Прикладные аспекты темы "Скорость химической реакции и катализ" на уроках химии в средней школе

Глава 1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе

1.1. Урок № 1 ВлЗакономерности течения химических реакцийВ»

1.1.1. Скорость химической реакции

1.1.2. Термохимические уравнения

1.1.3. Химическое равновесие

1.2. Практическая работа ВлДействие катализаторовВ»

1.3. Практическая работа ВлВлияние условий на скорость химических реакцийВ»

1.4. Практическая работа ВлХимическое равновесие и условия его смещенияВ»

Глава 2. Прикладные аспекты преподавания темы ВлЗакономерности течения химических реакцийВ»

2.1. Вводная часть (применение и основные сведения)

2.2. Исходное сырье

2.3. Характеристика целевого продукта

2.4. Химическая схема процесса

Глава 3. Тесты и задачи прикладного характера

3.1. Тесты типа ВлАВ»

3.2. Тесты типа ВлВВ»

3.3. Тесты типа ВлСВ»

3.4. Решение производственных задач по теме ВлХимическое равновесиеВ»

Заключение

Литература

Введение

В современных условиях одной из самых актуальных проблем методики преподавания химии в школе становится обеспечение практической ориентированности предметного знания. Это означает необходимость выявления тесной взаимосвязи между изучаемыми теоретическими положениями и практикой жизни, демонстрации прикладного характера химических знаний.

Для того чтобы сохранить познавательный интерес учащихся, нужно убедить их в действенности химических знаний, сформировать личную потребность в овладении учебным материалом. Этому могут способствовать специально составленные задания, которые кроме собственно контролирующих вопросов содержат информацию прикладного характера, полезную в быту. [1]

В этой связи весьма актуальным является тема данной курсовой работы тАУ изучение прикладных аспектов темы ВлСкорость химической реакции и катализВ» на уроках химии в средней школе.

Глава 1. Состояние изучаемого вопроса в современной российской школе

Для осознанного понимания химических процессов огромное значение имеет представление о химической кинетике и равновесии. Эти вопросы всегда были самыми сложными не только для учащихся, но и для учителей. Учебный материал темы поделен на 6 уроков, поскольку давно известно, что на одном уроке нельзя ознакомить учащихся более чем с двумя понятиями.

План изучения темы

1. Скорость химических реакций.

2. Зависимость скорости реакции от внешних факторов.

3. Влияние температуры на скорость реакции.

4. Катализ.

5-6. Химическое равновесие и его смещение.

Преподавание темы ВлЗакономерности течения химических реакций. Скорость химической реакции и катализВ» начинается с 9 класса, первого полугодия. При изучении этой темы пользуются учебником химии под редакцией Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман, также учебником за 8 - 9 класс под редакцией Н. С. Ахметова. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8 - 9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р. П. Суровцева, С. В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г. П. Хомченко, И. Г. Хомченко. В 9 классе на изучение закономерностей протекания химических реакции отводится 6 ч [3, 4].

1.1 Урок № 1

ВлЗакономерности течения химических реакцийВ»

Знать: энергетику химических превращений; закон Гесса; зависимость скорости химической реакции от температуры, концентрации, площади соприкосновения реагирующих веществ, природы реагирующих веществ, участия катализаторов и ингибиторов; правило Вант-Гоффа; принцип Ле Шателье; условия смещения химического равновесия.

Уметь: на конкретных примерам разъяснять зависимость скорости химических реакций от различных факторов и смещение химического равновесия в зависимости от условий течения реакций; использовать понятия скорости химической реакции, теплот образования и сгорания при решении расчетных задач.

Основные понятия: тепловой эффект, термохимическое уравнение, экзотермические и эндотермические реакции, энтальпия, энергия активации, теплоты образования и сгорания веществ, энтропия, химическое равновесие, реакции обратимые и необратимые, реакции прямые и обратные, равновесные концентрации, константа химического равновесия, скорость химической реакции, катализатор, ингибитор, каталитическая реакция [2].

Контрольные вопросы

1. От каких факторов зависит скорость реакции?

2. Что называют скоростью химической реакции?

3. По каким формулам можно рассчитать величину скорости реакции?

4. Как формулируют закон действия масс?

5. Как читается правило Вант-Гоффа?

6. Почему при повышении температуры скорость реакции возрастает?

7. Какие вещества называют катализаторами, а какие ингибиторами?

8. Что называют кинетическим уравнением реакции?

9. Что называют энергией активации?

10. Какие реакции называют обратимыми и какие необратимыми?

11. Что называют химическим равновесием?

12. Что называют константой равновесия?

13. Что называют смещением химического равновесия?

14. Как читается принцип Ле Шателье?15. Почему любая химическая реакция сопровождается тепловым эффектом?

16. Какие реакции называют экзотермическими, а какие эндотермическими?

17. Сформулируйте закон Гесса и следствия из него.

1.1.1 Скорость химической реакции

Скорость химической реакции u тАУ физическая величина.

где С₁ тАУ начальная концентрация одного из реагирующих веществ в момент времени t₁, С₂тАУ концентрация в момент времени t₂, t₁ тАУ начальное время, t₂ тАУ время окончания реакции. Поскольку значение скорости реакции не может быть отрицательным, то в случае получения отрицательного значения берем его математический модуль.

Единицы измерения величин: С тАУ моль/л, t тАУ с (секунда), u тАУ моль/(лтАвс).

Скорость химической реакции зависит: от природы реагирующих веществ; от концентрации реагентов; от температуры; от поверхности соприкосновения реагирующих веществ (для гетерогенных систем); от участия катализатора или ингибитора.

Для реакции А + В = С

u = k[A]тАв[B],

где k тАУ константа скорости, [A] тАУ концентрация вещества А, [В] тАУ концентрация вещества В.

Если в реакции в отдельном столкновении участвуют а молекул А и b молекул В, т. е. аА + bВ = С, то выражение u = kтАв[A]^атАв[B]^b называют законом действующих масс. (Показатели степени а и b часто не равны стехиометрическим коэффициентам вследствие сложного механизма реакции.)

При повышении температуры на каждые 10В° скорость реакции возрастает в 2тАУ4 раза (правило Вант-Гоффа):

где u₂ тАУ скорость реакции при температуре t₂, u₁ тАУ скорость реакции при температуре t₁, g тАУ температурный коэффициент, он принимает значения от 2 до 4. Скорость реакции обратно пропорциональна времени:

Алгоритмы по теме ВлСкорость химической реакцииВ»

Алгоритм 1. Вычисление скорости химической реакции.

Задача. Вычислите среднюю скорость химической реакции, если через 20 с от начала реакции концентрация веществ составляла 0,05 моль/л, а через 40 с тАУ 0,04 моль/л.

Алгоритм 2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов

Задача. Как изменится скорость химической реакции 2СО + О₂2СО₂, если уменьшить объем газовой смеси в 2 раза?

Алгоритм 3. Зависимость скорости реакции от температуры

Задача. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 300 до 350 В°С, если температурный коэффициент равен 2?

Задачи для самоконтроля

1. Как изменится скорость реакции

2Fe + 3Cl₂2FeCl₃,

если давление системы увеличить в 5 раз?

Ответ. Увеличится в 125 раз.

2. Скорость реакции при охлаждении от 80 до 60 В°С уменьшилась в 4 раза. Найти температурный коэффициент скорости реакции.

Ответ. 2.

3. Реакция при 50 В°С протекает за 2 мин 15 с. За какое время закончится эта реакция при t = 70 В°C, если температурный коэффициент равен 3?

Ответ. 15 с.

1.1.2 Термохимические уравнения

В термохимических уравнениях в отличие от химических указывается тепловой эффект химической реакции и между левой и правой частями уравнения принято ставить знак равенства (=).

Тепловой эффект Q измеряется в килоджоулях (кДж), в случае экзотермических реакций он положителен, а в случае эндотермических реакций отрицателен.

Энтальпия (DН) тАУ величина, характеризующая внутреннюю энергию вещества, обратная по знаку тепловому эффекту, имеет размерность кДж на моль (кДж/моль).

Две возможные формы записи термохимического уравнения:

2Н₂ (г.) + О₂ (г.) = 2Н₂О (г.) + 483,6 кДж

Н₂ (г.) + 1/2О₂ (г.) = Н₂О (г.), = тАУ241,8 кДж/моль.

Закон Гесса: тепловой эффект реакции равен разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ:

При химической реакции теплота выделяется или поглощается. Реакции, протекающие с выделением теплоты, называются экзотермическими реакциями, а сопровождающиеся поглощением теплоты тАУ эндотермическими.

Эндотермические и экзотермические реакции

Алгоритм 4. Вычисление теплового эффекта реакции по известному термохимическому уравнению

Задача. По термохимическому уравнению

N₂ (г.) + О₂ (г.) = 2NО (г.) тАУ 180,7 кДж

вычислите, сколько поглотится теплоты при вступлении в реакцию 5,6 л азота (н. у.).

Алгоритм 5. Составление термохимического уравнения

Задача. При сжигании 3 г магния выделилось 75,15 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение реакции горения магния.

Алгоритм 6. Вычисление теплоты сгорания вещества

Задача. По термохимическому уравнению реакции

2СО (г.) + О₂ (г.) = 2СО₂ (г.) + 566,5 кДж

вычислите теплоту сгорания оксида углерода(II).

Алгоритм 7. Вычисление теплоты образования вещества

Задача. При сжигании 93 г белого фосфора выделилось 2322 кДж теплоты. Рассчитайте теплоту образования оксида фосфора(V).

Алгоритм 8. Вычисление теплового эффекта реакции по закону Гесса

Задача. Вычислите тепловой эффект реакции

Fe₂O₃ + 2Al Al₂O₃ + 2Fe,

если теплота образования оксида железа(III) составляет +821,5 кДж/моль, а теплота образования оксида алюминия +1675,7 кДж/моль (теплота образования простого вещества равна нулю).

Задания для самоконтроля

1. Составьте термохимическое уравнение реакции разложения карбоната кальция, если при разложении 40 г карбоната кальция поглощается 70,8 кДж теплоты.

Ответ. CaCO₃ = CaO + CO₂ тАУ 177 кДж/моль.

2. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 м³ смеси, состоящей из 30% (по объему) этилена и 70% ацетилена, если при сгорании 1 моль этих веществ выделяется соответственно 1400 и 1305 кДж?

Ответ. 59 531 кДж.

3. Вычислите теплоту сгорания ацетилена С₂Н₂, если теплота образования углекислого газа 393,5 кДж/моль, водяного пара тАУ 242 кДж/моль, ацетилена тАУ 226,8 кДж/моль.

Ответ. 1604,4 кДж.

1.1.3 Химическое равновесие

Необратимых реакций нет, любой процесс, рассматриваемый как необратимый, может быть превращен в обратимый (и наоборот). Разложение карбоната кальция:

Реакция необратима, если она осуществляется в открытой системе (т. е. где из сферы реакции возможно улетучивание оксида углерода(IV)). Однако в замкнутой системе процесс идет не полностью. Когда в системе устанавливается определенное давление газа, препятствующее разложению, процесс становится обратимым. Для обратимой реакции, записываемой в общем виде:

aA + bB = cC + dD,

скорость прямой реакции u_пр определяется из соотношения:

где k₁ тАУ константа скорости прямой реакции, cA и cB тАУ молярные концентрации веществ А и В. Концентрации веществ А и В уменьшаются, и, следовательно, скорость прямой реакции понижается. Появление в системе продуктов С и D означает возможность протекания обратного процесса, скорость которого u_обр математически выражается следующим образом:

По мере накопления в системе веществ С и D скорость обратного процесса непрерывно возрастает до выравнивания скоростей прямой и обратной реакций: u_пр = u_обр. Подобное состояние системы называется химическим равновесием. Соотношение между концентрациями при равновесии выражается формулой:

где K_p тАУ константа равновесия, [A], [B], [C], [D] тАУ равновесные концентрации веществ. Величина константы химического равновесия зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Если K_p > 1, то u_пр > u_обр, если K_p < 1, то u_пр < u_обр. Смещение равновесия в зависимости от изменения условий определяется универсальным принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать воздействие, выражающееся в изменении концентрации, температуры или давления, то равновесие смещается в направлении, способствующем ослаблению этого воздействия.

Пример 1. Почему лакмус (HInd) в кислой среде (избыток H₃О⁺) тАУ красный, а в щелочной (избыток гидратированного ОН^тАУ, рН > 7) тАУ cиний?

Решение

Уравнение диссоциации индикатора можно представить в виде:

HInd Н⁺ + Ind^тАУ.

В состоянии химического равновесия:

1) При избытке в растворе гидратированного Н⁺ (кислая среда, рН < 7) Кр < 1. Химическое равновесие сдвигается в сторону обратной реакции, т. е. в растворе накапливаются недиссоциированные молекулы индикатора красного цвета.

2) Избыток ОН^тАУ (щелочная среда, рН > 7) нейтрализует ионы гидроксония, т. е. уменьшает их концентрацию, что сдвигает равновесие вправо (К_р > 1), в сторону накапливания гидратированных анионов индикатора синего цвета Ind^тАУ.

Пример 2. Вывести математическое выражение Кр для реакции:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃ + Q.

Используя численное значение Кр и принцип Ле Шателье, объяснить, как можно предсказать сдвиг равновесия вправо.

Решение

Сместить равновесие вправо можно с помощью следующих воздействий.

1) Увеличить концентрацию реагирующих веществ. Такое воздействие можно описать неравенством:

Число молекул SO₂ и O₂ в единице объема увеличивается, столкновения между ними становятся чаще и концентрация SO₃ тоже возрастает.

2) Уменьшить концентрацию продукта реакции. При уменьшении концентрации (отводе) SO₃результат подобен предыдущему. Новые порции исходных веществ будут реагировать для компенсации удаляемого продукта.

3) Понизить температуру. Прямая реакция тАУ экзотермическая, поэтому для сдвига равновесия вправо систему следует охлаждать. Потерянное тепло будет восполняться вследствие усиления прямой реакции. (Наоборот, повышение температуры вызовет сдвиг равновесия влево.)

4) Повысить давление. Исходные вещества тАУ газообразные, продукт тАУ жидкое вещество (в виде пара). Прямая реакция идет с уменьшением объема, следовательно, увеличивая давление, мы смещаем равновесие вправо, а уменьшая тАУ влево. Если бы реакция шла без изменения объема, то изменение давления не влияло бы на равновесие.

5) Использование катализатора не вызывает смещения равновесия. Катализатор, заметно влияющий на скорость химической реакции, равно ускоряет обе реакции тАУ прямую и обратную.

Алгоритм 9. Использование принципа Ле Шателье

Задание. При определенных условиях реакция хлороводорода с кислородом является обратимой:

4НСl (г.) + O₂ (г.) 2Сl₂ (г.) + Н₂O (г.), DH = тАУ116,4 кДж.

Какое влияние на равновесное состояние системы окажут:

а) увеличение давления;

б) повышение температуры;

в) увеличение концентрации кислорода;

г) введение катализатора?

Алгоритм 10. Вычисление константы равновесия реакции

Задача. Вычислите константу равновесия для реакции

СО₂ + Н₂СО + Н₂О,

если равновесная концентрация углекислого газа равна 0,02 моль/л, водорода тАУ 0,005 моль/л, а угарного газа и воды тАУ по 0,01 моль/л.

Алгоритм 11. Вычисление исходных концентраций веществ

Задача. Обратимая реакция выражается уравнением

2SO₂ + O₂2SO₃.

Известны равновесные концентрации: для оксида серы(IV) тАУ 0,0002 моль/л, для кислорода тАУ 0,004 моль/л, для оксида серы(VI) тАУ 0,003 моль/л. Найдите исходные концентрации кислорода и сернистого газа.

Задания для самоконтроля

1. Уравнение реакции

Н₂ + I₂2HI.

Даны равновесные концентрации: водорода тАУ 0,004 моль/л, йода тАУ 0,25 моль/л, йодоводорода тАУ 0,08 моль/л. Вычислить исходные концентрации водорода и йода и константу равновесия.

Ответ. [H₂] = 0,044 моль/л, [I₂] = 0,29 моль/л, К = 6,4.

2. Как изменится давление к моменту наступления равновесия в реакции N₂ + 3Н₂2NН₃,протекающей в закрытом сосуде при постоянной температуре, если начальные концентрации азота и водорода равны соответственно 2 и 6 моль/л и если равновесие наступает тогда, когда прореагирует 10% первоначального количества азота?

Ответ. Уменьшится в 1,05 раза.

3. В какую сторону сместится равновесие реакций:

2H₂S 2Н₂ + 2S тАУ Q,

N₂O₄2NO₂ тАУ Q,

CO + H₂O (г.) СО₂ + Н₂ + Q,

а) при понижении температуры;

б) при повышении давления?

Ответ. Смещение равновесия в реакциях:

а) при понижении температуры:

2Н₂S 2Н₂ + 2S тАУ Q тАУ влево,

N₂O₄2NO₂ тАУ Q тАУ влево,

CO + H₂O (г.) СО₂ + Н₂ + Q тАУ вправо;

б) при повышении давления:

2Н₂S 2Н₂ + 2S тАУ Q тАУ не сместится,

N₂O₄2NO₂ тАУ Q тАУ влево,

CO + H₂O (г.) СО₂ + Н₂ + Q тАУ не сместится [5].

1.2

Практическая работа ВлДействие катализаторов
В»

Цели. Повторить и обобщить понятия о катализе, катализаторах, сущности их действия в определенной среде, ингибиторах и промоторах.

Оборудование и реактивы. Лучина, спиртовка, спички, шпатель, стеклянная палочка, штатив с пробирками, санитарная склянка; растворы пероксида водорода, гидроксида тетраамминмеди(II) [Сu(NH₃)₄](OH)₂, Na₂SO₃, MnCl₂, CoCl₂, BaCl₂, соляной кислоты (разб.), оксид железа(III) Fe₂O₃, ацетон (диметилкетон).

Катализ тАУ явление увеличения скорости химических реакций за счет присутствия определенных веществ (катализаторов).

Катализаторы тАУ вещества, изменяющие скорость реакции, но сами к концу процесса остающиеся неизменными по составу и массе. Ускорение процесса тАУ катализ. Схему катализа можно представить в таком виде:

Здесь А и В тАУ реагирующие вещества, К тАУ катализатор, АК тАУ промежуточное соединение, АВ тАУ продукт реакции.

Замедление процесса тАУ ингибирование. Существует два вида катализа тАУ гомогенный и гетерогенный. При гомогенном катализе реагенты, продукты реакции и катализатор составляют одну фазу (газовую или жидкую), поверхность раздела отсутствует. Особый случай гомогенного катализа тАУ автокатализ (ускорение процесса одним из продуктов реакции). Например, в кислой среде скорость реакции перманганата калия с сульфитом калия возрастает за счет образования ионов Mn²⁺:

Многие реакции в растворах ускоряются ионами H₃O⁺ (pH < 7) и ОН^- (pH > 7): гидролиз крахмала, омыление эфиров, гидролиз сахарозы и др. Ионы , , CH₃COO^тАУ также сильно ускоряют реакции органических веществ.

Особенность гетерогенного катализа состоит в том, что катализатор (обычно твердое вещество) находится в ином фазовом состоянии, чем реагенты и продукты. Реакция на поверхности твердого вещества идет за счет координационных связей с участием электронных пар, не участвующих в образовании связей внутри веществ. В результате внутренние связи ослабевают, и молекулы либо разрушаются, либо образуют активные радикалы.

Чем лучше адсорбируются реагенты на поверхности твердого вещества и чем слабее удерживаются продукты реакции, тем выше каталитическая активность этого вещества. Не вся поверхность гетерогенного катализатора проявляет каталитическую активность. Активные центры занимают лишь часть поверхности.

Применение каталитических методов сжигания топлива позволит в два раза поднять коэффициент его использования (сейчас 0,45) и тем самым решить вопрос обеспечения большой химии углеводородным сырьем.

Порядок работы	Задания	Наблюдения и выводы
В пробирку налить 1тАУ2 мл раствора пероксида водорода и добавить приблизительно 1 мл заранее приготовленного раствора аммиаката меди(II)	Написать уравнение реакции каталитического разложения пероксида водорода. Проверить продукты тлеющей лучинкой. Какой это вид катализа?	тАж
В две пробирки поместить оксид железа(III) объемом с горошину и прилить по 4тАУ5 мл соляной кислоты (разб. 1:1). В одну из порций кислоты предварительно добавить 2тАУ3 капли ацетона. Растворы перемешать стеклянной палочкой	Чем в данном процессе является диметилкетон? Какое влияние он оказывает на скорость реакции? Написать соответствующее уравнение реакции. Указать вид катализа	тАж
Проверить действие катализатора на окисление сульфита натрия кислородом. В три пробирки налить по 2тАУ3 мл разбавленного раствора Na₂SO₃ и в одну из них добавить 2тАУ3 капли раствора MnCl₂, в другую тАУ раствора CoCl₂. Энергично перемешать растворы и через 5тАУ6 мин во все пробирки прилить 1тАУ1,5 мл раствора BaCl₂	Есть ли разница в скорости реакций? Сделать выводы о действии катализаторов на реакцию 2Na₂SO₃ + O₂ = 2Na₂SO₄. Составить электронный баланс процесса	Сульфит натрия широко используется как восстановитель в фотографии (для восстановления AgBr, cкрытого изображения), удаления О₂ из воды на ТЭС (антикоррозионный агент), тАж

1.3 Практическая работа ВлВлияние условий на скорость химических реакцийВ»

Цели. Повторить понятия о скорости химических реакций и влияющих на нее факторах.

Оборудование и реактивы. Держатель для пробирок, спиртовка, спички, водяная баня, штатив с химическими пробирками, санитарная склянка; цинк (гранулы), железо (пористое восстановленное), HCl (разб., 1:2), железо (стружки), СН₃СООН (разб., 1:2), H₂SO₄ (разб., 1:5), H₂SO₄ (разб., 1:10) [5].

Факторы, влияющие на скорость химических реакций

Особенности реакций	Примеры	Теоретическое обоснование
Природа реагирующих веществ	Металлы (K, Na) с водой реагируют с различной скоростью	Атомы металлов K и Na отдают электроны (окисляются) с разной скоростью, т. к. R_K > R_Na(R тАУ радиус атома)
Для гомогенных процессов скорость химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ	Горение вещества в чистом кислороде активнее, чем в воздухе	Частота столкновений молекул реагирующих веществ зависит от их числа в единице объема, т. е. от концентрации
Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности соприкосновения реагентов	Вещества железо и сера в твердом состоянии реагируют достаточно быстро лишь в измельченном виде и при перемешивании	При измельчении и перемешивании увеличивается поверхность соприкосновения реагирующих веществ
При повышении температуры на каждые 10В° скорость реакций увеличивается в 2тАУ4 раза (правило Вант-Гоффа):	Со многими веществами кислород начинает реагировать с заметной скоростью уже при обычной температуре (медленное окисление), а при ее повышении скорость увеличивается	Для химической реакции взаимодействующие молекулы должны быть активны (обладать достаточно энергией). При повышении температуры доля активных молекул возрастает
Скорость химической реакции зависит от присутствия катализатора (или ингибитора): A + K АK, AK + В АВ + K,	Разложение бертолетовой соли (KClO₃) и пероксида водорода (H₂O₂) ускоряется в присутствии МnО₂. В присутствии ингибиторов соляная кислота становится инертной к металлам	В присутствии катализаторов молекулы становятся реакционноспособными при более низкой температуре. Реакционная способность KClО₃ проявляется при 400 В°С, а в присутствии МnO₂ тАУ при 200 В°C
В две пробирки положить по грануле цинка и прилить: в первую тАУ 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2), а во вторую тАУ 2 мл разбавленной уксусной кислоты (1:2)	Учитывая силу кислот и, следовательно, разную концентрацию ионов гидроксония (Н₃О⁺) в их растворах, объяснить различную скорость выделения свободного водорода (Н₂). Kак можно изменить условия обеих реакций, чтобы их скорости увеличились?	тАж.
В одну пробирку насыпать немного порошка железа, в другую тАУ столько же железных стружек и в обе пробирки прилить по 2 мл разбавленной соляной кислоты (1:2)	Объяснить причину большей скорости выделения пузырьков газа при взаимодействии кислоты с восстановленным железом (порошком)	...
В две пробирки положить по 2 гранулы цинка: в первую тАУ прилить 2 мл разбавленной серной кислоты (1:5), а во вторую тАУ раствор H₂SO₄(l:10)	Что наблюдается? Объяснить большую скорость взаимодействия в одном из опытов	...
В две пробирки положить по 2 гранулы цинка и в обе прилить по 2 мл разбавленной серной кислоты (1:10). Одну из пробирок слегка подогреть	Сравнить результаты наблюдений, объяснить причину различной скорости химической реакции. Каким образом можно увеличить скорость реакции без нагревания?	тАж.

Вместе с этим смотрят:

WEB-дизайн: Flash технологии

РЖiрархiчна структура управлiння фiзичною культурою i спортом в Хмельницькiй областi у м. КамтАЩянець-Подiльському

РЖгрова дiяльнiсть в групi продовженого дня

РЖнновацiйнi методи навчання на уроках зарубiжноi лiтератури

РЖнтенсифiкацiя навчального процесу у вищiй школi