Ход занятия
Сообщение темы, цели и основных задач занятия.
Мотивация к изучению материала
Рассмотрим два примера (эксперимент проводит учитель).
На столе – две пробирки, в одной раствор щелочи (КOH), в другой – гвоздь; в обе пробирки приливаем раствор CuSO4. Что мы наблюдаем?
На примерах учащиеся судят о скорости реакций и делают соответствующие выводы. Запись на доске проделанных реакций (двое учащихся).
В первой пробирке реакция произошла мгновенно, во второй – видимых изменений пока нет.
Составим уравнения реакций (два ученика записывают на доске уравнения):
CuSO4 + 2КOH = Cu(OH)2 + К2SO4; Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu; Fe0 + Cu2+ = Fe2++ Cu0
Какой вывод по проведённым реакциям мы можем сделать? Почему одна реакция идёт мгновенно, другая медленно? Для этого необходимо вспомнить, что есть химические реакции, которые протекают во всём объёме реакционного пространства (в газах или растворах), а есть другие, протекающие лишь на поверхности соприкосновения веществ (горение твёрдого тела в газе, взаимодействие металла с кислотой, солью менее активного металла).
Актуализация опорных знаний
1) Зачем нужны знания о скорости химических реакций?
2) Какими примерами можно подтвердить то, что химические реакции протекают с различными скоростями?
3) Как определяют скорость механического движения? Какова единица измерения этой скорости?
4) Как определяют скорость химической реакции?
5) Какие условия необходимо создать, чтобы началась химическая реакция?
Изучение нового материала
Скорость химической реакции определяется как изменение концентрации одного из участвующих в реакции веществ (исходное вещество или продукт реакции) в единицу времени.
Для реакции в общем виде aA + bB → xX + yY скорость описывается кинетическим уравнением:
v = -∆ C(A)/ ∆t = ∆ C(X)/ ∆t = k C(A)mC(B)n
Гетерогенные (неоднородные) системы – твёрдое/жидкость, газ/твёрдое, жидкость/газ – реакции идут на поверхности раздела фаз.
Энергия активации
Столкновение химических частиц приводит к химическому взаимодействию лишь в том случае, если сталкивающиеся частицы обладают энергией, превышающей некоторую определенную величину. Рассмотрим взаимодействие газообразных веществ, состоящих из молекул А2 и В2:
А2 + В2 = 2АВ.
В ходе химической реакции происходит перегруппировка атомов, сопровождающаяся разрывом химических связей в исходных веществах и образованием связей в продуктах реакции. При столкновении реагирующих молекул сначала образуется так называемый активированный комплекс, в котором происходит перераспределение электронной плотности, и лишь потом получается конечный продукт реакции:
Энергию, необходимую для перехода веществ в состояние активированного комплекса, называют энергией активации.
Активность химических веществ проявляется в низкой энергии активации реакций с их участием. Чем ниже энергия активации, тем выше скорость реакции. Например, в реакциях между катионами и анионами энергия активации очень мала, поэтому такие реакции протекают почти мгновенно. Если энергия активации велика, то очень малая часть соударений приводит к образованию новых веществ. Так, скорость реакции между водородом и кислородом при комнатной температуре практически равна нулю.
Итак, на скорость реакции оказывает влияние природа реагирующих веществ. Рассмотрим для примера реакции металлов с кислотами. Если опустить в пробирки с разбавленной серной кислотой одинаковые кусочки меди, цинка, магния и железа, можно увидеть, что интенсивность выделения пузырьков газообразного водорода, характеризующая скорость протекания реакции, для этих металлов существенно различается. В пробирке с магнием наблюдается бурное выделение водорода, в пробирке с цинком пузырьки газа выделяются несколько спокойнее. Еще медленнее протекает реакция в пробирке с железом (рис.). Медь вообще не вступает в реакцию с разбавленной серной кислотой. Таким образом, скорость реакции зависит от активности металла.
При замене серной кислоты (сильной кислоты) на уксусную (слабую кислоту) скорость реакции во всех случаях существенно замедляется. Можно сделать вывод, что на скорость реакции металла с кислотой влияет природа обоих реагентов – как металла, так и кислоты.
Повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии химических частиц, т.е. увеличивает число частиц, имеющих энергию выше энергии активации. При повышении температуры число столкновений частиц также увеличивается, что в некоторой степени увеличивает скорость реакции. Однако повышение эффективности столкновений за счет увеличения кинетической энергии оказывает большее влияние на скорость реакции, чем увеличение числа столкновений.
При повышении температуры на десять градусов скорость увеличивается в число раз, равное температурному коэффициенту скорости 
: = 
T +10/ T.
При повышении температуры от T до T ' отношение скоростей реакций T ' и T равно температурному коэффициенту скорости в степени (T ' – T)/10: T '/ T = (T '– T)/10.
Для многих гомогенных реакций температурный коэффициент скорости равен 2 
4 (правило Вант-Гоффа). Зависимость скорости реакции от температуры можно проследить на примере взаимодействия оксида меди(II) с разбавленной серной кислотой. При комнатной температуре реакция протекает очень медленно. При нагревании реакционная смесь быстро окрашивается в голубой цвет за счет образования сульфата меди(II): СuО + Н2SО4 = СuSO4 + Н2О.
Катализаторы и ингибиторы
Многие реакции можно ускорить или замедлить путем введения некоторых веществ. Добавляемые вещества не участвуют в реакции и не расходуются в ходе ее протекания, но оказывают существенное влияние на скорость реакции. Эти вещества изменяют механизм реакции (в том числе состав активированного комплекса) и понижают энергию активации, что обеспечивает ускорение химических реакций. Вещества – ускорители реакций называют катализаторами, а само явление такого ускорения реакции – катализом.
Многие реакции в отсутствие катализаторов протекают очень медленно или не протекают совсем. Одной из таких реакций является разложение пероксида водорода: 2Н2О2 = 2Н2О + О2.
Если опустить в сосуд с водным раствором пероксида водорода кусочек твердого диоксида марганца, то начнется бурное выделение кислорода. После удаления диоксида марганца реакция практически прекращается. Путем взвешивания нетрудно убедиться, что диоксид марганца в данном процессе не расходуется – он лишь катализирует реакцию.
В зависимости от того, в одинаковых или различных агрегатных состояниях находится катализатор и реагирующие вещества, различают гомогенный и гетерогенный катализ.
При гомогенном катализе катализатор может ускорить реакцию путем образования промежуточных веществ за счет взаимодействия с одним из исходных реагентов. Например: 
При гетерогенном катализе химическая реакция обычно протекает на поверхности катализатора: 
Катализаторы широко распространены в природе. Практически все превращения веществ в живых организмах протекают с участием органических катализаторов – ферментов.
Катализаторы используют в химическом производстве для ускорения тех или иных процессов. Кроме них применяют также вещества, замедляющие химические реакции, – ингибиторы. С помощью ингибиторов, в частности, защищают металлы от коррозии.
Домашнее задание
Излекции выписать основные определения терминов, прочитать§ 13-14,§ 15. – Химия 11 класс
1) Дайте определение скорости химической реакции. Напишите выражение кинетического закона действующих масс для следующих реакций:
а) 2С (тв.) + О2 (г.) = 2СО (г.);
б) 2НI (г.) = Н2 (г.) + I2 (г.).
2) От чего зависит скорость химической реакции? Приведите математическое выражение зависимости скорости химической реакции от температуры.