Признаки хим реакций. Признаки протекания химических реакций

1. По признаку изменения степеней окисления элементов в молекулах реагирующих веществ все реакции делятся на:

а) окислительно-восстановительные реакции (реакции с переносом электронов);

б) не окислительно-восстановительные реакции (реакции без переноса электронов).

2. По знаку теплового эффекта все реакции делятся на:

а) экзотермические (идущие с выделением теплоты);

б) эндотермические (идущие с поглощением теплоты).

3. По признаку однородности реакционной системы реакции делятся на:

а) гомогенные (протекающие в однородной системе);

б) гетерогенные (протекающие в неоднородной системе)

4. В зависимости от присутствия или отсутствия катализа­тора реакции делятся на:

а) каталитические (идущие с участием катализатора);

б) некаталитические (идущие без катализатора).

5. По признаку обратимости все химические реакции делят­ся на:

а) необратимые (протекающие только в одном направ­лении);

б) обратимые (протекающие одновременно в прямом и в обратном направлениях).

Рассмотрим еще одну часто используемую классифика­цию.

По числу и составу исходных веществ (реагентов) и про­дуктов реакции можно выделить следующие важнейшие типы химических реакций:

а) реакции соединения; б) реакции разложения;

в) реакции замещения; г) реакции обмена.

Реакции соединения - это реакции, в ходе которых из двух или нескольких веществ образуется одно вещество более сложного состава:

А + В + ... = В.

Существует большое число реакций соединения простых веществ (металлов с неметаллами, неметаллов с неметалла­ми), например:

Fe + S = FeS 2Na + Н 2 = 2NaН

S + О 2 = SО 2 Н 2 + Сl 2 = 2НСl

Реакции соединения простых веществ всегда являются окислительно-восстановительными реакциями. Как прави­ло, эти реакции экзотермичны.

В реакциях соединения могут участвовать и сложные вещества, например:

СаО + SО 3 = СаSО 4 К 2 О + Н 2 О = 2КОН

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Сa(НСО 3) 2

В приведенных примерах степени окисления элементов при протекании реакций не изменяются.

Существуют также реакции соединения простых и сложных веществ, которые относятся к окислительно-восстано­вительным реакциям, например:

2FеС1 2 + Сl 2 = 2FеСl 3 2SО 2 + О 2 = 2SО 3

· Pеакции разложения - это реакции, при протекании которых из одного сложного вещества образуются два или несколько более простых веществ: А = В + С + ...

Продуктами разложения исходного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества, например:

2Fе(ОН) 3 = Fе 2 О 3 + 3Н 2 О ВаСО 3 = ВаО + СО 2

2АgNO 3 = 2Аg + 2NO 2 + О 2

Реакции разложения обычно протекают при нагревании веществ и являются эндотермическими реакциями. Как и реакции соединения, реакции разложения могут протекать с изменением и без изменения степеней окисления элемен­тов.

Реакции замещения - это реакции между простыми и сложными веществами, при протекании которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элемен­тов в молекуле сложного вещества. В результате реакции замещения образуются новое простое и новое сложное вещество:

А + ВС = АС + В

Эти реакции почти всегда являются окислительно-вос­становительными реакциями. Например:

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2

Са + 2Н 2 О = Са(ОН) 2 + Н 2

Fе + СuSО 4 = FеSО 4 + Сu

2Аl + Fе 2 О 3 = 2Fе + Аl 2 О 3

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2

Существует небольшое число реакций замещения, в ко­торых участвуют сложные вещества и которые происходят без изменения степеней окисления элементов, например:

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2

Са 3 (РО 4) 2 + 3SiO 2 = 3СаSiO 3 + Р 2 О 5

Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, молекулы которых обмениваются своими составными частями:

АВ + СВ = АВ + СВ

Реакции обмена всегда протекают без переноса элект­ронов, т. е. являются не окислительно-восстановительны­ми реакциями. Например:

НNО 3 + NаОН = NaNО 3 + Н 2 О

ВаСl 2 + Н 2 SО 4 = ВаSO 4 + 2НСl

В результате реакций обмена обычно образуются осадок (↓),или газообразное вещество (), или слабый электролит (например, вода).

Из предыдущих разделов мы узнали (приблизительно, конечно), какие бывают вещества и как они устроены. Теперь нам нужно познакомиться с самым важным в химии — с химическими реакциями: узнать, какие они бывают, почему одни вещества реагируют, а другие нет и почему реакции идут так, а не иначе. Когда появилась химия как наука (а произошло это приблизительно в XVII — XVIII вв.), химики имели дело с небольшим числом известных элементов и со сравнительно: небольшим числом веществ.

Тем не менее они очень слабо представляли себе, что же происходит в ходе химической реакции, когда одни вещества превращаются в другие. Химия в те времена представляла собой набор эмпирических правил, то есть правил, найденных в результате многочисленных экспериментов, проводимых часто без всякого заранее намеченного плана.

И в головах химиков зачастую царил хаос — как и сейчас у многих школьников! Видный американский физикохимик Джордж Хэммон по этому поводу высказался так: «В 1950-х годах учебники по органической химии стали такими большими, что их разделили на две части.

И вы должны были запомнить каждое соединение, каждую реакцию. И самые лучшие студенты всё это выучивали.

Это было мучительно, но это требовалось — запомнить названия всех этих соединений, всех этих реакций…

» На самом деле в современной химии царит порядок; химики знают, что уже точно установлено, что требует проверки, а что пока ещё им неизвестно. Вот главное из давно и точно установленного: в химии строжайше выполняется закон о сохранении числа атомов.

В химических процессах одни элементы не могут превращаться в другие, и любая химическая реакция представляет собой просто «перестановку атомов»: атомы, входившие в состав исходных веществ (их часто называют реагентами), оказываются в составе продуктов реакции. При этом число атомов каждого элемента остаётся строго постоянным.

Современный химик никогда не будет пытаться провести «невозможные» превращения, например получить золото из ртути или свинца, как это пытались сделать алхимики. Или получить оксид фтора F2O7, в котором этот элемент был бы семивалентным, несмотря на то, что на валентной оболочке его атома находятся семь электронов, и в этом отношении фтор аналогичен хлору, оксид которого С12О7 известен.

И только в шутку химик может писать «уравнения» таких реакций, как А1 + Сu = Аu + С1 или Si + Nb = Sb + Ni (попробуйте сами, пользуясь периодической таблицей, составить ещё несколько таких «алхимических превращений»). Во все времена, и сейчас тоже, главный вопрос для химиков — как получить вещество с нужными свойствами.

Но прежде, чем на него ответить, необходимо выяснить, что произойдёт, если прореагируют такие-то вещества.

И хорошо бы также заранее знать, с какой скоростью пойдёт конкретная реакция в данных условиях.

Слишком медленно — плохо, долго ждать, а слишком быстро — тоже может быть плохо: как бы взрыва не было… Известно, что многие вещества могут спокойно сосуществовать, вовсе не реагируя друг с другом.

Начинающие изучать химию иногда задают вопрос, ставящий в тупик преподавателя: а что получится, если из всех этих баночек с реактивами достать понемногу и всё перемешать? Но даже если такой странный эксперимент проделать, тут же возникнет следующий вопрос: как узнать, произошла ли при смешении тех или иных веществ химическая реакция или никакой реакции не было?

Химики давно выделили характерные признаки химической реакции. Обычно считается, что протекание реакции характеризуется выделением тепла (а иногда и света, а также звука), образованием осадка, выделением газообразных веществ.

Вот конкретные примеры. Если насыпать на железный лист горку растёртого в порошок дихромата аммония и поджечь её сверху наблюдается очень красивая реакция: (NH4)2Cr2О7 = Сг2О3 + N2 + 4Н2О.

При этом из красной горки вверх летят искры, и во все стороны, как лава, выделяется в большом количестве зелёный порошок оксида хрома.

Недаром такой эксперимент получил название «Извержение вулкана». В этой реакции выделяются и свет, и теплота, и газы (азот и пары воды).

Всё это характерные признаки химической реакции.

Всем известно, что теплота и свет сопровождают реакции горения.

Но и здесь есть исключения.

Например, если поджечь струю водорода, его пламя будет совершенно невидимым. Правда, для этого водород должен выделяться из металлической трубки, так как стеклянная быстро нагреется на конце и окрасит пламя в жёлтый цвет (свечение натрия).

Чтобы убедиться в том, что выходящий из трубки водород действительно горит, к её выходному отверстию подносят холодный предмет, и тогда на нём осаждаются капельки воды, образовавшиеся в реакции горения: 2Н2 + О2 = 2Н2О.

Известны и реакции с выделением света, но без горения. Такое явление называется хемилюминесценцией.

Светиться могут гнилушки, светляки, некоторые морские одноклеточные организмы. Светятся и многие морские животные, обитающие как на поверхности моря, так и в его глубине.

Это примеры биолюминесценции — свечения в живых организмах. Во всех этих случаях энергия химической реакции выделяется в виде света.

В 1669 году алхимик из Гамбурга Хенниг Бранд случайно открыл белый фосфор по его свечению в темноте. Впоследствии химики выяснили, что белый фосфор легко испаряется и светятся его пары, когда они реагируют с кислородом воздуха.

Свет выделяется и в реакции некоторых органических веществ с перекисью водорода. При этом наблюдается настолько яркая хемилюминесценция, что её можно видеть даже при дневном освещении.

Это явление используют, например, для производства игрушек и украшений. Их делают в виде прозрачных пластмассовых трубочек, в которых запаяна ампула с перекисью водорода, а также раствор сложного вещества — дифенилового эфира щавелевой кислоты и флуоресцентный краситель.

Если ампулу раздавить, эфир начнёт окисляться, энергия этой реакции передаётся на краситель, который и светится. Его цвет может быть разным — оранжевым, голубым, зелёным — в зависимости от красителя.

Чем быстрее идёт реакция окисления, тем ярче свечение, но тем быстрее оно прекращается.

Подбором компонентов получают яркое (можно читать в темноте) свечение, которое затухает в течение примерно 12 часов — для карнавала или дискотеки этого вполне достаточно. А вот примеры реакций, сопровождающихся выделением большого количества теплоты.

Если облить порошок оксида кальция (негашёной извести) водой, то в результате реакции образуется гашёная известь (гидроксид кальция): СаО + Н2О = Са(ОН)2. В этой реакции выделяется так много теплоты, что закипает вода в стакане, поставленном в негашёную известь до опыта. Ещё один пример взят из биографии американского физика Роберта Вуда.

Как-то он повёз кататься в санях свою невесту, и у неё замёрзли руки.

Тогда Вуд достал припасённую бутылку, заполненную на три четверти водой, и налил в неё из флакона концентрированную серную кислоту. «Через десять секунд бутылка так нагрелась, — записал будущий знаменитый физик в своём дневнике, — что её нельзя было держать в руках.

Когда она начинала остывать, я добавлял ещё кислоты, а когда кислота перестала поднимать температуру — достал банку с палочками едкого натра и понемногу подкладывал их. Таким способом бутылка была нагрета почти до кипения всю поездку».

Реакция серной кислоты с едким натром (старое название гидроксида натрия) идёт так: H2SО4 + 2NaOH = Na2SО4 + 2Н2О.

В этой реакции действительно выделяется очень много теплоты.

Какая же реакция происходит при простом разбавлении серной кислоты? По этому поводу давно был спор.

Многие химики считали, что никакой химической реакции в этом случае нет. Другие же, в том числе и Д. И. Менделеев, полагали, что всё же имеет место химическое взаимодействие серной кислоты с водой. Сейчас принято считать подобные процессы физико-химическими.

Химические реакции обнаруживаются по различным сопровождающим их явлениям.

Разогревание смеси веществ, свечение, световые вспышки, взрывы. Нетрудно понять, что все это результат выделения энергии. Химические реакции следует проводить с большой осторожностью, защищая в первую очередь глаза, держа сосуды с веществами на максимальном удалении от лица. Если результат реакции заранее не известен, то проводят опыты с очень малыми количествами веществ. Работы с летучими, ядовитыми, сильно пахнущими веществами нельзя проводить в закрытых помещениях без хорошей вытяжной вентиляции (тяги).

ОПЫТ 2.1. В толстостенную пробирку (рис. 2.1) помещают немного брома Вг 2 (тяжелой краснобурой жидкости с резким запахом) и алюминиевую стружку. Пробирку закрывают пробкой с длинной трубкой. Реакция идет сначала медленно, и изменения не заметны. Постепенно она ускоряется и заканчивается яркой вспышкой. Смесь разогревается, пары непрореагировавшего избытка брома поднимаются высоко по трубке. Уравнение реакции:

Изменение окраски. Вполне естественно, что исходные вещества и продукты реакции характеризуются разными свойствами, в том числе они могут иметь совершенно разную окраску. Изменение окраски можно продемонстрировать многими интересными опытами.

ОПЫТ 2.2. В пробирку с разбавленным раствором аммиака добавляют 3-5 капель раствора сульфата меди CuS0 4 . Появляется интенсивная фиолетовая окраска вследствие образования нового вещества:

Выделение газа. Газообразные вещества в качестве продуктов реакции могут выделяться из растворов, а также из расплавленных и твердых смесей. К поверхности жидкости поднимается множество пузырьков газа. Происходит разбрызгивание жидкости, чего следует остерегаться. Иногда образуется пена. При выполнении таких опытов сосуды нельзя плотно закрывать.

ОПЫТ 2.3. В пробирку помещают кристаллический нитрат натрия NaNOg слоем около 5 мм. Осторожно нагревают в пламени газовой горелки до плавления (308 °С). Начинается выделение пузырьков газа, в котором загорается тлеющая лучинка. Этим доказывается, что выделяющийся газ - кислород. Из 0,5 г NaN0 3 выделяется более 60 см 3 кислорода:

Рис. 2.1. Прибор для проведения реакции алюминия с бромом

Рис. 2.2. Прибор для получения газа

Для сбора газа в виде индивидуального вещества применяют различные приборы, один из которых показан на рис. 2.2. С образованием или поглощением газообразных веществ связано появление и исчезновение запаха. Это также практически важный признак протекания химических реакций.

опыт 2.4. В фарфоровой ступке растирают порошок гидроксида кальция Са(ОН) 2 с хлоридом аммония NH 4 C1. Появляется запах аммиака:

Образование осадков. Химические реакции в растворах часто приводят к образованию веществ, нерастворимых в воде или других жидкостях. Обычно рассматриваются реакции в водных растворах.

опыт 2.5. К раствору нитрата свинца Pb(N0 3) 2 добавляют раствор хромата калия К 2 Сг0 4 желтого цвета. Появляется нерастворимое ярко-желтое вещество хромат свинца РЬСг0 4 , оседающее на дно сосуда. Это вещество применяется в качестве пигмента - желтый крон.

задание 2.1. Какие условия способствуют протеканию химических реакций? Для ответа используйте данные приведенных примеров, а также свои наблюдения и предположения.

задание 2.2. В две пробирки с раствором нитрата свинца добавили раствор хромата калия, не измеряя объема. После оседания хромата свинца на дно раствор в одной из пробирок оказался желтым, а в другой бесцветным. Что будет наблюдаться при повторном добавлении в пробирки раствора хромата калия?

Классификация химических реакций

Рассмотрим классификацию химических реакций по изменению числа и состава исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения. Из двух исходных веществ может образоваться один продукт. Превращение такого типа называется реакцией соединения.

Смесь серого порошка цинка и желтого порошка серы при достаточном нагревании на железной пластинке сама начинает раскаляться до светло-красного свечения. Часть серы испаряется. После окончания реакции продукт остывает и превращается в белую массу сульфида цинка ZnS:

Реакции этого типа возможны как между простыми, так и между сложными веществами. Белый порошок оксида кальция, или негашеная известь СаО, при смешении с водой разогревается, превращаясь в рыхлую белую массу - гидроксид кальция Са(ОН) 2 , или гашеную известь:

Реакции разложения. Вещество при изменении условий может превратиться в два или несколько новых веществ. Соответствующие реакции называются реакциями разложения.

Голубой порошок гидроксида меди Си(ОН) 2 или осадок этого вещества в пробирке с раствором при несильном нагревании (70-90 °С) чернеет, превращаясь в оксид меди СиО:

Есть и очень неустойчивые вещества, разлагающиеся при самом незначительном нагревании, а также существующие лишь при пониженных температурах.

Хлорид свинца (IV) РbС1 4 при комнатной температуре представляет собой желтую жидкость. При слабом нагревании он разлагается со взрывом, превращаясь в хлорид свинца(П):

Реакции замещения. Атомы или группы атомов, составляющие один из реагентов, могут замещать некоторые из атомов в другом реагенте. Такое взаимодействие веществ называют реакцией замещения.

опыт 2.6. Железо в виде опилок или небольшого изделия (гвоздик, скрепка), опущенное в соляную кислоту (раствор хлороводорода НС1 в воде), замещает водород, образуя бледно-зеленый раствор хлорида железа(И):

Выделяющийся водород можно собрать, применяя прибор, показанный на рис. 2.2, но заменив большую склянку на пробирку. При приближении зажженной спички к пробирке водород мгновенно сгорает - раздается характерный свистящий звук.

При сильном нагревании смеси соды Na 2 C0 3 с белым кварцевым песком Si0 2 происходит замещение группы С0 2 , выделяющейся в виде углекислого газа, на группу Si0 2:

После прокаливания остается белый силикат натрия.

Реакции обмена. Реагенты могут обмениваться атомами или группами атомов, и такое взаимодействие называется реакцией обмена.

Выделение осадка из раствора очень часто происходит в результате обмена. При смешении бесцветных растворов хлорида бария ВаС1 2 и сульфата магния MgS0 4 образуется белая взвесь (суспензия) нерастворимого в воде сульфата бария BaS0 4 , который

постепенно осаждается на дно пробирки. Над осадком бесцветный раствор хлорида магния:

Реакцию образования сульфата бария часто применяют для анализа (испытания) растворов на присутствие соединений химического элемента бария.

задание 2 .3. Определите, к какому типу относится реакция между нитратом свинца и хроматом калия (с. 45).

задание 2.4. Найдите в изученном материале другие примеры реакций обмена.

Реакции переноса. Есть химические реакции, характеризующиеся тем, что атом или группа атомов переходит от структурной единицы одного вещества к структурной единице другого вещества. Они называются реакциями переноса.

ОПЫТ 2 .7. К нерастворимому в воде белому порошку хлорида серебра AgCl добавляют бесцветный раствор хлорида олова(II) SnCl 2 . Смесь чернеет вследствие образования мелких крупинок серебра. Атомы хлора переходят от хлорида серебра к хлориду олова:

Реакция переноса может идти как реальная транспортировка частиц от одного вещества к другому. Если в особый сосуд эксикатор (рис. 2.3) в открытых чашках поместить голубые кристаллы медного купороса CuS0 4 5Н 2 0 и белый порошок оксида фосфора Р 2 0 5 , то через несколько дней кристаллы белеют, теряя воду, а оксид фосфо-

Рис. 2.3. Эксикатор с веществами, участвующими в переносе воды

pa реагирует с ней, превращаясь в метафосфорную кислоту:

Вода переносится в виде пара через воздушное пространство в эксикаторе.

ВОПРОСЫ И УПРАЖНЕНИЯ

1. Приведите собственные примеры реакций, сопровождающихся характерными явлениями.

2. К каким типам относятся реакции, рассмотренные в разделе 2.1?

3. Карбонат аммония (NH 4) 2 C0 3 , порошок белого цвета, имеет слабый запах аммиака. На открытом воздухе вещество постепенно исчезает, разлагаясь на газообразные вещества. Напишите уравнение реакции.

4. К какому типу относятся следующие реакции:

В промышленности подбирают такие условия, чтобы осуществлялись нужные реакции, а вредные замедлялись.

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

В таблице 12 приведены основные типы химических реакций по числу участву­ющих в них частиц. Даны рисунки и уравнения часто описываемых в учебни­ках реакций разложения , соединения , замещения и обмена .

В верхней части таблицы представлены реакции разложения воды и гидрокарбоната натрия. Изображён прибор для прохождения через воду постоянного электрическо­го тока. Катод и анод представляют собой металлические пластинки, погружён­ные в воду и соединённые с источником электрического тока. В связи с тем, что чистая вода практически не проводит электрический ток, к ней добавляют небольшое количест­во соды (Nа 2 СО 3) или серной кислоты (Н 2 SО 4). При прохождении тока на обоих электродах происходит выделение пузырьков газа. В трубке, где собирается водород, объём оказывается вдвое большим, чем в трубке, где соби­рается кислород (о его наличии можно удостовериться с помощью тлеющей лучинки). Модельная схема демонстрирует реакцию разложения воды. Химические (ковалентные) связи между атомами в молекулах воды разрушаются, и из освобождающихся атомов обра­зуются молекулы водорода и кислорода.

Модельная схема реакции соединения металлического железа и молекулярной серы S 8 показывает, что в резуль­тате перегруппировки атомов в процессе реакции образуется сульфид железа. При этом разрушаются химические связи в кристалле железа (металлическая связь) и молекуле серы (ковалентная связь), а осво­бодившиеся атомы соединяются с образованием ионных связей в кристалл соли.

К другой реакции соединения относится гашение извести СаО водой с образованием гидроксида кальция. При этом жжёная (негашёная) известь начинает разогреваться и образуется рыхлый порошок гашёной извести.

К реакциям замещения относят взаимодействие металла с кислотой или солью. При погружении достаточно активного металла в сильную (но не азотную) кислоту выделяются пузырьки водорода. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли.

Типичными реакциями обмена является реакция нейтрализации и реакция между растворами двух солей. На рисунке показано получение осадка сульфата бария. За ходом реакции нейтрализации следят с помощью индикатора фенолфталеина (малиновая окраска исчезает).

Таблица 12

Типы химических реакций

ВОЗДУХ. КИСЛОРОД. ГОРЕНИЕ

Кислород является самым распространённым химическим элементом на Земле. Содержание его в земной коре и гидросфере представлено в таблице 2 "Распространённость химических элементов". На долю кислорода приходится примерно половина (47 %) массы литосферы. Он является преобладающим химическим эле­ментом гидросферы. В земной коре кислород присутствует только в связанном виде (оксиды, соли). Гидросфера также представлена в основном связанным кис­лородом (часть молекулярного кислорода растворена в воде).

В атмосфере свободного кислорода содержится 20,9 % по объёму. Воздух – сложная смесь газов. Сухой воздух на 99,9 % состоит из азота (78,1 %), кислорода (20,9 %) и аргона (0,9 %). Содержание этих газов в воздухе практически постоян­но. В состав сухого атмосферного воздуха также входят диоксид углерода, неон, гелий, метан, криптон, водород, оксид азота(I) (оксид диазота, гемиоксид азота – N 2 О), озон, диоксид серы, монооксид уг­лерода, ксенон, оксид азота(IV) (диоксид азота – NО 2).

Состав воздуха определил французский химик Антуан Лоран Лавуазье в конце XVIII века (таблица 13). Он доказал содержание кислорода в воздухе, и назвал его "жизненный воздух". Для этого он нагревал на печи ртуть в стеклянной реторте, тонкая часть которой поводилась под стеклянный колпак, опущенный в водяную баню. Воздух под колпаком оказывался замкнутым. При нагревании ртуть соединялась с кислородом, превращаясь в оксид ртути красного цвета. "Воздух", остав­шийся в стеклянном колпаке после нагревания ртути, не содержал кислорода. Мышь, помещённая под колпак, задыхалась. Прокалив оксид ртути, Лавуазье снова выделил из него кислород и вновь получил чистую ртуть.

Содержание кислорода в атмосфере стало заметно увеличиваться около 2 млрд. лет назад. В результате реакции фотосинтеза поглощался некоторый объём углекислого газа и выделялся такой же объём кислорода. На рисунке таблицы схема­тически показано образование кислорода при фотосинтезе. В процессе фотосин­теза в листьях зелёных растений, содержащих хлорофилл , при поглощении солнечной энергии происходит превращение воды и углекислого газа в углеводы (сахара) и кислород . Реакцию образова­ния глюкозы и кислорода в зелёных растениях можно записать в следующем виде:

6Н 2 О + 6СО 2 = С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 .

Образующаяся глюкоза превращается в нерастворимый в воде крахмал , который накапливается в растениях.

Таблица 13

Воздух. Кислород. Горение

Фотосинтез представляет собой сложный химический процесс, включающий несколько стадий: поглощение и транспортировку солнечной энергии, использо­вание энергии солнечного света для инициирования фотохимических окисли­тельно-восстановительных реакций, восстановление углекислого газа и образованием угле­водов.

Солнечный свет – это электромагнитное излучение разных длин волн. В молекуле хлоро­филла при поглощении видимого света (красного и фиолетового) происходят переходы электронов из одного энергетического состояния в другое. На фотосинтез расходуется только небольшая часть солнечной энергии (0,03 %), достигающей поверхности Земли.

Весь имеющийся на Земле диоксид углерода проходит через цикл фотосинте­за в среднем за 300 лет, кислород – за 2000 лет, вода океанов – за 2 млн. лет. В настоящее время в атмосфере установилось постоянное содержание кислорода. Он практически полностью расходуется на дыхание, горение и гниение органиче­ских веществ.

Кислород – одно из самых активных веществ. Процессы с участием кислоро­да называются реакциями окисления. К ним относят горение, дыхание, гниение и многие другие. На таблице показано горение нефти, которое идёт с выделением теплоты и света.

Реакции горения могут принести не только пользу, но и вред. Горение можно остановить, прекратив доступ воздуха (окислителя) к горящему предмету с помощью пены, песка или одеяла.

Пенные огнетушители наполняют концентрированным раствором питьевой соды. При её контакте с концентрированной серной кислотой, находящейся в стеклянной ампуле в верхней части огнетушителя, образуется пена углекислого газа. Для приведения в действие огнетушитель переворачивают и ударяют об пол металлическим штиф­том. При этом ампула с серной кислотой разбивается и образующийся в результате реакции кислоты с гидрокарбонатом натрия углекислый газ вспенивает жидкость и выбрасывает её из огнетушителя сильной струёй. Пенис­тая жидкость и углекислый газ, обволакивая горящий предмет, оттесняют воздух и гасят пламя.

Похожая информация.

Тип урока : приобретение новых знаний.

Вид урока : беседа с демонстрацией опытов.

Цели:

Обучающие - повторить отличия химических явлений от физических. Сформировать знания о признаках и условиях протекания химических реакций.

Развивающие - развивать умения, опираясь на знание химии, ставить несложные проблемы, формулировать гипотезы., обобщать.

Воспитательные – продолжить формирование научного мировоззрения учащихся, воспитывать культуру общения через работу в парах «ученик-ученик», «ученик-учитель», а также наблюдательность, внимание, пытливость, инициативу.

Методы и методические приемы : Беседа, демонстрация опытов; заполнение таблицы, химический диктант, самостоятельная работа с карточками.

Оборудование и реактивы . Лабораторный штатив с пробирками, железная ложечка для сжигания веществ, пробирка с газоотводной трубкой, спиртовка, спички, растворы хлорида железа FeCL 3 , роданида калия KNCS, медного купороса (сульфат меди) CuSO 4 , гидрооксида натрия NaOH, карбоната натрия Na 2 CO 3 , соляной кислоты HCL,порошок S.

Ход урока

Учитель. Мы изучаем главу «Изменения, происходящие с веществами» и знаем что изменения могут быть физическими и химическими. В чём отличие химического явления от физического?

Ученик. В результате химического явления изменяется состав вещества, а в результате физического явления состав вещества остается без изменения, а меняется лишь его агрегатное состояние или форма и размеры тел.

Учитель. В одном и том же опыте можно одновременно наблюдать химические и физические явления. Если медную проволоку расплющить молотком, то получится медная пластинка. Изменяется форма проволоки, но состав её остаётся прежним. Это физическое явление. Если медную пластинку нагреть на сильном огне, то исчезнет металлический блеск. Поверхность медной пластинки покроется чёрным налётом, который можно соскрести ножом. Значит, медь взаимодействует с воздухом и превращается в новое вещество. Это химическое явление. Между металлом и кислородом воздуха происходит химическая реакция.

Химический диктант

Вариант 1

Задание. Укажите о каких явлениях (физических или химических) идет речь. Поясните свой ответ.

1. Сгорание бензина в двигателе автомобиля.

2. Приготовление порошка из куска мела.

3. Гниение растительных остатков.

4. Скисание молока.

5. Выпадение дождя

Вариант 2

1. Горение угля.

2. Таяние снега.

3. Образование ржавчины.

4. Образование инея на деревьях.

5. Свечение вольфрамовой нити в лампочке.

Критерии оценивания

Максимально можно набрать 10 баллов (по 1 баллу за правильно указанное явление и по 1 баллу за обоснование ответа).

Учитель. Итак, вам известно, что все явления подразделяются на физические и химические. В отличие от физических явлений при химических явлениях, или химических реакциях, происходит превращение одних веществ в другие. Эти превращения сопровождаются внешними признаками. Для того чтобы познакомить вас с химическими реакциями, я проведу ряд демонстрационных опытов. Вам нужно определить признаки, по которым можно сказать, что произошла химическая реакция. Обратите внимание на то, какие условия необходимы для протекания этих химических реакций.

Демонстрационный опыт №1

Учитель. В первом опыте нужно выяснить, что происходит с хлоридом железа (111) при добавлении к нему раствора роданида калия KNCS.

FeCL 3 + KNCS = Fe(NCS) 3 +3 KCL

Ученик. Реакция сопровождается изменением окраски

Демонстрационный опыт №2

Учитель. В пробирку нальём 2 мл медного купороса, добавим немного раствора гидрооксида натрия.

CuSO 4 + 2 NaOH = Cu (OH) 2↓ +Na 2 SO 4

Ученик . Выпадает осадок голубого цвета Cu (OH) 2↓

Демонстрационный опыт №3

Учитель. К полученному раствору Cu (OH) 2↓ добавить раствор кислоты HCL

Cu (OH) 2↓ + 2 HCL = CuCL 2 +2 HOH

Ученик . Осадок растворяется.

Демонстрационный опыт №4

Учитель. В пробирку с раствором карбоната натрия прильём раствор соляной кислоты HCL.

Na 2 CO 3 +2 HCL = 2 NaCL + H 2 O + CO 2

Ученик . Выделяется газ.

Демонстрационный опыт №5

Учитель. Подожжем в железной ложечке немного серы. Образуется сернистый газ-оксид серы (4) - SO 2.

S + O 2 = SO 2

Ученик. Сера загорается синеватым пламенем, даёт обильный едкий дым, выделяется тепло и свет.

Демонстрационный опыт №6

Учитель. Реакция разложения пермангата калия - реакция получение и распознавания кислорода.

Ученик. Выделяется газ.

Учитель. Эта реакция идет при постоянном нагреве, стоит его прекратить, как прекращается и реакция (кончик газоотводной трубки прибора, где получали кислород, опущен в пробирку с водой - пока нагревание, кислород выделяется, и его можно заметить по выходящим из кончика трубки пузырькам, если же нагревание прекратить – прекращается и выделение пузырьков кислорода).

Демонстрационный опыт №7

Учитель. В пробирку с NH 4 CL хлоридом аммония добавить немного щелочи NaOH при нагревании. Попросить одного из учеников подойти и понюхать, выделяющийся аммиак. Предупредить ученика о резком запахе!

NH 4 CL +NaOH = NH 3 + HOH + NaCL

Ученик . Выделяется газ с резким запахом.

Учащиеся записывают в тетрадь признаки химических реакций.

Признаки химических реакций

Выделение (поглощение) тепла или света

Изменение цвета

Выделение газа

Выделение (растворение) осадка

Изменение запаха

Используя знания учащихся о химических реакциях, на основе проделанных демонстрационных опытов составляем таблицу условия возникновения и протекания химических реакций

Учитель. Вы изучили признаки химических реакций и условия их протекания. Индивидуальная работа по карточкам.

Какие из признаков характерны для химических реакций?

А) Образование осадка

Б) Изменение агрегатного состояния

В) Выделение газа

Г) Измельчение веществ

Заключительная часть

Учитель подводит итоги урока, анализируя полученные результаты. Выставляет оценки.

Домашнее задание

Приведите примеры химических явлений, которые встречаются в трудовой деятельности ваших родителей, в домашнем хозяйстве, в природе.

По учебнику О.С.Габриеляна «Химия -8 класс» § 26, упр. 3,6 с.96