Исследование влияния различных факторов

на скорость химических реакций

в домашних условиях

                                                    Работу выполнила: Шеронова С.М.

Нижний Новгород

2022 г.

Оглавление

 Введение…………………………………………………………………….….….4

1. Скорость химических реакций…………………………………………….…..6

1.1. Понятие о скорости химических реакций…………………………………..6

1.2. Зависимость скорости химических реакций от различных факторов…….7

1.2.1. Влияние концентрации на скорость химических реакций………….……8

1.2.2. Влияние температуры на скорость химических реакций………….…..…9

        1.2.3. Действие катализатора………………………………………………....….10

 2. Практическая часть. Зависимость скорости химических реакций от

 различных факторов в домашних условиях…...……………………………….13

2.1.  Опыты, показывающие зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ ……...…………………………………………………...13

 2.1.1. Взаимодействие карбоната кальция с растворами разных  кислот….....13

       2.1.2. Взаимодействие гидрокарбоната натрия с растворами разных кислот...13

       2. 1. 3. Коррозия железа в присутствии разных веществ………...…………….14

         2.2. Опыты, показывающие зависимость скорости реакции от  температуры  14

                     2.2.1. Взаимодействие железа с уксусной кислотой при разных температурах14

2.2.2. Гидролиз гидрокарбоната натрия при разных температурах………..….15

2.3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.16

       2.3.1. Взаимодействие карбоната кальция с  растворами уксусной кислоты

       разной концентрации……………………………………………………………..16

       2. 3.2.  Горение свечи на воздухе и с притоком дополнительного воздуха…...17

2.4. Зависимость скорости реакции от величины поверхности твёрдого вещества…………………………………………………………………………..17

2.4.1. Взаимодействие раствора уксусной кислоты с карбонатом кальция (яичной скорлупой и мелом)………………………………………………..……17

2

2.4.2. Разложение пероксида водорода на субстратах разной степени измельчённости……………………………………………………….…………..18

2.5. Действие  катализатора на скорость реакции……………………………...19

2.5.1. Опыты по разложению пероксида водорода в присутствии ферментов с термически необработанными морковью, картофелем, финиками, хурмой….19

         2.5.2. Опыты по разложению пероксида водорода в присутствии ферментов

         сырым мясом……………………………………………………………………...19

         Заключение……………………………………...………………………….……..20

        Источники…………………………………………………………………….…....21

         Приложения…………………………………………………………………..…...22

Введение

   Химические реакции протекают с разной скоростью: с малой скоростью — при образовании сталактитов и сталагмитов, со средней скоростью — при варке пищи, мгновенно, за доли секунды — при взрыве.

     Очень быстро, практически мгновенно, проходят реакции ионного обмена в водных растворах. Быстро, но не мгновенно, горит сера, магний растворяется в соляной кислоте. Другие реакции завершаются за несколько недель или дней, например, самопроизвольное разложение пероксида водорода. Медленно, месяцами образуется ржавчина на железных предметах, налёт на медных и бронзовых изделиях, медленно гниёт листва. Превращение доисторических огромных деревьев в каменный уголь длилось миллионы лет. Смесь водорода и кислорода при комнатной температуре может долгое время оставаться практически без изменений, однако при ударе или поджигании произойдет взрыв.  

   Кроме того, одна и та же реакция может быстро протекать при определённых условиях, например, при повышенных температурах, и медленно в других, например, во время охлаждения; разница в скорости одной и той же реакции может быть очень большой.

  Знание скоростей химических реакций имеет большое научное и практическое значение.  Важно знать, насколько быстро протекает та или иная реакция, чтобы иметь возможность контролировать её ход. Например, при производстве конкретных веществ количество производимого продукта зависит от скорости реакции, от размеров и производительности оборудования, сконструированного с учётом условий протекания данной реакции. Знание закономерностей протекания химических процессов во времени необходимо также в быту, например, чтобы ускорить приготовление пищи (при измельчении; нагревании и под давлением в скороварке), замедлить потемнение серебряного кольца и ржавление чугунных труб со временем, предотвратить окисление колбасы, сохранив её в холодильнике в целом, а не нарезанном на кусочки, виде, использовать при определённой температуре воды приготовленные самостоятельно из соды и лимонной кислоты бомбочки для ванн.

     Перечисленного выше достаточно, чтобы заинтересоваться изучением скорости реакций.

Цель: изучение факторов,  влияющих на скорость химических реакций.

Задачи:

1. Изучить  учебно - научную о химической кинетике.

2. Систематизировать сведения о влиянии разных факторов на скорость химических реакций.

3.  Подобрать и провести эксперименты в домашних условиях.

 В процессе работы мы использовали следующие методы:

    1. Изучение и анализ литературы.

    2. Эксперимент.

Структура работы

Данная работа состоит из титульного листа, содержания, введения, основной   части, практической части, заключения и списка использованной литературы.

    Во введении раскрыта актуальность выбранной темы, определены цель, задачи и методы работы. В основной части раскрыто  понятие  скорости химических реакций и её зависимость от различных факторов. В практической части описаны методика проведённых опытов по изучению влияния природы реагентов, концентрации веществ, температуры, площади поверхности соприкосновения веществ и катализатора на скорость реакций, наблюдения и выводы.  В заключении сделаны общие выводы  и приведён список использованной литературы.

Глава 1.   Скорость химических реакций

1.1.   Понятие о скорости химических реакций

   Исследование закономерностей протекания химических  реакций во времени  составляет содержание химической кинетики. Под кинетикой в широком смысле слова понимают учение о  скоростях различных процессов – химических реакций, растворения, кристаллизации, парообразования и т.д. Химическая кинетика связана и с изучением механизма реакций.

 Скоростью химической реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию (либо образующегося при реакции) за единицу времени в единице объёма системы.

   Если химические реакции происходят в однородной среде, например, в растворе или в газовой фазе, то взаимодействие реагирующих веществ происходит во всем объеме. Такие реакции, как вы знаете, называют гомогенными.

  Скорость гомогенной реакции (υ гомог.) определяется как изменение количества вещества в единицу времени в единице объёма:

                                                    υ  (гомог. ) = ∆n / V *∆t,

где ∆ n — изменение числа молей одного вещества (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции); ∆ t — интервал времени (с, мин.); V — объем газа или раствора (л).

Поскольку отношение количества вещества к объёму представляет собой молярную концентрацию С, то    υ  (гомог. ) = ∆ С / ∆ t

   Таким образом, скорость гомогенной реакции определяется как изменение концентрации одного из веществ в единицу времени, если объём системы не меняется.

    Если реакция идет между веществами, находящимися в разных агрегатных состояниях (например, между твёрдым веществом и газом или жидкостью), или между веществами, неспособными образовывать гомогенную среду (например, между несмешивающимися жидкостями), то она проходит только на поверхности соприкосновения веществ. Такие реакции называют гетерогенными.

  Скорость гетерогенной реакции определяется как изменение количества вещества в единицу времени на единице поверхности:

                                   υ  (гомог. ) = ∆n /  S*∆t,

где S — площадь поверхности соприкосновения веществ (м2,см2).

Если при какой-либо протекающей реакции экспериментально измерять концентрацию исходного вещества в разные моменты времени, то графически можно отобразить её изменение с помощью кинетической кривой для этого реагента.

  Скорость реакции не является постоянной величиной. Можно указать лишь некоторую среднюю скорость данной реакции в определённом интервале времени.

  Скорость гетерогенных реакций, зависит при прочих равных условиях, от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. Известно, что растертый в порошок мел гораздо быстрее растворяется в соляной кислоте, чем равный по массе кусочек мела.

Увеличение скорости реакции объясняется, в первую очередь, увеличением поверхности соприкосновения исходных веществ, а также рядом других причин, например, разрушением структуры правильной кристаллической решетки. Это приводит к тому, что частицы на поверхности образующихся микрокристаллов значительно реакционноспособнее, чем те же частицы на гладкой поверхности.

         1.2.  Зависимость скорости химических реакций от различных факторов

Скорость химической реакции зависит от многих факторов. На скорость химических реакций влияют: природа и концентрация реагирующих веществ, давление (в реакциях с участием газов), температура, действие катализаторов, степень измельчения (в реакциях с участием твёрдых веществ), потенциал электродов (в электрохимических реакциях) и др.

Основными параметрами являются концентрация (давление) реагентов и действие катализаторов.

             1.2.1. Влияние концентрации на скорость химических реакций

  Основным законом химической кинетики является открытый в 1864 -1867 годах К. Гульдбергом и П. Вааге (Норвегия) закон действия масс, согласно которому скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.

  Такая зависимость скорости реакции от концентрации обусловлена тем, что вероятность столкновения молекул и, следовательно, их взаимодействия, пропорциональна произведению концентрации реагентов.

             Для  реакции А + В = АВ этот закон выражается так:

υ1=k1·C[A]·C[B]

             Для реакции 2А + В = D этот закон выражается так:

υ2=k2·C[A]2·C[B]

 С[А], С[В] — концентрации веществ А и В (моль/л); k1 и k2 — коэффициенты пропорциональности, называемые константами скорости реакции.

  Физический смысл константы скорости реакции: она численно равна скорости реакции, в которой концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л или их произведение равно единице. В таком случае ясно, что константа скорости реакции зависит только от температуры и не зависит от концентрации веществ.

   Закон действующих масс не учитывает концентрации реагирующих веществ, находящихся в твёрдом состоянии, т.к. они реагируют на поверхности, и их концентрации обычно являются постоянными.

  Если же уравнение реакции описывает лишь суммарную химическую реакцию, проходящую в несколько стадий, то скорость такой реакции может сложным образом зависеть от концентраций исходных веществ. Эта зависимость определяется экспериментально или теоретически на основании предполагаемого механизма реакции.

Изменение давления при участии в реакции газообразных веществ также приводит к изменению концентрации этих веществ.

  Чтобы осуществилось химическое взаимодействие между частицами, они должны эффективно столкнуться. Чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше столкновений и, соответственно, выше скорость реакции. Например, в чистом кислороде ацетилен сгорает очень быстро. При этом развивается температура, достаточная для плавления металла.

   1.2.2. Влияние температуры на скорость химических реакций

  При повышении температуры в большинстве случаев скорость химической реакции значительно возрастает. Например,  осуществить синтез воды при 200С даже на 15 % практически невозможно (на это потребовалось бы 54 миллиарда лет), но при 5000С для этого необходимо всего 50 минут, а при 7000С  реакция происходит мгновенно.

   В 1884 г. голландский химик Я. Х. Вант-Гофф сформулировал правило: при повышении температуры на каждые 10°С  к скорость гомогенной реакции увеличивается в 2–4 раза. 

                     υt2=υt1 γ t2-t1/10

где υt1 и υt2 — скорости реакции соответственно при конечной t2 и начальной t1 температурах, а γ — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры на каждые 10°С.

  Опытные данные свидетельствуют о справедливости приближённого правила Я.Х. Вант-Гоффа.

    С. Аррениус (1889 г.) предложил уравнение, выражающее зависимость константы скорости от температуры:       k=A · exp (–Ea/RT),

где A – предэкспоненциальный множитель, Ea –энергия активации, R – газовая постоянная, T – абсолютная температура. Множитель exp (–Ea/RT) для простой реакции представляет собой долю молекул с энергией, достаточной, чтобы произошла реакция.

Очевидно, что взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако число столкновений молекул очень велико и, если бы каждое столкновение приводило к химическому взаимодействию частиц, все реакции протекали бы практически мгновенно. С. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации.

 Значение энергии активации является тем фактором, посредством которого сказывается влияние природы реагирующих веществ на скорость реакции.

   Опытным путём установлены примерные границы энергий активации для реакций, идущих с соизмеримыми скоростями: если энергия активации мала (Еа < 40 кДж), то скорость реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, ибо в этих реакциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала. Если энергия активации велика (>120 кДж/моль), то это означает, что лишь ничтожная часть столкновений между взаимодействующими частицами приводит к реакции. Скорость такой реакции поэтому очень мала. Например, протекание реакции синтеза аммиака при обычной температуре заметить практически невозможно.

Если энергии активации имеют промежуточные значения (40–120 кДж/моль), то скорости таких реакций  средние. К таким реакциям можно отнести взаимодействие натрия с водой или этиловым спиртом, обесцвечивание бромной воды этиленом, взаимодействие цинка с соляной кислотой и др.

                1.2.3. Действие катализаторов

 Изменение скорости химической реакции  с помощью катализатора называют катализом.  Катализатор – это вещество, которое изменяет скорость реакции, само оставаясь химически неизменным. Например, добавление в качестве катализатора небольшого количества оксида марганца (IV)  МnО2 к пероксиду водорода Н2О2 вызывает его бурное разложение:  

2Н2О2  = 2Н2О + О2

     Катализаторы имеют большое практическое значение, позволяя быстро, без затраты энергии получать в больших количествах самые разнообразные вещества. Катализаторы широко используют в различных отраслях промышленности и на транспорте (каталитические преобразователи, превращающие оксиды азота выхлопных газов автомобиля в безвредный азот).

Различают гомогенный катализ, при котором и катализатор, и реагирующие вещества находятся в одном агрегатном состоянии (фазе) и гетерогенный катализ, при котором катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

 Если на  поверхности катализатора адсорбируются другие вещества (их называют каталитическими ядами), то поверхность становится неработоспособной, требуется регенерация катализатора. Поэтому перед проведением каталитической реакции тщательно очищают исходные вещества.

Очень эффективно работают биологические катализаторы — ферменты. По химической природе это белки. Благодаря им в живых организмах при невысокой температуре с большой скоростью протекают сложные химические реакции. Ферменты отличаются особой специфичностью, каждый из них ускоряет только свою реакцию, идущую в нужное время и в нужном месте с выходом, близким к 100%.

Есть и такие реакции, которые приходится специально замедлять. Например, ржавление металлических деталей автомобилей. С целью предотвращения коррозии металлов применяют так называемые отрицательные катализаторы -  ингибиторы. Они реагируют с активными частицами с образованием малоактивных соединений. В результате реакция резко замедляется и затем прекращается.  Добавление ингибиторов   предотвращает нежелательные процессы, например, ингибиторы стабилизируют растворы пероксида водорода, стабилизируют взаимодействие  соляной кислоты с оксидами и металлами, чтобы была возможность её транспортировки в стальной таре.

 «Замедлять» приходится и процессы разложения и порчи пищевых продуктов, кожи, тканей, пластмасс. Для этого применяют ингибиторы химических реакций, называемые консервантами или стабилизаторами. 

 Ингибиторы содержатся и в живых организмах, они подавляют различные вредные реакции окисления в клетках тканей, которые могут инициироваться, например, радиоактивным излучением.

Глава 2. Практическая часть

        Зависимость скорости химических реакций от различных факторов в домашних условиях

2.1. Опыты, показывающие зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ  

2.1.1. Взаимодействие карбоната кальция (мел или  яичная скорлупа)

с  растворами разных кислот одной концентрации

             CaCO3 + 2CH3COOH = Ca (CH3COO)2 + CO2 ↑ +  H2О

                                                     ацетат кальция

Методика проведения эксперимента. В три стакана  поместили порции порошка мела одинаковой массы и добавили 9 % - ные растворы уксусной, лимонной, борной кислоты.

Наблюдения. В стакане с раствором уксусной кислоты  тотчас смесь "закипает", бурно выделяется углекислый газ. В стакане с  раствором лимонной кислоты реакция протекает медленнее, с раствором борной кислоты практически не идёт.

Аналогично провели опыт с порошком яичной скорлупы и растворами перечисленных выше кислот. Быстрее всего протекала реакция яичной скорлупы с раствором уксусной кислоты.

2.1.2. Взаимодействие гидрокарбоната натрия (питьевая сода) с 9 % - ными растворами уксусной, лимонной, борной кислоты.

                      СH 3 COOH + NaHCO 3 = CH 3 COONa + CO2 ↑ + H2O

                                                                  ацетат натрия

Методика проведения эксперимента.  В три стакана  поместили  три равные по массе порции порошка гидрокарбоната натрия и добавили  к ним  растворы уксусной, лимонной, борной кислоты одинаковой концентрации.

Наблюдения. Реакция питьевой соды с растворами уксусной и лимонной кислот протекала очень бурно, быстро, выделялось много  углекислого газа,  с  раствором борной кислоты менее бурно.

2.1. 3. Коррозия железа в присутствии разных веществ

Первичный процесс  Fe + О2 + 2Н2О →2 Fe(ОН)2
Вторичный процесс  2Fe(ОН)2 + 1/2О2 + Н2О →2Fe(ОН)3
Fe(OH)3 → FeO(OH) +H2O
         ржавчина

Методика проведения эксперимента. В три бутыли   поместили по железному гвоздю, предварительно  промытыми  мылом, высушенными и зачищенными  наждачной бумагой. Первую бутыль заполнили холодной кипячёной водой и закрыли её крышкой для прекращения доступа воздуха (кислорода), вторую - заполнили холодной кипячёной водой наполовину  крышку не закрыли. Третью бутыль с гвоздём заполнили наполовину водой   и насыпали две столовые ложки поваренной соли (хлорид натрия NaCl), хорошо перемешали. Крышку не закрыли.

Наблюдения. Через два дня на гвозде в бутыли  с раствором соли появилась ржавчина, через четыре — в бутыли, заполненной наполовину  водой. Через неделю появилась ржавчина в первой бутыли. Больше всего ржавчины образовалось в бутыли с раствором соли. Коррозия железа происходит быстрее в присутствии солей и воздуха.

             Вывод. Скорость реакции зависит от активности (природы) веществ.

   2. 2. Опыты, показывающие зависимость скорости реакции от  температуры

                     2. 2.1. Взаимодействие железа с уксусной кислотой при разных температурах

Fe  + 2 CH3COOH = Fe (CH3COO)2 + Н2 ↑ + Q

                 ацетат железа (II)

Методика проведения эксперимента. Три бутылки с раствором уксусной кислоты и  железными скобками поместили в разные температурные  условия: первую бутыль оставили при комнатной температуре,  вторую поставили в холодильник.

 Наблюдения и выводы: Выделяются пузырьки газообразного водорода. В ходе реакции железная скобка начала разрушаться. На стенках бутылки появились капли воды (конденсация воды из воздуха, находящегося в бутылке вследствие выделения теплоты при взаимодействии между железом и уксусной кислотой; реакция между металлом и кислотой экзотермическая). Раствор стал светло-жёлтого цвета, что свидетельствует о присутствии в растворе ионов железа Fe 2+.

   При взаимодействии железа с кислотой, протекающей в бутыли, находящейся в  холодильнике,  пузырьков водорода выделяется меньше, чем при комнатной температуре; железная скобка разрушилась в меньшей степени; капель воды на стенках бутылки много; цвет раствора бледнее, значит, при низких температурах скорость реакции меньше. Из-за разности температур внутри и снаружи бутыли по сравнению с комнатной конденсация воды больше.

    В бутыли, находящейся около горячей батареи центрального отопления, пузырьков водорода выделяется больше и быстрее, чем при комнатной температуре и в холодильнике; железная скобка разрушилась больше; капель воды на стенках бутылки много; цвет раствора насыщеннее. Таким образом, наименьшая скорость наблюдалась в условиях низкой температуры.

  Наибольшая скорость реакции наблюдалась  при высокой температуры.  

2.2.2. Гидролиз - гидрокарбоната натрия (питьевой соды) при комнатной температуре и при нагревании

NaHCO3 + H2O ↔ NaOH + H2CO3 (H2O + CO2)

  Методика эксперимента. Поместили одну чайную ложку питьевой соды  в стакан и прилили  горячую воду. В других двух стаканах провели растворение при комнатной температуре и с теплой водой.

Наблюдения. С горячей водой тотчас начинается бурное выделение углекислого газа: питьевая сода (гидрокарбонат натрия) превращается в "стиральную" соду (карбонат натрия). С теплой водой гидролиз идёт менее интенсивно, при комнатной температуре обнаружить протекание реакции возможно при добавлении индикатора ( например, окрашенного сока черники, чёрной смородины или краснокочанной капусты).

Вывод: При повышении температуры скорость реакции  увеличивается.

    2.3. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ

 2.3.1. Взаимодействие карбоната кальция (яичная скорлупа либо мел)  растворами уксусной кислоты разной концентрации

                    CaCO3 + 2CH3COOH = Ca (CH3COO)2 + CO2 ↑ +  H2О

                                                           ацетат кальция

Методика проведения эксперимента. В два стакана  поместили порции порошка яичной скорлупы одинаковой массы и добавили соответственно 6% - ный и с 9 % - ный растворы уксусной кислоты равного объёма.

Наблюдения. В стакане с 6% -ным раствором уксусной кислоты     углекислый газ выделяется медленнее. В стакане с 9 % - ным раствором реакция протекает бурно.

Примечание. Чем выше концентрация, тем быстрее идет реакция. Но некоторые реакции на первый взгляд кажутся исключением из правила.  Например, реакция со слабым электролитом (уксусной кислотой).

 Скорость, с которой карбонаты или металлы взаимодействуют с такой  кислотой, зависит от концентрации ионов водорода в растворе. Эти ионы образуются при растворении в воде любой кислоты. Но когда воды мало, слабая уксусная кислота находится в растворе почти исключительно в виде недиссоциированных молекул. По мере разбавления водой всё больше молекул уксусной кислоты распадается на ионы, и реакция идет быстрее. Но если добавить слишком много воды, то реакция вновь замедлится, уже по другой причине: из-за сильного разбавления концентрация ионов водорода опять уменьшится. Быстрее всего реагирует с цинком 15% - ная уксусная кислота. Реакции с 70 %-ной  уксусной кислотой протекает медленно.

2.3.2.  Горение свечи на воздухе и с притоком дополнительного воздуха

2 C16H34 + 49 O2 = 32 CO2 + 34 H2O

Методика проведения эксперимента. Зажгли свечу. Сжимая резиновую грушу, продували дополнительный воздух в пламя свечи. Затем поставили в таз стакан с пероксидом водорода и перманганатом калия,   свечу и зажгли её. В присутствии выделяющегося кислорода горение происходило интенсивнее.

Наблюдения: При продувании воздуха и в присутствии выделяющегося кислорода горение происходило интенсивнее.

   Вывод: При повышении концентрации веществ скорость реакции  увеличивается.

            2.4.  Зависимость скорости реакции от величины поверхности твердого вещества

2.4.1. Взаимодействие раствора уксусной кислоты с карбонатом кальция (яичной скорлупой и мелом)

         СаСО3 + 2 СН3СООН = Са(СН3СОО)2 + Н2О + СО2↑

Методика проведения эксперимента. В  два сосуда поместили крупные кусочки яичной скорлупы массой 0,5 г и 0,5 г порошка яичной скорлупы соответственно и прилили к ним  по 10 мл 9 % - ого уксуса до полного  растворения.

 Повторили опыт с мелом. Взяли два одинаковых кусочка мела и один из них разотрите в порошок. Поместили оба образца в сосуды и прилили одинаковые объёмы 9 %  уксуса (раствор уксусной кислоты).

Наблюдения.  Мелкораздробленные скорлупа и мел реагируют гораздо быстрее.

2.4.2. Разложение пероксида водорода в присутствии биологических катализаторов (ферментов)

 2H2O2 = 2H2O + O2 ↑

 Методика проведения эксперимента. Нарезали ножом морковь массой 5 г на крупные кусочки, поместили в стакан и прилили 10 мл 3 % - ного раствора  пероксида водорода.

Натёрли морковь массой 5 г на мелкой тёрке, поместили её в  в стакан с 10 мл 3 % - ного раствора перекиси водорода.

 Наблюдения. Пероксид водорода как бы кипит, выделяются пузырьки газообразного кислорода. Реакция с натёртыми морковью и картофелем идёт быстрее, чем с крупными кусочками.

      Выводы: при увеличении площади поверхности соприкосновения веществ (при измельчении твёрдого вещества) скорость реакции увеличивается.

2.5. Влияние катализатора на скорость реакции

Для сравнения провели сначала опыт «Разложение пероксида водорода на свету»                            2H2O2 = 2H2O + O 2↑

Методика проведения эксперимента. Налили пероксид водорода в бесцветную склянку и оставили открытой на свету.

 Наблюдения. Через некоторое время в пероксиде появились маленькие пузырьки газа. Через две недели  кислород перестал выделяться. Реакция самопроизвольного разложения пероксида водорода идёт  медленно.                           

2.5.1.  Опыты по разложению пероксида водорода в присутствии ферментов с термически необработанными морковью, картофелем, финиками, хурмой

2H2O2 = 2H2O + O2 ↑

 Методика проведения эксперимента. Крупные кусочки моркови, картофеля, финика, хурмы одинаковых размеров поместили в ёмкость и прилили одинаковое количество  3%- ного раствора пероксида водорода. Наблюдения. Реакция разложения пероксида водорода с растительными объектами идёт быстрее, чем в темноте и на свету.                      

   2.5.2.  Опыты по разложению пероксида водорода в присутствии ферментов с сырым мясом

Методика проведения эксперимента. В сосуд поместили небольшой кусочек сырого мяса и прилили к нему 3 %-ный раствор пероксида водорода.

   Для проведения опыта можно приготовить раствор каталазы: свежий мясной фарш залить водой, тщательно перемешать и отжать. Отжатую жидкость профильтровать, фильтрат использовать для опыта.

Наблюдения. В присутствии сырого мяса (фильтрата фермента каталазы) реакция протекает бурно по сравнению с разложением пероксида водорода на свету.

            Вывод. Катализаторы существенно изменяют скорость химических реакций.

Заключение

             Я изучила закономерности протекания реакций во времени и выяснила, что

1. Скорость химических реакций изучает химическая кинетика.

2. Скорость химической реакции зависит от многих факторов: природы и концентрация реагирующих веществ, давления (в реакциях с участием газов), температуры, действия катализаторов, степени измельчения (в реакциях с участием твёрдых веществ), потенциала электродов (в электрохимических реакциях) и др.

3. Протеканием реакций можно управлять, изменяя условия, т. е.  воздействуя на реагенты разными факторами.

4. В «домашней лаборатории» возможно показать  влияние различных  условий на скорость  реакций.

5. Для проведения опытов могут быть использованы железные изделия, уксусная, лимонная, борная кислоты, пероксид водорода, питьевая сода, яичная скорлупа.

Источники

1. Большая российская энциклопедия. URL: https://bigenc.ru/chemistry/text/1831513 

2. Аликберова Л.Ю. Занимательная химия.М.: АСТ- ПРЕСС, 1999 г. 560 с.

3.Апресов С. Зрелищные опыты с перекисью водорода в домашних условиях: увлекательная химия в нескольких фотографиях. Статья в журнале Techinsider URL:https://www.techinsider.ru/diy/14366-izverzhenie-pustoty/ Дата обращения 8.12. 2022 г.

4. Бахтиярова Ю.В., Миннулин Р.Р., Галкин И.В. Основы химического эксперимента и занимательные опыты по химии Учебное пособие. URL: https://kpfu.ru/staff_files/F1535700824/Osnovy.him..eksperimenta..Zanimatelnye.opyty.po.himii.pdf Дата обращения 9 декабря 2022 г.

5. А. Х. Воробьёв Кинетика химическая статья Большая российская энциклопедия URL: https://bigenc.ru/chemistry/text/2064587 Дата обращения 5.12.  2022 г.

6. А. В. Мануйлов, В. И. Родионов Основы химии. Интернет-учебник § 9.4. Скорость химической реакции. URL: http://www.hemi.nsu.ru/ucheb214.htm 

Химия на кухне: наши первые химические опыты Дата обращения 4.11. 2022 г

5. Пурмаль А.П. Химическая кинетика: Учебное пособие.  М.: МФТИ, 2000 г. 80 с. https://mipt.ru/dbmp/upload/a9a/emp_kinet-arphlf42ic2.pdf 

7. Химические реакции. Взаимодействие мела и уксуса, йода и крахмала, фенолфталеина и соды. Статья на сайте Алхимик. URL: http://www.alhimik.ru/teleclass/pract/prac010203.shtml Дата обращения 9.12. 2022 г.

8. Экзамер. Сайт.  Статья: Скорость реакции, ее зависимость от различных факторов. URL: https://examer.ru/ege_po_himii/teoriya/skorost_reakcii_ee_zavisimost    Дата обращения 2.12.2022 г.

Приложения