Решаване на уравнения по химия 9. Как се пишат уравнения за химични реакции
Уравнението на реакцията в химията е запис на химичен процес с помощта на химични формули и математически символи.
Тази нотация е диаграма на химическа реакция. Когато се появи знакът "=", това се нарича "уравнение". Нека се опитаме да го разрешим.
Във връзка с
Пример за анализ на прости реакции
В калция има един атом, тъй като коефициентът не си струва. Индексът също не е написан тук, което означава единица. От дясната страна на уравнението Ca също е едно. Не е нужно да работим върху калций.
Видео: Коефициенти в уравненията на химичните реакции.
Нека разгледаме следващия елемент – кислорода. Индекс 2 показва, че има 2 кислородни йона. От дясната страна няма индекси, тоест една частица кислород, а отляво има 2 частици. Какво правим? Не могат да се правят допълнителни индекси или корекции на химичната формула, тъй като е написана правилно.
Коефициентите са това, което е написано преди най-малката част. Те имат право на промяна. За удобство не пренаписваме самата формула. От дясната страна умножаваме едно по 2, за да получим 2 кислородни йона там.
След като зададохме коефициента, получихме 2 калциеви атома. Има само един от лявата страна. Това означава, че сега трябва да поставим 2 пред калций.
Сега нека проверим резултата. Ако броят на атомите на даден елемент е еднакъв от двете страни, тогава можем да поставим знака „равно“.
Друг ясен пример: има два водорода отляво и след стрелката също имаме два водорода.
- Има два оксигена преди стрелката, но няма индекси след стрелката, което означава, че има един.
- Има повече отляво и по-малко отдясно.
- Поставяме коефициент 2 пред водата.
Умножихме цялата формула по 2 и сега количеството водород се промени. Умножаваме индекса по коефициента и получаваме 4. А от лявата страна остават два водородни атома. И за да получим 4, трябва да умножим водорода по две.
Видео: Подреждане на коефициенти в химическо уравнение
Това е така, когато елементът в едната и другата формула е от една и съща страна, до стрелката.
Един серен йон отляво и един йон отдясно. Две частици кислород плюс още две частици кислород. Това означава, че има 4 кислорода от лявата страна. Вдясно има 3 кислорода. Тоест от едната страна има четен брой атоми, а от другата нечетен брой. Ако умножим нечетното число по два пъти, получаваме четно число. Първо го довеждаме до равна стойност. За да направите това, умножете цялата формула след стрелката по две. След умножение получаваме шест кислородни йона, а също и 2 серни атома. Отляво имаме една микрочастица сяра. Сега нека го изравним. Поставяме уравненията отляво преди сиво 2.
Наречен.
Сложни реакции
Този пример е по-сложен, защото има повече елементи на материята.
Това се нарича реакция на неутрализация. Какво първо трябва да се изравни тук:
- От лявата страна има един натриев атом.
- От дясната страна индексът казва, че има 2 натрия.
Изводът, който се налага, е, че трябва да умножите цялата формула по две.
Видео: Съставяне на уравнения на химични реакции
Сега да видим колко сяра има. По една от лявата и дясната страна. Да обърнем внимание на кислорода. От лявата страна имаме 6 кислородни атома. От друга страна - 5. По-малко отдясно, повече отляво. Нечетно число трябва да се доведе до четно число. За целта умножаваме формулата на водата по 2, тоест от един кислороден атом правим 2.
Вече има 6 кислородни атома от дясната страна. От лявата страна също има 6 атома. Да проверим водорода. Два водородни атома и още 2 водородни атома. Ще има четири водородни атома от лявата страна. А от другата страна също има четири водородни атома. Всички елементи са равни. Поставяме знака за равенство.
Видео: Химични уравнения. Как се пишат химични уравнения.
Следващ пример.
Тук примерът е интересен, защото се появяват скоби. Казват, че ако даден фактор е зад скобите, тогава всеки елемент в скобите се умножава по него. Трябва да започнете с азот, тъй като има по-малко от кислорода и водорода. Отляво има един азот, а отдясно, като се вземат предвид скобите, има два.
Има два водородни атома отдясно, но са необходими четири. Излизаме от това, като просто умножим водата по две, което води до четири водорода. Страхотно, водородът изравни. Има останал кислород. Преди реакцията има 8 атома, след нея също 8.
Страхотно, всички елементи са равни, можем да зададем „равни“.
Последен пример.
Следващият е барият. Той е изравнен, не е нужно да го докосвате. Преди реакцията има два хлора, след нея има само един. Какво трябва да се направи? Поставете 2 пред хлора след реакцията.
Видео: Балансиране на химични уравнения.
Сега, поради коефициента, който току-що беше зададен, след реакцията получихме два натрия, а преди реакцията също получихме два. Супер, всичко друго е изравнено.
Можете също така да изравните реакциите, като използвате метода на електронния баланс. Този метод има редица правила, по които може да се приложи. Следващата стъпка е да се подредят степени на окисление на всички елементи във всяко вещество, за да се разбере къде е настъпило окисление и къде е настъпило редукция.
За да научите как да балансирате химичните уравнения, първо трябва да подчертаете основните точки и да използвате правилния алгоритъм.
Ключови точки
Не е трудно да се изгради логиката на процеса. За да направите това, подчертаваме следните стъпки:
- Определяне на вида на реагентите (всички реагенти са органични, всички реагенти са неорганични, органични и неорганични реагенти в една реакция)
- Определяне на вида на химичната реакция (реакция с промяна в степента на окисление на компонентите или не)
- Избор на тестов атом или група от атоми
Примери
- Всички компоненти са неорганични, без промяна на степента на окисление, тестовият атом ще бъде кислород - O (не е повлиян от никакви взаимодействия:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Нека преброим броя на атомите на всеки елемент от дясната и лявата страна и да се уверим, че тук не се изисква поставяне на коефициенти (по подразбиране липсата на коефициент е коефициент, равен на 1)
NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4 + H2O
В този случай от дясната страна на уравнението виждаме 2 натриеви атома, което означава, че от лявата страна на уравнението трябва да заместим коефициента 2 пред съединението, съдържащо натрий:
2 NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4 + H2O
Проверяваме за кислород - O: от лявата страна има 2O от NaOH и 4 от сулфатния йон SO4, а отдясно има 4 от SO4 и 1 във водата. Добавете 2 преди водата:
2 NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4+ 2 H2O
- Всички компоненти са органични, без промяна на степента на окисление:
HOOC-COOH + CH3OH = CH3OOC-COOCH3 + H2O (възможна реакция при определени условия)
В този случай виждаме, че от дясната страна има 2 групи от атоми CH3, а отляво има само една. Добавете коефициент 2 към лявата страна преди CH3OH, проверете за кислород и добавете 2 преди вода
HOOC-COOH + 2CH3OH = CH3OOC-COOCH3 + 2H2O
- Органични и неорганични компоненти без промяна на степента на окисление:
CH3NH2 + H2SO4 = (CH3NH2)2∙SO4
В тази реакция тестовият атом не е задължителен. От лявата страна има 1 молекула метиламин CH3NH2, а отдясно има 2. Това означава, че е необходим коефициент 2 пред метиламин.
2CH3NH2 + H2SO4 = (CH3NH2)2∙SO4
- Органичен компонент, неорганичен, промяна в степента на окисление.
CuO + C2H5OH = Cu + CH3COOH + H2O
В този случай е необходимо да се състави електронен баланс и е по-добре да се преобразуват формулите на органичните вещества в брутни стойности. Тестовият атом ще бъде кислород - количеството му показва, че не са необходими коефициенти, потвърждава електронният баланс
CuO + C2H6O = Cu + C2H4O2
2С +2 - 2е = 2С0
C3H8 + O2 = CO2 + H2O
Тук O не може да бъде тест, тъй като самият той променя степента на окисление. Проверяваме според Н.
O2 0 + 2*2 e = 2O-2 (говорим за кислород от CO2)
3C (-8/3) - 20e = 3C +4 (в органичните редокс реакции се използват конвенционални фракционни степени на окисление)
От електронния баланс става ясно, че за окисляването на въглерода е необходим 5 пъти повече кислород. Поставяме 5 пред O2, също от електронния баланс трябва да поставим 3 пред C от CO2, проверяваме за H и поставяме 4 пред вода
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
- Неорганични съединения, промени в степента на окисление.
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + K2SO4 + H2O + MnO2
Тестовете ще бъдат водороди във вода и киселинни остатъци SO4 2- от сярна киселина.
S+4 (от SO3 2-) – 2e = S +6 (от Na2SO4)
Mn+7 + 3e = Mn+4
Така трябва да поставите 3 пред Na2SO3 и Na2SO4, 2 пред KMnO4 и MNO2.
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2SO4 = 3Na2SO4 + K2SO4 + H2O + 2MnO2
9.1. Какви са химичните реакции?
Нека си припомним, че всички химични явления в природата наричаме химични реакции. По време на химическа реакция някои химични връзки се разкъсват и се образуват други. В резултат на реакцията от някои химични вещества се получават други вещества (виж глава 1).
Докато си правехте домашното за § 2.5, вие се запознахте с традиционния избор на четири основни типа реакции от цялата съвкупност от химични превръщания, след което предложихте и техните имена: реакции на свързване, разлагане, заместване и обмен.
Примери за реакции на съединения:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Примери за реакции на разлагане:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Примери за реакции на заместване:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Обменни реакции- химични реакции, при които изходните вещества изглежда обменят своите съставни части. |
Примери за обменни реакции:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (единадесет)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Традиционната класификация на химичните реакции не обхваща цялото им многообразие - освен четирите основни типа реакции има и много по-сложни реакции.
Идентифицирането на други два вида химични реакции се основава на участието в тях на две важни нехимични частици: електрон и протон.
По време на някои реакции се получава пълно или частично прехвърляне на електрони от един атом към друг. В този случай степента на окисление на атомите на елементите, които съставляват изходните вещества, се променя; от дадените примери това са реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Тези реакции се наричат редокс.
В друга група реакции водороден йон (Н +), т.е. протон, преминава от една реагираща частица към друга. Такива реакции се наричат киселинно-алкални реакцииили реакции на пренос на протон.
Сред дадените примери такива реакции са реакции 3, 10 и 11. По аналогия с тези реакции понякога се наричат редокс реакции реакции на пренос на електрони. Ще се запознаете с OVR в § 2, а с KOR в следващите глави.
РЕАКЦИИ НА СЪЕДИНЕНИЕ, РЕАКЦИИ НА РАЗПАДАНЕ, РЕАКЦИИ НА ЗАМЕСТВАНЕ, ОБМЕННИ РЕАКЦИИ, ОКИСЛНО-ВЪЗСТАНОВИТЕЛНИ РЕАКЦИИ, КИСЕЛИННО-ОСНОВНИ РЕАКЦИИ.
Запишете уравнения на реакцията, съответстващи на следните схеми:
а) HgO Hg + O 2 ( T); б) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( T);
d) Al + I 2 AlI 3; д) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3(PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( T); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Посочете традиционния тип реакция. Обозначете редокс и киселинно-алкални реакции. При окислително-редукционните реакции посочете кои атоми на елементите променят степента си на окисление.
9.2. Редокс реакции
Нека разгледаме редокс реакцията, която протича в доменните пещи по време на промишленото производство на желязо (по-точно чугун) от желязна руда:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Нека определим степени на окисление на атомите, които съставляват както изходните вещества, така и продуктите на реакцията
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Както можете да видите, степента на окисление на въглеродните атоми се повишава в резултат на реакцията, степента на окисление на атомите на желязото намалява, а степента на окисление на атомите на кислорода остава непроменена. Следователно въглеродните атоми в тази реакция претърпяха окисление, тоест загубиха електрони ( окислени), а атомите на желязото – редукция, тоест те добавят електрони ( възстановен) (вижте § 7.16). За характеризиране на OVR се използват понятията окислителИ редуциращ агент.
Така в нашата реакция окислителните атоми са железни атоми, а редуциращите атоми са въглеродни атоми.
В нашата реакция окислителят е железен (III) оксид, а редуциращият агент е въглероден (II) оксид.
В случаите, когато окисляващите атоми и редуциращите атоми са част от едно и също вещество (пример: реакция 6 от предходния параграф), понятията „окисляващо вещество“ и „редуциращо вещество“ не се използват.
По този начин типичните окислители са вещества, които съдържат атоми, които имат тенденция да получават електрони (изцяло или частично), понижавайки степента на окисление. От простите вещества това са предимно халогени и кислород и в по-малка степен сяра и азот. От сложни вещества - вещества, които съдържат атоми в по-високи степени на окисление, които не са склонни да образуват прости йони в тези степени на окисление: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичните редуциращи агенти са вещества, които съдържат атоми, които са склонни напълно или частично да отдават електрони, повишавайки степента си на окисление. Простите вещества включват водород, алкални и алкалоземни метали и алуминий. От сложните вещества - H 2 S и сулфиди (S –II), SO 2 и сулфити (S +IV), йодиди (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) и др.
Като цяло почти всички сложни и много прости вещества могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 е силен редуциращ агент);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 е слаб окислител);
C + O 2 = CO 2 (t) (C е редуциращ агент);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C е окислител).
Нека се върнем към реакцията, която обсъдихме в началото на този раздел.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Моля, обърнете внимание, че в резултат на реакцията окислителните атоми (Fe + III) се превърнаха в редуциращи атоми (Fe 0), а редуциращите атоми (C + II) се превърнаха в окислителни атоми (C + IV). Но CO2 е много слаб окислител при всякакви условия, а желязото, въпреки че е редуциращ агент, при тези условия е много по-слабо от CO. Следователно реакционните продукти не реагират помежду си и обратната реакция не възниква. Даденият пример е илюстрация на общия принцип, който определя посоката на потока на OVR:
Редокс реакциите протичат в посока на образуване на по-слаб окислител и по-слаб редуциращ агент.
Редокс свойствата на веществата могат да се сравняват само при еднакви условия. В някои случаи това сравнение може да се направи количествено.
Докато си пишехте домашното за първия параграф на тази глава, се убедихте, че е доста трудно да се изберат коефициенти в някои уравнения на реакцията (особено ORR). За да се опрости тази задача в случай на редокс реакции, се използват следните два метода:
а) метод на електронен балансИ
б) метод на електронно-йонния баланс.
Сега ще научите метода на електронния баланс, а методът на електронно-йонния баланс обикновено се изучава във висшите учебни заведения.
И двата метода се основават на факта, че електроните в химичните реакции нито изчезват, нито се появяват никъде, тоест броят на електроните, приети от атомите, е равен на броя на електроните, отдадени от други атоми.
Броят на отдадените и приетите електрони в метода на електронния баланс се определя от промяната в степента на окисление на атомите. При използването на този метод е необходимо да се знае съставът както на изходните вещества, така и на реакционните продукти.
Нека да разгледаме приложението на метода на електронния баланс, използвайки примери.
Пример 1.Нека съставим уравнение за реакцията на желязото с хлора. Известно е, че продуктът на тази реакция е железен (III) хлорид. Нека запишем схемата на реакцията:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Нека определим степени на окисление на атомите на всички елементи, които съставляват веществата, участващи в реакцията:
Атомите на желязото отдават електрони, а молекулите на хлора ги приемат. Нека изразим тези процеси електронни уравнения:
Fe – 3 д– = Fe +III,
Cl2+2 д –= 2Cl –I.
За да може броят на дадените електрони да бъде равен на броя на получените електрони, първото електронно уравнение трябва да се умножи по две, а второто по три:
| Fe – 3 д– = Fe +III, Cl2+2 д– = 2Cl –I |
2Fe – 6 д– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 д– = 6Cl –I. |
Чрез въвеждане на коефициенти 2 и 3 в схемата на реакцията получаваме уравнението на реакцията:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Пример 2.Нека съставим уравнение за реакцията на горене на бял фосфор в излишък от хлор. Известно е, че фосфорен (V) хлорид се образува при следните условия:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Молекулите на белия фосфор отдават електрони (окисляват), а молекулите на хлора ги приемат (редуцират):
| P 4 – 20 д– = 4P +V Cl2+2 д– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 д– = 4P +V Cl2+2 д– = 2Cl –I |
P 4 – 20 д– = 4P +V 10Cl 2 + 20 д– = 20Cl –I |
Първоначално получените множители (2 и 20) имаха общ делител, на който (както бъдещите коефициенти в уравнението на реакцията) бяха разделени. Уравнение на реакцията:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Пример 3.Нека създадем уравнение за реакцията, която протича, когато железен (II) сулфид се изпича в кислород.
Схема на реакция:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
В този случай се окисляват както железните (II), така и серните (–II) атоми. Съставът на железен(II) сулфид съдържа атоми на тези елементи в съотношение 1:1 (виж индексите в най-простата формула).
Електронен баланс:
| 4 | Fe+II – д– = Fe +III S–II–6 д– = S + IV |
Общо дават 7 д – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение на реакцията: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Пример 4. Нека създадем уравнение за реакцията, която протича, когато железен (II) дисулфид (пирит) се изпича в кислород.
Схема на реакция:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Както в предишния пример, както железните(II) атоми, така и серните атоми също се окисляват тук, но със степен на окисление I. Атомите на тези елементи са включени в състава на пирита в съотношение 1:2 (вижте индекси в най-простата формула). В това отношение атомите на желязото и сярата реагират, което се взема предвид при съставянето на електронния баланс:
| Fe+III – д– = Fe +III 2S–I – 10 д– = 2S +IV |
Общо дават 11 д – | |
| О2+4 д– = 2O –II |
Уравнение на реакцията: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Има и по-сложни случаи на ODD, с някои от които ще се запознаете, докато си правите домашното.
ОКИСЛЯВАЩ АТОМ, РЕДУКЦИРАЩ АТОМ, ОКИСЛИВАЩО ВЕЩЕСТВО, РЕДУКЦИРАЩО ВЕЩЕСТВО, МЕТОД НА ЕЛЕКТРОНЕН БАЛАНС, ЕЛЕКТРОННИ УРАВНЕНИЯ.
1. Съставете електронен баланс за всяко уравнение на OVR, дадено в текста на § 1 от тази глава.
2. Съставете уравнения за ORR, които сте открили при изпълнение на задачата към § 1 на тази глава. Този път използвайте метода на електронния баланс, за да зададете коефициентите. 3. Използвайки метода на електронния баланс, създайте уравнения на реакцията, съответстващи на следните схеми: а) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br2AlBr3;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( T);
д) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( 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) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( T);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( T);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( T)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( T);
в) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( T);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( T);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( T).
9.3. Екзотермични реакции. Енталпия
Защо възникват химични реакции?
За да отговорим на този въпрос, нека си припомним защо отделните атоми се комбинират в молекули, защо се образува йонен кристал от изолирани йони и защо принципът на най-малката енергия се прилага, когато се формира електронната обвивка на атома. Отговорът на всички тези въпроси е един и същ: защото е енергийно полезен. Това означава, че по време на такива процеси се освобождава енергия. Изглежда, че химическите реакции трябва да се случват по същата причина. Наистина могат да се осъществят много реакции, по време на които се освобождава енергия. Освобождава се енергия, обикновено под формата на топлина.
Ако по време на екзотермична реакция топлината няма време да бъде отстранена, тогава реакционната система се нагрява.
Например при реакцията на изгаряне на метан
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
отделя се толкова много топлина, че метанът се използва като гориво.
Фактът, че тази реакция отделя топлина, може да бъде отразен в уравнението на реакцията:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Това е т.нар термохимично уравнение. Тук символът "+ Q" означава, че при изгаряне на метан се отделя топлина. Тази топлина се нарича топлинен ефект на реакцията.
Откъде идва отделената топлина?
Знаете, че по време на химични реакции химичните връзки се разкъсват и образуват. В този случай връзките между въглеродните и водородните атоми в молекулите на СН4, както и между кислородните атоми в молекулите на О2, се прекъсват. В този случай се образуват нови връзки: между въглеродните и кислородните атоми в молекулите на CO 2 и между кислородните и водородните атоми в молекулите на H 2 O. За да разкъсате връзките, трябва да изразходвате енергия (вижте „енергия на връзката“, „енергия на атомизация“ ), а при образуването на връзки се освобождава енергия. Очевидно, ако „новите“ връзки са по-силни от „старите“, тогава повече енергия ще бъде освободена, отколкото погълната. Разликата между освободената и погълнатата енергия е топлинният ефект на реакцията.
Топлинният ефект (количество топлина) се измерва в килоджаули, например:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Тази нотация означава, че 484 килоджаула топлина ще бъдат освободени, ако два мола водород реагират с един мол кислород, за да се получат два мола газообразна вода (водна пара).
По този начин, в термохимичните уравнения коефициентите са числено равни на количествата вещество на реагентите и продуктите на реакцията.
Какво определя топлинния ефект на всяка конкретна реакция?
Топлинният ефект на реакцията зависи
а) върху агрегатните състояния на изходните вещества и реакционните продукти,
б) на температурата и
в) дали химическата трансформация протича при постоянен обем или при постоянно налягане.
Зависимостта на топлинния ефект на реакцията от състоянието на агрегация на веществата се дължи на факта, че процесите на преход от едно състояние на агрегация към друго (както някои други физични процеси) са придружени от отделяне или абсорбиране на топлина. Това може да се изрази и чрез термохимично уравнение. Пример – термохимично уравнение за кондензация на водна пара:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.
В термохимичните уравнения и, ако е необходимо, в обикновените химични уравнения, агрегатните състояния на веществата се обозначават с буквени индекси:
г) – газ,
ж) – течност,
(t) или (cr) – твърдо или кристално вещество.
Зависимостта на топлинния ефект от температурата е свързана с разликите в топлинните мощности
изходни материали и реакционни продукти.
Тъй като обемът на системата винаги се увеличава в резултат на екзотермична реакция при постоянно налягане, част от енергията се изразходва за извършване на работа за увеличаване на обема и отделената топлина ще бъде по-малка, отколкото ако същата реакция протича при постоянен обем .
Топлинните ефекти на реакциите обикновено се изчисляват за реакции, протичащи при постоянен обем при 25 °C и се обозначават със символа Qо.
Ако енергията се отделя само под формата на топлина и химическата реакция протича при постоянен обем, тогава топлинният ефект на реакцията ( Q V) е равно на промяната вътрешна енергия(Д U) вещества, участващи в реакцията, но с обратен знак:
Q V = – U.
Вътрешната енергия на тялото се разбира като общата енергия на междумолекулните взаимодействия, химическите връзки, йонизационната енергия на всички електрони, енергията на връзката на нуклоните в ядрата и всички други известни и неизвестни видове енергия, „съхранени“ от това тяло. Знакът „–“ се дължи на факта, че когато се отделя топлина, вътрешната енергия намалява. Това е
U= – Q V .
Ако реакцията протича при постоянно налягане, тогава обемът на системата може да се промени. Извършването на работа за увеличаване на обема също отнема част от вътрешната енергия. В такъв случай
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Където Q стр– топлинният ефект на реакция, протичаща при постоянно налягане. Оттук
Q P = – U–PV .
Стойност, равна на U+PVполучи името промяна на енталпиятаи се обозначава с D з.
H=U+PV.
Следователно
Q P = – з.
Така, когато се отделя топлина, енталпията на системата намалява. Оттук и старото наименование на тази величина: „топлосъдържание“.
За разлика от топлинния ефект, промяната в енталпията характеризира реакцията, независимо дали протича при постоянен обем или постоянно налягане. Наричат се термохимични уравнения, записани с промяна на енталпията термохимични уравнения в термодинамична форма. В този случай е дадена стойността на промяната на енталпията при стандартни условия (25 °C, 101,3 kPa), означена H o. Например:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) H o= – 65 kJ.
Зависимост на количеството топлина, отделена при реакцията ( Q) от топлинния ефект на реакцията ( Q o) и количеството вещество ( н B) един от участниците в реакцията (вещество B - изходното вещество или реакционен продукт) се изразява с уравнението:
Тук B е количеството вещество B, определено от коефициента пред формулата на вещество B в термохимичното уравнение.
Задача
Определете количеството водородно вещество, изгорено в кислород, ако се отделят 1694 kJ топлина.
Решение
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Топлинният ефект от реакцията между кристален алуминий и газообразен хлор е 1408 kJ. Напишете термохимичното уравнение за тази реакция и определете масата на алуминия, необходима за производството на 2816 kJ топлина, използвайки тази реакция. 9.4. Ендотермични реакции. Ентропия В допълнение към екзотермичните реакции са възможни реакции, при които топлината се абсорбира и ако не се подава, реакционната система се охлажда. Такива реакции се наричат ендотермичен. Топлинният ефект на такива реакции е отрицателен. Например: По този начин енергията, освободена по време на образуването на връзки в продуктите на тези и подобни реакции, е по-малка от енергията, необходима за разрушаване на връзките в изходните вещества.
Нека вземем две колби и напълним едната с азот (безцветен газ), а другата с азотен диоксид (кафяв газ), така че налягането и температурата в колбите да са еднакви. Известно е, че тези вещества не реагират химически помежду си. Нека плътно да свържем колбите с гърлата им и да ги поставим вертикално, така че колбата с по-тежък азотен диоксид да е на дъното (фиг. 9.1). След известно време ще видим, че кафявият азотен диоксид постепенно се разпространява в горната колба, а безцветният азот прониква в долната. В резултат на това газовете се смесват и цветът на съдържанието на колбите става същият. По този начин,
Уравнения на връзката между ентропията ( С) и други величини се изучават в курсовете по физика и физикохимия. Ентропийна единица [ С] = 1 J/K. G= H–T С Условие за спонтанна реакция: Ж< 0. При ниски температури факторът, определящ възможността за протичане на реакция, е до голяма степен енергийният фактор, а при високи температури - ентропийният фактор. От горното уравнение, по-специално, става ясно защо реакциите на разлагане, които не протичат при стайна температура (ентропията се увеличава), започват да протичат при повишени температури. ЕНДОТЕРМИЧНА РЕАКЦИЯ, ЕНТРОПИЯ, ЕНЕРГИЕН ФАКТОР, ЕНТРОПИЙЕН ФАКТОР, ЕНЕРГИЯ НА ГИБС. 2CuO (cr) + C (графит) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) е –46 kJ. Запишете термохимичното уравнение и изчислете колко енергия е необходима за производството на 1 kg мед от тази реакция. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Образуват се 24,6 литра въглероден диоксид. Определете колко топлина е била изгубена безполезно. Колко грама калциев оксид са се образували? |
Химическото уравнение е визуализация на химическа реакция с помощта на математически символи и химични формули. Това действие е отражение на някаква реакция, по време на която се появяват нови вещества.
Химични задачи: видове
Химичното уравнение е последователност от химични реакции. Те се основават на закона за запазване на масата на всяко вещество. Има само два вида реакции:
- Съединения - те включват (заместване на атоми на сложни елементи с атоми на прости реагенти), обмен (заместване на съставните части на две сложни вещества), неутрализация (реакция на киселини с основи, образуване на сол и вода).
- Разлагането е образуването на две или повече сложни или прости вещества от едно сложно вещество, но техният състав е по-прост.
Химичните реакции също могат да бъдат разделени на видове: екзотермични (протичат с отделяне на топлина) и ендотермични (поглъщане на топлина).
Този въпрос тревожи много студенти. Предлагаме няколко прости съвета, които да ви помогнат да научите как да решавате химични уравнения:
- Желанието за разбиране и овладяване. Не можете да се отклоните от целта си.
- Теоретични знания. Без тях е невъзможно да се състави дори елементарната формула на съединение.
- Правилно записване на химичен проблем - дори и най-малката грешка в състоянието ще обезсили всичките ви усилия за решаването му.
Желателно е самият процес на решаване на химични уравнения да бъде вълнуващ за вас. Тогава химичните уравнения (ще разгледаме как да ги решим и какви точки трябва да запомните в тази статия) вече няма да са проблематични за вас.
Проблеми, които могат да бъдат решени с помощта на уравнения на химични реакции
Тези задачи включват:
- Намиране на масата на компонент от дадена маса на друг реактив.
- Упражнения за комбиниране на маса и бенка.
- Изчисления на комбинацията обем-мол.
- Примери с използване на термина "излишък".
- Изчисления с използване на реагенти, единият от които не съдържа примеси.
- Проблеми с разпадането на резултата от реакцията и производствените загуби.
- Проблеми с търсенето на формули.
- Задачи, при които реактивите се предоставят под формата на разтвори.
- Проблеми, съдържащи смеси.
Всеки от тези типове проблеми включва няколко подтипа, които обикновено се обсъждат подробно в първите уроци по химия в училище.
Химични уравнения: Как се решават
Има алгоритъм, който ви помага да се справите с почти всяка задача в тази трудна наука. За да разберете как правилно да решавате химични уравнения, трябва да се придържате към определен модел:
- Когато пишете уравнението на реакцията, не забравяйте да зададете коефициентите.
- Определяне на начин за намиране на неизвестни данни.
- Правилното използване на пропорциите в избраната формула или използването на понятието „количество вещество“.
- Обърнете внимание на мерните единици.
Накрая е важно да проверите задачата. По време на процеса на вземане на решение може да сте направили проста грешка, която да повлияе на резултата от решението.
Основни правила за писане на химични уравнения
Ако се придържате към правилната последователност, тогава въпросът какво представляват химичните уравнения и как да ги решите няма да ви тревожи:
- В лявата част на уравнението са записани формулите на веществата, които реагират (реактиви).
- В дясната част на уравнението са записани формулите на веществата, които се образуват в резултат на реакцията.
Съставянето на уравнението на реакцията се основава на закона за запазване на масата на веществата. Следователно и двете страни на уравнението трябва да са равни, тоест с еднакъв брой атоми. Това може да се постигне при условие, че коефициентите са правилно поставени пред формулите на веществата.
Подреждане на коефициенти в химическо уравнение
Алгоритъмът за подреждане на коефициентите е следният:
- Преброяване на лявата и дясната страна на уравнението за атомите на всеки елемент.
- Определяне на променящия се брой атоми в елемент. Трябва също да намерите N.O.K.
- Получаването на коефициентите се постига чрез разделяне на Н.О.К. към индекси. Не забравяйте да поставите тези числа преди формулите.
- Следващата стъпка е да преизчислим броя на атомите. Понякога има нужда да повторите действието.
Изравняването на части от химическа реакция става с помощта на коефициенти. Изчисляването на индексите се извършва чрез валентност.
За успешно съставяне и решаване на химични уравнения е необходимо да се вземат предвид физичните свойства на веществото, като обем, плътност, маса. Също така трябва да знаете състоянието на реагиращата система (концентрация, температура, налягане) и да разберете мерните единици на тези количества.
За да разберете въпроса какво представляват химичните уравнения и как да ги решите, е необходимо да използвате основните закони и понятия на тази наука. За да изчислите успешно такива задачи, трябва също да запомните или да овладеете уменията за математически операции и да можете да извършвате операции с числа. Надяваме се, че нашите съвети ще ви улеснят при справянето с химичните уравнения.
Редокс реакциите са процес на „преливане“ на електрони от един атом към друг. В резултат на това се получава окисление или редукция на химичните елементи, които съставляват реагентите.
Основни понятия
Ключовият термин при разглеждането на редокс реакциите е степента на окисление, която представлява номиналния заряд на атома и броя на преразпределените електрони. Окислението е процесът на загуба на електрони, което увеличава заряда на атома. Редукцията, от друга страна, е процес на получаване на електрони, при който степента на окисление намалява. Съответно окислителят приема нови електрони, а редукторът ги губи и такива реакции винаги протичат едновременно.
Определяне степента на окисление
Изчисляването на този параметър е една от най-популярните задачи в училищния курс по химия. Намирането на зарядите на атомите може да бъде или елементарен въпрос, или задача, изискваща щателни изчисления: всичко зависи от сложността на химическата реакция и броя на съставните съединения. Бих искал степени на окисление да са посочени в периодичната таблица и винаги под ръка, но този параметър трябва или да се помни, или да се изчисли за конкретна реакция. И така, има две недвусмислени свойства:
- Сумата от зарядите на едно сложно съединение винаги е нула. Това означава, че някои атоми ще имат положителна степен, а други ще имат отрицателна степен.
- Степента на окисление на елементарните съединения винаги е нула. Простите съединения са тези, които се състоят от атоми на един елемент, тоест желязо Fe2, кислород O2 или октасяра S8.
Има химични елементи, чийто електрически заряд е недвусмислен във всяка връзка. Те включват:
- -1 - F;
- -2 - О;
- +1 - H, Li, Ag, Na, K;
- +2 - Ba, Ca, Mg, Zn;
- +3 - Ал.
Въпреки че е ясно, има някои изключения. Флуорът F е уникален елемент, чиято степен на окисление винаги е -1. Благодарение на това свойство, много елементи променят заряда си, когато са сдвоени с флуор. Например, кислородът в комбинация с флуор има заряд +1 (O 2 F 2) или +2 (OF2). В допълнение, кислородът променя степента си в пероксидните съединения (във водородния прекис H202 зарядът е -1). И, разбира се, кислородът има нулева степен в простото си съединение О2.
Когато разглеждаме окислително-възстановителните реакции, е важно да вземем предвид вещества, които са изградени от йони. Атомите на йонните химични елементи имат степен на окисление, равна на заряда на йона. Например, в съединението натриев хидрид NaH се предполага, че водородът има заряд +1, но натриевият йон също има заряд +1. Тъй като съединението трябва да е електрически неутрално, водородният атом поема заряд -1. Металните йони се открояват отделно в тази ситуация, тъй като атомите на такива елементи са йонизирани в различни количества. Например, желязо F йонизира както при +2, така и при +3 в зависимост от състава на химичното вещество.
Пример за определяне на степени на окисление
За прости съединения, които включват атоми с недвусмислени заряди, разпределението на степените на окисление не е трудно. Например, за вода H2O, кислородният атом има заряд от -2, а водородният атом има заряд от +1, което се събира до неутрална нула. В по-сложните съединения има атоми, които могат да имат различни заряди и методът на изключване трябва да се използва за определяне на степента на окисление. Нека разгледаме един пример.
Натриевият сулфат Na 2 SO 4 съдържа серен атом, чийто заряд може да приема стойности от -2, +4 или +6. Коя стойност да избера? Първо, определяме, че натриевият йон има заряд +1. Кислородът в по-голямата част от случаите има заряд от –2. Нека съставим просто уравнение:
1 × 2 + S + (–2) × 4 = 0
Така зарядът на сярата в натриевия сулфат е +6.
Подреждане на коефициентите според реакционната схема
След като вече знаете как да определяте зарядите на атомите, можете да зададете коефициенти на редокс реакциите, за да ги балансирате. Стандартна задача по химия: изберете коефициенти на реакция, като използвате метода на електронния баланс. В тези задачи не е необходимо да определяте какви вещества се образуват в края на реакцията, тъй като резултатът вече е известен. Например, определете пропорциите в проста реакция:
Na + O2 → Na 2 O
И така, нека определим заряда на атомите. Тъй като натрият и кислородът от лявата страна на уравнението са прости вещества, техният заряд е нула. В натриевия оксид Na2O кислородът има заряд -2, а натрият има заряд +1. Виждаме, че от лявата страна на уравнението натрият има нулев заряд, а от дясната страна има положителен +1 заряд. Същото е и с кислорода, който променя окислителното си число от нула на -2. Нека напишем това на "химичен" език, като посочим зарядите на елементите в скоби:
Na(0) – 1e = Na(+1)
O(0) + 2e = O(–2)
За да балансирате реакцията, трябва да балансирате кислорода и да добавите фактор 2 към натриевия оксид. Получаваме реакцията:
Na + O2 → 2Na2O
Сега имаме дисбаланс на натрия, нека го балансираме с коефициент 4:
4Na + O2 → 2Na2O
Сега броят на атомите на елементите е еднакъв от двете страни на уравнението, следователно реакцията е балансирана. Направихме всичко това ръчно и не беше трудно, тъй като самата реакция е елементарна. Но какво, ако трябва да балансирате реакцията под формата K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + I2 + H 2 O + K 2 SO 4? Отговорът е прост: използвайте калкулатор.
Калкулатор за балансиране на редокс реакция
Нашата програма ви позволява автоматично да задавате коефициенти за най-честите химични реакции. За да направите това, трябва да въведете реакция в полето на програмата или да я изберете от падащия списък. За да разрешите редокс реакцията, представена по-горе, трябва само да я изберете от списъка и да кликнете върху бутона „Изчисли“. Калкулаторът веднага ще даде резултата:
K 2 Cr 2 O 7 + 6KI + 7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4) 3 + 3I2 + 7H 2 O + 4K 2 SO 4
Използването на калкулатор ще ви помогне бързо да балансирате най-сложните химични реакции.
Заключение
Способността за балансиране на реакциите е необходима за всички ученици и студенти, които мечтаят да свържат живота си с химията. Като цяло изчисленията се извършват по строго определени правила, за да разберете кои са достатъчни елементарни познания по химия и алгебра: не забравяйте, че сумата от степените на окисление на атомите на съединението винаги е равна на нула и можете да решавате линейни уравнения .
Изтеглете работа по темата: Изследователска работа на учениците и начини за нейното подобряване
Каква е непоследователността на социалния процес?
Измервателни скали Абсолютна измервателна скала