Страница 70 - гдз по химии 11 класс учебник Рудзитис, Фельдман

1. Почему катализаторы увеличивают скорость химических реакций? Приведите конкретные примеры.

Катализаторы — это вещества, которые увеличивают скорость химической реакции, но сами при этом не расходуются. Их действие основано на фундаментальном принципе химической кинетики: они изменяют механизм реакции, предоставляя альтернативный путь с более низкой энергией активации ($E_a$).

Энергия активации — это минимальное количество энергии, которое необходимо сообщить реагирующим частицам (молекулам, атомам, ионам), чтобы их столкновение привело к химическому превращению. Можно представить это как энергетический барьер, который нужно преодолеть, чтобы попасть из состояния реагентов в состояние продуктов. Катализатор, по сути, "прокладывает" обходной путь с более низким барьером. Поскольку для прохождения этого нового пути требуется меньше энергии, гораздо большее число молекул в системе обладает достаточной энергией для вступления в реакцию в единицу времени, что и приводит к увеличению общей скорости.

Математически связь между скоростью реакции и энергией активации описывается уравнением Аррениуса для константы скорости реакции $k$: $k = A \cdot e^{-E_a/(RT)}$, где $A$ — предэкспоненциальный множитель (отражает частоту столкновений), $R$ — универсальная газовая постоянная, а $T$ — абсолютная температура. Из формулы видно, что снижение энергии активации $E_a$ в показателе степени приводит к экспоненциальному росту константы скорости $k$, а следовательно, и самой скорости реакции.

Важно отметить, что катализатор принимает непосредственное участие в реакции, образуя с реагентами промежуточные, менее стабильные соединения. Однако на заключительных стадиях реакции он высвобождается в своем первоначальном химическом виде и количестве. Таким образом, катализатор не смещает химическое равновесие, а лишь ускоряет его достижение, так как в равной степени ускоряет и прямую, и обратную реакции.

Конкретные примеры:

1. Разложение пероксида водорода
Реакция разложения пероксида водорода ($H_2O_2$) на воду и кислород ($2H_2O_2 \rightarrow 2H_2O + O_2 \uparrow$) в обычных условиях протекает очень медленно. Однако при добавлении катализатора, например, диоксида марганца ($MnO_2$), реакция мгновенно ускоряется, что сопровождается бурным выделением кислорода. $MnO_2$ предоставляет свою поверхность для протекания реакции по новому механизму с пониженной энергией активации.

2. Промышленный синтез аммиака (процесс Габера-Боша)
Синтез аммиака из атмосферного азота и водорода ($N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$) — ключевой процесс в производстве азотных удобрений. Без катализатора эта реакция требует чрезвычайно высоких температур и давлений. Использование катализатора на основе железа ($Fe$) с промоторами ($K_2O, Al_2O_3$) позволяет проводить процесс при более низких температурах (около 400–500 °C) и давлениях, что делает его экономически целесообразным. Катализатор ослабляет прочную тройную связь в молекуле азота, значительно снижая энергию активации.

3. Каталитические нейтрализаторы в автомобилях
В выхлопных газах автомобилей содержатся токсичные соединения: угарный газ ($CO$), оксиды азота ($NO_x$) и несгоревшие углеводороды. Каталитический нейтрализатор содержит нанесенные на керамическую основу драгоценные металлы (платину $Pt$, палладий $Pd$ и родий $Rh$), которые катализируют превращение этих веществ в менее вредные: $CO$ окисляется до $CO_2$, углеводороды — до $CO_2$ и $H_2O$, а $NO_x$ восстанавливаются до $N_2$.

4. Ферментативный катализ в живых организмах
Ферменты — это биологические катализаторы, как правило, белковой природы, которые ускоряют биохимические реакции в клетках в миллионы раз. Например, фермент каталаза, присутствующий в клетках животных и растений, защищает их от токсичного побочного продукта метаболизма — пероксида водорода. Каталаза эффективно катализирует его разложение на воду и кислород: $2H_2O_2 \xrightarrow{\text{каталаза}} 2H_2O + O_2$.

Ответ: Катализаторы увеличивают скорость химических реакций, так как они изменяют механизм реакции, предоставляя альтернативный путь с более низкой энергией активации ($E_a$). Это позволяет большему числу реагирующих частиц преодолевать энергетический барьер в единицу времени, что приводит к росту скорости. Катализатор участвует в промежуточных стадиях реакции, но в конце полностью регенерируется. Примерами каталитических процессов являются разложение $H_2O_2$ в присутствии $MnO_2$, синтез аммиака с использованием железного катализатора, нейтрализация выхлопных газов в автомобилях и действие ферментов (например, каталазы) в живых организмах.

2. Из курсов неорганической и органической химии приведите три-четыре примера каталитических реакций.

Каталитические реакции — это реакции, скорость которых изменяется под действием катализаторов. Катализаторы — это вещества, которые участвуют в химической реакции, изменяя её путь и скорость, но остаются химически неизменными по её завершении. Ниже приведены четыре примера каталитических реакций из неорганической и органической химии.

1. Синтез аммиака в процессе Габера-Боша (неорганическая химия)
Это одна из важнейших промышленных реакций, лежащая в основе производства азотных удобрений. Процесс заключается в прямом синтезе аммиака из газообразных азота и водорода. Реакция является обратимой и экзотермической.
Уравнение реакции: $N_2(г) + 3H_2(г) \rightleftharpoons 2NH_3(г)$
В качестве катализатора используется пористое железо ($Fe$) с активаторами (промоторами), такими как оксиды калия ($K_2O$) и алюминия ($Al_2O_3$). Процесс проводят при высокой температуре (400–500 °C) и высоком давлении (150–350 атм).

Ответ: Промышленный синтез аммиака: $N_2 + 3H_2 \xrightarrow{Fe, p, t} 2NH_3$.

2. Окисление диоксида серы в триоксид серы (неорганическая химия)
Данная реакция является ключевой стадией контактного способа производства серной кислоты. В этой реакции диоксид серы ($SO_2$) окисляется кислородом воздуха до триоксида серы ($SO_3$).
Уравнение реакции: $2SO_2(г) + O_2(г) \rightleftharpoons 2SO_3(г)$
Катализатором служит оксид ванадия(V) ($V_2O_5$), нанесенный на пористый носитель. Реакция является обратимой и экзотермической, поэтому для смещения равновесия вправо и поддержания высокой скорости процесс ведут при оптимальной температуре около 450 °C.

Ответ: Окисление диоксида серы: $2SO_2 + O_2 \xrightarrow{V_2O_5, t} 2SO_3$.

3. Гидрирование алкенов (органическая химия)
Это классическая реакция присоединения водорода к органическим соединениям с кратными (двойными или тройными) связями. Например, гидрирование этилена (этена) приводит к образованию этана.
Уравнение реакции: $CH_2=CH_2 + H_2 \rightarrow CH_3-CH_3$
Реакция протекает в присутствии гетерогенных катализаторов, которыми обычно выступают мелкодисперсные металлы, такие как никель ($Ni$, катализатор Ренея), платина ($Pt$) или палладий ($Pd$). Данный тип реакций широко используется в промышленности, например, для гидрогенизации растительных масел при производстве маргарина.

Ответ: Гидрирование этилена: $C_2H_4 + H_2 \xrightarrow{Ni/Pt/Pd, t} C_2H_6$.

4. Реакция этерификации (органическая химия)
Это реакция образования сложного эфира при взаимодействии карбоновой кислоты со спиртом. Реакция является обратимой и катализируется сильными кислотами.
Пример (получение этилацетата из уксусной кислоты и этанола): $CH_3COOH + C_2H_5OH \rightleftharpoons CH_3COOC_2H_5 + H_2O$
В качестве катализатора обычно используют концентрированную серную кислоту ($H_2SO_4$). Она не только ускоряет реакцию (кислотный катализ), но и является водоотнимающим средством, связывая образующуюся воду и тем самым смещая химическое равновесие в сторону образования сложного эфира.

Ответ: Реакция этерификации (на примере получения этилацетата): $CH_3COOH + C_2H_5OH \xrightarrow{H_2SO_4} CH_3COOC_2H_5 + H_2O$.

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.

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

4. Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от $50~^\circ\text{C}$ до $100~^\circ\text{C}$, если при повышении температуры на $10~^\circ\text{C}$ скорость реакции увеличивается в три раза?

Дано:

Начальная температура $T_1 = 50$ °C
Конечная температура $T_2 = 100$ °C
Температурный коэффициент $\gamma = 3$

Перевод в систему СИ (Кельвины):
$T_1 = 50 + 273.15 = 323.15$ К
$T_2 = 100 + 273.15 = 373.15$ К
(Для данной формулы важна разность температур, которая одинакова в °C и K, поэтому перевод не влияет на результат, но является стандартной практикой).

Найти:

Во сколько раз увеличится скорость реакции, то есть отношение конечной скорости к начальной $\frac{v_2}{v_1}$.

Решение:

Для определения изменения скорости реакции при изменении температуры используется правило Вант-Гоффа, которое выражается следующей формулой:

$v_2 = v_1 \cdot \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}}$

где $v_1$ и $v_2$ — это скорости реакции при начальной ($T_1$) и конечной ($T_2$) температурах соответственно, а $\gamma$ — это температурный коэффициент, который показывает, во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на 10°C.

Чтобы найти, во сколько раз увеличится скорость, нужно найти отношение $\frac{v_2}{v_1}$:

$\frac{v_2}{v_1} = \gamma^{\frac{T_2 - T_1}{10}}$

Вычислим разницу температур:

$\Delta T = T_2 - T_1 = 100 \text{ °C} - 50 \text{ °C} = 50 \text{ °C}$

Теперь подставим известные значения в формулу:

$\frac{v_2}{v_1} = 3^{\frac{50}{10}} = 3^5$

Вычислим полученное значение:

$3^5 = 3 \cdot 3 \cdot 3 \cdot 3 \cdot 3 = 243$

Таким образом, при повышении температуры от 50 до 100 °C скорость реакции увеличится в 243 раза.

Ответ: скорость реакции увеличится в 243 раза.

1. Скорость химической реакции, в которой участвует твёрдое вещество, увеличивается в результате

1) изменения концентраций реагирующих веществ

2) понижения температуры

3) изменения давления

4) увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ

Скорость химической реакции зависит от нескольких факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации (для газов и растворов), температуры, наличия катализатора и площади поверхности соприкосновения (для гетерогенных реакций). В данном вопросе речь идет о реакции с участием твёрдого вещества, что указывает на гетерогенную систему (например, твёрдое-жидкость или твёрдое-газ). В таких системах реакция протекает на границе раздела фаз, то есть на поверхности твёрдого реагента. Проанализируем предложенные варианты.

1) изменения концентраций реагирующих веществ

Концентрация самого твёрдого вещества считается постоянной величиной и не входит в уравнение скорости реакции. Однако скорость реакции будет зависеть от концентрации других реагентов (если они находятся в растворе или в газовой фазе). Увеличение их концентрации приведёт к увеличению скорости реакции, а уменьшение — к снижению. Таким образом, просто "изменение" концентрации не гарантирует увеличения скорости. Кроме того, этот фактор не относится к самому твёрдому веществу.

2) понижения температуры

Согласно правилу Вант-Гоффа и уравнению Аррениуса, скорость большинства химических реакций уменьшается при понижении температуры. Это связано с тем, что уменьшается кинетическая энергия частиц, что приводит к снижению частоты и эффективности их столкновений. Следовательно, понижение температуры замедляет реакцию, а не ускоряет её.

3) изменения давления

Изменение давления оказывает существенное влияние на скорость реакций, в которых участвуют газообразные вещества, так как изменение давления напрямую влияет на их концентрацию. Для реакций, протекающих в конденсированных фазах (твёрдые вещества, жидкости), влияние давления на скорость незначительно. Таким образом, этот фактор является определяющим только для реакций с участием газов.

4) увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ

Для гетерогенных реакций, в которых участвует твёрдое вещество, химическое взаимодействие происходит на его поверхности. Чем больше площадь этой поверхности, тем больше молекул могут одновременно вступать в реакцию. Увеличения площади поверхности достигают измельчением твёрдого вещества (например, используя порошок вместо цельного куска). Это приводит к значительному росту числа активных центров и, как следствие, к увеличению частоты столкновений между реагентами, что и увеличивает скорость реакции. Этот фактор является одним из ключевых для управления скоростью реакций с участием твёрдых веществ.

Таким образом, единственным фактором из перечисленных, который однозначно приводит к увеличению скорости реакции с участием твёрдого вещества, является увеличение площади его поверхности.

Ответ: 4) увеличения площади соприкосновения реагирующих веществ.

2. С наименьшей скоростью реакция будет протекать

1) между $CuO$ и 5 %-ным раствором $H_2SO_4$

2) между $CuO$ и 10 %-ным раствором $H_2SO_4$

3) между $CuO$ и 25 %-ным раствором $H_2SO_4$

Решение

Скорость химической реакции зависит от различных факторов, одним из ключевых среди которых является концентрация реагирующих веществ. В представленной задаче рассматривается гетерогенная реакция (реакция между веществами в разных агрегатных состояниях) между твердым оксидом меди(II) ($CuO$) и водным раствором серной кислоты ($H_2SO_4$).

Уравнение данной химической реакции выглядит следующим образом:

$CuO_{(тв)} + H_2SO_4_{(р-р)} \rightarrow CuSO_4_{(р-р)} + H_2O_{(ж)}$

Согласно основному принципу химической кинетики (закону действующих масс), при прочих равных условиях (температура, площадь поверхности твердого реагента) скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагентов. В данном случае, скорость реакции зависит от концентрации серной кислоты.

Это означает, что чем выше концентрация раствора $H_2SO_4$, тем больше частиц кислоты находится в единице объема раствора. Это приводит к увеличению частоты столкновений между ионами водорода ($H^+$) и частицами оксида меди ($CuO$) на его поверхности, что, в свою очередь, увеличивает скорость реакции. И наоборот, чем ниже концентрация кислоты, тем реже происходят эффективные столкновения, и тем медленнее протекает реакция.

Вопрос требует определить, при каких условиях реакция будет протекать с наименьшей скоростью. Для этого нам необходимо сравнить концентрации серной кислоты в трех предложенных вариантах:

1) 5 %-ный раствор $H_2SO_4$
2) 10 %-ный раствор $H_2SO_4$
3) 25 %-ный раствор $H_2SO_4$

Сравнивая значения, очевидно, что наименьшая концентрация кислоты — 5 %. Следовательно, именно в этом случае реакция будет самой медленной.

Ответ: с наименьшей скоростью реакция будет протекать между CuO и 5 %-ным раствором H₂SO₄.

Используя Интернет, ознакомьтесь с биографией Герхардта Эртля.

Герхард Эртль (нем. Gerhard Ertl, родился 10 октября 1936 года в Штутгарте, Германия) — выдающийся немецкий физик и химик, внёсший фундаментальный вклад в развитие химии поверхностей.

Эртль получил образование в университетах Штутгарта, Парижа и Мюнхена. В 1965 году он защитил докторскую диссертацию в Мюнхенском техническом университете. Его академическая карьера включала профессорские должности в Ганновере и Мюнхене, а с 1986 по 2004 год он занимал пост директора Института Фрица Габера Общества Макса Планка в Берлине.

Основным направлением научных исследований Герхардта Эртля стало изучение химических реакций, протекающих на поверхности твёрдых тел (гетерогенный катализ). Он был пионером в применении современных физических методов, таких как фотоэлектронная спектроскопия и сканирующая туннельная микроскопия, для наблюдения за поведением отдельных атомов и молекул в ходе реакции. Это позволило ему составить детальные «молекулярные» сценарии для многих важнейших промышленных процессов.

Самым известным примером его работы является исчерпывающее исследование механизма процесса Габера-Боша — синтеза аммиака из азота и водорода на железном катализаторе. Эртль и его группа смогли пошагово описать всю последовательность элементарных стадий: адсорбцию молекул на поверхности железа, их диссоциацию на атомы, миграцию атомов по поверхности, их реакцию с образованием промежуточных соединений и, наконец, десорбцию конечного продукта — молекулы аммиака ($NH_3$).

За свои революционные исследования 10 октября 2007 года, в свой 71-й день рождения, Герхардт Эртль был удостоен Нобелевской премии по химии с формулировкой «за исследования химических процессов на твёрдых поверхностях». Его открытия имеют огромное практическое значение, поскольку они лежат в основе понимания работы автомобильных катализаторов, топливных элементов, процессов коррозии и многих других технологий.

Ответ: Герхардт Эртль — немецкий учёный-физикохимик, лауреат Нобелевской премии по химии 2007 года за фундаментальные исследования химических процессов на поверхностях твёрдых тел. Его работы позволили на атомарном уровне понять механизм гетерогенного катализа, в частности, процесса синтеза аммиака, и легли в основу многих современных технологий.