Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ на примере взаимодействия кислот с металлами
Поместили в одну пробирку гранулу цинка, а в другую − кусочек железа такого же размера и налили в обе пробирки по 1−2 мл соляной кислоты.
Быстрее реакция протекает в пробирке с цинком, так как цинк − более активный металл, чем железо.
$2HCl + Zn = ZnCl_{2} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2Cl^{-} + Zn = Zn^{2+} + 2Cl^{-} + H_{2}↑$
$2H^{+} + Zn = Zn^{2+} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2ē ⟶ H_{2}^{0}$ − окислитель
$Zn^{0} - 2ē ⟶ Zn^{+2}$ − восстановитель
$2HCl + Fe = FeCl_{2} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2Cl^{-} + Fe = Fe^{2+} + 2Cl^{-} + H_{2}↑$
$2H^{+} + Fe = Fe^{2+} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2ē ⟶ H_{2}^{0}$ − окислитель
$Fe^{0} - 2ē ⟶ Fe^{+2}$ − восстановитель
Далее поместили в две другие пробирки по одинаковой грануле цинка и прилили к ним растворы кислот одинаковой концентрации: в 1−ю − соляной кислоты, во 2−ю − уксусной.
Быстрее реакция протекает в пробирке с соляной кислотой, так как соляная кислота − более сильная, чем уксусная.
$2HCl + Zn = ZnCl_{2} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2Cl^{-} + Zn = Zn^{2+} + 2Cl^{-} + H_{2}↑$
$2H^{+} + Zn = Zn^{2+} + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2ē ⟶ H_{2}^{0}$ − окислитель
$Zn^{0} - 2ē ⟶ Zn^{+2}$ − восстановитель
$2CH_{3}COOH + Zn = (CH_{3}COO)_{2}Zn + H_{2}↑$
$2H^{+} + 2ē ⟶ H_{2}^{0}$ − окислитель
$Zn^{0} - 2ē ⟶ Zn^{+2}$ − восстановитель