Номер 3, страница 15 - гдз по химии 9 класс учебник Рудзитис, Фельдман

Глава 1. Классификация химических реакций. Параграф 3. Скорость химических реакций. Подумай, ответь, выполни... - номер 3, страница 15.

Условие.

3. В таблице 1 указаны условия, влияющие на скорость химических реакций, и даны примеры. Назовите для каждого условия один-два дополнительных примера, составьте уравнения реакций и дайте обоснование их осуществления.

Решение.

Решение 2.

Решение

Поскольку таблица 1 не предоставлена, рассмотрим стандартные факторы, влияющие на скорость химической реакции.

1. Природа реагирующих веществ

Скорость реакции зависит от химической активности веществ, их строения и прочности химических связей. Более активные вещества реагируют быстрее.

Пример 1: Взаимодействие активных металлов с водой. Натрий, как более активный металл, реагирует с холодной водой очень бурно, со взрывом. Магний, менее активный металл, реагирует с холодной водой крайне медленно, но вступает в реакцию с кипящей водой или водяным паром.

Уравнение реакции для натрия: $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2 \uparrow$

Уравнение реакции для магния: $Mg + 2H_2O \xrightarrow{t^\circ} Mg(OH)_2 + H_2 \uparrow$

Обоснование: Натрий является щелочным металлом (IА группа) и обладает более низкой энергией ионизации по сравнению с магнием, металлом IIА группы. Поэтому натрий легче отдает свой валентный электрон, что обуславливает его более высокую химическую активность и, как следствие, большую скорость реакции.

Пример 2: Взаимодействие галогенов с водородом. Активность галогенов уменьшается сверху вниз по группе.

Реакция водорода с фтором протекает со взрывом даже в темноте и при низких температурах: $H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$

Реакция водорода с йодом протекает только при нагревании и является обратимой: $H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$

Обоснование: Фтор — самый электроотрицательный и химически активный галоген. Высокая реакционная способность обусловлена низкой энергией связи в молекуле $F_2$ и очень высокой энергией связи в молекуле $HF$. Йод значительно менее активен.

Ответ: Примерами влияния природы реагентов являются реакции металлов разной активности с водой (бурная реакция натрия, $2Na + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_2 \uparrow$, и медленная реакция магния) и реакции галогенов разной активности с водородом (взрывная реакция фтора, $H_2 + F_2 \rightarrow 2HF$, и медленная обратимая реакция йода).

2. Концентрация

Согласно закону действующих масс, скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Увеличение концентрации приводит к увеличению числа столкновений частиц в единицу времени, что ускоряет реакцию.

Пример 1: Взаимодействие цинка с соляной кислотой разной концентрации.

Уравнение реакции: $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$

Обоснование: При использовании более концентрированной соляной кислоты в единице объема раствора содержится больше ионов гидроксония $H_3O^+$. Это приводит к увеличению частоты столкновений ионов с поверхностью цинка, и, следовательно, скорость выделения водорода возрастает.

Пример 2: Синтез аммиака (процесс Габера-Боша).

Уравнение реакции: $N_2(г) + 3H_2(г) \rightleftharpoons 2NH_3(г)$

Обоснование: Для газов увеличение давления равносильно увеличению концентрации. Повышение давления в системе заставляет молекулы азота и водорода находиться ближе друг к другу, что увеличивает частоту их столкновений и скорость прямой реакции образования аммиака.

Ответ: Примерами влияния концентрации являются ускорение реакции цинка с соляной кислотой ($Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$) при увеличении ее концентрации и увеличение скорости синтеза аммиака ($N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$) при повышении давления газов.

3. Температура

Повышение температуры увеличивает скорость большинства химических реакций. Это связано с тем, что растет кинетическая энергия молекул, что приводит к более частым и более сильным столкновениям. Важнее всего то, что резко возрастает доля молекул, обладающих энергией, достаточной для преодоления активационного барьера (энергии активации).

Пример 1: Разложение пероксида водорода.

Уравнение реакции: $2H_2O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O + O_2 \uparrow$

Обоснование: При комнатной температуре пероксид водорода разлагается очень медленно. Нагревание значительно ускоряет этот процесс, так как сообщает молекулам $H_2O_2$ дополнительную энергию, необходимую для разрыва связи $O-O$ и начала реакции.

Пример 2: Взаимодействие перманганата калия с щавелевой кислотой.

Уравнение реакции: $2KMnO_4 + 5H_2C_2O_4 + 3H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + 2MnSO_4 + 10CO_2 \uparrow + 8H_2O$

Обоснование: При комнатной температуре эта реакция протекает очень медленно (обесцвечивание раствора происходит за несколько минут). Небольшое нагревание (до 40-60°C) резко увеличивает скорость реакции, и фиолетовая окраска исчезает практически мгновенно. Это происходит из-за увеличения числа частиц, энергия которых достаточна для преодоления высокого энергетического барьера реакции.

Ответ: Примерами влияния температуры являются ускорение разложения пероксида водорода при нагревании ($2H_2O_2 \xrightarrow{t^\circ} 2H_2O + O_2 \uparrow$) и значительное увеличение скорости реакции между перманганатом калия и щавелевой кислотой при повышении температуры.

4. Площадь поверхности соприкосновения реагентов

Для гетерогенных реакций (в которых реагенты находятся в разных фазах) скорость зависит от площади поверхности, на которой происходит контакт реагентов. Увеличение этой площади путем измельчения твердого реагента ведет к увеличению скорости реакции.

Пример 1: Взаимодействие карбоната кальция с кислотой.

Уравнение реакции: $CaCO_3(тв) + 2HCl(р-р) \rightarrow CaCl_2(р-р) + H_2O(ж) + CO_2(г) \uparrow$

Обоснование: Мрамор в виде порошка реагирует с соляной кислотой гораздо быстрее, чем в виде кусков. Измельчение увеличивает общую площадь поверхности твердого $CaCO_3$, доступную для контакта с ионами кислоты, что приводит к увеличению числа эффективных столкновений в единицу времени.

Пример 2: Горение веществ.

Уравнение реакции (горение угля): $C + O_2 \rightarrow CO_2$

Обоснование: Угольная пыль, распыленная в воздухе, может сгореть со взрывом, в то время как крупный кусок угля горит медленно. Это связано с огромной суммарной площадью поверхности частиц пыли, которая обеспечивает быстрый контакт с кислородом воздуха и очень высокую скорость реакции горения.

Ответ: Примерами влияния площади поверхности являются более быстрая реакция порошка карбоната кальция с кислотой ($CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2$) по сравнению с кусками, и взрывное горение угольной пыли ($C + O_2 \rightarrow CO_2$) в отличие от медленного горения кускового угля.

5. Наличие катализатора

Катализаторы — это вещества, которые увеличивают скорость реакции, участвуя в ней, но оставаясь неизменными по ее завершении. Они обеспечивают альтернативный путь реакции с более низкой энергией активации.

Пример 1: Каталитическое окисление аммиака.

Уравнение реакции: $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt/Rh, t^\circ} 4NO + 6H_2O$

Обоснование: В производстве азотной кислоты окисление аммиака проводят на платино-родиевом катализаторе. Катализатор позволяет провести реакцию с высокой скоростью и селективностью именно до оксида азота(II), а не до нежелательных продуктов, таких как $N_2$. Он снижает энергию активации, адсорбируя молекулы реагентов на своей поверхности и ослабляя связи в них.

Пример 2: Гидрирование растительных масел.

Уравнение реакции (упрощенно): $R-CH=CH-R' + H_2 \xrightarrow{Ni, t^\circ, p} R-CH_2-CH_2-R'$

Обоснование: Процесс превращения жидких растительных масел (содержащих ненасыщенные жирные кислоты) в твердые жиры (маргарин) основан на реакции гидрирования. Эта реакция протекает с приемлемой скоростью только в присутствии катализаторов, таких как никель (катализатор Ренея), платина или палладий. Катализатор активирует молекулы водорода и двойные связи в молекулах жирных кислот, тем самым снижая активационный барьер реакции.

Ответ: Примерами действия катализаторов являются использование платино-родиевой сетки для ускорения окисления аммиака в производстве азотной кислоты ($4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{Pt/Rh} 4NO + 6H_2O$) и применение никелевых катализаторов для гидрирования растительных масел при производстве маргарина.