitina reakcijos.  

Reakcijos sulėtėjimas dėl struktūrinius pokyčius, gali būti toks reikšmingas, kad keturių ar penkiavalenčių jonų disproporcijos procesas yra naudingesnis, o ne tiesioginės šių jonų sąveikos su reagentais procesas.  

Reakcijos sulėtėjimą galima paaiškinti tuo, kad chlorido kompleksas T1 (III) yra mažiau reaktyvus nei T13 ar T1OH2 jonai, tačiau reakcijos greičio padidėjimo priežastys didesnės C1 koncentracijos srityje - - - jonai nėra aiškūs.  

Reakcijos sulėtėjimą pirminiuose ir antriniuose alkoholiuose Lukaševičius aiškina tuo, kad šiuose alkoholiuose prie a-anglies atomo yra vandenilis, kuris nutrūksta radikalo pavidalu, o tai neleidžia vystytis grandinei. Stovi ant laisvųjų radikalų taisymo mechanizmo padėties skruzdžių rūgštis Lukaševičius daro išvadą, kad natrio formiatas pagreitina Šifo bazių redukciją, užkertant kelią jų skilimui.  

Reakcijos sulėtėjimą aukštesnėje temperatūroje galima paaiškinti fosforo rūgšties aktyvumo sumažėjimu dėl padidėjusio monokalcio fosfato tirpumo joje, o reakcijos sulėtėjimą esant žemai temperatūrai lemia tai, kad fosforo rūgštis. , kurio koncentracija yra skystoji fazė superfosfatas apie 45% PzOsr tampa klampesnis ir neaktyvesnis.  

Reakcijos sulėtėjimas SDS tirpale atitinka 4-dinitro-fluorbenzeno pasiskirstymo koeficientą 2, kuris daugiausia lokalizuotas micelinėje fazėje, o nukleofilinis agentas glicilglicinas nėra tirpinamas micelių. DDS poveikį galima paaiškinti sumažėjimu reaktyvumas micelinėje fazėje ir reagentų persiskirstymas.  

Reakcijos su KOH sulėtėjimas pakeičiant n-vandenilį p-mstoksi grupe tikriausiai priklauso nuo to, kad pakeitimas ir pašalinimas buvo tiriami MSCM.  

Todėl reakcijos sulėtėjimas dėl alkilo pakaitų atsiranda dėl sumažėjusios aktyvacijos entropijos.  

Reakcijos sulėtėjimo dėl laisvo vandens trūkumo galima lengvai išvengti padidinus CS2 difuzijos greitį intensyviai maišant arba mechaniškai suardant pluošto struktūrą, todėl reakcija gali būti baigta 10 kartų greičiau.  

Sulėtinti N204 reakciją su toluenu pavyko pripildžius vamzdelius nerūdijančio plieno drožlėmis, reakcijos mišinį atskiedus CC14 ir sumažinus N204 kiekį iki 1 7 - 1 mol 1 mol tolueno. Nitrinimo reakcijos į šerdį pagreitis buvo pasiektas į reakcijos mišinį įpilant 0 27 - 0 4 molio acto rūgšties anhidrido 1 moliui tolueno ir buvo gauta 2 5 - 3% 2 4 6-trinitrotolueno ir iki 30% nitrotolueno. . Gauti mononitrotoluenai toliau nėra nitrinami. Kai toluenas nitrinamas į šerdį, be tarpinio dinitrotolueno susidaro tik mono- ir trinitrotoluenas. Anhidrido pakeitimas acto rūgštimi nepagreitina reakcijos.  

Tikslai: pagilinti ir apibendrinti žinias apie cheminių reakcijų greitį; vienalyčių ir nevienalyčių reakcijų greičio priklausomybė nuo įvairių veiksnių; gebėti eksperimentiškai patvirtinti įtaką individualūs veiksniai apie cheminių reakcijų greitį. Tęsti tokių formavimą loginės technikos, kaip stebėjimas, analizė, palyginimas ir apibendrinimas. Skatinti specifinių komandinio darbo įgūdžių mokymąsi.

Klausimai mokiniams: 1. Pateikite reakcijų pavyzdžių, kurių greičio padidėjimas ar sumažėjimas turi teigiamą ar neigiama vertė gamyboje, namuose ar gamtoje. 2. Kaip matuojamas cheminių reakcijų greitis, priešingai nei greitis mechanikoje? 3. Kaip kinta cheminės reakcijos greitis laikui bėgant, jei netrukdote jos eigai? 4. Kas yra koncentracija, kodėl prieš formulę deda ženklą (-), kurioms reakcijoms formulė tinkama? Apibrėžkite vienarūšes ir nevienalytes reakcijas? Pateikite pavyzdžių. 1 etapas.

2 etapas. Tiriamasis darbas grupėse. 1 grupė tiria reaguojančių medžiagų prigimties įtaką. 2 grupė: koncentracijos įtaka. 3 grupė – temperatūros įtaka. 4 grupė tiria katalizatoriaus poveikį cheminės reakcijos greičiui. 5 grupė: reaguojančių medžiagų paviršiaus ploto įtaka nevienalytės cheminės reakcijos greičiui. Pakartokite saugos taisykles!!!

Veiksniai, įtakojantys cheminės reakcijos greitį. Cheminės reakcijos pavyzdžiai ir požymiai. Išvados apie sąlygas, turinčias įtakos cheminės reakcijos greičiui. Reagentų pobūdis Mg + HCl MgCl 2 +H 2 Greitas dujų išsiskyrimas. Fe+HCl FeCl 2 +H 2 Lėtas dujų išsiskyrimas nei metalas yra aktyvesnis, tuo greičiau vyksta reakcija. Koncentracija Zn+ HCl (1:1) ZnCl 2 +H 2 Greitas dujų išsiskyrimas Zn+ HCl (1:5) ZnCl 2 +H 2 Lėtas dujų išsiskyrimas Kuo didesnė koncentracija, tuo greitesnė reakcija. Temperatūra Šildymas Zn+ HCl ZnCl 2 +H 2 Greitas dujų išsiskyrimas. be Šildymo Zn+ HCl ZnCl 2 +H 2 Lėtas dujų išsiskyrimas. Katalizatoriai MnO 2 H 2 O 2 H 2 O+O 2 greitas Be katalizatoriaus; H 2 O 2 H 2 O+O 2 lėtai Nei aukštesnė temperatūra, tuo greičiau vyksta reakcija. Esant katalizatoriui, reakcija vyksta greičiau.

Veiksniai, įtakojantys cheminės reakcijos greitį. Cheminės reakcijos pavyzdžiai ir požymiai. Išvados apie sąlygas, turinčias įtakos cheminės reakcijos greičiui. Reaguojančių medžiagų sąlyčio sritis. Zn (milteliai) +HCl ZnCl 2 +H 2 Greitas dujų išsiskyrimas Zn (granulė) +HCl ZnCl 2 +H 2 Lėtas dujų išsiskyrimas nei didesnis plotas reaguojančių medžiagų kontaktas, tuo greičiau vyksta reakcija.

4 etapas - cheminių reakcijų kinetikos tyrimo svarbos aptarimas. 1.Kodėl medžiagos deguonyje dega greičiau nei ore? 2. Kodėl greitai gendantys maisto produktai laikomi šaldytuve? 3. Paaiškinkite greitpuodės veikimo principą. 4. Kaip paaiškinti, kad sacharozei skaidyti mėgintuvėlyje, parūgštintą tirpalą reikia užvirinti, o virškinamojo trakto ar tas pats procesas vyksta esant 37 laipsnių temperatūrai ir daug greičiau? 5. Kokius produktus ji gamina? chemijos pramonė, kuris gaunamas naudojant katalizatorius? 6. Kam reikalingos žinios apie cheminės reakcijos greitį?

Gyvenime susiduriame su įvairiomis cheminėmis reakcijomis. Kai kurie iš jų, pavyzdžiui, geležies rūdijimas, gali trukti keletą metų. Kiti, pavyzdžiui, cukraus fermentacija į alkoholį, užtrunka kelias savaites. Malkos krosnyje sudega per porą valandų, o benzinas variklyje – per sekundės dalį.

Norėdami sumažinti įrangos išlaidas, chemijos gamyklos padidinti reakcijų greitį. Ir kai kurie procesai, pavyzdžiui, žala maisto produktai, metalų korozija – reikia sulėtinti.

Cheminės reakcijos greitis galima išreikšti kaip medžiagos kiekio (n, modulio) pokytis per laiko vienetą (t) - palyginkite judančio kūno greitį fizikoje kaip koordinačių pokytį per laiko vienetą: υ = Δx/Δt. Kad greitis nepriklausytų nuo indo, kuriame vyksta reakcija, tūrio, išraišką padaliname iš reaguojančių medžiagų tūrio (v), t.y. cheminės medžiagos kiekio pasikeitimas per laiko vienetą tūrio vienete arba vienos iš medžiagų koncentracijos pokytis per laiko vienetą:

kur c = n/v - medžiagos koncentracija,

Δ (skaitykite „delta“) yra visuotinai priimtas vertės pokyčio žymėjimas.

Jei medžiagų lygtyje yra skirtingi koeficientai, kiekvienos iš jų reakcijos greitis, apskaičiuotas pagal šią formulę, bus skirtingas. Pavyzdžiui, 2 moliai sieros dioksido visiškai sureagavo su 1 moliu deguonies per 10 sekundžių 1 litre:

2SO2 + O2 = 2SO3

Deguonies kiekis bus toks: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Sieros dioksido greitis: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- to nereikia įsiminti ir sakyti per egzaminą, pavyzdys pateikiamas, kad nesusipainiotumėte iškilus šiam klausimui.

Heterogeninių reakcijų (su kietosiomis medžiagomis) greitis dažnai išreiškiamas besiliečiančių paviršių ploto vienetu:

Reakcijos vadinamos nevienalytėmis, kai reagentai yra skirtingose ​​fazėse:

• kieta medžiaga su kita kieta medžiaga, skysčiu arba dujomis,
• du nesimaišantys skysčiai
• skystis su dujomis.

Vienalytės reakcijos vyksta tarp medžiagų vienoje fazėje:

• tarp gerai sumaišytų skysčių,
• dujos,
• medžiagos tirpaluose.

Sąlygos, turinčios įtakos cheminių reakcijų greičiui

1) Reakcijos greitis priklauso nuo reagentų prigimtis. Paprasčiau tariant, skirtingos medžiagos reaguoja su skirtingu greičiu. Pavyzdžiui, cinkas smarkiai reaguoja su druskos rūgštis, o geležis gana lėta.

2) Kuo didesnis reakcijos greitis, tuo greičiau koncentracija medžiagų. Cinkas daug ilgiau reaguos su labai praskiesta rūgštimi.

3) Reakcijos greitis ženkliai didėja didėjant temperatūros. Pavyzdžiui, kad kuras degtų, būtina jį padegti, t.y., padidinti temperatūrą. Daugeliui reakcijų temperatūrai pakilus 10 °C, greitis padidėja 2–4 ​​kartus.

4) Greitis nevienalytis reakcijos didėja didėjant reaguojančių medžiagų paviršiai. Kietosios medžiagosšiam tikslui jie dažniausiai susmulkinami. Pavyzdžiui, kad kaitinant geležies ir sieros milteliai sureaguotų, geležis turi būti smulkių pjuvenų pavidalo.

Atkreipkite dėmesį, kad į šiuo atveju formulė (1) yra numanoma! Formulė (2) išreiškia greitį ploto vienetui, todėl negali priklausyti nuo ploto.

5) Reakcijos greitis priklauso nuo katalizatorių arba inhibitorių buvimo.

Katalizatoriai– chemines reakcijas greitinančios, bet nevartojamos medžiagos. Pavyzdys yra greitas vandenilio peroksido skilimas, pridedant katalizatoriaus - mangano (IV) oksido:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Mangano (IV) oksidas lieka apačioje ir gali būti naudojamas pakartotinai.

Inhibitoriai- reakciją lėtinančios medžiagos. Pavyzdžiui, į vandens šildymo sistemą pridedami korozijos inhibitoriai, kurie prailgina vamzdžių ir baterijų tarnavimo laiką. Automobiliuose į stabdžių ir aušinimo skystį dedama korozijos inhibitorių.

Dar keli pavyzdžiai.

Cheminė reakcija. Reakcijos greitis ir veiksniai, nuo kurių jis priklauso. Chemijos pamoka. Metodinis tobulinimas skirtas 1 kurso studentams.

Pamokos tipas: pamoka - supažindinimas su nauja medžiaga.

Tema: Cheminė reakcija. Reakcijos greitis ir veiksniai, nuo kurių jis priklauso.

Tikslas: apibendrinti ir pagilinti žinias apie cheminių reakcijų greitį ir jį įtakojančius veiksnius.

Užduotys:

Edukacinė užduotis:

Vystymo užduotys

Edukacinės užduotys:

Įranga: TV, VCR, filmo klipas.

Žvakė, cinkas, druskos ir sieros rūgščių tirpalai.

Pamokos planas:

Organizacinis momentas.

Tema ir tikslas.

Motyvacija.

Atnaujinama.

Pagrindinė dalis.

Išvada.

Konsolidavimas.

Pamokos santrauka.

Namų darbai.

Pamokos eiga:

1. Organizacinis momentas.

2. Tema ir tikslas. Užsirašykite jį į užrašų knygelę.

3. Motyvacija.

Mokytojas: „Ką turime omenyje sakydami žodį SPEED?

Studijuoja:

Mokytojas: „Kokiu greičiu galite valgyti saldainius? Kotletai?

Kaip greitai galite apsipirkti? Megzti kojines? Pjauti lentas?

Tai yra, SPEED yra parametro pokytis per laiko vienetą (užrašykite ant lentos).

Mokytojas: Ar galima kalbėti apie cheminės reakcijos greitį?

Studentai: pateikite įvairių cheminių procesų pavyzdžių.

4. Atnaujinimas.

Mokytojas: Grįžkime prie pamokos temos. Kas yra cheminė reakcija?

Pranešimas „Fizikiniai ir cheminiai reiškiniai“.

Oralinis frontalinis darbas.

Surovtseva R. P., p. 8, darbas Nr. 8. Variantas 1. (A, B, C, D - darbas grupėse)

5. Pagrindinė dalis.

Mokytojas: Viskas cheminiai procesai ar jie juda tokiu pat greičiu?

PROBLEMA: Kokie veiksniai lemia cheminės reakcijos greitį? (RAŠYKITE LENTOJE)

Žingsnis po žingsnio problemos sprendimas:

1.Kaip vadinamas cheminės reakcijos greitis? (p. 33, perskaitykite ir užsirašykite apibrėžimą savo sąsiuvinyje).

2. Mokytojas: Taigi, cheminių reakcijų greičiai labai skiriasi.

Kai kurias reakcijas reikia sulėtinti (rūdijimą, oksidaciją), kai kurias – paspartinti (gauti vaistus, kitus naudingus produktus).

SAUGOS TAISYKLĖS KARTOJIMAS DIRBANT SU REAGENTAIS!!!

3. Eksperimentas Nr. 1. Filmo fragmentas. 6 min.

(Cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reagentų pobūdžio.)

4. Patirtis Nr.2. Deginti žvakę ore ir po gaubtu.

(Ištirpusių medžiagų ir dujų atveju cheminės reakcijos greitis priklauso nuo reagentų koncentracijos.)

5. Eksperimentas Nr. 3. Į vieną mėgintuvėlį suberkite cinko granules, o į kitą – miltelius. Į abu mėgintuvėlius įpilkite 2 ml praskiestos druskos rūgšties.

(Medžiagoms, kurios yra kietos būsenos, reakcijos greitis yra tiesiogiai proporcingas reaguojančių medžiagų paviršiaus plotui.)

6. Eksperimentas Nr. 4. Į du mėgintuvėlius įdėkite du cinko gabalėlius. Į abu mėgintuvėlius įpilkite 2 ml praskiestos sieros rūgšties. Vieną mėgintuvėlį šiek tiek pašildykite, antrą palikite palyginimui. Deguonis pradeda reaguoti su daugeliu medžiagų pastebimu greičiu jau kambario temperatūroje (lėta oksidacija). Kylant temperatūrai prasideda smarki reakcija, o reakcijos greitis smarkiai padidėja.

(Kylant temperatūrai, daugumos reakcijų greitis didėja.)

6. IŠVADA: Atsakymas į probleminis klausimas. Skaitykite 34 psl. Sąlygos, turinčios įtakos cheminės reakcijos greičiui.

Užsirašykite: KATALIZAI IR INHIBITORIAI.

7. Konsolidavimas.

*Užrašykite reakcijų lygtis.

*Pateikite reakcijų pavyzdžius, kurių greičio padidėjimas ar sumažėjimas turi teigiamą ar neigiamą reikšmę gamyboje ar kasdieniame gyvenime.

8. Pamokos santrauka. Įvertinimai.

Introspekcija.

Pamokos tipas: pamoka su nauja medžiaga.

Tikslas: pristatyti naujas koncepcijas neorganinė chemija: cheminės reakcijos greitis, veiksniai, įtakojantys cheminės reakcijos greitį.

Šioje pamokoje išsiaiškinami cheminės reakcijos greičio ypatumai ir veiksniai, įtakojantys cheminės reakcijos greitį. Vėlesnėse pamokose bus nagrinėjami sieros cheminės gamybos procesai ir azoto rūgštys t.y., medžiaga bus paremta šia pamoka.

Šios pamokos specifika ta, kad mokiniai pirmą kartą supažindinami su cheminės reakcijos greičio sąvoka.

Ši pamoka yra 3 temoje „Teorinės chemijos pagrindai“.

Pagrindinė užduotis šį skyrių– suformuoti sampratą apie pagrindinius cheminių reakcijų eigos dėsnius.

moderniausias psichinės operacijosšios grupės mokinių neatitinka socialinio-psichologinio standarto. Aukštas lygis niekas neturi. Siekdama lavinti gebėjimą piešti analogijas ir apibendrinti, planuodama pamoką nusprendžiau pasinaudoti probleminis metodas studijuoti pagrindinę pamokos medžiagą.

Šioje pamokoje buvo išspręstos šios užduotys:

Ugdymo tikslas: plėsti ir gilinti žinias apie cheminę kinetiką.

Vystymo užduotys: tobulinti mokinių gebėjimus analizuoti, lyginti ir daryti išvadas.

Edukacinės užduotys: tęsti ideologinių sampratų formavimąsi: apie gamtos pažinimą, priežasties-pasekmės ryšį tarp kompozicijos ir savybių.

Nes šią pamoką trečioji temoje buvo pasirinkta tokia pamokos struktūra:

Atnaujinimui skiriamos kelios minutės;

Dauguma laikas, skirtas naujos medžiagos mokymuisi;

Likęs laikas skiriamas konsolidacijai.

Pagrindinis pamokos akcentas buvo nustatyti veiksnius, turinčius įtakos cheminės reakcijos greičiui.

Pamokoje buvo naudojami: aiškinamieji ir iliustruojantys, reprodukciniai metodai. Pagrindinei medžiagai atskleisti pasirinktas probleminis metodas. Šios temos turinys leidžia sukurti ją kaip sistemą pažinimo problemos ir atlikti tyrimą, nuolat įtraukiant studentus į atsakymų į tam tikrus klausimus paiešką.

Pasirinktos mokymo formos: priekinė, grupinė, individuali.

Frontalinė darbo forma naudojama sprendžiant pagrindines pažinimo problemas, siekiant suaktyvinti kiekvieno mokinio darbą, ugdyti gebėjimą piešti analogijas, apibendrinti medžiagą.

Aktualizacijos etape naudojamos individualios ir grupinės darbo formos, nes kartojama jau pažįstama medžiaga.

Žinių, įgūdžių ir gebėjimų įgijimo kontrolė buvo vykdoma įvairiuose pamokos etapuose įvairių formų ir metodai:

*atnaujinimo etape – individuali apklausa;

*naujos medžiagos mokymosi etape – vizualiai, individualiai, frontaliai.

*žinių įtvirtinimo etape buvo vykdoma individuali kontrolė.

Pamokos metu kaip mokymo priemonė buvo naudojama TV, VCR, filmų klipai.

Aukštą mokinių pasirodymą pamokoje palaikė problemiškas medžiagos pateikimas (pagrindiniame pamokos etape), panaudojimas techninėmis priemonėmis mokymai, grupinis darbas.

Psichologinė atmosfera Stengiausi išlaikyti draugišką požiūrį į mokinius. Bandžiau savo problemas palikti už klasės ribų.

Cheminiai procesai.

Sieros rūgšties gamyba.

Rūdžių susidarymas.

Sidabro juodinimas.

Maisto oksidacija.

Vaistų priėmimas.

Pieno rūgštinimas.

Baltymų puvimas.

Rauginti kopūstai.

Drabužių plovimas.

Maisto gaminimas.

Deganti žvakė.

2. Rūdžių susidarymas.

3. Sidabro juodinimas.

5. Vaistų gavimas.

6. Pieno rauginimas.

7. Baltymų irimas.

8. Rauginti kopūstai.

9. Drabužių skalbimas.

10.Maisto gaminimas.

11. Deganti žvakė.

12. Benzino degimas variklyje

1.Sieros rūgšties gamyba.

2. Rūdžių susidarymas.

3. Sidabro juodinimas.

4.Maisto oksidacija.

5. Vaistų gavimas.

6. Pieno rauginimas.

7. Baltymų irimas.

8. Rauginti kopūstai.

9. Drabužių skalbimas.

10.Maisto gaminimas.

11. Deganti žvakė.

12. Benzino degimas variklyje

1.Sieros rūgšties gamyba.

2. Rūdžių susidarymas.

3. Sidabro juodinimas.

4.Maisto oksidacija.

5. Vaistų gavimas.

6. Pieno rauginimas.

7. Baltymų irimas.

8. Rauginti kopūstai.

9. Drabužių skalbimas.

10.Maisto gaminimas.

11. Deganti žvakė.

12. Benzino degimas variklyje

1.Sieros rūgšties gamyba.

2. Rūdžių susidarymas.

3. Sidabro juodinimas.

4.Maisto oksidacija.

5. Vaistų gavimas.

6. Pieno rauginimas.

7. Baltymų irimas.

8. Rauginti kopūstai.

9. Drabužių skalbimas.

10.Maisto gaminimas.

11. Deganti žvakė.

12. Benzino degimas variklyje

1.Sieros rūgšties gamyba.

2. Rūdžių susidarymas.

3. Sidabro juodinimas.

4.Maisto oksidacija.

5. Vaistų gavimas.

6. Pieno rauginimas.

7. Baltymų irimas.

8. Rauginti kopūstai.

9. Drabužių skalbimas.

10.Maisto gaminimas.

11. Deganti žvakė.

12. Benzino degimas variklyje