Химия · Химические реакции · 8 класс

Скорость реакции и катализатор

Почему порошок мела «кипит» в кислоте быстрее куска, а еда в холодильнике портится медленно?

Ситуация

В кабинете химии учитель нарисовал на бумаге под тремя стаканами большой крест X: после добавления кислоты раствор мутнеет и X перестаёт быть видно — но в каждом стакане за разное время. Так же и дома: мясо долго хранится в холодильнике, молоко на жаре быстро скисает, перекись водорода на ране пенится, порошок мела в кислоте «вскипает» быстрее, чем кусок. От чего зависит скорость реакции и как её измерить, увеличить или замедлить?

Тема

Скорость химической реакции и катализаторы. Мел и соляная кислота: порошок «кипит» быстрее, чем кусочек; в горячем чае сахар растворяется быстро; каталаза вспенивает перекись водорода на ране

Ключевые понятия

Факторы скорости
Правило Вант-Гоффа
Катализатор

Формулы

v = \pm \frac{Δ c}{Δ t}

Скорость реакции — изменение концентрации за единицу времени, моль/(л·с).

v = k {[A]}^{a} {[B]}^{b}

Закон действующих масс (Гульдберг и Вааге): $k$ — константа скорости; показатели степеней находят из опыта.

\frac{v_{2}}{v_{1}} = γ^{(t_{2} - t_{1}) / 10}

Правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 °C скорость возрастает в γ = 2–4 раза.

k = A e^{- E_{a} / R T}

Уравнение Аррениуса: чем меньше энергия активации $E_{a}$ или чем выше температура, тем больше $k$ .

2 H_{2} O_{2} \overset{\overset{}{MnO_{2}}}{\to} 2 H_{2} O + O_{2} ↑

Каталитическое разложение: MnO₂ ускоряет реакцию, сам при этом не изменяется.

Теория

Скорость реакции и столкновения

Скорость реакции — изменение концентрации прореагировавшего или образовавшегося вещества за единицу времени: $v = \pm Δ c / Δ t$ , единица — моль/(л·с). Например, если за 10 с концентрация вещества A уменьшилась с 0,6 до 0,4 моль/л, то v = 0,2 : 10 = 0,02 моль/(л·с). Если реакция идёт в одной фазе (раствор, смесь газов) — она гомогенная, если на границе фаз (твёрдый мел и кислота) — гетерогенная. Теория столкновений: чтобы частицы прореагировали, они должны столкнуться, причём столкновение должно быть достаточно энергичным (энергия больше энергии активации $E_{a}$ ) и правильно ориентированным. Концентрация, температура, площадь поверхности и катализатор — всё это меняет число эффективных столкновений (видно в окне «Молекулы»).

Концентрация и давление: закон действующих масс

Гульдберг и Вааге (1864–1867): при постоянной температуре скорость пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ: $v = k {[A]}^{a} {[B]}^{b}$ , $k$ — константа скорости. В некоторых реакциях показатели степеней оказываются равными коэффициентам (определено из опыта): для $H_{2} + I_{2} \overset{}{\to} 2 HI$ $v = k [H_{2}] [I_{2}]$ , для $2 NO + O_{2} \overset{}{\to} 2 NO_{2}$ $v = k {[NO]}^{2} [O_{2}]$ ; в сложных реакциях их находят из опыта. Концентрация твёрдого вещества в выражение не входит — важна его поверхность. В газах при повышении давления (уменьшении объёма) концентрации растут: если объём уменьшить в 2 раза, реакция NO с O₂ ускорится в 2²·2 = 8 раз. В нашем опыте в реакции $Na_{2} S_{2} O_{3} + H_{2} SO_{4} \overset{}{\to} Na_{2} SO_{4} + S ↓ + SO_{2} ↑ + H_{2} O$ кислота в избытке: время исчезновения X обратно пропорционально концентрации тиосульфата, значит, скорость пропорциональна $c (Na_{2} S_{2} O_{3})$ .

Температура: правило Вант-Гоффа

При повышении температуры на каждые 10 °C скорость большинства реакций возрастает в 2–4 раза: $v_{2} / v_{1} = γ^{(t_{2} - t_{1}) / 10}$ , $γ$ — температурный коэффициент (Вант-Гофф, 1884). Причина не только в том, что молекулы движутся быстрее: резко увеличивается доля молекул с энергией больше $E_{a}$ . Более точный закон — уравнение Аррениуса $k = A e^{- E_{a} / R T}$ . Поэтому в холодильнике (+4 °C) еда портится в несколько раз медленнее, чем при комнатной температуре, а на жаре молоко быстро скисает. Задача: при γ = 3 и повышении температуры с 20 °C до 50 °C $v_{2} / v_{1} = 3^{3} = 27$ раз.

Площадь поверхности

Гетерогенная реакция идёт только на границе фаз, поэтому при измельчении вещества она ускоряется. Если 1 г мела — один шарик (r ≈ 4,4 мм), его поверхность ≈ 2,5 см²; если разделить его на 8 кусочков — поверхность в 2 раза больше; у порошка с радиусом зёрен 0,2 мм она ≈ 55 см², то есть в 22 раз больше. $CaCO_{3} + 2 HCl \overset{}{\to} CaCl_{2} + CO_{2} ↑ + H_{2} O$ : по мере выхода CO₂ колба становится легче, из 1,00 г CaCO₃ выделяется 0,44 г CO₂. Поэтому мелкая щепка горит быстрее толстого полена, а мучная, сахарная и угольная пыль в воздухе может взрываться — на мельницах и в шахтах скопление пыли не допускается.

Катализатор и ингибитор

Катализатор ускоряет реакцию, а сам по окончании реакции остаётся неизменным: он направляет реакцию по другому пути с меньшей энергией активации. При разложении H₂O₂ $E_{a}$ ≈ 75 кДж/моль, с MnO₂ ≈ 58 кДж/моль, с каталазой печени ≈ 23 кДж/моль (в других измерениях 8–14 кДж/моль). Катализатор не меняет ни тепловой эффект, ни равновесие. При гомогенном катализе катализатор находится в одной фазе с реагентами, при гетерогенном — на твёрдой поверхности: MnO₂, в промышленности железо (синтез аммиака), V₂O₅ (серная кислота), сетка Pt–Rh (азотная кислота), автомобильный нейтрализатор. Ферменты — биологические катализаторы: каталаза в клетке разлагает ядовитый H₂O₂; при кипячении структура белка разрушается, и фермент перестаёт работать. Ингибитор замедляет реакцию: в аптечную перекись водорода добавляют стабилизатор, в металлы — ингибиторы коррозии, в жиры — антиоксиданты.

Лаборатория, безопасность и модель

Опыт по факторам скорости (8 класс, § 33; 11 класс, § 23): 1) в три стакана наливают раствор Na₂S₂O₃ разных объёмов и воду (всего 30 мл) и ставят на бумагу с крестом X; измеряют время от добавления 10 мл H₂SO₄ до исчезновения X, $v \approx Δ c (S) / t$ ; 2) тот же опыт в водяных банях с разной температурой; 3) кусок и порошок мела в кислоте (на весах); 4) H₂O₂ с MnO₂ и с картофелем. Безопасность: защитные очки; кислоты обжигают кожу; в реакции тиосульфата выделяется SO₂ с резким запахом — проветривайте комнату или работайте в вытяжном шкафу; в школе используют только 3 %-ный H₂O₂. Модель: принято, что скорость реакции тиосульфата пропорциональна $c (Na_{2} S_{2} O_{3})$ и $E_{a}$ = 50 кДж/моль (γ ≈ 2,0) — настоящий механизм сложнее; X перестаёт быть видно, когда сера достигает 1 ммоль/л; куски мела считаются шарообразными (ρ = 2,71 г/см³), CO₂ улетучивается сразу; разложение H₂O₂ — первого порядка, константы скорости схематические, фермент разрушается выше 50 °C (схема); окно «Молекулы» схематично — размеры и скорости не в масштабе.

Знаете ли вы?

Голландский химик Якоб Вант-Гофф изложил влияние температуры на скорость реакции в 1884 году в книге «Очерки по химической динамике». В 1901 году он получил первую Нобелевскую премию по химии.
Каталаза — один из самых быстрых ферментов: одна её молекула за секунду разлагает миллионы молекул H₂O₂ на воду и кислород. Она есть почти во всех организмах, живущих в кислородной среде.

Что внутри эксперимента

Эксперимент начинается с жизненной ситуации: вы предсказываете результат, меняете параметры, проводите опыт и делаете вывод. Внутри — задания, теория, тест и экскурсия: камера сама движется и объясняет главное.

Другие эксперименты раздела

Уравнения реакций — 7 класс
Горение, пламя и оксиды — 7 класс
Обратимая реакция и равновесие — 8 класс
Химическая промышленность и заводы — 9 класс