Løse ligninger i kjemi 9. Hvordan skrive ligninger for kjemiske reaksjoner
En reaksjonsligning i kjemi er en registrering av en kjemisk prosess ved bruk av kjemiske formler og matematiske symboler.
Denne notasjonen er et diagram over en kjemisk reaksjon. Når "="-tegnet vises, kalles det en "ligning". La oss prøve å løse det.
Eksempel på analyse av enkle reaksjoner
Det er ett atom i kalsium, siden koeffisienten ikke er verdt det. Indeksen er heller ikke skrevet her, som betyr en. På høyre side av ligningen er Ca også en. Vi trenger ikke å jobbe med kalsium.
Video: Koeffisienter i kjemiske reaksjonsligninger.
La oss se på det neste elementet - oksygen. Indeks 2 indikerer at det er 2 oksygenioner. Det er ingen indekser på høyre side, det vil si en partikkel av oksygen, og til venstre er det 2 partikler. Hva gjør vi? Ingen ekstra indekser eller korrigeringer kan gjøres til den kjemiske formelen, siden den er skrevet riktig.
Koeffisientene er det som er skrevet før den minste delen. De har rett til å endre seg. For enkelhets skyld skriver vi ikke om selve formelen. På høyre side ganger vi en med 2 for å få 2 oksygenioner der.
Etter at vi hadde satt koeffisienten, fikk vi 2 kalsiumatomer. Det er bare en på venstre side. Det betyr at nå må vi sette 2 foran kalsium.
La oss nå sjekke resultatet. Hvis antall atomer i et element er likt på begge sider, kan vi sette "lik"-tegnet.
Et annet tydelig eksempel: det er to hydrogener til venstre, og etter pilen har vi også to hydrogener.
- Det er to oksygener før pilen, men det er ingen indekser etter pilen, noe som betyr at det er en.
- Det er mer til venstre og mindre til høyre.
- Vi setter koeffisient 2 foran vann.
Vi multipliserte hele formelen med 2, og nå har mengden hydrogen endret seg. Vi multipliserer indeksen med koeffisienten, og vi får 4. Og på venstre side er det to hydrogenatomer igjen. Og for å få 4 må vi gange hydrogen med to.
Video: Ordne koeffisienter i en kjemisk ligning
Dette er tilfellet når elementet i den ene og den andre formelen er på samme side, opp til pilen.
Ett svovelion til venstre og ett ion til høyre. To oksygenpartikler, pluss to oksygenpartikler til. Dette betyr at det er 4 oksygener på venstre side. Til høyre er det 3 oksygener. Det vil si at på den ene siden er det et partall atomer, og på den andre et oddetall. Hvis vi ganger det oddetall med to ganger, får vi et partall. Først bringer vi det til en jevn verdi. For å gjøre dette, multipliser hele formelen etter pilen med to. Etter multiplikasjon får vi seks oksygenioner, og også 2 svovelatomer. Til venstre har vi en mikropartikkel av svovel. La oss nå utligne det. Vi setter ligningene til venstre før grå 2.
Ringte.
Komplekse reaksjoner
Dette eksemplet er mer komplekst fordi det er flere elementer av materie.
Dette kalles en nøytraliseringsreaksjon. Hva må utjevnes her først:
- På venstre side er ett natriumatom.
- På høyre side sier indeksen at det er 2 natrium.
Konklusjonen tyder på seg selv er at du må gange hele formelen med to.
Video: Tegning av kjemiske reaksjonsligninger
La oss nå se hvor mye svovel det er. En på venstre og høyre side. La oss ta hensyn til oksygen. På venstre side har vi 6 oksygenatomer. På den annen side - 5. Mindre til høyre, mer til venstre. Et oddetall må bringes til et partall. For å gjøre dette multipliserer vi formelen for vann med 2, det vil si fra ett oksygenatom lager vi 2.
Nå er det allerede 6 oksygenatomer på høyre side. Det er også 6 atomer på venstre side. La oss sjekke hydrogenet. To hydrogenatomer og to hydrogenatomer til. Så det vil være fire hydrogenatomer på venstre side. Og på den andre siden er det også fire hydrogenatomer. Alle elementer er like. Vi setter likhetstegnet.
Video: Kjemiske ligninger. Hvordan skrive kjemiske ligninger.
Neste eksempel.
Her er eksemplet interessant fordi parenteser vises. De sier at hvis en faktor er bak en parentes, så multipliseres hvert element i parentesen med det. Du må begynne med nitrogen, siden det er mindre av det enn oksygen og hydrogen. Til venstre er det ett nitrogen, og til høyre, tatt i betraktning brakettene, er det to.
Det er to hydrogenatomer til høyre, men fire er nødvendig. Vi kommer ut av dette ved å multiplisere vann med to, noe som resulterer i fire hydrogener. Flott, hydrogen utlignet. Det er oksygen igjen. Før reaksjonen er det 8 atomer, etter - også 8.
Flott, alle elementene er like, vi kan sette "lik".
Siste eksempel.
Neste opp er barium. Den er utjevnet, du trenger ikke å røre den. Før reaksjonen er det to klorer, etter den er det bare ett. Hva må gjøres? Plasser 2 foran kloret etter reaksjonen.
Video: Balansering av kjemiske ligninger.
Nå, på grunn av koeffisienten som nettopp ble satt, fikk vi etter reaksjonen to natriumer, og før reaksjonen fikk vi også to. Flott, alt annet er utlignet.
Du kan også utjevne reaksjoner ved hjelp av den elektroniske balansemetoden. Denne metoden har en rekke regler som den kan implementeres etter. Det neste trinnet er å ordne oksidasjonstilstandene til alle grunnstoffene i hvert stoff for å forstå hvor oksidasjon skjedde og hvor reduksjon skjedde.
For å lære å balansere kjemiske ligninger, må du først fremheve hovedpunktene og bruke riktig algoritme.
Nøkkelpunkter
Det er ikke vanskelig å bygge logikken i prosessen. For å gjøre dette, fremhever vi følgende trinn:
- Bestemmelse av typen reagenser (alle reagenser er organiske, alle reagenser er uorganiske, organiske og uorganiske reagenser i en reaksjon)
- Bestemme typen kjemisk reaksjon (reaksjon med en endring i oksidasjonstilstandene til komponentene eller ikke)
- Velge et testatom eller gruppe av atomer
Eksempler
- Alle komponenter er uorganiske, uten å endre oksidasjonstilstanden, vil testatomet være oksygen - O (det ble ikke påvirket av noen interaksjoner:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
La oss telle antall atomer til hvert element på høyre og venstre side og sørge for at plassering av koeffisienter ikke er nødvendig her (som standard er fraværet av en koeffisient en koeffisient lik 1)
NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4 + H2O
I dette tilfellet, på høyre side av ligningen ser vi 2 natriumatomer, noe som betyr at på venstre side av ligningen må vi erstatte koeffisienten 2 foran forbindelsen som inneholder natrium:
2 NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4 + H2O
Vi sjekker for oksygen - O: på venstre side er det 2O fra NaOH og 4 fra sulfationet SO4, og til høyre er det 4 fra SO4 og 1 i vann. Tilsett 2 før vann:
2 NaOH + H2SO4 = Na 2 SO4+ 2 H2O
- Alle komponentene er organiske, uten å endre oksidasjonstilstanden:
HOOC-COOH + CH3OH = CH3OOC-COOCH3 + H2O (reaksjon mulig under visse forhold)
I dette tilfellet ser vi at på høyre side er det 2 grupper av CH3-atomer, og til venstre er det bare en. Legg til en koeffisient på 2 på venstre side før CH3OH, sjekk for oksygen og tilsett 2 før vann
HOOC-COOH + 2CH3OH = CH3OOC-COOCH3 + 2H2O
- Organiske og uorganiske komponenter uten å endre oksidasjonstilstander:
CH3NH2 + H2SO4 = (CH3NH2)2∙SO4
I denne reaksjonen er testatomet valgfritt. På venstre side er det 1 molekyl metylamin CH3NH2, og på høyre side er det 2. Dette betyr at det trengs en koeffisient på 2 foran metylamin.
2CH3NH2 + H2SO4 = (CH3NH2)2∙SO4
- Organisk komponent, uorganisk, endring i oksidasjonstilstand.
CuO + C2H5OH = Cu + CH3COOH + H2O
I dette tilfellet er det nødvendig å utarbeide en elektronisk balanse, og det er bedre å konvertere formlene for organiske stoffer til bruttoverdier. Testatomet vil være oksygen - mengden viser at koeffisienter ikke er nødvendige, bekrefter den elektroniske balansen
CuO + C2H6O = Cu + C2H4O2
2С +2 - 2е = 2С0
C3H8 + O2 = CO2 + H2O
Her kan ikke O være en test, siden den selv endrer oksidasjonstilstanden. Vi sjekker i følge N.
O2 0 + 2*2 e = 2O-2 (vi snakker om oksygen fra CO2)
3C (-8/3) - 20e = 3C +4 (i organiske redoksreaksjoner brukes konvensjonelle fraksjonerte oksidasjonstilstander)
Fra den elektroniske balansen er det klart at det kreves 5 ganger mer oksygen for oksidasjon av karbon. Vi setter 5 foran O2, også fra den elektroniske balansen skal vi sette 3 foran C fra CO2, sjekke for H, og sette 4 foran vann
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
- Uorganiske forbindelser, endringer i oksidasjonstilstander.
Na2SO3 + KMnO4 + H2SO4 = Na2SO4 + K2SO4 + H2O + MnO2
Testene vil være hydrogener i vann og syrerester SO4 2- fra svovelsyre.
S+4 (fra SO3 2-) – 2e = S +6 (fra Na2SO4)
Mn+7 + 3e = Mn+4
Dermed må du sette 3 foran Na2SO3 og Na2SO4, 2 foran KMnO4 og MNO2.
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2SO4 = 3Na2SO4 + K2SO4 + H2O + 2MnO2
9.1. Hva er de kjemiske reaksjonene?
La oss huske at vi kaller alle kjemiske fenomener i naturen kjemiske reaksjoner. Under en kjemisk reaksjon brytes noen kjemiske bindinger og andre dannes. Som følge av reaksjonen får man andre stoffer fra noen kjemiske stoffer (se kapittel 1).
Mens du gjorde leksene dine for § 2.5, ble du kjent med det tradisjonelle utvalget av fire hovedtyper av reaksjoner fra hele settet av kjemiske transformasjoner, og deretter foreslo du også navnene deres: reaksjoner av kombinasjon, dekomponering, substitusjon og utveksling.
Eksempler på sammensatte reaksjoner:
C + O 2 = CO 2; (1)
Na20 + CO2 = Na2C03; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O = NH 4 HCO 3. (3)
Eksempler på nedbrytningsreaksjoner:
2Ag204Ag + O2; (4)
CaCO3 CaO + CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Eksempler på substitusjonsreaksjoner:
CuS04 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Utveksle reaksjoner- kjemiske reaksjoner der utgangsstoffer ser ut til å bytte ut sine bestanddeler. |
Eksempler på utvekslingsreaksjoner:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H20; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (11)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Den tradisjonelle klassifiseringen av kjemiske reaksjoner dekker ikke hele deres mangfold - i tillegg til de fire hovedtypene av reaksjoner, er det også mange mer komplekse reaksjoner.
Identifikasjonen av to andre typer kjemiske reaksjoner er basert på deltakelsen i dem av to viktige ikke-kjemiske partikler: elektron og proton.
Under noen reaksjoner skjer fullstendig eller delvis overføring av elektroner fra ett atom til et annet. I dette tilfellet endres oksidasjonstilstandene til atomene til grunnstoffene som utgjør startstoffene; av eksemplene som er gitt, er dette reaksjonene 1, 4, 6, 7 og 8. Disse reaksjonene kalles redoks.
I en annen gruppe reaksjoner går et hydrogenion (H +), det vil si et proton, fra en reagerende partikkel til en annen. Slike reaksjoner kalles syre-base reaksjoner eller protonoverføringsreaksjoner.
Blant eksemplene som er gitt, er slike reaksjoner reaksjoner 3, 10 og 11. I analogi med disse reaksjonene kalles redoksreaksjoner noen ganger elektronoverføringsreaksjoner. Du vil bli kjent med OVR i § 2, og med KOR i de påfølgende kapitlene.
KOMPONERINGSREAKSJONER, DEKOMPOSISJONSREAKSJONER, ERSTATTNINGSREAKSJONER, UTVEKSLINGSREAKSJONER, REDOKSREAKSJONER, SYRE-BASEREAKSJONER.
Skriv ned reaksjonsligninger som tilsvarer følgende skjemaer:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2A13; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04 Mg3 (PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (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.
Angi den tradisjonelle typen reaksjon. Merk redoks og syre-base reaksjoner. I redoksreaksjoner, angi hvilke atomer av elementer som endrer oksidasjonstilstanden.
9.2. Redoksreaksjoner
La oss vurdere redoksreaksjonen som oppstår i masovner under industriell produksjon av jern (mer presist, støpejern) fra jernmalm:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
La oss bestemme oksidasjonstilstandene til atomene som utgjør både utgangsstoffene og reaksjonsproduktene
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Som du kan se, økte oksidasjonsgraden til karbonatomer som et resultat av reaksjonen, oksidasjonsgraden til jernatomer ble redusert, og oksidasjonsgraden til oksygenatomer forble uendret. Følgelig gjennomgikk karbonatomene i denne reaksjonen oksidasjon, det vil si at de mistet elektroner ( oksidert), og jernatomene – reduksjon, det vil si at de la til elektroner ( gjenvunnet) (se § 7.16). For å karakterisere OVR brukes begrepene oksidant Og reduksjonsmiddel.
I vår reaksjon er de oksiderende atomene jernatomer, og de reduserende atomene er karbonatomer.
I vår reaksjon er oksidasjonsmidlet jern(III)oksid, og reduksjonsmidlet er karbon(II)monoksid.
I tilfeller hvor oksiderende atomer og reduserende atomer er en del av samme stoff (eksempel: reaksjon 6 fra forrige avsnitt), brukes ikke begrepene "oksiderende stoff" og "reduserende stoff".
Således er typiske oksidasjonsmidler stoffer som inneholder atomer som har en tendens til å få elektroner (helt eller delvis), og reduserer deres oksidasjonstilstand. Av de enkle stoffene er dette først og fremst halogener og oksygen, og i mindre grad svovel og nitrogen. Fra komplekse stoffer - stoffer som inneholder atomer i høyere oksidasjonstilstander som ikke er tilbøyelige til å danne enkle ioner i disse oksidasjonstilstandene: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO4 (Cl +VII), etc.
Typiske reduksjonsmidler er stoffer som inneholder atomer som har en tendens til helt eller delvis å donere elektroner, noe som øker deres oksidasjonstilstand. Enkle stoffer inkluderer hydrogen, alkali- og jordalkalimetaller og aluminium. Av de komplekse stoffene - H 2 S og sulfider (S –II), SO 2 og sulfitter (S +IV), jodider (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
Generelt kan nesten alle komplekse og mange enkle stoffer oppvise både oksiderende og reduserende egenskaper. For eksempel:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 er et sterkt reduksjonsmiddel);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 er et svakt oksidasjonsmiddel);
C + O 2 = CO 2 (t) (C er et reduksjonsmiddel);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C er et oksidasjonsmiddel).
La oss gå tilbake til reaksjonen vi diskuterte i begynnelsen av denne delen.
| Fe2O3 | + | = | 2 Fe | + |
Vær oppmerksom på at som et resultat av reaksjonen ble oksiderende atomer (Fe + III) til reduserende atomer (Fe 0), og reduserende atomer (C + II) ble til oksiderende atomer (C + IV). Men CO 2 er et veldig svakt oksidasjonsmiddel under alle forhold, og jern, selv om det er et reduksjonsmiddel, er under disse forholdene mye svakere enn CO. Derfor reagerer ikke reaksjonsproduktene med hverandre, og den omvendte reaksjonen skjer ikke. Det gitte eksemplet er en illustrasjon av det generelle prinsippet som bestemmer retningen på strømmen til OVR:
Redoksreaksjoner fortsetter i retning av dannelse av et svakere oksidasjonsmiddel og et svakere reduksjonsmiddel.
Redoksegenskapene til stoffer kan bare sammenlignes under identiske forhold. I noen tilfeller kan denne sammenligningen gjøres kvantitativt.
Mens du gjorde leksene dine for første avsnitt i dette kapittelet, ble du overbevist om at det er ganske vanskelig å velge koeffisienter i noen reaksjonsligninger (spesielt ORR). For å forenkle denne oppgaven når det gjelder redoksreaksjoner, brukes følgende to metoder:
EN) elektronisk balansemetode Og
b) elektron-ion balansemetode.
Du vil lære elektronbalansemetoden nå, og elektron-ionbalansemetoden studeres vanligvis i høyere utdanningsinstitusjoner.
Begge disse metodene er basert på det faktum at elektroner i kjemiske reaksjoner verken forsvinner eller dukker opp noe sted, det vil si at antall elektroner som aksepteres av atomer er lik antallet elektroner som gis fra andre atomer.
Antall gitte og aksepterte elektroner i elektronbalansemetoden bestemmes av endringen i oksidasjonstilstanden til atomer. Ved bruk av denne metoden er det nødvendig å kjenne sammensetningen av både utgangsstoffene og reaksjonsproduktene.
La oss se på bruken av den elektroniske balansemetoden ved å bruke eksempler.
Eksempel 1. La oss lage en ligning for reaksjonen mellom jern og klor. Det er kjent at produktet av denne reaksjonen er jern(III)klorid. La oss skrive ned reaksjonsskjemaet:
Fe + Cl 2 FeCl 3.
La oss bestemme oksidasjonstilstandene til atomene til alle elementene som utgjør stoffene som deltar i reaksjonen:
Jernatomer gir fra seg elektroner, og klormolekyler aksepterer dem. La oss uttrykke disse prosessene elektroniske ligninger:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
For at antall elektroner som er gitt skal være lik antall mottatte elektroner, må den første elektroniske ligningen multipliseres med to, og den andre med tre:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2 Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Ved å introdusere koeffisientene 2 og 3 i reaksjonsskjemaet får vi reaksjonsligningen:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Eksempel 2. La oss lage en ligning for forbrenningsreaksjonen av hvitt fosfor i overskudd av klor. Det er kjent at fosfor(V)klorid dannes under disse forholdene:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Hvite fosformolekyler gir fra seg elektroner (oksiderer), og klormolekyler aksepterer dem (reduserer):
| P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V Cl2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2 + 20 e– = 20Cl –I |
De opprinnelig oppnådde faktorene (2 og 20) hadde en felles divisor, som (som fremtidige koeffisienter i reaksjonsligningen) ble delt med. Reaksjonsligning:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Eksempel 3. La oss lage en ligning for reaksjonen som oppstår når jern(II)sulfid brennes i oksygen.
Reaksjonsskjema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
I dette tilfellet oksideres både jern(II)- og svovel(–II)-atomer. Sammensetningen av jern(II)sulfid inneholder atomer av disse grunnstoffene i forholdet 1:1 (se indeksene i den enkleste formelen).
Elektronisk balanse:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
Totalt gir de 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reaksjonsligning: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Eksempel 4. La oss lage en ligning for reaksjonen som oppstår når jern(II)disulfid (pyritt) brennes i oksygen.
Reaksjonsskjema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Som i forrige eksempel oksideres også både jern(II)-atomer og svovelatomer her, men med en oksidasjonstilstand på I. Atomene til disse grunnstoffene er inkludert i sammensetningen av pyritt i forholdet 1:2 (se indekser i den enkleste formelen). Det er i denne forbindelse at jern- og svovelatomene reagerer, noe som tas i betraktning når du kompilerer den elektroniske balansen:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
Totalt gir de 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reaksjonsligning: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Det er også mer komplekse tilfeller av ODD, noen av dem vil du bli kjent med mens du gjør leksene dine.
OKSIDERENDE ATOM, REDUSERENDE ATOM, OKSIDERENDE STOFF, REDUSERENDE SUBSTANS, ELEKTRONISK BALANSEMETODE, ELEKTRONISKE LIGNINGER.
1. Sett sammen en elektronisk balanse for hver OVR-ligning gitt i teksten til § 1 i dette kapittelet.
2. Lag ligninger for ORR-ene du oppdaget mens du fullførte oppgaven for § 1 i dette kapittelet. Denne gangen bruker du den elektroniske balansemetoden for å sette oddsen. 3. Bruk elektronbalansemetoden til å lage reaksjonsligninger som tilsvarer følgende skjemaer: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) 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);
l) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
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);
c) 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. Eksoterme reaksjoner. Entalpi
Hvorfor oppstår kjemiske reaksjoner?
For å svare på dette spørsmålet, la oss huske hvorfor individuelle atomer kombineres til molekyler, hvorfor en ionisk krystall dannes fra isolerte ioner, og hvorfor prinsippet om minst energi gjelder når elektronskallet til et atom dannes. Svaret på alle disse spørsmålene er det samme: fordi det er energetisk nyttig. Dette betyr at under slike prosesser frigjøres energi. Det ser ut til at kjemiske reaksjoner bør oppstå av samme grunn. Faktisk kan mange reaksjoner utføres, hvor energi frigjøres. Energi frigjøres, vanligvis i form av varme.
Hvis varmen under en eksoterm reaksjon ikke har tid til å fjernes, varmes reaksjonssystemet opp.
For eksempel i metanforbrenningsreaksjonen
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
det frigjøres så mye varme at metan brukes som brensel.
Det faktum at denne reaksjonen frigjør varme kan reflekteres i reaksjonsligningen:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Dette er den såkalte termokjemisk ligning. Her symbolet "+ Q" betyr at når metan brennes, frigjøres varme. Denne varmen kalles termisk effekt av reaksjonen.
Hvor kommer den frigjorte varmen fra?
Du vet at under kjemiske reaksjoner brytes og dannes kjemiske bindinger. I dette tilfellet brytes bindingene mellom karbon- og hydrogenatomer i CH 4-molekyler, samt mellom oksygenatomer i O 2-molekyler. I dette tilfellet dannes nye bindinger: mellom karbon- og oksygenatomer i CO 2 -molekyler og mellom oksygen- og hydrogenatomer i H 2 O-molekyler For å bryte bindinger, må du bruke energi (se "bindingsenergi", "atomiseringsenergi". ), og når det dannes bindinger, frigjøres energi. Det er klart, hvis de "nye" bindingene er sterkere enn de "gamle", vil mer energi frigjøres enn absorbert. Forskjellen mellom den frigjorte og absorberte energien er den termiske effekten av reaksjonen.
Termisk effekt (mengde varme) måles i kilojoule, for eksempel:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Denne notasjonen betyr at 484 kilojoule varme vil frigjøres hvis to mol hydrogen reagerer med ett mol oksygen for å produsere to mol gassformig vann (vanndamp).
Slik, i termokjemiske ligninger er koeffisientene numerisk lik stoffmengdene til reaktantene og reaksjonsproduktene.
Hva bestemmer den termiske effekten av hver spesifikk reaksjon?
Den termiske effekten av reaksjonen avhenger
a) om aggregeringstilstandene til utgangsstoffene og reaksjonsproduktene,
b) på temperatur og
c) om den kjemiske transformasjonen skjer ved konstant volum eller ved konstant trykk.
Avhengigheten av den termiske effekten av en reaksjon på aggregeringstilstanden til stoffer skyldes det faktum at prosessene med overgang fra en aggregeringstilstand til en annen (som noen andre fysiske prosesser) er ledsaget av frigjøring eller absorpsjon av varme. Dette kan også uttrykkes med en termokjemisk ligning. Eksempel – termokjemisk ligning for kondensering av vanndamp:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + Q.
I termokjemiske ligninger, og om nødvendig, i vanlige kjemiske ligninger, er de aggregerte tilstandene til stoffer indikert ved hjelp av bokstavindekser:
(d) – gass,
(g) - væske,
(t) eller (cr) – fast eller krystallinsk substans.
Den termiske effektens avhengighet av temperatur er assosiert med forskjeller i varmekapasitet
utgangsmaterialer og reaksjonsprodukter.
Siden volumet av systemet alltid øker som følge av en eksoterm reaksjon ved konstant trykk, brukes en del av energien på å gjøre arbeid for å øke volumet, og varmen som frigjøres vil være mindre enn hvis den samme reaksjonen skjer ved et konstant volum .
Termiske effekter av reaksjoner beregnes vanligvis for reaksjoner som skjer ved konstant volum ved 25 °C og er indikert med symbolet Q o.
Hvis energi frigjøres bare i form av varme, og en kjemisk reaksjon fortsetter med et konstant volum, vil den termiske effekten av reaksjonen ( Q V) er lik endringen indre energi(D U) stoffer som deltar i reaksjonen, men med motsatt fortegn:
Q V = – U.
Den indre energien til et legeme forstås som den totale energien til intermolekylære interaksjoner, kjemiske bindinger, ioniseringsenergien til alle elektroner, bindingsenergien til nukleoner i kjerner, og alle andre kjente og ukjente energityper "lagret" av denne kroppen. "–"-tegnet skyldes det faktum at når varme frigjøres, reduseres den indre energien. Det vil si
U= – Q V .
Hvis reaksjonen skjer ved konstant trykk, kan volumet av systemet endres. Å gjøre arbeid for å øke volumet tar også noe av den indre energien. I dette tilfellet
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Hvor Q s– den termiske effekten av en reaksjon som skjer ved konstant trykk. Herfra
Q P = – OPPV .
En verdi lik U+PV fikk navnet entalpi endring og betegnet med D H.
H=U+PV.
Derfor
Q P = – H.
Således, når varme frigjøres, reduseres entalpien til systemet. Derav det gamle navnet på denne mengden: "varmeinnhold".
I motsetning til den termiske effekten, karakteriserer en endring i entalpi en reaksjon uavhengig av om den skjer ved konstant volum eller konstant trykk. Termokjemiske ligninger skrevet ved hjelp av entalpiforandring kalles termokjemiske ligninger i termodynamisk form. I dette tilfellet er verdien av entalpiendringen under standardforhold (25 °C, 101,3 kPa) gitt, angitt H o. For eksempel:
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.
Avhengighet av mengden varme som frigjøres i reaksjonen ( Q) fra den termiske effekten av reaksjonen ( Q o) og mengden stoff ( n B) en av deltakerne i reaksjonen (stoff B - startstoffet eller reaksjonsproduktet) uttrykkes ved ligningen:
Her er B mengden av stoff B, spesifisert av koeffisienten foran formelen til stoff B i den termokjemiske ligningen.
Oppgave
Bestem mengden hydrogenstoff som ble brent i oksygen hvis 1694 kJ varme ble frigjort.
Løsning
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Den termiske effekten av reaksjonen mellom krystallinsk aluminium og gassformig klor er 1408 kJ. Skriv den termokjemiske ligningen for denne reaksjonen og bestem massen av aluminium som kreves for å produsere 2816 kJ varme ved å bruke denne reaksjonen. 9.4. Endoterme reaksjoner. Entropi I tillegg til eksoterme reaksjoner er det mulige reaksjoner der varme absorberes, og hvis den ikke tilføres, avkjøles reaksjonssystemet. Slike reaksjoner kalles endotermisk. Den termiske effekten av slike reaksjoner er negativ. For eksempel: Dermed er energien som frigjøres under dannelsen av bindinger i produktene av disse og lignende reaksjoner mindre enn energien som kreves for å bryte bindinger i utgangsstoffene.
La oss ta to kolber og fylle en av dem med nitrogen (fargeløs gass) og den andre med nitrogendioksid (brun gass) slik at både trykket og temperaturen i kolbene er det samme. Det er kjent at disse stoffene ikke reagerer kjemisk med hverandre. La oss koble flaskene tett med halsen og installere dem vertikalt, slik at kolben med tyngre nitrogendioksid er i bunnen (fig. 9.1). Etter en tid vil vi se at brunt nitrogendioksid gradvis sprer seg inn i den øvre kolben, og fargeløst nitrogen trenger inn i den nedre. Som et resultat blander gassene seg, og fargen på innholdet i kolbene blir den samme. Slik,
Ligninger av forbindelse mellom entropi ( S) og andre mengder studeres i fysikk og fysisk kjemi kurs. Entropienhet [ S] = 1 J/K. G= H–T S Tilstand for spontan reaksjon: G< 0. Ved lave temperaturer er faktoren som bestemmer muligheten for at en reaksjon skal skje i stor grad energifaktoren, og ved høye temperaturer er det entropifaktoren. Spesielt fra ligningen ovenfor er det klart hvorfor dekomponeringsreaksjoner som ikke oppstår ved romtemperatur (entropi øker) begynner å skje ved forhøyede temperaturer. ENDOTHERMISK REAKSJON, ENTROPI, ENERGIFAKTOR, ENTROPIFAKTOR, GIBBS ENERGY. 2CuO (cr) + C (grafitt) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) er –46 kJ. Skriv ned den termokjemiske ligningen og regn ut hvor mye energi som trengs for å produsere 1 kg kobber fra denne reaksjonen. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Det ble dannet 24,6 liter karbondioksid. Bestem hvor mye varme som ble bortkastet ubrukelig. Hvor mange gram kalsiumoksid ble dannet? |
En kjemisk ligning er en visualisering av en kjemisk reaksjon ved hjelp av matematiske symboler og kjemiske formler. Denne handlingen er en refleksjon av en eller annen reaksjon der nye stoffer dukker opp.
Kjemiske oppgaver: typer
En kjemisk ligning er en sekvens av kjemiske reaksjoner. De er basert på loven om bevaring av masse av ethvert stoff. Det er bare to typer reaksjoner:
- Forbindelser - disse inkluderer (erstatning av atomer av komplekse elementer med atomer av enkle reagenser), utveksling (erstatning av bestanddeler av to komplekse stoffer), nøytralisering (reaksjon av syrer med baser, dannelse av salt og vann).
- Dekomponering er dannelsen av to eller flere komplekse eller enkle stoffer fra ett komplekst stoff, men deres sammensetning er enklere.
Kjemiske reaksjoner kan også deles inn i typer: eksoterme (oppstår ved frigjøring av varme) og endoterme (absorpsjon av varme).
Dette spørsmålet bekymrer mange elever. Vi tilbyr noen enkle tips som vil fortelle deg hvordan du lærer å løse kjemiske ligninger:
- Ønsket om å forstå og mestre. Du kan ikke avvike fra målet ditt.
- Teoretisk kunnskap. Uten dem er det umulig å komponere selv den elementære formelen til en forbindelse.
- Riktig registrering av et kjemisk problem - selv den minste feil i tilstanden vil ugyldiggjøre all innsatsen din for å løse det.
Det er tilrådelig at selve prosessen med å løse kjemiske ligninger er spennende for deg. Da vil kjemiske ligninger (vi vil se på hvordan du løser dem og hvilke punkter du må huske i denne artikkelen) ikke lenger være problematiske for deg.
Problemer som kan løses ved hjelp av kjemiske reaksjonsligninger
Disse oppgavene inkluderer:
- Finne massen til en komponent fra den gitte massen til en annen reagens.
- Oppgaver om masse-føflekk-kombinasjonen.
- Volum-mol kombinasjonsberegninger.
- Eksempler som bruker begrepet "overskytende".
- Beregninger med reagenser, hvorav en ikke er fri for urenheter.
- Problemer med nedbrytning av reaksjonen og produksjonstap.
- Formelsøk problemer.
- Problemer der reagenser leveres i form av løsninger.
- Problemer med å inneholde blandinger.
Hver av disse typene problemer inkluderer flere undertyper, som vanligvis diskuteres i detalj i de første kjemitimene på skolen.
Kjemiske ligninger: Hvordan løses
Det er en algoritme som hjelper deg med å takle nesten alle oppgaver i denne vanskelige vitenskapen. For å forstå hvordan du løser kjemiske ligninger riktig, må du følge et bestemt mønster:
- Når du skriver reaksjonsligningen, ikke glem å sette koeffisientene.
- Definere en måte å finne ukjente data.
- Riktig bruk av proporsjoner i den valgte formelen eller bruken av konseptet "stoffmengde".
- Vær oppmerksom på måleenhetene.
Til slutt er det viktig å sjekke oppgaven. Under beslutningsprosessen kunne du ha gjort en enkel feil som påvirket utfallet av avgjørelsen.
Grunnleggende regler for å skrive kjemiske ligninger
Hvis du følger riktig rekkefølge, vil spørsmålet om hva kjemiske ligninger er og hvordan du løser dem ikke bekymre deg:
- Formlene for stoffer som reagerer (reagenser) er skrevet på venstre side av ligningen.
- Formlene til stoffene som dannes som følge av reaksjonen er skrevet på høyre side av ligningen.
Å tegne reaksjonsligningen er basert på loven om bevaring av masse av stoffer. Derfor må begge sider av ligningen være like, det vil si med like mange atomer. Dette kan oppnås forutsatt at koeffisientene er riktig plassert foran formlene til stoffer.
Ordne koeffisienter i en kjemisk ligning
Algoritmen for å arrangere koeffisienter er som følger:
- Å telle venstre og høyre side av ligningen for atomene til hvert element.
- Bestemmelse av skiftende antall atomer i et grunnstoff. Du må også finne N.O.K.
- Å oppnå koeffisientene oppnås ved å dele N.O.C. til indekser. Pass på å sette disse tallene foran formlene.
- Det neste trinnet er å beregne antall atomer på nytt. Noen ganger er det behov for å gjenta handlingen.
Utjevning av deler av en kjemisk reaksjon skjer ved hjelp av koeffisienter. Beregningen av indekser utføres gjennom valens.
For å lykkes med å komponere og løse kjemiske ligninger, er det nødvendig å ta hensyn til de fysiske egenskapene til et stoff, for eksempel volum, tetthet, masse. Du må også kjenne tilstanden til det reagerende systemet (konsentrasjon, temperatur, trykk), og forstå måleenhetene for disse mengdene.
For å forstå spørsmålet om hva kjemiske ligninger er og hvordan de skal løses, er det nødvendig å bruke de grunnleggende lovene og konseptene til denne vitenskapen. For å lykkes med å beregne slike problemer, må du også huske eller mestre ferdighetene til matematiske operasjoner og kunne utføre operasjoner med tall. Vi håper våre tips vil gjøre det lettere for deg å håndtere kjemiske ligninger.
Redoksreaksjoner er prosessen med å "flyte" elektroner fra ett atom til et annet. Som et resultat oppstår oksidasjon eller reduksjon av de kjemiske elementene som utgjør reagensene.
Grunnleggende konsepter
Nøkkelbegrepet når man vurderer redoksreaksjoner er oksidasjonstilstanden, som representerer den nominelle ladningen til atomet og antall elektroner som er omfordelt. Oksidasjon er prosessen med å miste elektroner, noe som øker ladningen til et atom. Reduksjon, på den annen side, er en prosess med elektronforsterkning der oksidasjonstilstanden avtar. Følgelig aksepterer oksidasjonsmidlet nye elektroner, og reduksjonsmidlet mister dem, og slike reaksjoner skjer alltid samtidig.
Bestemmelse av oksidasjonstilstand
Å beregne denne parameteren er en av de mest populære oppgavene i et skolekjemikurs. Å finne ladningene til atomer kan enten være et elementært spørsmål eller en oppgave som krever grundige beregninger: alt avhenger av kompleksiteten til den kjemiske reaksjonen og antall bestanddeler. Jeg vil at oksidasjonstilstandene skal være angitt i det periodiske systemet og alltid tilgjengelig, men denne parameteren må enten huskes eller beregnes for en spesifikk reaksjon. Så det er to entydige egenskaper:
- Summen av ladningene til en kompleks forbindelse er alltid null. Dette betyr at noen atomer vil ha en positiv grad, og noen vil ha en negativ grad.
- Oksydasjonstilstanden til elementære forbindelser er alltid null. Enkle forbindelser er de som består av atomer av ett element, det vil si jern Fe2, oksygen O2 eller oktasulfur S8.
Det er kjemiske elementer hvis elektriske ladning er entydig i enhver sammenheng. Disse inkluderer:
- -1 - F;
- -2-O;
- +1 - H, Li, Ag, Na, K;
- +2 - Ba, Ca, Mg, Zn;
- +3 - Al.
Selv om det er klart, er det noen unntak. Fluor F er et unikt grunnstoff hvis oksidasjonstilstand alltid er -1. Takket være denne egenskapen endrer mange grunnstoffer ladningen når de kobles sammen med fluor. For eksempel har oksygen i kombinasjon med fluor en ladning på +1 (O 2 F 2) eller +2 (OF2). I tillegg endrer oksygen sin grad i peroksidforbindelser (i hydrogenperoksid H202 er ladningen -1). Og selvfølgelig har oksygen null grader i sin enkle forbindelse O2.
Når man vurderer redoksreaksjoner, er det viktig å vurdere stoffer som består av ioner. Atomer av ioniske kjemiske elementer har en oksidasjonstilstand lik ladningen til ionet. For eksempel, i natriumhydridforbindelsen NaH, skal hydrogenet ha en ladning på +1, men natriumionet har også en ladning på +1. Siden forbindelsen må være elektrisk nøytral, får hydrogenatomet en ladning -1. Metallioner skiller seg ut separat i denne situasjonen, siden atomene til slike elementer er ionisert i forskjellige mengder. For eksempel ioniserer jern F ved både +2 og +3 avhengig av sammensetningen av det kjemiske stoffet.
Eksempel på bestemmelse av oksidasjonstilstander
For enkle forbindelser som involverer atomer med entydige ladninger, er fordelingen av oksidasjonstilstander ikke vanskelig. For eksempel, for vann H2O, har oksygenatomet en ladning på -2 og hydrogenatomet har en ladning på +1, som summerer seg til en nøytral null. I mer komplekse forbindelser er det atomer som kan ha forskjellige ladninger og metoden for ekskludering må brukes for å bestemme oksidasjonstilstander. La oss se på et eksempel.
Natriumsulfat Na 2 SO 4 inneholder et svovelatom, hvis ladning kan ha verdier på -2, +4 eller +6. Hvilken verdi bør jeg velge? Først av alt bestemmer vi at natriumionet har en ladning på +1. Oksygen har i de aller fleste tilfeller en ladning på –2. La oss lage en enkel ligning:
1 × 2 + S + (–2) × 4 = 0
Ladningen av svovel i natriumsulfat er således +6.
Ordning av koeffisienter i henhold til reaksjonsskjemaet
Nå som du vet hvordan du bestemmer ladningene til atomer, kan du tilordne koeffisienter til redoksreaksjoner for å balansere dem. Standard kjemioppgave: velg reaksjonskoeffisienter ved hjelp av elektronbalansemetoden. I disse oppgavene trenger du ikke bestemme hvilke stoffer som dannes på slutten av reaksjonen, siden resultatet allerede er kjent. Bestem for eksempel proporsjonene i en enkel reaksjon:
Na + O2 → Na20
Så la oss bestemme ladningen til atomene. Siden natrium og oksygen på venstre side av ligningen er enkle stoffer, er ladningen null. I natriumoksid Na2O har oksygen en ladning på -2, og natrium har en ladning på +1. Vi ser at på venstre side av ligningen har natrium nullladning, og på høyre side har det en positiv +1 ladning. Det samme med oksygen, som endret oksidasjonstallet fra null til -2. La oss skrive dette i "kjemisk" språk, og indikerer ladningene til elementene i parentes:
Na(0) – 1e = Na(+1)
O(0) + 2e = O(–2)
For å balansere reaksjonen må du balansere oksygenet og legge til en faktor på 2 til natriumoksidet. Vi får reaksjonen:
Na + O2 → 2Na2O
Nå har vi en ubalanse i natrium, la oss balansere den med en faktor på 4:
4Na + O2 → 2Na20
Nå er antallet atomer til grunnstoffene det samme på begge sider av ligningen, derfor er reaksjonen balansert. Vi gjorde alt dette manuelt, og det var ikke vanskelig, siden reaksjonen i seg selv er elementær. Men hva om du trenger å balansere reaksjonen av formen K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4)3 + I2 + H 2 O + K 2 SO 4? Svaret er enkelt: bruk en kalkulator.
Redox Reaction Balancing Calculator
Vårt program lar deg automatisk sette koeffisienter for de vanligste kjemiske reaksjonene. For å gjøre dette må du legge inn en reaksjon i programfeltet eller velge den fra rullegardinlisten. For å løse redoksreaksjonen som er presentert ovenfor, trenger du bare å velge den fra listen og klikke på "Beregn" -knappen. Kalkulatoren vil umiddelbart gi resultatet:
K 2 Cr 2 O 7 + 6KI + 7H 2 SO 4 → Cr 2 (SO 4)3 + 3I2 + 7H 2 O + 4K 2 SO 4
Ved å bruke en kalkulator kan du raskt balansere de mest komplekse kjemiske reaksjonene.
Konklusjon
Evnen til å balansere reaksjoner er nødvendig for alle skoleelever og elever som drømmer om å koble livet med kjemi. Generelt utføres beregninger i henhold til strengt definerte regler, for å forstå hvilken elementær kunnskap om kjemi og algebra som er tilstrekkelig: husk at summen av oksidasjonstilstandene til atomene til en forbindelse alltid er lik null og kunne løse lineære ligninger .
Kort frenulum på tungen (skalpell eller laser?
Hvorfor nådde ikke Kolchak Volga?
"En kveld med gåter basert på verkene til S.