Pomerne často musia školáci a študenti skladať tzv. rovnice iónovej reakcie. Tejto téme je venovaný najmä problém 31 navrhnutý na Jednotnej štátnej skúške z chémie. V tomto článku budeme podrobne diskutovať o algoritme na písanie krátkych a úplných iónových rovníc, analyzujeme veľa príkladov rôznych úrovní zložitosti.
Prečo sú potrebné iónové rovnice
Pripomínam, že pri rozpustení mnohých látok vo vode (a nielen vo vode!) nastáva proces disociácie – látky sa rozpadajú na ióny. Napríklad molekuly HCl vo vodnom prostredí disociujú na vodíkové katióny (H +, presnejšie H 3 O +) a chlórové anióny (Cl -). Bromid sodný (NaBr) je vo vodnom roztoku nie vo forme molekúl, ale vo forme hydratovaných iónov Na + a Br - (mimochodom, ióny sú prítomné aj v pevnom bromide sodnom).
Pri písaní „obyčajných“ (molekulových) rovníc neberieme do úvahy, že do reakcie nevstupujú molekuly, ale ióny. Tu je napríklad rovnica pre reakciu medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:
HCl + NaOH = NaCl + H20. (1)
Samozrejme, tento diagram nepopisuje proces celkom správne. Ako sme už povedali, vo vodnom roztoku prakticky nie sú žiadne molekuly HCl, ale existujú ióny H + a Cl -. To isté platí pre NaOH. Bolo by lepšie napísať nasledovné:
H+ + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H20. (2)
Tak to je úplná iónová rovnica. Namiesto „virtuálnych“ molekúl vidíme častice, ktoré sú skutočne prítomné v roztoku (katióny a anióny). Nebudeme sa zaoberať otázkou, prečo sme H 2 O napísali v molekulárnej forme. Toto bude vysvetlené trochu neskôr. Ako vidíte, nie je nič zložité: molekuly sme nahradili iónmi, ktoré vznikajú pri ich disociácii.
Avšak ani úplná iónová rovnica nie je dokonalá. Skutočne, pozrite sa bližšie: v ľavej aj pravej časti rovnice (2) sú identické častice - katióny Na + a anióny Cl -. Tieto ióny sa počas reakcie nemenia. Prečo sú potom vôbec potrebné? Odstránime ich a získajme krátka iónová rovnica:
H+ + OH- = H20. (3)
Ako vidíte, všetko závisí od interakcie iónov H + a OH - s tvorbou vody (neutralizačná reakcia).
Všetky úplné a krátke iónové rovnice sú zapísané. Ak by sme na skúške z chémie riešili úlohu 31, dostali by sme za ňu maximum - 2 body.
Takže ešte raz k terminológii:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulová rovnica ("obvyklá" rovnica, schematicky odrážajúca podstatu reakcie);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - úplná iónová rovnica (sú viditeľné skutočné častice v roztoku);
- H + + OH - = H 2 O - krátka iónová rovnica (odstránili sme všetky "odpadky" - častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú).
Algoritmus na písanie iónových rovníc
- Zostavíme molekulovú rovnicu reakcie.
- Všetky častice, ktoré disociujú v roztoku do značnej miery, sú písané ako ióny; látky, ktoré nie sú náchylné na disociáciu, necháme „vo forme molekúl“.
- Z dvoch častí rovnice odstránime tzv. pozorovateľské ióny, teda častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú.
- Skontrolujeme koeficienty a dostaneme konečnú odpoveď - krátku iónovú rovnicu.
Príklad 1. Napíšte úplnú a krátku iónovú rovnicu opisujúcu interakciu vodných roztokov chloridu bárnatého a síranu sodného.
Riešenie. Budeme konať v súlade s navrhnutým algoritmom. Najprv zostavme molekulovú rovnicu. Chlorid bárnatý a síran sodný sú dve soli. Pozrime sa na časť referenčnej knihy "Vlastnosti anorganických zlúčenín". Vidíme, že soli môžu navzájom interagovať, ak sa počas reakcie vytvorí zrazenina. Skontrolujme to:
Cvičenie 2. Doplňte rovnice pre nasledujúce reakcie:
- KOH + H2S04 \u003d
- H3P04 + Na20 \u003d
- Ba(OH)2 + C02=
- NaOH + CuBr2=
- K2S + Hg (NO 3) 2 \u003d
- Zn + FeCl2=
Cvičenie 3. Napíšte molekulové rovnice pre reakcie (vo vodnom roztoku) medzi: a) uhličitanom sodným a kyselinou dusičnou, b) chloridom nikelnatým a hydroxidom sodným, c) kyselinou ortofosforečnou a hydroxidom vápenatým, d) dusičnanom strieborným a chloridom draselným, e. ) oxid fosforečný (V) a hydroxid draselný.
Úprimne dúfam, že ste bez problémov splnili tieto tri úlohy. Ak tomu tak nie je, je potrebné vrátiť sa k téme "Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín".
Ako zmeniť molekulárnu rovnicu na úplnú iónovú rovnicu
Začína to najzaujímavejšie. Musíme pochopiť, ktoré látky by sa mali písať ako ióny a ktoré by sa mali ponechať v „molekulárnej forme“. Musíte si zapamätať nasledovné.
Vo forme iónov napíšte:
- rozpustné soli (zdôrazňujem, že iba soli sú vysoko rozpustné vo vode);
- alkálie (pripomínam, že vo vode rozpustné zásady sa nazývajú alkálie, ale nie NH 4 OH);
- silné kyseliny (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Ako vidíte, tento zoznam je ľahko zapamätateľný: obsahuje silné kyseliny a zásady a všetky rozpustné soli. Mimochodom, obzvlášť ostražitým mladým chemikom, ktorí môžu byť pobúrení skutočnosťou, že v tomto zozname nie sú zahrnuté silné elektrolyty (nerozpustné soli), môžem povedať nasledovné: NEZAHRNUTIE nerozpustných solí do tohto zoznamu vôbec neodmieta skutočnosť, že sú to silné elektrolyty.
Všetky ostatné látky musia byť prítomné v iónových rovniciach vo forme molekúl. Pre náročných čitateľov, ktorým nestačí vágny pojem „všetky ostatné látky“ a ktorí po vzore hrdinu slávneho filmu požadujú „oznámiť celý zoznam“, uvádzam nasledujúcu informáciu.
Vo forme molekúl napíšte:
- všetky nerozpustné soli;
- všetky slabé zásady (vrátane nerozpustných hydroxidov, NH 4 OH a podobných látok);
- všetky slabé kyseliny (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, takmer všetky organické kyseliny ...);
- vo všeobecnosti všetky slabé elektrolyty (vrátane vody!!!);
- oxidy (všetky druhy);
- všetky plynné zlúčeniny (najmä H2, CO2, SO2, H2S, CO);
- jednoduché látky (kovy a nekovy);
- takmer všetky organické zlúčeniny (s výnimkou vo vode rozpustných solí organických kyselín).
Fíha, myslím, že som na nič nezabudol! Aj keď je podľa mňa jednoduchšie zapamätať si zoznam č. 1. Z toho zásadne dôležitého v zozname č. 2 si ešte raz všimnem vodu.
Poďme trénovať!
Príklad 2. Vytvorte úplnú iónovú rovnicu opisujúcu interakciu hydroxidu meďnatého (II) a kyseliny chlorovodíkovej.
Riešenie. Začnime, samozrejme, molekulárnou rovnicou. Hydroxid meďný (II) je nerozpustná zásada. Všetky nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami za vzniku soli a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20.
A teraz zistíme, ktoré látky písať vo forme iónov a ktoré - vo forme molekúl. Vyššie uvedené zoznamy nám pomôžu. Hydroxid meďný (II) je nerozpustná zásada (pozri tabuľku rozpustnosti), slabý elektrolyt. Nerozpustné zásady sú napísané v molekulárnej forme. HCl je silná kyselina, v roztoku takmer úplne disociuje na ióny. CuCl2 je rozpustná soľ. Píšeme v iónovej forme. Voda – len vo forme molekúl! Dostaneme úplnú iónovú rovnicu:
Cu (OH)2 + 2H+ + 2Cl - \u003d Cu2+ + 2Cl - + 2H20.
Príklad 3. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre reakciu oxidu uhličitého s vodným roztokom NaOH.
Riešenie. Oxid uhličitý je typický kyslý oxid, NaOH je zásada. Pri interakcii kyslých oxidov s vodnými roztokmi zásad sa tvorí soľ a voda. Zostavíme rovnicu molekulárnej reakcie (mimochodom, nezabudnite na koeficienty):
CO2 + 2NaOH \u003d Na2C03 + H20.
CO 2 - oxid, plynná zlúčenina; zachovať molekulárny tvar. NaOH - silná zásada (alkálie); napísané vo forme iónov. Na2C03 - rozpustná soľ; písať vo forme iónov. Voda je slabý elektrolyt, prakticky sa nedisociuje; nechať v molekulárnej forme. Získame nasledovné:
CO2 + 2Na + + 2OH - \u003d Na2+ + CO32- + H20.
Príklad 4. Sulfid sodný vo vodnom roztoku reaguje s chloridom zinočnatým za vzniku zrazeniny. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre túto reakciu.
Riešenie. Sulfid sodný a chlorid zinočnatý sú soli. Keď tieto soli interagujú, sulfid zinočnatý sa vyzráža:
Na2S + ZnCl2 \u003d ZnS ↓ + 2NaCl.
Okamžite zapíšem celú iónovú rovnicu a analyzujete ju sami:
2Na + + S2- + Zn2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl -.
Ponúkam vám niekoľko úloh na samostatnú prácu a malý test.
Cvičenie 4. Napíšte molekulárne a úplné iónové rovnice pre nasledujúce reakcie:
- NaOH + HN03 =
- H2S04 + MgO =
- Ca(N03)2 + Na3P04=
- CoBr2 + Ca(OH)2=
Cvičenie 5. Napíšte úplné iónové rovnice popisujúce interakciu: a) oxidu dusnatého (V) s vodným roztokom hydroxidu bárnatého, b) roztoku hydroxidu cézneho s kyselinou jodovodíkovou, c) vodných roztokov síranu meďnatého a sulfidu draselného, d) hydroxidu vápenatého. a vodný roztok dusičnanu železa (III).
Trieda: 8
Prezentácia na lekciu
Späť dopredu
Pozor! Ukážka snímky slúži len na informačné účely a nemusí predstavovať celý rozsah prezentácie. Ak vás táto práca zaujala, stiahnite si plnú verziu.
Účel lekcie: pomôcť žiakom formovať poznatky o chemickej rovnici ako podmienenom zázname chemickej reakcie pomocou chemických vzorcov.
Úlohy:
Vzdelávacie:
- systematizovať predtým študovaný materiál;
- naučiť schopnosť písať rovnice chemických reakcií.
Vzdelávacie:
- rozvíjať komunikačné schopnosti (práca vo dvojiciach, schopnosť počúvať a počuť).
vyvíja sa:
- rozvíjať vzdelávacie a organizačné schopnosti zamerané na plnenie úlohy;
- rozvíjať schopnosti analytického myslenia.
Typ lekcie: kombinované.
Vybavenie: počítač, multimediálny projektor, plátno, hodnotiace hárky, reflexná karta, „súprava chemických symbolov“, zápisník s potlačou, činidlá: hydroxid sodný, chlorid železitý, liehová lampa, držiak, zápalky, hárok papiera na kreslenie, multi- farebné chemické symboly.
Prezentácia lekcie (príloha 3)
Štruktúra lekcie.
ja Organizácia času.
II. Aktualizácia vedomostí a zručností.
III. Motivácia a stanovenie cieľov.
IV. Učenie nového materiálu:
4.1 spaľovacia reakcia hliníka v kyslíku;
4.2 rozkladná reakcia hydroxidu železitého;
4.3 algoritmus pre umiestňovanie koeficientov;
4,4 minúty relaxácie;
4.5 usporiadať koeficienty;
V. Upevňovanie získaných vedomostí.
VI. Zhrnutie hodiny a hodnotenie.
VII. Domáca úloha.
VIII. Záverečné slovo učiteľa.
Počas vyučovania
Chemická povaha komplexnej častice
určuje charakter elementárnej
komponenty,
ich počet a
chemická štruktúra.
D.I. Mendelejev
učiteľ. Ahojte chalani. Posaď sa.
Upozornenie: na stole máte zošit s potlačou (Príloha 2), v ktorom budete dnes pracovať a hodnotiaci hárok, do ktorého budete zapisovať svoje úspechy, podpíšte sa.
Aktualizácia vedomostí a zručností.
učiteľ. Oboznámili sme sa s fyzikálnymi a chemickými javmi, chemickými reakciami a znakmi ich výskytu. Študovali sme zákon zachovania hmotnosti látok.
Poďme si otestovať svoje znalosti. Navrhujem, aby ste si otvorili zošity s vytlačenou základňou a dokončili úlohu 1. Na dokončenie úlohy máte 5 minút.
Test na tému „Fyzikálne a chemické javy. Zákon zachovania hmotnosti látok.
1. Ako sa chemické reakcie líšia od fyzikálnych javov?
- Zmena formy, stavu agregácie hmoty.
- Tvorba nových látok.
- Zmena polohy.
2. Aké sú znaky chemickej reakcie?
- Zrážky, zmena farby, vývoj plynu.
3. Podľa akého zákona sa zostavujú rovnice chemických reakcií?
- Zákon stálosti zloženia hmoty.
- Zákon zachovania hmotnosti hmoty.
- Periodický zákon.
- Zákon dynamiky.
- Zákon univerzálnej gravitácie.
4. Objavený zákon zachovania hmotnosti hmoty:
- DI. Mendelejev.
- C. Darwin.
- M.V. Lomonosov.
- I. Newton.
- A.I. Butlerov.
5. Chemická rovnica sa nazýva:
- Podmienený zápis chemickej reakcie.
učiteľ. Urobili ste prácu. Odporúčam vám to skontrolovať. Vymeňte zošity a navzájom sa kontrolujte. Pozor na obrazovku. Za každú správnu odpoveď - 1 bod. Zaznamenajte celkové skóre do výsledkovej listiny.
Motivácia a stanovenie cieľov.
učiteľ. S využitím týchto poznatkov dnes zostavíme rovnice chemických reakcií a odhalíme problém „Je zákon zachovania hmotnosti látok základom pre zostavovanie rovníc chemických reakcií“
Učenie sa nového materiálu.
učiteľ. Sme zvyknutí myslieť si, že rovnica je matematický príklad, kde existuje neznáma a túto neznámu je potrebné vypočítať. Ale v chemických rovniciach zvyčajne nie je nič neznáme: všetko je v nich jednoducho zapísané pomocou vzorcov: aké látky vstupujú do reakcie a čo sa získa počas tejto reakcie. Pozrime sa na skúsenosti.
(Reakcia zlúčenín síry a železa.) Príloha 3
učiteľ. Z hľadiska hmotnosti látok je reakčná rovnica pre kombináciu železa a síry chápaná nasledovne
Železo + síra → sulfid železitý (úloha 2 tpo)
Ale v chémii sa slová odrážajú chemickými znakmi. Napíšte túto rovnicu chemickými symbolmi.
Fe + S → FeS
(Jeden študent píše na tabuľu, zvyšok do TVET.)
učiteľ. Teraz čítajte.
Študenti. Molekula železa interaguje s molekulou síry, získa sa jedna molekula sulfidu železnatého.
učiteľ. Pri tejto reakcii vidíme, že množstvo východiskových látok sa rovná množstvu látok v reakčnom produkte.
Vždy treba pamätať na to, že pri zostavovaní reakčných rovníc by sa nemal stratiť ani neočakávane objaviť ani jeden atóm. Preto niekedy po zapísaní všetkých vzorcov do reakčnej rovnice musíte vyrovnať počet atómov v každej časti rovnice - aby ste usporiadali koeficienty. Pozrime sa na ďalšiu skúsenosť
(Spaľovanie hliníka v kyslíku.) Príloha 4
učiteľ. Napíšme rovnicu chemickej reakcie (úloha 3 v TPO)
Al + O2 -> Al +30 -2
Aby ste správne zapísali vzorec oxidu, pamätajte na to
Študenti. Kyslík v oxidoch má oxidačný stav -2, hliník je chemický prvok s konštantným oxidačným stavom +3. LCM = 6
Al + O2 -> A120 3
učiteľ. Vidíme, že do reakcie vstupuje 1 atóm hliníka, vznikajú dva atómy hliníka. Vstupujú dva atómy kyslíka, tvoria sa tri atómy kyslíka.
Jednoduché a krásne, no nerešpektujúce zákon zachovania hmotnosti látok – je to iné pred a po reakcii.
Preto musíme v tejto rovnici chemickej reakcie usporiadať koeficienty. Aby sme to dosiahli, nájdeme LCM pre kyslík.
Študenti. LCM = 6
učiteľ. Pred vzorcami pre kyslík a oxid hlinitý nastavíme koeficienty tak, aby počet atómov kyslíka vľavo a vpravo bol 6.
Al + 3 O 2 -> 2 Al 2 O 3
učiteľ. Teraz dostaneme, že v dôsledku reakcie sa vytvoria štyri atómy hliníka. Preto pred atóm hliníka na ľavej strane umiestnime koeficient 4
Al + 302 → 2Al20 3Ešte raz spočítame všetky atómy pred a po reakcii. Dali sme to na rovnakú úroveň.
4Al + 302_ = 2 Al20 3
učiteľ. Zvážte ďalší príklad
(Učiteľ predvádza pokus o rozklade hydroxidu železitého.)
Fe(OH)3 -> Fe203 + H20
učiteľ. Nastavíme koeficienty. Do reakcie vstupuje 1 atóm železa, vznikajú dva atómy železa. Preto pred vzorec hydroxidu železa (3) dáme koeficient 2.
Fe(OH)3 -> Fe203 + H20učiteľ. Dostaneme, že do reakcie vstúpi 6 atómov vodíka (2x3), vzniknú 2 atómy vodíka.
Študenti. LCM = 6. 6/2 \u003d 3. Preto nastavíme koeficient 3 pre vzorec vody
2Fe(OH)3 -> Fe203 + 3 H20
učiteľ. Počítame kyslík.
Študenti. Vľavo - 2x3 = 6; vpravo – 3+3 = 6
Študenti. Počet atómov kyslíka zapojených do reakcie sa rovná počtu atómov kyslíka vytvorených počas reakcie. Môžete nastaviť rovnaké.
2Fe(OH)3 = Fe203 + 3 H20
učiteľ. Teraz zhrňme všetko, čo bolo povedané skôr, a zoznámime sa s algoritmom na usporiadanie koeficientov v rovniciach chemických reakcií.
- Spočítajte počet atómov každého prvku na pravej a ľavej strane rovnice chemickej reakcie.
- Určte, ktorý prvok má meniaci sa počet atómov, nájdite LCM.
- Rozdeľte LCM na indexy - získajte koeficienty. Dajte ich pred vzorce.
- Spočítajte počet atómov, v prípade potreby opakujte.
- Posledná vec, ktorú treba skontrolovať, je počet atómov kyslíka.
učiteľ. Tvrdo ste pracovali a pravdepodobne ste unavení. Navrhujem, aby ste sa uvoľnili, zatvorili oči a zapamätali si niektoré príjemné chvíle života. Každý z vás je iný. Teraz otvorte oči a robte s nimi krúživé pohyby, najprv v smere hodinových ručičiek, potom proti smeru hodinových ručičiek. Teraz intenzívne pohybujte očami horizontálne: vpravo - vľavo a vertikálne: hore - dole.
A teraz aktivujeme duševnú činnosť a masírujeme ušné lalôčiky.
učiteľ. Pokračujeme v práci.
V zošitoch s potlačeným základom splníme úlohu 5. Pracovať budete vo dvojiciach. Koeficienty musíte umiestniť do rovníc chemických reakcií. Na dokončenie úlohy máte 10 minút.
- P + Cl2 -> PCl 5
- Na + S → Na2S
- HCl + Mg -> MgCl2 + H 2
- N2 + H2 -> NH 3
- H20 -> H2 + O 2
učiteľ. Skontrolujeme vykonanie úlohy ( učiteľ sa pýta a zobrazuje správne odpovede na snímke). Za každý správne nastavený koeficient - 1 bod.
Úlohu ste dokončili. Výborne!
učiteľ. Teraz sa vráťme k nášmu problému.
Chlapi, čo myslíte, je zákon zachovania hmotnosti látok základom pre zostavovanie rovníc chemických reakcií.
Študenti.Áno, na hodine sme dokázali, že zákon zachovania hmotnosti látok je základom pre zostavovanie rovníc chemických reakcií.
Upevnenie vedomostí.
učiteľ. Prebrali sme všetky kľúčové otázky. Teraz si urobme malý test, aby sme zistili, ako dobre ste tému zvládli. Musíte odpovedať iba „áno“ alebo „nie“. Na prácu máte 3 minúty.
Vyhlásenia.
- Pri reakcii nie sú potrebné koeficienty Ca + Cl 2 → CaCl 2.(Áno)
- Pri reakcii Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2 je koeficient zinku 2. (nie)
- Pri reakcii Ca + O 2 → CaO je koeficient oxidu vápenatého 2.(Áno)
- Pri reakcii CH 4 → C + H 2 nie sú koeficienty potrebné.(nie)
- Pri reakcii CuO + H 2 → Cu + H 2 O je koeficient pre meď 2. (nie)
- Pri reakcii C + O 2 → CO je potrebné nastaviť koeficient 2 pre oxid uhoľnatý (II) aj pre uhlík. (Áno)
- Pri reakcii CuCl 2 + Fe → Cu + FeCl 2 nie sú koeficienty potrebné.(Áno)
učiteľ. Skontrolujeme prácu. Za každú správnu odpoveď - 1 bod.
Zhrnutie lekcie.
učiteľ. Vykonal si dobrú prácu. Teraz vypočítajte celkový počet bodov získaných za lekciu a ohodnoťte sa podľa hodnotenia, ktoré vidíte na obrazovke. Daj mi výsledkové hárky, aby som mohol zapísať tvoju známku do denníka.
Domáca úloha.
učiteľ. Skončila sa naša hodina, počas ktorej sme dokázali, že zákon zachovania hmotnosti látok je základom pre zostavovanie reakčných rovníc a naučili sme sa písať rovnice chemických reakcií. A na záver si zapíšte domácu úlohu
§ 27, býv. 1 - pre tých, ktorí dostali hodnotenie "3"
napr. 2 - pre tých, ktorí dostali hodnotenie "4"
napr. 3 - pre tých, ktorí dostali hodnotenie“5”
Záverečné slovo učiteľa.
učiteľ.Ďakujem za lekciu. Pred odchodom z kancelárie však venujte pozornosť stolu (učiteľ ukáže na hárok papiera na kreslenie s tabuľkou a rôznofarebnými chemickými znakmi). Chemické znaky vidíte v rôznych farbách. Každá farba symbolizuje vašu náladu. Ak to chcete urobiť, musíte prejsť na notový list, vziať jeden chemický prvok podľa charakteristiky, ktorú vidíte na obrazovke, a pripevniť ho k bunke tabuľky. Urobím to ako prvý, čím vám ukážem, ako sa utešujem zo spolupráce s vami.
F Na hodine som sa cítil príjemne, dostal som odpoveď na všetky moje otázky.
F Na hodine som sa nudil, nič nové som sa nedozvedel.
Na popis prebiehajúcich chemických reakcií sa zostavujú rovnice chemických reakcií. V nich sú naľavo od znamienka rovnosti (alebo šípky →) napísané vzorce činidiel (látok, ktoré vstupujú do reakcie) a napravo sú produkty reakcie (látky, ktoré sa získajú po chemickej reakcii) . Keďže hovoríme o rovnici, počet atómov na ľavej strane rovnice by sa mal rovnať tomu, čo je na pravej strane. Preto po zostavení schémy chemickej reakcie (zaznamenanie reaktantov a produktov) sa koeficienty dosadia na vyrovnanie počtu atómov.
Koeficienty sú čísla pred vzorcami látok, ktoré označujú počet molekúl, ktoré reagujú.
Predpokladajme napríklad, že pri chemickej reakcii reaguje plynný vodík (H 2) s plynným kyslíkom (O 2). V dôsledku toho sa tvorí voda (H 2 O). Reakčná schéma bude vyzerať takto:
H2 + O2 -> H20
Na ľavej strane sú dva atómy vodíka a kyslíka a na pravej strane sú dva atómy vodíka a iba jeden kyslík. Predpokladajme, že v dôsledku reakcie jednej molekuly vodíka a jedného kyslíka vzniknú dve molekuly vody:
H2+02 -> 2H20
Teraz je počet atómov kyslíka pred a po reakcii vyrovnaný. Vodíka pred reakciou je však dvakrát menej ako po nej. Treba konštatovať, že na vytvorenie dvoch molekúl vody sú potrebné dve molekuly vodíka a jeden kyslík. Potom dostanete nasledujúcu schému reakcie:
2H2 + 02 -> 2H20
Tu je počet atómov rôznych chemických prvkov rovnaký pred a po reakcii. To znamená, že toto už nie je len reakčná schéma, ale reakčná rovnica. V reakčných rovniciach je šípka často nahradená znakom rovnosti, aby sa zdôraznilo, že počet atómov rôznych chemických prvkov je vyrovnaný:
2H2+02 \u003d 2H20
Zvážte túto reakciu:
NaOH + H3P04 -> Na3P04 + H20
Po reakcii sa vytvoril fosfát, ktorý obsahuje tri atómy sodíka. Pred reakciou vyrovnajte množstvo sodíka:
3NaOH + H3P04 → Na3P04 + H20
Množstvo vodíka pred reakciou je šesť atómov (tri v hydroxide sodnom a tri v kyseline fosforečnej). Po reakcii - iba dva atómy vodíka. Vydelením šiestich dvoma získate tri. Takže pred vodou musíte dať číslo tri:
3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20
Počet atómov kyslíka pred a po reakcii je rovnaký, čo znamená, že ďalší výpočet koeficientov môže byť vynechaný.
Chémia je veda o látkach, ich vlastnostiach a premenách.
.
Teda, ak sa látkam okolo nás nič nestane, tak to o chémii neplatí. Čo však znamená „nič sa nedeje“? Ak nás na poli náhle zastihla búrka a všetci sme zmokli, ako sa hovorí, „na kožu“, nejde o žiadnu premenu: šaty boli predsa suché, ale mokré.
Ak napríklad vezmete železný klinec, spracujete ho pilníkom a potom zostavíte železné piliny (Fe) , potom to tiež nie je transformácia: bol tam klinec - stal sa z neho prášok. Ale ak po tom zostaviť zariadenie a držať získavanie kyslíka (O2): zohriať manganistan draselný(KMpo 4) a zbierajte kyslík do skúmavky a potom do nej vložte tieto železné piliny rozžeravené "do červena", potom sa rozhoria jasným plameňom a po spálení sa zmenia na hnedý prášok. A toto je tiež premena. Kde je teda chémia? Napriek tomu, že sa v týchto príkladoch mení tvar (železný klinec) a stav oblečenia (suché, mokré), nejde o premeny. Faktom je, že samotný klinec, keďže išlo o látku (železo), aj napriek svojej inej podobe taký zostal a naše oblečenie nasiaklo vodou z dažďa a tá sa potom vyparila do atmosféry. Samotná voda sa nezmenila. Čo sú teda transformácie z hľadiska chémie?
Premeny sú z hľadiska chémie také javy, ktoré sú sprevádzané zmenou zloženia látky. Vezmime si ako príklad ten istý klinec. Nezáleží na tom, akú formu nadobudol po podaní, ale po zozbieraní z neho železné piliny umiestnený v atmosfére kyslíka - premenil sa na oxid železitý(Fe 2 O 3 ) . Takže, naozaj sa niečo zmenilo? Áno má. Bola tam látka na nechty, ale pod vplyvom kyslíka sa vytvorila nová látka - oxid prvkužľaza. molekulová rovnica túto transformáciu možno znázorniť nasledujúcimi chemickými symbolmi:
4Fe + 3O2 = 2Fe203 (1)
Pre človeka nezasväteného v chémii okamžite vznikajú otázky. Čo je to „molekulárna rovnica“, čo je Fe? Prečo sú tam čísla "4", "3", "2"? Aké sú malé čísla „2“ a „3“ vo vzorci Fe 2 O 3? To znamená, že nastal čas dať veci do poriadku.
Známky chemických prvkov.
Napriek tomu, že chémiu začínajú študovať v 8. ročníku a niektorí aj skôr, mnohí poznajú skvelého ruského chemika D. I. Mendelejeva. A samozrejme, jeho slávna „Periodická tabuľka chemických prvkov“. Inak, jednoduchšie, sa nazýva „Mendelejevov stôl“.
V tejto tabuľke sú v príslušnom poradí umiestnené prvky. Dodnes je ich známych asi 120. Názvy mnohých prvkov sú nám známe už dlho. Sú to: železo, hliník, kyslík, uhlík, zlato, kremík. Predtým sme tieto slová bez váhania používali a identifikovali sme ich s predmetmi: železná skrutka, hliníkový drôt, kyslík v atmosfére, zlatý prsteň atď. atď. Ale v skutočnosti všetky tieto látky (skrutka, drôt, krúžok) pozostávajú z ich príslušných prvkov. Celý paradox je v tom, že prvku sa nedá dotknúť, zobrať. Ako to? Sú v periodickej tabuľke, ale nemôžete ich vziať! Áno presne. Chemický prvok je abstraktný (to znamená abstraktný) pojem a používa sa v chémii, ako aj v iných vedách, na výpočty, zostavovanie rovníc a riešenie problémov. Každý prvok sa od druhého líši tým, že je charakteristický svojím vlastným elektronická konfigurácia atómu. Počet protónov v jadre atómu sa rovná počtu elektrónov v jeho orbitáloch. Napríklad vodík je prvok #1. Jeho atóm pozostáva z 1 protónu a 1 elektrónu. Hélium je prvok číslo 2. Jeho atóm pozostáva z 2 protónov a 2 elektrónov. Lítium je prvok číslo 3. Jeho atóm pozostáva z 3 protónov a 3 elektrónov. Darmstadtium - prvok číslo 110. Jeho atóm pozostáva zo 110 protónov a 110 elektrónov.
Každý prvok je označený určitým symbolom, latinskými písmenami, a má určité čítanie v preklade z latinčiny. Symbol má napríklad vodík "N", čítané ako „hydrogenium“ alebo „popol“. Kremík má symbol „Si“ čítaný ako „kremík“. Merkúr má symbol "Hg" a číta sa ako "hydrargyrum". Atď. Všetky tieto označenia nájdete v ktorejkoľvek učebnici chémie pre 8. ročník. Pre nás je teraz hlavné pochopiť, že pri zostavovaní chemických rovníc je potrebné pracovať s uvedenými symbolmi prvkov.
Jednoduché a zložité látky.
Označenie rôznych látok jednotlivými symbolmi chemických prvkov (Hg Merkúr, Fe železo, Cu meď, Zn zinok, Al hliník) v podstate označujeme jednoduché látky, teda látky pozostávajúce z atómov rovnakého typu (obsahujúcich rovnaký počet protónov a neutrónov v atóme). Napríklad, ak sa látky železa a síry vzájomne ovplyvňujú, rovnica bude mať nasledujúci tvar:
Fe + S = FeS (2)
Medzi jednoduché látky patria kovy (Ba, K, Na, Mg, Ag), ako aj nekovy (S, P, Si, Cl 2, N 2, O 2, H 2). A mali by ste venovať pozornosť
osobitnú pozornosť treba venovať tomu, že všetky kovy sú označené jedinými symbolmi: K, Ba, Ca, Al, V, Mg atď., a nekovy - buď jednoduchými symbolmi: C, S, P alebo môžu mať rôzne indexy, ktoré označujú ich molekulovú štruktúru: H2, Cl2, O2, J2, P4, S8. V budúcnosti to bude mať veľký význam pri formulovaní rovníc. Nie je vôbec ťažké uhádnuť, že zložité látky sú látky tvorené z atómov rôznych typov, napr.
jeden). Oxidy:
oxid hlinitý Al203, 
oxid sodný Na20
oxid meďnatý CuO,
oxid zinočnatý ZnO
oxid titaničitý Ti2O3,
oxid uhoľnatý alebo oxid uhoľnatý (+2) CO
oxid sírový (+6) TAK 3
2). dôvody:
hydroxid železitý(+3) Fe (OH) 3,
hydroxid meďnatý Cu(OH)2,
hydroxid draselný alebo draslíková zásada KOH,
hydroxid sodný NaOH.
3). Kyseliny:
kyselina chlorovodíková HCl
kyselina sírová H2SO3,
Kyselina dusičná HNO3
4). Soli:
tiosíran sodný Na2S203,
síran sodný alebo Glauberova soľ Na2S04,
uhličitan vápenatý alebo vápenec CaCO 3,
chlorid meďnatý CuCl2
5). organická hmota:
octan sodný CH 3 COOHa,
metán CH 4,
acetylén C2H2,
glukózy C6H1206
Nakoniec, keď sme si ujasnili štruktúru rôznych látok, môžeme začať písať chemické rovnice.
Chemická rovnica.
Samotné slovo „rovnica“ je odvodené od slova „vyrovnať“, t.j. rozdeliť niečo na rovnaké časti. V matematike sú rovnice takmer samotnou podstatou tejto vedy. Môžete napríklad dať takú jednoduchú rovnicu, v ktorej sa ľavá a pravá strana bude rovnať „2“:
40: (9 + 11) = (50 x 2): (80 - 30);
A v chemických rovniciach rovnaký princíp: ľavá a pravá strana rovnice musí zodpovedať rovnakému počtu atómov, prvkov, ktoré sa na nich podieľajú. Alebo, ak je daná iónová rovnica, tak v nej počet častíc musí spĺňať aj túto požiadavku. Chemická rovnica je podmienený záznam chemickej reakcie pomocou chemických vzorcov a matematických znakov. Chemická rovnica vo svojej podstate odráža konkrétnu chemickú reakciu, to znamená proces interakcie látok, počas ktorého vznikajú nové látky. Napríklad je potrebné napísať molekulovú rovnicu reakcie, ktoré sa zúčastňujú chlorid bárnatý BaCl2 a kyselina sírová H 2 SO 4. V dôsledku tejto reakcie vzniká nerozpustná zrazenina - síran bárnatý BaSO 4 a kyselina chlorovodíková Hcl:
ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2НCl (3)
V prvom rade je potrebné pochopiť, že veľké číslo „2“ pred látkou HCl sa nazýva koeficient a malé čísla „2“, „4“ podľa vzorcov ВаСl 2, H 2 SO 4, BaSO. 4 sa nazývajú indexy. Koeficienty aj indexy v chemických rovniciach zohrávajú úlohu faktorov, nie pojmov. Na správne napísanie chemickej rovnice je to nevyhnutné usporiadať koeficienty do reakčnej rovnice. Teraz začnime počítať atómy prvkov na ľavej a pravej strane rovnice. Na ľavej strane rovnice: látka BaCl 2 obsahuje 1 atóm bária (Ba), 2 atómy chlóru (Cl). V látke H 2 SO 4: 2 atómy vodíka (H), 1 atóm síry (S) a 4 atómy kyslíka (O). Na pravej strane rovnice: v látke BaSO 4 je 1 atóm bária (Ba) 1 atóm síry (S) a 4 atómy kyslíka (O), v látke HCl: 1 atóm vodíka (H) a 1 atóm chlóru. (Cl). Z toho vyplýva, že na pravej strane rovnice je počet atómov vodíka a chlóru polovičný ako na ľavej strane. Preto pred vzorec HCl na pravej strane rovnice je potrebné umiestniť koeficient "2". Ak teraz spočítame počet atómov prvkov zapojených do tejto reakcie, vľavo aj vpravo, dostaneme nasledujúcu rovnováhu:
V oboch častiach rovnice je počet atómov prvkov zúčastňujúcich sa reakcie rovnaký, preto je správna.
Chemická rovnica a chemické reakcie
Ako sme už zistili, chemické rovnice sú odrazom chemických reakcií. Chemické reakcie sú také javy, pri ktorých dochádza k premene jednej látky na druhú. Medzi ich rozmanitosťou možno rozlíšiť dva hlavné typy:
jeden). Reakcie spojenia
2). rozkladné reakcie.
Prevažná väčšina chemických reakcií patrí k adičným reakciám, pretože zmeny v jej zložení môžu zriedkavo nastať pri jedinej látke, ak nie je vystavená vonkajším vplyvom (rozpúšťanie, zahrievanie, svetlo). Nič necharakterizuje chemický jav alebo reakciu tak, ako zmeny, ku ktorým dochádza pri interakcii dvoch alebo viacerých látok. Takéto javy sa môžu vyskytnúť spontánne a môžu byť sprevádzané zvýšením alebo znížením teploty, svetelnými efektmi, zmenou farby, sedimentáciou, uvoľňovaním plynných produktov, hlukom.
Pre prehľadnosť uvádzame niekoľko rovníc, ktoré odrážajú procesy zložených reakcií, počas ktorých získame chlorid sodný(NaCl), chlorid zinočnatý(ZnCl 2), zrazenina chloridu strieborného(AgCl), chlorid hlinitý(AlCl 3)
Cl2 + 2Na = 2NaCl (4)
CuCl2 + Zn \u003d ZnCl2 + Cu (5)
AgNO 3 + KCl \u003d AgCl + 2 KNO 3 (6)
3HCl + Al(OH)3 \u003d AlCl3 + 3H20 (7)
Medzi reakciami zlúčeniny je potrebné uviesť najmä nasledujúce : substitúcia (5), výmena (6) a ako špeciálny prípad výmennej reakcie reakcia neutralizácia (7).
Substitučné reakcie zahŕňajú tie, v ktorých atómy jednoduchej látky nahradia atómy jedného z prvkov v komplexnej látke. V príklade (5) atómy zinku nahrádzajú atómy medi z roztoku CuCl2, zatiaľ čo zinok prechádza do rozpustnej soli ZnCl2 a meď sa uvoľňuje z roztoku v kovovom stave.
Výmenné reakcie sú také reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky. V prípade reakcie (6) tvoria rozpustné soli AgN03 a KCl, keď sú oba roztoky vypustené, nerozpustnú zrazeninu AgCl soli. Zároveň si vymieňajú svoje základné časti - katiónov a aniónov. Draselné katióny K + sú naviazané na anióny NO 3 a katióny striebra Ag + - na anióny Cl -.
Špeciálnym, zvláštnym prípadom výmenných reakcií je neutralizačná reakcia. Neutralizačné reakcie sú reakcie, pri ktorých kyseliny reagujú so zásadami za vzniku soli a vody. V príklade (7) kyselina chlorovodíková HCl reaguje so zásadou Al(OH)3 za vzniku soli AlCl3 a vody. V tomto prípade dochádza k výmene katiónov hliníka Al 3+ zo zásady za anióny Cl - z kys. V dôsledku toho sa to stane neutralizácia kyseliny chlorovodíkovej.
Medzi rozkladné reakcie patria tie, pri ktorých z jednej komplexnej látky vznikajú dve alebo viac nových jednoduchých alebo zložitých látok, ale jednoduchšieho zloženia. Ako reakcie možno uviesť tie, v procese ktorých 1) sa rozkladajú. dusičnanu draselného(KNO 3) s tvorbou dusitanu draselného (KNO 2) a kyslíka (O 2); 2). Manganistan draselný(KMnO 4): vzniká manganistan draselný (K 2 MnO 4), oxid mangánu(Mn02) a kyslík (02); 3). uhličitan vápenatý alebo mramor; v procese sa tvoria uhličitýplynu(CO 2) a oxid vápenatý(Cao)
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (8)
2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 (9)
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 (10)
Pri reakcii (8) vzniká z komplexnej látky jedna komplexná a jedna jednoduchá látka. V reakcii (9) sú dve zložité a jedna jednoduchá. V reakcii (10) sú dve zložité látky, ale jednoduchšie v zložení
Všetky triedy komplexných látok podliehajú rozkladu:
jeden). Oxidy: oxid strieborný 2Ag20 = 4Ag + O2 (11)
2). Hydroxidy: hydroxid železitý 2Fe(OH)3 = Fe203 + 3H20 (12)
3). Kyseliny: kyselina sírová H2SO4 \u003d SO3 + H20 (13)
4). Soli: uhličitan vápenatý CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 (14)
5). organická hmota: alkoholová fermentácia glukózy
C6H12O6 \u003d 2C2H5OH + 2CO2 (15)
Podľa inej klasifikácie možno všetky chemické reakcie rozdeliť do dvoch typov: reakcie, ktoré prebiehajú s uvoľňovaním tepla, sú tzv. exotermický, a reakcie, ktoré súvisia s absorpciou tepla - endotermický. Kritériom pre takéto procesy je tepelný účinok reakcie. Exotermické reakcie spravidla zahŕňajú oxidačné reakcie, t.j. interakcie s kyslíkom spaľovanie metánu:
CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H20 + Q (16)
a endotermické reakcie - rozkladné reakcie, už uvedené vyššie (11) - (15). Znak Q na konci rovnice udáva, či sa teplo počas reakcie uvoľňuje (+Q) alebo absorbuje (-Q):
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 - Q (17)
Môžete tiež zvážiť všetky chemické reakcie podľa typu zmeny stupňa oxidácie prvkov zapojených do ich premien. Napríklad v reakcii (17) prvky, ktoré sa jej zúčastňujú, nemenia svoje oxidačné stavy:
Ca +2 C +4 O 3 -2 \u003d Ca +2 O -2 + C +4 O 2 -2 (18)
A v reakcii (16) prvky menia svoje oxidačné stavy:
2Mg0+020 \u003d 2Mg+20-2
Tieto typy reakcií sú redox . Budú sa posudzovať samostatne. Na formulovanie rovníc pre reakcie tohto typu je potrebné použiť metóda polovičnej reakcie a aplikovať rovnica elektronickej rovnováhy.
Po privedení jednotlivých typov chemických reakcií môžete pristúpiť k princípu zostavovania chemických rovníc, inými slovami k výberu koeficientov v ich ľavej a pravej časti.
Mechanizmy na zostavovanie chemických rovníc.
Nech už tá či oná chemická reakcia patrí k akémukoľvek typu, jej záznam (chemická rovnica) musí zodpovedať podmienke rovnosti počtu atómov pred reakciou a po reakcii.
Existujú rovnice (17), ktoré nevyžadujú úpravu, t.j. umiestnenie koeficientov. Ale vo väčšine prípadov, ako v príkladoch (3), (7), (15), je potrebné vykonať opatrenia zamerané na vyrovnanie ľavej a pravej časti rovnice. Aké zásady treba v takýchto prípadoch dodržiavať? Existuje nejaký systém pri výbere koeficientov? Existuje, a nie jeden. Tieto systémy zahŕňajú:
jeden). Výber koeficientov podľa daných vzorcov.
2). Zostavenie podľa valencií reaktantov.
3). Zostavenie podľa oxidačných stavov reaktantov.
V prvom prípade sa predpokladá, že poznáme vzorce reaktantov pred reakciou aj po nej. Napríklad podľa nasledujúcej rovnice:
N2 + O2 →N203 (19)
Všeobecne sa uznáva, že kým sa nestanoví rovnosť medzi atómami prvkov pred a po reakcii, znamienko rovnosti (=) sa do rovnice nevkladá, ale nahrádza sa šípkou (→). Teraz prejdime k samotnému balansovaniu. Na ľavej strane rovnice sú 2 atómy dusíka (N 2) a dva atómy kyslíka (O 2) a na pravej strane sú dva atómy dusíka (N 2) a tri atómy kyslíka (O 3). Nie je potrebné ju vyrovnávať počtom atómov dusíka, ale kyslíkom je potrebné dosiahnuť rovnosť, pretože pred reakciou sa zúčastnili dva atómy a po reakcii tri atómy. Urobme nasledujúci diagram:
pred reakciou za reakciou
O 2 O 3
Definujme najmenší násobok medzi danými číslami atómov, bude to „6“.
O 2 O 3
\ 6 /
Vydeľte toto číslo na ľavej strane kyslíkovej rovnice číslom „2“. Dostaneme číslo „3“, vložíme ho do rovnice, ktorú treba vyriešiť:
N2 + 302 ->N203
Číslo "6" pre pravú stranu rovnice tiež vydelíme "3". Dostaneme číslo „2“, stačí ho dať do rovnice, ktorú treba vyriešiť:
N2 + 302 -> 2N203
Počet atómov kyslíka v ľavej a pravej časti rovnice sa rovnal 6 atómom:
Počet atómov dusíka na oboch stranách rovnice sa však nezhoduje:
Na ľavej strane sú dva atómy, na pravej strane sú štyri atómy. Preto, aby sa dosiahla rovnosť, je potrebné zdvojnásobiť množstvo dusíka na ľavej strane rovnice s koeficientom "2":
Rovnosť pre dusík je teda pozorovaná a vo všeobecnosti bude mať rovnica tvar:
2N2 + 302 → 2N203
Teraz môžete do rovnice namiesto šípky vložiť znamienko rovnosti:
2N 2 + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3 (20)
Uveďme si ďalší príklad. Je uvedená nasledujúca reakčná rovnica:
P + Cl2 → PCl5
Na ľavej strane rovnice je 1 atóm fosforu (P) a dva atómy chlóru (Cl 2) a na pravej strane je jeden atóm fosforu (P) a päť atómov kyslíka (Cl 5). Nie je potrebné ho vyrovnávať počtom atómov fosforu, ale pre chlór je potrebné dosiahnuť rovnosť, pretože pred reakciou sa zúčastnili dva atómy a po reakcii päť atómov. Urobme nasledujúci diagram:
pred reakciou za reakciou
Cl2Cl5
Definujme najmenší násobok medzi danými číslami atómov, bude to „10“.
Cl2Cl5
\ 10 /
Toto číslo na ľavej strane rovnice pre chlór vydeľte „2“. Dostaneme číslo „5“, vložíme ho do rovnice, ktorú treba vyriešiť:
Р + 5Cl 2 → РCl 5
Číslo "10" pre pravú stranu rovnice tiež vydelíme "5". Dostaneme číslo „2“, stačí ho dať do rovnice, ktorú treba vyriešiť:
Р + 5Cl2 → 2РCl 5
Počet atómov chlóru v ľavej a pravej časti rovnice sa rovnal 10 atómom:
Počet atómov fosforu na oboch stranách rovnice sa však nezhoduje:
Preto, aby sa dosiahla rovnosť, je potrebné zdvojnásobiť množstvo fosforu na ľavej strane rovnice s koeficientom "2":
Rovnosť fosforu sa teda pozoruje a vo všeobecnosti bude mať rovnica tvar:
2Р + 5Cl2 = 2РCl5 (21)
Pri písaní rovníc podľa valencie musí byť dané definícia valencie a nastaviť hodnoty pre najznámejšie prvky. Valencia je jedným z predtým používaných pojmov, ktorý sa v súčasnosti nepoužíva v mnohých školských programoch. Ale s jeho pomocou je ľahšie vysvetliť princípy zostavovania rovníc chemických reakcií. Valenciou sa rozumie počet chemických väzieb, ktoré môže atóm vytvoriť s iným atómom alebo inými atómami . Valencia nemá žiadne znamienko (+ alebo -) a je označená rímskymi číslicami, zvyčajne nad symbolmi chemických prvkov, napríklad:
Odkiaľ pochádzajú tieto hodnoty? Ako ich aplikovať pri príprave chemických rovníc? Číselné hodnoty valencií prvkov sa zhodujú s ich skupinovým číslom Periodického systému chemických prvkov D. I. Mendeleeva (tabuľka 1).
Pre ostatné prvky hodnoty valencie môžu mať iné hodnoty, ale nikdy nie väčšie ako číslo skupiny, v ktorej sa nachádzajú. Navyše pre párne čísla skupín (IV a VI) majú valencie prvkov iba párne hodnoty a pre nepárne môžu mať párne aj nepárne hodnoty (tabuľka 2).
Samozrejme, existujú výnimky z hodnôt valencie pre niektoré prvky, ale v každom konkrétnom prípade sú tieto body zvyčajne špecifikované. Teraz uvažujme o všeobecnom princípe zostavovania chemických rovníc pre dané valencie pre určité prvky. Najčastejšie je táto metóda prijateľná v prípade zostavovania rovníc pre chemické reakcie spájania jednoduchých látok, napríklad pri interakcii s kyslíkom ( oxidačné reakcie). Predpokladajme, že chcete zobraziť oxidačnú reakciu hliník. Pamätajte však, že kovy sú označené jednotlivými atómami (Al) a nekovy, ktoré sú v plynnom stave - s indexom "2" - (O 2). Najprv napíšeme všeobecnú schému reakcie:
Al + O2 → AlO
V tejto fáze ešte nie je známe, aký by mal byť správny pravopis pre oxid hlinitý. A práve v tejto fáze nám príde na pomoc znalosť mocností prvkov. Pre hliník a kyslík sme ich umiestnili nad navrhovaný vzorec pre tento oxid:
III II
Al O
Potom „prekrížte“ a „prekrížte“ tieto symboly prvkov umiestnia zodpovedajúce indexy nižšie:
III II
Al203
Zloženie chemickej zlúčeniny Stanovený Al203. Ďalšia schéma reakčnej rovnice bude mať tvar:
Al + O2 →Al203
Zostáva iba vyrovnať jeho ľavú a pravú časť. Postupujeme rovnako ako v prípade formulovania rovnice (19). Vyrovnáme počet atómov kyslíka, pričom sa uchýlime k nájdeniu najmenšieho násobku:
pred reakciou za reakciou
O 2 O 3
\ 6 /
Vydeľte toto číslo na ľavej strane kyslíkovej rovnice číslom „2“. Dostaneme číslo „3“, dosadíme ho do rovnice, ktorú treba vyriešiť. Číslo "6" pre pravú stranu rovnice tiež vydelíme "3". Dostaneme číslo „2“, stačí ho dať do rovnice, ktorú treba vyriešiť:
Al + 302 → 2Al203
Aby sa dosiahla rovnosť pre hliník, je potrebné upraviť jeho množstvo na ľavej strane rovnice nastavením koeficientu „4“:
4Al + 302 → 2Al203
Rovnosť hliníka a kyslíka sa teda pozoruje a rovnica vo všeobecnosti nadobudne konečnú podobu:
4Al + 3O 2 \u003d 2 Al 2 O 3 (22)
Pomocou valenčnej metódy je možné predpovedať, ktorá látka vzniká pri chemickej reakcii, ako bude vyzerať jej vzorec. Predpokladajme, že do reakcie zlúčeniny vstúpili dusík a vodík so zodpovedajúcimi valenciami III a I. Napíšme všeobecnú reakčnú schému:
N2 + H2 -> NH
Pre dusík a vodík uvádzame valencie nad navrhovaným vzorcom tejto zlúčeniny:
Ako predtým, "kríž"-na-"kríž" pre tieto symboly prvkov uvádzame zodpovedajúce indexy nižšie:
III I
NH3
Ďalšia schéma reakčnej rovnice bude mať tvar:
N2 + H2 -> NH3
Vyrovnaním už známym spôsobom cez najmenší násobok vodíka rovný „6“ získame požadované koeficienty a rovnicu ako celok:
N2 + 3H2 \u003d 2NH3 (23)
Pri zostavovaní rovníc pre oxidačné stavy reagujúcich látok, treba pripomenúť, že stupeň oxidácie prvku je počet elektrónov prijatých alebo odovzdaných v procese chemickej reakcie. Oxidačný stav v zlúčeninách v zásade sa numericky zhoduje s hodnotami valencií prvku. Ale líšia sa znakom. Napríklad pre vodík je valencia I a oxidačný stav je (+1) alebo (-1). Pre kyslík je valencia II a oxidačný stav je (-2). Pre dusík sú valencie I, II, III, IV, V a oxidačné stavy sú (-3), (+1), (+2), (+3), (+4), (+5). , atď. Oxidačné stavy prvkov najčastejšie používaných v rovniciach sú uvedené v tabuľke 3.
Pri zložených reakciách je princíp zostavovania rovníc z hľadiska oxidačných stavov rovnaký ako pri zostavovaní z hľadiska valencií. Uveďme napríklad reakčnú rovnicu oxidácie chlóru kyslíkom, v ktorej chlór tvorí zlúčeninu s oxidačným stavom +7. Napíšme navrhovanú rovnicu:
Cl2 + O2 -> ClO
Oxidačné stavy zodpovedajúcich atómov sme umiestnili nad navrhovanú zlúčeninu ClO:
Rovnako ako v predchádzajúcich prípadoch, zistíme, že požadovaný zložený vzorec bude mať podobu:
7 -2
Cl207
Reakčná rovnica bude mať nasledujúci tvar:
Cl2 + O2 -> Cl207
Vyrovnaním pre kyslík, nájdením najmenšieho násobku medzi dvoma a siedmimi, ktorý sa rovná "14", nakoniec stanovíme rovnosť:
2Cl2 + 7O2 \u003d 2Cl207 (24)
Pri zostavovaní výmenných, neutralizačných a substitučných reakcií sa musí použiť trochu iná metóda s oxidačnými stavmi. V niektorých prípadoch je ťažké zistiť: aké zlúčeniny vznikajú pri interakcii zložitých látok?
Ako viete, čo sa stane v reakcii?
Ako viete: aké reakčné produkty môžu vzniknúť v priebehu konkrétnej reakcie? Čo napríklad vzniká pri reakcii dusičnanu bárnatého a síranu draselného?
Ba (NO 3) 2 + K 2 SO 4 →?
Možno VAC 2 (NO 3) 2 + SO 4? Alebo Ba + NO 3 SO 4 + K 2? Alebo niečo iné? Pri tejto reakcii samozrejme vznikajú zlúčeniny: BaSO 4 a KNO 3. A ako sa to pozná? A ako písať vzorce látok? Začnime tým, čo sa najčastejšie prehliada: samotný pojem „výmenná reakcia“. To znamená, že pri týchto reakciách sa látky v jednotlivých častiach navzájom menia. Keďže výmenné reakcie väčšinou prebiehajú medzi zásadami, kyselinami alebo soľami, časti, s ktorými sa budú meniť, sú katióny kovov (Na +, Mg 2+, Al 3+, Ca 2+, Cr 3+), ióny H + resp. OH -, anióny - zvyšky kyselín, (Cl -, NO 3 2-, SO 3 2-, SO 4 2-, CO 3 2-, PO 4 3-). Vo všeobecnosti môže byť výmenná reakcia uvedená v nasledujúcom zápise:
Kt1An1 + Kt2An1 = Kt1An2 + Kt2An1 (25)
Kde Kt1 a Kt2 sú kovové katióny (1) a (2) a An1 a An2 sú im zodpovedajúce anióny (1) a (2). V tomto prípade je potrebné vziať do úvahy, že v zlúčeninách pred a po reakcii sú vždy na prvom mieste katióny a na druhom anióny. Ak teda zareaguje chlorid draselný a dusičnanu strieborného, obe v roztoku
KCl + AgN03 →
potom v jeho procese vznikajú látky KNO 3 a AgCl a zodpovedajúca rovnica bude mať tvar:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl (26)
Pri neutralizačných reakciách sa protóny z kyselín (H +) spoja s hydroxylovými aniónmi (OH -) za vzniku vody (H20):
HCl + KOH \u003d KCl + H20 (27)
Oxidačné stavy katiónov kovov a náboje aniónov zvyškov kyselín sú uvedené v tabuľke rozpustnosti látok (kyselín, solí a zásad vo vode). Kovové katióny sú zobrazené horizontálne a anióny zvyškov kyselín sú znázornené vertikálne.
Na základe toho je pri zostavovaní rovnice výmennej reakcie najskôr potrebné stanoviť oxidačné stavy častíc prijímajúcich v tomto chemickom procese na jeho ľavej strane. Napríklad musíte napísať rovnicu pre interakciu medzi chloridom vápenatým a uhličitanom sodným. Zostavme počiatočnú schému tejto reakcie:
CaCl + NaC03 →
Ca 2+ Cl - + Na + CO 3 2- →
Po vykonaní už známej akcie „cross“-to-cross“ určíme skutočné vzorce východiskových látok:
CaCl2 + Na2C03 ->
Na základe princípu výmeny katiónov a aniónov (25) stanovujeme predbežné vzorce látok vytvorených počas reakcie:
CaCl2 + Na2C03 -> CaC03 + NaCl
Položili sme príslušné náboje na ich katióny a anióny:
Ca 2+ CO 3 2- + Na + Cl -
Vzorce látok sú napísané správne, v súlade s nábojmi katiónov a aniónov. Urobme úplnú rovnicu porovnaním ľavej a pravej časti z hľadiska sodíka a chlóru:
CaCl2 + Na2C03 \u003d CaC03 + 2NaCl (28)
Ako ďalší príklad uvádzame rovnicu neutralizačnej reakcie medzi hydroxidom bárnatým a kyselinou fosforečnou:
VaON + NPO 4 →
Na katióny a anióny vložíme zodpovedajúce náboje:
Ba2+ OH - + H + RO4 3- →
Definujme skutočné vzorce východiskových látok:
Va (OH)2 + H3RO4 ->
Na základe princípu výmeny katiónov a aniónov (25) stanovujeme predbežné vzorce látok vytvorených počas reakcie, berúc do úvahy, že pri výmennej reakcii musí byť jednou z látok nevyhnutne voda:
Ba (OH) 2 + H 3 RO 4 → Ba 2+ RO 4 3- + H 2 O
Poďme určiť správny záznam vzorca soli vytvorenej počas reakcie:
Ba (OH) 2 + H 3 RO 4 → Ba 3 (RO 4) 2 + H 2 O
Prirovnajte ľavú stranu rovnice pre bárium:
3VA (OH) 2 + H 3 RO 4 → Ba 3 (RO 4) 2 + H 2 O
Pretože na pravej strane rovnice je zvyšok kyseliny fosforečnej odoberaný dvakrát, (PO 4) 2, potom na ľavej strane je tiež potrebné zdvojnásobiť jeho množstvo:
3VA (OH) 2 + 2H 3 RO 4 → Ba 3 (RO 4) 2 + H20
Zostáva zodpovedať počtu atómov vodíka a kyslíka na pravej strane vody. Keďže celkový počet atómov vodíka vľavo je 12, vpravo musí zodpovedať aj dvanástim, preto pred vzorcom vody je potrebné dať koeficient"6" (keďže v molekule vody sú už 2 atómy vodíka). Pre kyslík je tiež pozorovaná rovnosť: vľavo 14 a vpravo 14. Rovnica má teda správny tvar zápisu:
3Ва (ОН) 2 + 2Н 3 РО 4 → Ва 3 (РО 4) 2 + 6Н 2 O (29)
Možnosť chemických reakcií
Svet sa skladá z veľkého množstva rôznych látok. Množstvo variantov chemických reakcií medzi nimi je tiež nevyčísliteľné. Ale môžeme po napísaní tej či onej rovnice na papier tvrdiť, že chemická reakcia jej bude zodpovedať? Existuje mylná predstava, že ak právo usporiadať kurzy v rovnici, potom to bude v praxi realizovateľné. Napríklad, ak vezmeme roztok kyseliny sírovej a pustiť sa do toho zinok, potom môžeme pozorovať proces vývoja vodíka:
Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2 (30)
Ak sa však meď spustí do rovnakého roztoku, proces vývoja plynu nebude pozorovaný. Reakcia nie je realizovateľná.
Cu + H2S04 ≠
Ak sa vezme koncentrovaná kyselina sírová, bude reagovať s meďou:
Cu + 2H2S04 \u003d CuS04 + SO2 + 2H20 (31)
Pri reakcii (23) medzi plynným dusíkom a vodíkom, termodynamická rovnováha, tie. koľko molekúl za jednotku času vzniká amoniak NH 3, rovnaký počet sa ich rozloží späť na dusík a vodík. Posun v chemickej rovnováhe možno dosiahnuť zvýšením tlaku a znížením teploty
N2 + 3H2 \u003d 2NH3
Ak vezmete roztok hydroxidu draselného a nalejte naň roztok síranu sodného, potom nebudú pozorované žiadne zmeny, reakcia nebude realizovateľná:
KOH + Na2S04 ≠
Roztok chloridu sodného pri interakcii s brómom netvorí bróm, napriek tomu, že túto reakciu možno pripísať substitučnej reakcii:
NaCl + Br2≠
Aké sú dôvody takýchto nezrovnalostí? Faktom je, že nestačí len správne definovať zložené vzorce, je potrebné poznať špecifiká interakcie kovov s kyselinami, šikovne používať tabuľku rozpustnosti látok, poznať pravidlá substitúcie v rade aktivity kovov a halogénov. Tento článok načrtáva len tie najzákladnejšie princípy ako usporiadať koeficienty do reakčných rovníc, ako písať molekulové rovnice, ako určiť zloženie chemickej zlúčeniny.
Chémia ako veda je mimoriadne rôznorodá a mnohostranná. Tento článok odráža len malú časť procesov prebiehajúcich v reálnom svete. Typy, termochemické rovnice, elektrolýza, procesy organickej syntézy a oveľa, oveľa viac. Ale o tom viac v ďalších článkoch.
blog.site, pri úplnom alebo čiastočnom skopírovaní materiálu je potrebný odkaz na zdroj.
9.1. Čo sú chemické reakcie
Pripomeňme, že chemické reakcie nazývame akékoľvek chemické javy prírody. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemikálií získavajú ďalšie látky (pozri kap. 1).
Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien, zároveň ste navrhli ich názvy: reakcie kombinačné, rozkladné, substitučné a výmenné.
Príklady reakcií zlúčenín:
C + O2 \u003d C02; (jeden)
Na20 + C02 \u003d Na2C03; (2)
NH3 + CO2 + H20 \u003d NH4HC03. (3)
Príklady rozkladných reakcií:
2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
Príklady substitučných reakcií:
CuSO4 + Fe \u003d FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 \u003d 2NaCl + I2; (osem)
CaC03 + Si02 \u003d CaSi03 + CO2. (9)
| Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých si pôvodné látky akoby vymieňajú svoje zložky. |
Príklady výmenných reakcií:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 \u003d KCl + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl \u003d AgCl + NaN03. (12)
Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem reakcií štyroch hlavných typov existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Výber dvoch ďalších typov chemických reakcií je založený na účasti dvoch najdôležitejších nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria počiatočné látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.
V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.
Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S RIA sa zoznámite v § 2 a s KOR - v nasledujúcich kapitolách.
ZLÚČENINOVÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Uveďte tradičný typ reakcie. Všimnite si redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte atómy prvkov, ktoré menia svoje oxidačné stavy.
9.2. Redoxné reakcie
Zvážte redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach počas priemyselnej výroby železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:
Fe203 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO2.
Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové materiály aj reakčné produkty
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované) a atómy železa na redukciu, to znamená, že pripájali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.
V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhličitý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu pridávať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, nemajú tendenciu vytvárať jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu darovať elektróny úplne alebo čiastočne, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ako aj hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S -II), SO 2 a siričitany (S + IV), jodidy (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 \u003d S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
SO2 + C \u003d S + CO2 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + O2 \u003d C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Všimnite si, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidačné atómy (C + IV). Ale CO2 je za akýchkoľvek podmienok veľmi slabé oxidačné činidlo a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Vyššie uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:
Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.
Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie urobiť kvantitatívne.
Pri vykonávaní domácej úlohy v prvom odseku tejto kapitoly ste videli, že je dosť ťažké nájsť koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä OVR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
a) metóda elektronickej váhy a
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz budete študovať metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách nikde nezmiznú a nikde sa neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet darovaných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Zvážte použitie metódy elektronickej váhy pomocou príkladov.
Príklad 1 Urobme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom takejto reakcie je chlorid železitý. Napíšeme reakčnú schému:
Fe + Cl2 FeCl3.
Poďme určiť oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:
Atómy železa darujú elektróny a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrujeme tieto procesy elektronické rovnice:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.
Aby sa počet daných elektrónov rovnal počtu prijatých, musí sa prvá elektronická rovnica vynásobiť dvoma a druhá tromi:
| Fe-3 e- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III, 3C12 + 6 e– = 6Cl –I. |
Zadaním koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy dostaneme reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 \u003d 2FeCl3.
Príklad 2 Zostavme rovnicu pre reakciu horenia bieleho fosforu v nadbytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl5. |
Molekuly bieleho fosforu darujú elektróny (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukované):
| P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
P4-20 e– = 4P + V 10C12 + 20 e– = 20Cl –I |
Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (ako budúce koeficienty v rovnici reakcie) delili. Reakčná rovnica:
P4 + 10Cl2 \u003d 4PCl 5.
Príklad 3 Zostavme rovnicu pre reakciu, ku ktorej dochádza pri pražení sulfidu železnatého v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:
| 4 | Fe + II - e– = Fe + III S-II-6 e– = S + IV |
Celkový dar 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O - II |
Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Príklad 4. Zostavme rovnicu pre reakciu, ktorá nastáva pri spaľovaní disulfidu železnatého (pyritu) v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa(II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:
| Fe+III – e– = Fe + III 2S-I-10 e– = 2S +IV |
Celkovo daj 11 e – | |
| O2 + 4 e– = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Existujú aj zložitejšie prípady OVR, s niektorými sa zoznámite pri domácej úlohe.
ATÓM OXIDIZÁTORA, ATÓM REDUKTORA, OXIDIZÁTOROVÁ LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRÓNOVEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Vykonajte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Zostavte rovnice OVR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz použite metódu elektronického vyvažovania na umiestnenie kurzov. 3. Pomocou metódy elektronických váh zostavte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
m) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).
9.3. exotermické reakcie. Entalpia
Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme na túto otázku odpovedali, pripomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál, prečo pri tvorbe elektrónového obalu atómu funguje princíp najmenšej energie. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že pri takýchto procesoch sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že chemické reakcie by mali prebiehať z rovnakého dôvodu. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.
Ak sa teplo počas exotermickej reakcie nestihne odstrániť, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri spaľovacej reakcii metánu
CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g)
uvoľňuje sa toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že sa pri tejto reakcii uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:
CH4 (g) + 202 (g) \u003d CO2 (g) + 2H20 (g) + Q.
Tento tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný účinok reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že pri chemických reakciách dochádza k prerušeniu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade dochádza k prerušeniu väzieb medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O2. V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ) a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, potom sa viac energie uvoľní ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ.
Takýto rekord znamená, že ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka a vytvoria sa dva móly plynnej vody (para), uvoľní sa 484 kilojoulov tepla.
Touto cestou, v termochemických rovniciach sa koeficienty číselne rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.
Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) zo stavov agregácie východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príkladom je termochemická rovnica kondenzácie vodnej pary:
H20 (g) \u003d H20 (g) + Q.
V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregované stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) - plyn,
g) - kvapalina,
(t) alebo (cr) je tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách
východiskové látky a reakčné produkty.
Pretože v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku sa objem systému vždy zväčší, časť energie sa vynaloží na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie ako v prípade rovnakej reakcie. pri konštantnom objeme.
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a označujú sa symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:
Q V = - U.
Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znamienko „–“ je spôsobené tým, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. To jest
U= – Q V .
Ak reakcia prebieha pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Časť vnútornej energie sa minie aj na prácu na zväčšení objemu. V tomto prípade
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
kde Qp je tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ
Q P = - U-PV .
Hodnota rovná U+PV bol pomenovaný zmena entalpie a označené D H.
H=U+PV.
Preto
Q P = - H.
Pri uvoľnení tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či prebieha pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa), označovaná ako H o. Napríklad:
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H o= - 65 kJ.
Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:
Tu B je množstvo látky B dané koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.
Úloha
Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.
Riešenie
2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Tepelný účinok reakcie interakcie kryštalického hliníka s plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na výrobu 2816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 9.4. endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje a ak nie je dodávané, potom sa reakčný systém ochladí. Takéto reakcie sú tzv endotermický. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: Energia uvoľnená pri tvorbe väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na prerušenie väzieb vo východiskových materiáloch.
Vezmime si dve banky a jednu naplníme dusíkom (bezfarebný plyn) a druhú oxidom dusičitým (hnedý plyn) tak, aby tlak aj teplota v bankách boli rovnaké. Je známe, že tieto látky medzi sebou nevstupujú do chemickej reakcie. Banky pevne spojíme hrdlom a postavíme zvislo tak, aby banka s ťažším oxidom dusičitým bola na dne (obr. 9.1). Po chvíli uvidíme, že do hornej banky sa postupne šíri hnedý oxid dusičitý a do spodnej preniká bezfarebný dusík. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení. Touto cestou,
Vzťahové rovnice medzi entropiou ( S) a iné veličiny sa študujú v kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. jednotka entropie [ S] = 1 J/K. G= H-T S Podmienka pre spontánny výskyt reakcie: G< 0. Pri nízkych teplotách je faktorom určujúcim možnosť reakcie vo väčšej miere energetický faktor a pri vysokých teplotách entropický. Najmä z vyššie uvedenej rovnice je zrejmé, prečo pri zvýšenej teplote začínajú prebiehať rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (entropia sa zvyšuje). ENDOTERMICKÁ REAKCIA, ENTROPIA, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPICKÝ FAKTOR, GIBBSOVÁ ENERGIA. 2CuO (cr) + C (grafit) \u003d 2Cu (cr) + CO2 (g) je -46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie potrebujete minúť na získanie 1 kg medi pri takejto reakcii. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Vzniklo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočne premrhané. Koľko gramov oxidu vápenatého vzniklo v tomto prípade? |
