Номер 3, страница 70 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

Подумайте, ответьте, выполните.... Параграф 14. Катализ. Глава III. Химические реакции - номер 3, страница 70.

Условие.

3. В таблице 1 указаны факторы, влияющие на скорость химических реакций, и даны примеры. Приведите для каждого фактора ещё один-два примера и составьте уравнения соответствующих реакций.

Решение.

Решение 2.

Поскольку таблица 1 не предоставлена, в решении будут рассмотрены основные факторы, влияющие на скорость химических реакций: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура, площадь поверхности соприкосновения и наличие катализатора. Для каждого фактора приведены примеры с соответствующими уравнениями реакций.

Решение

1. Природа реагирующих веществ
Скорость реакции зависит от химической активности веществ, вступающих в реакцию. Более активные вещества реагируют быстрее.

Пример 1: Взаимодействие щелочных металлов с водой. Активность щелочных металлов возрастает сверху вниз по группе. Натрий реагирует с водой бурно, а калий — еще активнее, с воспламенением выделяющегося водорода.

Уравнение реакции для натрия: $2\text{Na} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH} + \text{H}_2 \uparrow$

Уравнение реакции для калия: $2\text{K} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{KOH} + \text{H}_2 \uparrow$

Пример 2: Взаимодействие металлов разной активности с кислотой. Цинк, стоящий в ряду активности металлов до водорода, реагирует с соляной кислотой, а медь, стоящая после водорода, — нет.

Уравнение реакции для цинка: $\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \uparrow$

Уравнение реакции для меди: $\text{Cu} + \text{HCl} \rightarrow \text{реакция не идет}$

Ответ: Примеры, иллюстрирующие влияние природы реагентов: взаимодействие натрия и калия с водой ($2\text{Na} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{NaOH} + \text{H}_2 \uparrow$ и $2\text{K} + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{KOH} + \text{H}_2 \uparrow$); взаимодействие цинка и меди с соляной кислотой ($\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \uparrow$ и $\text{Cu} + \text{HCl} \rightarrow \text{реакция не идет}$).

2. Концентрация реагирующих веществ
Согласно закону действующих масс, скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Чем выше концентрация, тем чаще сталкиваются частицы и тем выше скорость реакции.

Пример: Взаимодействие цинка с соляной кислотой разной концентрации. В концентрированной кислоте реакция идет значительно быстрее (бурное выделение водорода), чем в разбавленной.

Уравнение реакции: $\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \uparrow$

Скорость реакции $v$ зависит от концентрации кислоты: $v = k[\text{HCl}]^2$.

Ответ: Пример, иллюстрирующий влияние концентрации: взаимодействие цинка с соляной кислотой. При увеличении концентрации $\text{HCl}$ скорость реакции $\text{Zn} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{ZnCl}_2 + \text{H}_2 \uparrow$ возрастает.

3. Температура
Повышение температуры увеличивает кинетическую энергию молекул, что приводит к увеличению частоты и силы их столкновений. Согласно правилу Вант-Гоффа, при повышении температуры на каждые 10°C скорость большинства реакций увеличивается в 2–4 раза.

Пример: Взаимодействие раствора тиосульфата натрия с серной кислотой. При смешивании растворов образуется осадок серы, и раствор мутнеет. Если провести этот опыт при разных температурах (например, комнатной и 40-50°C), будет заметно, что при нагревании помутнение происходит значительно быстрее.

Уравнение реакции: $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{SO}_2 \uparrow + \text{S} \downarrow + \text{H}_2\text{O}$

Ответ: Пример, иллюстрирующий влияние температуры: реакция между тиосульфатом натрия и серной кислотой. При повышении температуры скорость образования осадка серы по уравнению $\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Na}_2\text{SO}_4 + \text{SO}_2 \uparrow + \text{S} \downarrow + \text{H}_2\text{O}$ увеличивается.

4. Площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ
Этот фактор важен для гетерогенных реакций (когда реагенты находятся в разных фазах). Увеличение площади поверхности твердого реагента (путем измельчения) увеличивает скорость реакции, так как большее число частиц становится доступным для взаимодействия.

Пример: Взаимодействие карбоната кальция (мрамора) с соляной кислотой. Кусок мрамора реагирует с кислотой медленно, в то время как мраморный порошок вступает в реакцию очень бурно с обильным выделением углекислого газа.

Уравнение реакции: $\text{CaCO}_3(\text{тв}) + 2\text{HCl}(\text{р-р}) \rightarrow \text{CaCl}_2(\text{р-р}) + \text{H}_2\text{O}(\text{ж}) + \text{CO}_2(\text{г}) \uparrow$

Ответ: Пример, иллюстрирующий влияние площади поверхности: взаимодействие карбоната кальция с кислотой. Измельченный $\text{CaCO}_3$ (порошок) реагирует с $\text{HCl}$ значительно быстрее, чем кусок мрамора той же массы. Уравнение реакции: $\text{CaCO}_3 + 2\text{HCl} \rightarrow \text{CaCl}_2 + \text{H}_2\text{O} + \text{CO}_2 \uparrow$.

5. Наличие катализатора
Катализатор — это вещество, которое увеличивает скорость реакции, но само при этом не расходуется. Катализатор изменяет механизм реакции, предоставляя альтернативный путь с более низкой энергией активации.

Пример 1: Разложение пероксида водорода. В обычных условиях $\text{H}_2\text{O}_2$ разлагается очень медленно. Добавление катализатора, например, оксида марганца(IV) $\text{MnO}_2$, вызывает бурное разложение с выделением кислорода.

Уравнение реакции: $2\text{H}_2\text{O}_2 \xrightarrow{\text{MnO}_2} 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 \uparrow$

Пример 2: Синтез аммиака (процесс Габера). Реакция между азотом и водородом протекает с приемлемой скоростью только при высоких температурах, высоком давлении и в присутствии катализатора (пористое железо).

Уравнение реакции: $\text{N}_2(\text{г}) + 3\text{H}_2(\text{г}) \xrightarrow{Fe, t^\circ, p} 2\text{NH}_3(\text{г})$

Ответ: Примеры, иллюстрирующие влияние катализатора: разложение пероксида водорода в присутствии $\text{MnO}_2$ ($2\text{H}_2\text{O}_2 \xrightarrow{\text{MnO}_2} 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 \uparrow$) и синтез аммиака с использованием железа в качестве катализатора ($\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \xrightarrow{Fe, t^\circ, p} 2\text{NH}_3$).