Equazioni di reazione con tre sostanze. Come scrivere un'equazione chimica: regole, esempi. Registrare una reazione chimica. Motivazione e definizione degli obiettivi
9.1. Quali sono le reazioni chimiche?
Ricordiamo che chiamiamo qualsiasi fenomeno chimico in natura reazioni chimiche. Durante una reazione chimica, alcuni legami chimici si rompono e altri si formano. Come risultato della reazione, da alcune sostanze chimiche si ottengono altre sostanze (vedi Capitolo 1).
Facendo i compiti per il § 2.5, hai conosciuto la tradizionale selezione dei quattro tipi principali di reazioni dall'intero insieme delle trasformazioni chimiche, e poi hai anche proposto i loro nomi: reazioni di combinazione, decomposizione, sostituzione e scambio.
Esempi di reazioni composte:
C + O2 = CO2; (1)
Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3. (3)
Esempi di reazioni di decomposizione:
2Ag2O4Ag+O2; (4)
CaCO3CaO+CO2; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Esempi di reazioni di sostituzione:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2. (9)
| Reazioni di scambio- reazioni chimiche in cui le sostanze di partenza sembrano scambiare le loro parti costitutive. |
Esempi di reazioni di scambio:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (undici)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
La classificazione tradizionale delle reazioni chimiche non copre tutta la loro diversità: oltre ai quattro tipi principali di reazioni, esistono anche molte reazioni più complesse.
L'identificazione di altri due tipi di reazioni chimiche si basa sulla partecipazione ad esse di due importanti particelle non chimiche: elettrone e protone.
Durante alcune reazioni avviene il trasferimento completo o parziale di elettroni da un atomo all'altro. In questo caso cambiano gli stati di ossidazione degli atomi degli elementi che compongono le sostanze di partenza; degli esempi forniti, queste sono le reazioni 1, 4, 6, 7 e 8. Queste reazioni sono chiamate redox.
In un altro gruppo di reazioni, uno ione idrogeno (H +), cioè un protone, passa da una particella reagente all'altra. Tali reazioni sono chiamate Reazioni acido-base O Reazioni di trasferimento di protoni.
Tra gli esempi forniti, tali reazioni sono le reazioni 3, 10 e 11. Per analogia con queste reazioni, le reazioni redox sono talvolta chiamate Reazioni di trasferimento di elettroni. Conoscerai OVR nel § 2 e KOR nei capitoli successivi.
REAZIONI DI COMPOSTO, REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE, REAZIONI DI SOSTITUZIONE, REAZIONI DI SCAMBIO, REAZIONI REDOX, REAZIONI ACIDO-BASE.
Annotare le equazioni di reazione corrispondenti ai seguenti schemi:
a) HgO Hg + O2 ( T); b) Li2O + SO2 Li2SO3; c) Cu(OH)2CuO + H2O ( T);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2 ;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO3 + P P2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO4 + Al Al2 (SO4)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH3+O2N2+H2O ( T); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.
Indicare il tipo tradizionale di reazione. Etichettare le reazioni redox e acido-base. Nelle reazioni redox, indica quali atomi di elementi cambiano il loro stato di ossidazione.
9.2. Reazioni redox
Consideriamo la reazione redox che si verifica negli altiforni durante la produzione industriale di ferro (più precisamente ghisa) dal minerale di ferro:
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.
Determiniamo gli stati di ossidazione degli atomi che compongono sia le sostanze di partenza che i prodotti di reazione
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Come puoi vedere, lo stato di ossidazione degli atomi di carbonio a seguito della reazione è aumentato, lo stato di ossidazione degli atomi di ferro è diminuito e lo stato di ossidazione degli atomi di ossigeno è rimasto invariato. Di conseguenza, gli atomi di carbonio in questa reazione subirono l'ossidazione, cioè persero elettroni ( ossidato), e gli atomi di ferro – riduzione, cioè hanno aggiunto elettroni ( recuperato) (vedere § 7.16). Per caratterizzare OVR, vengono utilizzati i concetti ossidante E agente riducente.
Pertanto, nella nostra reazione gli atomi ossidanti sono atomi di ferro e gli atomi riducenti sono atomi di carbonio.
Nella nostra reazione, l'agente ossidante è l'ossido di ferro (III) e l'agente riducente è il monossido di carbonio (II).
Nei casi in cui atomi ossidanti e atomi riducenti fanno parte della stessa sostanza (esempio: reazione 6 del paragrafo precedente), i concetti di “sostanza ossidante” e “sostanza riducente” non vengono utilizzati.
Pertanto, i tipici agenti ossidanti sono sostanze che contengono atomi che tendono ad acquistare elettroni (in tutto o in parte), abbassando il loro stato di ossidazione. Tra le sostanze semplici, questi sono principalmente alogeni e ossigeno e, in misura minore, zolfo e azoto. Da sostanze complesse - sostanze che contengono atomi in stati di ossidazione superiori che non sono inclini a formare ioni semplici in questi stati di ossidazione: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII), ecc.
Tipici agenti riducenti sono sostanze che contengono atomi che tendono a donare completamente o parzialmente elettroni, aumentandone lo stato di ossidazione. Le sostanze semplici includono idrogeno, metalli alcalini e alcalino terrosi e alluminio. Delle sostanze complesse - H 2 S e solfuri (S – II), SO 2 e solfiti (S + IV), ioduri (I – I), CO (C + II), NH 3 (N – III), ecc.
In generale, quasi tutte le sostanze complesse e molte sostanze semplici possono presentare proprietà sia ossidanti che riducenti. Per esempio:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 è un forte agente riducente);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 è un agente ossidante debole);
C + O 2 = CO 2 (t) (C è un agente riducente);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C è un agente ossidante).
Torniamo alla reazione di cui abbiamo discusso all'inizio di questa sezione.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Si prega di notare che come risultato della reazione, gli atomi ossidanti (Fe + III) si sono trasformati in atomi riducenti (Fe 0) e gli atomi riducenti (C + II) si sono trasformati in atomi ossidanti (C + IV). Ma la CO 2 è un agente ossidante molto debole in qualsiasi condizione e il ferro, sebbene sia un agente riducente, in queste condizioni è molto più debole della CO. Pertanto, i prodotti della reazione non reagiscono tra loro e non si verifica la reazione inversa. L'esempio fornito è un'illustrazione del principio generale che determina la direzione del flusso dell'OVR:
Le reazioni redox procedono nella direzione della formazione di un agente ossidante più debole e di un agente riducente più debole.
Le proprietà redox delle sostanze possono essere confrontate solo in condizioni identiche. In alcuni casi, questo confronto può essere fatto quantitativamente.
Mentre svolgevi i compiti per il primo paragrafo di questo capitolo, ti sei convinto che è piuttosto difficile selezionare i coefficienti in alcune equazioni di reazione (specialmente ORR). Per semplificare questo compito nel caso di reazioni redox, vengono utilizzati i due metodi seguenti:
UN) metodo della bilancia elettronica E
B) Metodo del bilancio elettrone-ione.
Ora imparerai il metodo del bilancio elettronico e il metodo del bilancio elettrone-ione viene solitamente studiato negli istituti di istruzione superiore.
Entrambi questi metodi si basano sul fatto che gli elettroni nelle reazioni chimiche non scompaiono né appaiono da nessuna parte, cioè il numero di elettroni accettati dagli atomi è uguale al numero di elettroni ceduti dagli altri atomi.
Il numero di elettroni dati e accettati nel metodo del bilancio elettronico è determinato dal cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi. Quando si utilizza questo metodo è necessario conoscere la composizione sia delle sostanze di partenza che dei prodotti di reazione.
Diamo un'occhiata all'applicazione del metodo della bilancia elettronica utilizzando esempi.
Esempio 1. Creiamo un'equazione per la reazione del ferro con il cloro. È noto che il prodotto di questa reazione è il cloruro di ferro (III). Scriviamo lo schema di reazione:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Determiniamo gli stati di ossidazione degli atomi di tutti gli elementi che compongono le sostanze che partecipano alla reazione:
Gli atomi di ferro cedono elettroni e le molecole di cloro li accettano. Esprimiamo questi processi equazioni elettroniche:
Fe-3 e– = Fe+III,
CI2+2 e-= 2Cl –I.
Affinché il numero di elettroni dati sia uguale al numero di elettroni ricevuti, la prima equazione elettronica deve essere moltiplicata per due e la seconda per tre:
| Fe-3 e– = Fe+III, CI2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe+III, 3Cl2+6 e– = 6Cl –I. |
Introducendo i coefficienti 2 e 3 nello schema di reazione, otteniamo l'equazione di reazione:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Esempio 2. Creiamo un'equazione per la reazione di combustione del fosforo bianco nel cloro in eccesso. È noto che il cloruro di fosforo (V) si forma in queste condizioni:
| +V –I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl5. |
Le molecole di fosforo bianco cedono elettroni (ossidano) e le molecole di cloro li accettano (riducono):
| P4-20 e– = 4P+V CI2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 e– = 4P+V CI2+2 e– = 2Cl –I |
P4-20 e– = 4P+V 10cl2+20 e– = 20Cl –I |
I fattori inizialmente ottenuti (2 e 20) avevano un divisore comune, per il quale (come i futuri coefficienti nell'equazione di reazione) venivano divisi. Equazione di reazione:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Esempio 3. Creiamo un'equazione per la reazione che si verifica quando il solfuro di ferro (II) viene arrostito in ossigeno.
Schema di reazione:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
In questo caso, sia gli atomi di ferro (II) che quelli di zolfo (–II) vengono ossidati. La composizione del solfuro di ferro(II) contiene atomi di questi elementi in rapporto 1:1 (vedi indici nella formula più semplice).
Saldo elettronico:
| 4 | Fe+II – e– = Fe+III S–II–6 e– = S+IV |
In totale ne danno 7 e – |
| 7 | O2 + 4e – = 2O –II |
Equazione di reazione: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Esempio 4. Creiamo un'equazione per la reazione che si verifica quando il disolfuro di ferro (II) (pirite) viene arrostito in ossigeno.
Schema di reazione:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Come nell'esempio precedente, anche qui vengono ossidati sia gli atomi di ferro(II) che gli atomi di zolfo, ma con uno stato di ossidazione I. Gli atomi di questi elementi sono inclusi nella composizione della pirite in un rapporto di 1:2 (vedi l'esempio indici nella formula più semplice). È a questo proposito che reagiscono gli atomi di ferro e di zolfo, di cui si tiene conto quando si compila il bilancio elettronico:
| Fe+III – e– = Fe+III 2S-I-10 e– = 2S+IV |
In totale ne danno 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Equazione di reazione: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Ci sono anche casi più complessi di DISPARI, alcuni dei quali acquisirai familiarità mentre fai i compiti.
ATOMO OSSIDANTE, ATOMO RIDUTTORE, SOSTANZA OSSIDANTE, SOSTANZA RIDUCENTE, METODO DEL BILANCIO ELETTRONICO, EQUAZIONI ELETTRONICHE.
1. Compilare un bilancio elettronico per ciascuna equazione OVR riportata nel testo del § 1 di questo capitolo.
2. Crea equazioni per gli ORR che hai scoperto completando l'attività del § 1 di questo capitolo. Questa volta, utilizza il metodo del saldo elettronico per impostare le quote. 3.Utilizzando il metodo del bilancio elettronico, creare equazioni di reazione corrispondenti ai seguenti schemi: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+O2Na2O2;
c) Na2O2 + NaNa2O;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( T);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( T);
g) FeO + O2 Fe2 O3 ( 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) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( T);
n) MnS + O2 MnO2 + SO2 ( T)
p) PbO2 + CO Pb + CO2 ( T);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( T);
t) CuS + O2 Cu2 O + SO2 ( T);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( T).
9.3. Reazioni esotermiche. Entalpia
Perché si verificano le reazioni chimiche?
Per rispondere a questa domanda, ricordiamo perché i singoli atomi si combinano in molecole, perché un cristallo ionico si forma da ioni isolati e perché il principio della minima energia si applica quando si forma il guscio elettronico di un atomo. La risposta a tutte queste domande è la stessa: perché è energeticamente benefico. Ciò significa che durante tali processi viene rilasciata energia. Sembrerebbe che le reazioni chimiche dovrebbero verificarsi per lo stesso motivo. In effetti, possono verificarsi molte reazioni durante le quali viene rilasciata energia. L'energia viene rilasciata, solitamente sotto forma di calore.
Se durante una reazione esotermica il calore non ha il tempo di essere rimosso, il sistema di reazione si riscalda.
Ad esempio, nella reazione di combustione del metano
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
viene rilasciato così tanto calore che il metano viene utilizzato come combustibile.
Il fatto che questa reazione rilasci calore può riflettersi nell'equazione di reazione:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Questo è il cosiddetto equazione termochimica. Qui il simbolo "+ Q" significa che quando il metano viene bruciato, viene rilasciato calore. Questo calore si chiama effetto termico della reazione.
Da dove viene il calore rilasciato?
Sapete che durante le reazioni chimiche i legami chimici si rompono e si formano. In questo caso, i legami tra gli atomi di carbonio e di idrogeno nelle molecole di CH 4, nonché tra gli atomi di ossigeno nelle molecole di O 2, vengono rotti. In questo caso si formano nuovi legami: tra gli atomi di carbonio e ossigeno nelle molecole di CO 2 e tra gli atomi di ossigeno e idrogeno nelle molecole di H 2 O. Per rompere i legami è necessario spendere energia (vedi “energia di legame”, “energia di atomizzazione” ) e quando si formano legami, viene rilasciata energia. Ovviamente, se i “nuovi” legami sono più forti di quelli “vecchi”, allora verrà rilasciata più energia di quella assorbita. La differenza tra l'energia rilasciata e quella assorbita è l'effetto termico della reazione.
L'effetto termico (quantità di calore) viene misurato in kilojoule, ad esempio:
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 484 kJ.
Questa notazione significa che verranno rilasciati 484 kilojoule di calore se due moli di idrogeno reagiscono con una mole di ossigeno per produrre due moli di acqua gassosa (vapore acqueo).
Così, nelle equazioni termochimiche i coefficienti sono numericamente uguali alle quantità di sostanza dei reagenti e dei prodotti della reazione.
Cosa determina l'effetto termico di ogni specifica reazione?
Dipende dall'effetto termico della reazione
a) sugli stati aggregativi delle sostanze di partenza e dei prodotti di reazione,
b) sulla temperatura e
c) se la trasformazione chimica avviene a volume costante o a pressione costante.
La dipendenza dell'effetto termico di una reazione dallo stato di aggregazione delle sostanze è dovuta al fatto che i processi di transizione da uno stato di aggregazione all'altro (come alcuni altri processi fisici) sono accompagnati dal rilascio o dall'assorbimento di calore. Questo può anche essere espresso da un'equazione termochimica. Esempio – equazione termochimica per la condensazione del vapore acqueo:
H2O(g) = H2O(l) + Q.
Nelle equazioni termochimiche e, se necessario, nelle equazioni chimiche ordinarie, gli stati aggregativi delle sostanze sono indicati utilizzando indici di lettere:
(d) – gas,
(g) – liquido,
(t) o (cr) – sostanza solida o cristallina.
La dipendenza dell'effetto termico dalla temperatura è associata alle differenze nelle capacità termiche
materiali di partenza e prodotti di reazione.
Poiché il volume del sistema aumenta sempre a seguito di una reazione esotermica a pressione costante, parte dell'energia viene spesa per compiere lavoro per aumentare il volume e il calore rilasciato sarà inferiore rispetto a quando la stessa reazione avviene a volume costante .
Gli effetti termici delle reazioni vengono solitamente calcolati per reazioni che avvengono a volume costante a 25 °C e sono indicati dal simbolo Q o.
Se l'energia viene rilasciata solo sotto forma di calore e la reazione chimica procede a volume costante, l'effetto termico della reazione ( QV) è uguale alla variazione Energia interna(D U) sostanze che partecipano alla reazione, ma con segno opposto:
Q V = – U.
Per energia interna di un corpo si intende l'energia totale delle interazioni intermolecolari, dei legami chimici, dell'energia di ionizzazione di tutti gli elettroni, dell'energia di legame dei nucleoni nei nuclei e di tutti gli altri tipi noti e sconosciuti di energia "immagazzinati" da questo corpo. Il segno “–” è dovuto al fatto che quando viene rilasciato calore l'energia interna diminuisce. Questo è
U= – QV .
Se la reazione avviene a pressione costante, il volume del sistema può cambiare. Anche compiere lavoro per aumentare il volume richiede parte dell'energia interna. In questo caso
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Dove Domanda pag– l'effetto termico di una reazione che avviene a pressione costante. Da qui
Q P = – SUV .
Un valore pari a U+PV ho preso il nome variazione di entalpia e indicato con D H.
H=U+PV.
Quindi
Q P = – H.
Pertanto, quando il calore viene rilasciato, l'entalpia del sistema diminuisce. Da qui l'antico nome di questa quantità: “contenuto di calore”.
A differenza dell'effetto termico, una variazione di entalpia caratterizza una reazione indipendentemente dal fatto che avvenga a volume costante o a pressione costante. Vengono chiamate equazioni termochimiche scritte utilizzando la variazione di entalpia equazioni termochimiche in forma termodinamica. In questo caso viene fornito il valore della variazione di entalpia in condizioni standard (25 °C, 101,3 kPa), indicato con Ho. Per esempio:
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) Ho= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) = Ca(OH) 2 (cr) Ho= – 65 kJ.
Dipendenza dalla quantità di calore rilasciata nella reazione ( Q) dall'effetto termico della reazione ( Q o) e la quantità di sostanza ( N B) uno dei partecipanti alla reazione (sostanza B - la sostanza di partenza o il prodotto della reazione) è espresso dall'equazione:
Qui B è la quantità di sostanza B, specificata dal coefficiente davanti alla formula della sostanza B nell'equazione termochimica.
Compito
Determina la quantità di sostanza idrogeno bruciata nell'ossigeno se vengono rilasciati 1694 kJ di calore.
Soluzione
2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. L'effetto termico della reazione tra alluminio cristallino e cloro gassoso è 1408 kJ. Scrivi l'equazione termochimica per questa reazione e determina la massa di alluminio richiesta per produrre 2816 kJ di calore utilizzando questa reazione. 9.4. Reazioni endotermiche. Entropia Oltre alle reazioni esotermiche, sono possibili reazioni in cui il calore viene assorbito e, se non viene fornito, il sistema di reazione viene raffreddato. Tali reazioni sono chiamate Endotermico. L'effetto termico di tali reazioni è negativo. Per esempio: Pertanto, l'energia rilasciata durante la formazione dei legami nei prodotti di queste e reazioni simili è inferiore all'energia richiesta per rompere i legami nelle sostanze di partenza.
Prendiamo due palloni e riempiamo uno di essi con azoto (gas incolore) e l'altro con biossido di azoto (gas bruno) in modo che sia la pressione che la temperatura nei palloni siano le stesse. È noto che queste sostanze non reagiscono chimicamente tra loro. Colleghiamo strettamente i palloni con i loro colli e installiamoli verticalmente, in modo che il pallone con il biossido di azoto più pesante si trovi sul fondo (Fig. 9.1). Dopo un po 'vedremo che il biossido di azoto marrone si diffonde gradualmente nel pallone superiore e l'azoto incolore penetra in quello inferiore. Di conseguenza, i gas si mescolano e il colore del contenuto dei palloni diventa lo stesso. Così,
Equazioni di connessione tra entropia ( S) e altre quantità vengono studiate nei corsi di fisica e chimica fisica. Unità di entropia [ S] = 1J/K. G= H–T S Condizione per la reazione spontanea: G< 0. A basse temperature, il fattore che determina la possibilità che avvenga una reazione è in gran parte il fattore energetico, mentre ad alte temperature è il fattore entropico. Dall'equazione di cui sopra, in particolare, è chiaro perché le reazioni di decomposizione che non si verificano a temperatura ambiente (aumento dell'entropia) iniziano a verificarsi a temperature elevate. REAZIONE ENDOTERMICA, ENTROPIA, FATTORE ENERGETICO, FATTORE ENTROPIA, ENERGIA DI GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafite) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) è –46 kJ. Scrivi l'equazione termochimica e calcola quanta energia è necessaria per produrre 1 kg di rame da questa reazione. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Si sono formati 24,6 litri di anidride carbonica. Determinare quanto calore è stato sprecato inutilmente. Quanti grammi di ossido di calcio si sono formati? |
Per descrivere le reazioni chimiche in corso, vengono compilate le equazioni delle reazioni chimiche. In essi, a sinistra del segno uguale (o freccia →) sono scritte le formule dei reagenti (sostanze che reagiscono) e a destra - i prodotti della reazione (sostanze che si ottengono dopo una reazione chimica). Dato che stiamo parlando di un'equazione, il numero di atomi a sinistra dell'equazione deve essere uguale a quello a destra. Pertanto, dopo aver tracciato un diagramma di reazione chimica (registrando reagenti e prodotti), vengono sostituiti i coefficienti per equalizzare il numero di atomi.
I coefficienti sono numeri prima delle formule delle sostanze che indicano il numero di molecole che reagiscono.
Ad esempio, supponiamo che in una reazione chimica l'idrogeno gassoso (H 2) reagisca con l'ossigeno gassoso (O 2). Di conseguenza, si forma acqua (H 2 O). Schema di reazione sarà simile a questo:
H2+O2 → H2O
A sinistra ci sono due atomi di idrogeno e ossigeno, a destra due atomi di idrogeno e solo uno di ossigeno. Supponiamo che la reazione di una molecola di idrogeno e una di ossigeno produca due molecole d'acqua:
H2 + O2 → 2H2O
Ora il numero di atomi di ossigeno prima e dopo la reazione è uguale. Tuttavia, prima della reazione c'è due volte meno idrogeno che dopo. Si dovrebbe concludere che per formare due molecole di acqua sono necessarie due molecole di idrogeno e una di ossigeno. Quindi otteniamo il seguente schema di reazione:
2H2 + O2 → 2H2O
Qui il numero di atomi di diversi elementi chimici è lo stesso prima e dopo la reazione. Ciò significa che questo non è più solo uno schema di reazione, ma equazione di reazione. Nelle equazioni di reazione, la freccia viene spesso sostituita con il segno uguale per sottolineare che il numero di atomi di diversi elementi chimici è uguale:
2H2 + O2 = 2H2O
Considera questa reazione:
NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + H 2 O
Dopo la reazione si è formato un fosfato contenente tre atomi di sodio. Pareggiamo la quantità di sodio prima della reazione:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + H2O
La quantità di idrogeno prima della reazione è di sei atomi (tre nell'idrossido di sodio e tre nell'acido fosforico). Dopo la reazione ci sono solo due atomi di idrogeno. Dividendo sei per due si ottiene tre. Ciò significa che devi mettere il numero tre davanti all'acqua:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
Il numero di atomi di ossigeno prima e dopo la reazione è lo stesso, il che significa che non è necessario eseguire ulteriori calcoli dei coefficienti.
Una registrazione di un'interazione chimica che riflette informazioni quantitative e qualitative su una reazione è chiamata equazione di reazione chimica. La reazione è scritta utilizzando simboli chimici e matematici.
Regole di base
Le reazioni chimiche comportano la trasformazione di alcune sostanze (reagenti) in altre (prodotti di reazione). Ciò si verifica a causa dell'interazione dei gusci elettronici esterni delle sostanze. Di conseguenza, dai composti iniziali si formano nuovi composti.
Per esprimere graficamente il corso di una reazione chimica, vengono utilizzate alcune regole per comporre e scrivere equazioni chimiche.
Sul lato sinistro sono scritte le sostanze originali che interagiscono tra loro, cioè. sono riassunti. Quando una sostanza viene decomposta, la sua formula viene scritta. Le sostanze ottenute durante la reazione chimica sono scritte sul lato destro. Esempi di equazioni scritte con simboli:
- CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4 ;
- CaCO3 = CaO + CO2;
- 2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2;
- CH 3 COONa + H 2 SO 4 (conc.) → CH 3 COOH + NaHSO 4;
- 2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2.
I coefficienti davanti alle formule chimiche mostrano il numero di molecole di una sostanza. L'unità non è dichiarata, ma è implicita. Ad esempio, l'equazione Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 mostra che da una molecola di bario e due molecole di acqua si ottengono una molecola di idrossido di bario e una di idrossido di idrogeno. Se conti la quantità di idrogeno, ottieni quattro atomi sia a destra che a sinistra.
Designazioni
Per elaborare le equazioni delle reazioni chimiche, è necessario conoscere alcune notazioni che mostrano come procede la reazione. Nelle equazioni chimiche vengono utilizzati i seguenti simboli:
- → - reazione irreversibile e diretta (va in una direzione);
- ⇄ o ↔ - la reazione è reversibile (procede in entrambe le direzioni);
- - il gas viene rilasciato;
- ↓ - appare il precipitato;
- hν - illuminazione;
- t° - temperatura (è possibile indicare il numero di gradi);
- Q - calore;
- E(solido) - materia solida;
- E(gas) o E(g) - sostanza gassosa;
- E(conc.) - sostanza concentrata;
- E(aq) - soluzione acquosa di una sostanza.
Riso. 1. Precipitazioni.
Al posto della freccia (→), si può mettere un segno uguale (=), che indica il rispetto della legge di conservazione della materia: sia a sinistra che a destra il numero di atomi delle sostanze è lo stesso. Quando si risolvono le equazioni, la freccia viene posizionata per prima. Dopo aver calcolato i coefficienti e le equazioni dei lati destro e sinistro, viene tracciata una linea sotto la freccia.
Le condizioni di reazione (temperatura, illuminazione) sono indicate sopra il segno di reazione (→,⇄). Anche le formule del catalizzatore sono scritte in alto.
Riso. 2. Esempi di condizioni di reazione.
Quali sono le equazioni?
Le equazioni chimiche sono classificate secondo diversi criteri. I principali metodi di classificazione sono presentati nella tabella.
|
Cartello |
Reazioni |
Descrizione |
Esempio |
|
Modificando la quantità di reagenti e sostanze finali |
Sostituzioni |
Nuove sostanze semplici e complesse si formano da sostanze semplici e complesse |
2Na+2H2O → 2NaOH+H2 |
|
Connessioni |
Diverse sostanze formano una nuova sostanza |
C+O2 = CO2 |
|
|
Decomposizioni |
Diverse sostanze sono formate da una sostanza |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
|
|
Scambio ionico |
Scambio di costituenti (ioni) |
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 + H2O |
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Per rilascio di calore |
Esotermico |
Rilascio di calore |
C + 2H 2 = CH 4 + Q |
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Endotermico |
Assorbimento del calore |
N2 + O2 → 2NO – Q |
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Per tipo di impatto energetico |
Elettrochimico |
Azione della corrente elettrica |
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Fotochimico |
Azione della luce |
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Termochimico |
Effetto dell'alta temperatura |
||
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Per stato di aggregazione |
Omogeneo |
Stessa condizione |
CuCl2 + Na2S → 2NaCl + CuS↓ |
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Eterogeneo |
Varie condizioni |
4H2O(l) + 3Fe(s) → Fe3O4 + 4H2 |
Esiste un concetto di equilibrio chimico che è inerente solo alle reazioni reversibili. Questo è uno stato in cui le velocità delle reazioni dirette e inverse, nonché le concentrazioni delle sostanze, sono uguali. Questo stato è caratterizzato da una costante di equilibrio chimico.
Sotto l'influenza esterna di temperatura, pressione, luce, la reazione può spostarsi verso la diminuzione o l'aumento della concentrazione di una determinata sostanza. La dipendenza della costante di equilibrio dalla temperatura è espressa utilizzando le equazioni isobara e isocora. L'equazione dell'isoterma riflette la dipendenza dell'energia e della costante di equilibrio. Queste equazioni mostrano la direzione della reazione.
Riso. 3. Equazioni dell'isobara, dell'isocorea e dell'isoterma.
Cosa abbiamo imparato?
Nella lezione di chimica dell'ottavo anno è stato discusso il tema delle equazioni delle reazioni chimiche. La compilazione e la scrittura di equazioni riflette il progresso di una reazione chimica. Esistono alcuni simboli che mostrano lo stato delle sostanze e le condizioni in cui avviene la reazione. Esistono diversi tipi di reazioni chimiche in base a diverse caratteristiche: quantità di sostanza, stato di aggregazione, assorbimento di energia, impatto energetico.
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Le reazioni tra vari tipi di sostanze ed elementi chimici sono uno dei principali argomenti di studio della chimica. Per capire come creare un'equazione di reazione e utilizzarla per i propri scopi, è necessaria una comprensione abbastanza profonda di tutti i modelli nell'interazione delle sostanze, nonché dei processi con reazioni chimiche.
Scrivere equazioni
Un modo per esprimere una reazione chimica è un'equazione chimica. Registra la formula della sostanza di partenza e del prodotto, coefficienti che mostrano quante molecole ha ciascuna sostanza. Tutte le reazioni chimiche conosciute sono divise in quattro tipi: sostituzione, combinazione, scambio e decomposizione. Tra questi ci sono: redox, esogeno, ionico, reversibile, irreversibile, ecc.
Scopri di più su come scrivere le equazioni per le reazioni chimiche:
- È necessario determinare il nome delle sostanze che interagiscono tra loro nella reazione. Li scriviamo sul lato sinistro della nostra equazione. Ad esempio, considera la reazione chimica che si è formata tra acido solforico e alluminio. Posizioniamo i reagenti a sinistra: H2SO4 + Al. Successivamente scriviamo il segno uguale. In chimica potresti imbatterti in un segno di “freccia” che punta a destra, o due frecce dirette in direzioni opposte, significano “reversibilità”. Il risultato dell'interazione tra metallo e acido è sale e idrogeno. Scrivi i prodotti ottenuti dopo la reazione dopo il segno uguale, cioè a destra. H2SO4+Al= H2+ Al2(SO4)3. Quindi, possiamo vedere lo schema di reazione.
- Per comporre un'equazione chimica, devi trovare i coefficienti. Torniamo al diagramma precedente. Diamo un'occhiata al suo lato sinistro. L'acido solforico contiene atomi di idrogeno, ossigeno e zolfo in un rapporto di circa 2:4:1. Sul lato destro ci sono 3 atomi di zolfo e 12 atomi di ossigeno nel sale. Due atomi di idrogeno sono contenuti in una molecola di gas. Sul lato sinistro il rapporto tra questi elementi è 2:3:12
- Per uguagliare il numero di atomi di ossigeno e di zolfo presenti nella composizione del solfato di alluminio (III), è necessario mettere un fattore 3 davanti all'acido sul lato sinistro dell'equazione. Ora abbiamo 6 atomi di idrogeno su il lato sinistro. Per uguagliare il numero di elementi dell'idrogeno, devi mettere 3 davanti all'idrogeno sul lato destro dell'equazione.
- Ora non resta che equalizzare la quantità di alluminio. Poiché il sale contiene due atomi di metallo, impostiamo sul lato sinistro davanti all'alluminio un coefficiente pari a 2. Di conseguenza, otteniamo l'equazione di reazione per questo schema: 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2
Avendo compreso i principi di base su come creare un'equazione per la reazione delle sostanze chimiche, in futuro non sarà difficile scrivere qualsiasi reazione, anche la più esotica dal punto di vista della chimica.
Molto spesso, scolari e studenti devono comporre il cosiddetto. equazioni delle reazioni ioniche. In particolare, a questo argomento è dedicato il compito 31, proposto all'Esame di Stato Unificato di Chimica. In questo articolo discuteremo in dettaglio l'algoritmo per scrivere equazioni ioniche brevi e complete e analizzeremo molti esempi di diversi livelli di complessità.
Perché sono necessarie le equazioni ioniche?
Lascia che ti ricordi che quando molte sostanze si sciolgono nell'acqua (e non solo nell'acqua!), si verifica un processo di dissociazione: le sostanze si dividono in ioni. Ad esempio, le molecole di HCl in un ambiente acquoso si dissociano in cationi idrogeno (H +, più precisamente H 3 O +) e anioni cloro (Cl -). Il bromuro di sodio (NaBr) si trova in una soluzione acquosa non sotto forma di molecole, ma sotto forma di ioni idrati Na + e Br - (a proposito, il bromuro di sodio solido contiene anche ioni).
Quando scriviamo equazioni “ordinarie” (molecolari), non teniamo conto del fatto che non sono le molecole a reagire, ma gli ioni. Ecco, ad esempio, come appare l'equazione per la reazione tra acido cloridrico e idrossido di sodio:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)
Naturalmente questo diagramma non descrive il processo in modo del tutto corretto. Come abbiamo già detto, in una soluzione acquosa non ci sono praticamente molecole di HCl, ma ci sono ioni H + e Cl -. Lo stesso vale con NaOH. Sarebbe più corretto scrivere quanto segue:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)
Questo è quello che è equazione ionica completa. Invece di molecole “virtuali”, vediamo particelle realmente presenti nella soluzione (cationi e anioni). Non ci soffermeremo sulla questione del perché abbiamo scritto H 2 O in forma molecolare. Questo verrà spiegato poco dopo. Come puoi vedere, non c'è niente di complicato: abbiamo sostituito le molecole con ioni che si formano durante la loro dissociazione.
Tuttavia, anche l’equazione ionica completa non è perfetta. In effetti, dai un'occhiata più da vicino: entrambi i lati sinistro e destro dell'equazione (2) contengono le stesse particelle: cationi Na + e anioni Cl. Questi ioni non cambiano durante la reazione. Perché allora sono necessari? Rimuoviamoli e prendiamo Breve equazione ionica:
H + + OH - = H 2 O. (3)
Come puoi vedere, tutto si riduce all'interazione degli ioni H + e OH - con la formazione di acqua (reazione di neutralizzazione).
Vengono scritte tutte le equazioni ioniche complete e brevi. Se avessimo risolto il problema 31 dell'Esame di Stato Unificato di chimica, avremmo ricevuto il punteggio massimo: 2 punti.
Quindi, ancora una volta riguardo alla terminologia:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - equazione molecolare (equazione "ordinaria", che riflette schematicamente l'essenza della reazione);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - equazione ionica completa (sono visibili le particelle reali in soluzione);
- H + + OH - = H 2 O - una breve equazione ionica (abbiamo rimosso tutta la "spazzatura" - particelle che non partecipano al processo).
Algoritmo per la scrittura di equazioni ioniche
- Creiamo un'equazione molecolare per la reazione.
- Tutte le particelle che si dissociano in soluzione in misura notevole sono scritte sotto forma di ioni; le sostanze che non sono soggette a dissociazione vengono lasciate “sotto forma di molecole”.
- Rimuoviamo il cosiddetto dalle due parti dell'equazione. ioni osservatori, cioè particelle che non partecipano al processo.
- Controlliamo i coefficienti e otteniamo la risposta finale: una breve equazione ionica.
Esempio 1. Scrivi equazioni ioniche complete e brevi che descrivano l'interazione di soluzioni acquose di cloruro di bario e solfato di sodio.
Soluzione. Agiremo secondo l'algoritmo proposto. Creiamo prima un'equazione molecolare. Cloruro di bario e solfato di sodio sono due sali. Diamo un'occhiata alla sezione del libro di consultazione "Proprietà dei composti inorganici". Vediamo che i sali possono interagire tra loro se durante la reazione si forma un precipitato. Controlliamo:
Esercizio 2. Completa le equazioni per le seguenti reazioni:
- KOH + H2SO4 =
- H3PO4 + Na2O=
- Ba(OH)2 + CO2 =
- NaOH+CuBr2=
- K2S + Hg(NO3)2 =
- Zn+FeCl2=
Esercizio 3. Scrivere le equazioni molecolari per le reazioni (in soluzione acquosa) tra: a) carbonato di sodio e acido nitrico, b) cloruro di nichel (II) e idrossido di sodio, c) acido fosforico e idrossido di calcio, d) nitrato d'argento e cloruro di potassio, e ) ossido di fosforo (V) e idrossido di potassio.
Spero sinceramente che tu non abbia problemi a completare questi tre compiti. In caso contrario, è necessario tornare all'argomento "Proprietà chimiche delle principali classi di composti inorganici".
Come trasformare un'equazione molecolare in un'equazione ionica completa
Inizia il divertimento. Dobbiamo capire quali sostanze vanno scritte come ioni e quali vanno lasciate in “forma molecolare”. Dovrai ricordare quanto segue.
Sotto forma di ioni scrivi:
- sali solubili (sottolineo solo sali altamente solubili in acqua);
- alcali (ti ricordo che gli alcali sono basi solubili in acqua, ma non NH 4 OH);
- acidi forti (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Come puoi vedere, ricordare questo elenco non è affatto difficile: comprende acidi e basi forti e tutti i sali solubili. A proposito, per i giovani chimici particolarmente vigili che potrebbero essere indignati dal fatto che gli elettroliti forti (sali insolubili) non siano inclusi in questo elenco, posso dirvi quanto segue: NON includere i sali insolubili in questo elenco non nega affatto la fatto che sono elettroliti forti.
Tutte le altre sostanze devono essere presenti nelle equazioni ioniche sotto forma di molecole. Per quei lettori esigenti che non si accontentano del termine vago “tutte le altre sostanze” e che, seguendo l'esempio dell'eroe del famoso film, chiedono “l'annuncio dell'elenco completo”, fornisco le seguenti informazioni.
Sotto forma di molecole scrivi:
- tutti i sali insolubili;
- tutte le basi deboli (compresi idrossidi insolubili, NH 4 OH e sostanze simili);
- tutti gli acidi deboli (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, quasi tutti gli acidi organici...);
- in generale tutti gli elettroliti deboli (compresa l'acqua!!!);
- ossidi (tutti i tipi);
- tutti i composti gassosi (in particolare H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO);
- sostanze semplici (metalli e non metalli);
- quasi tutti i composti organici (ad eccezione dei sali idrosolubili degli acidi organici).
Uff, sembra che non abbia dimenticato nulla! Sebbene sia più facile, secondo me, ricordare l'elenco n. 1. Tra le cose di fondamentale importanza nell'elenco n. 2, menzionerò ancora una volta l'acqua.
Andiamo ad allenarci!
Esempio 2. Scrivi un'equazione ionica completa che descriva l'interazione tra idrossido di rame (II) e acido cloridrico.
Soluzione. Cominciamo, naturalmente, con l'equazione molecolare. L'idrossido di rame (II) è una base insolubile. Tutte le basi insolubili reagiscono con acidi forti per formare sale e acqua:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.
Scopriamo ora quali sostanze vanno scritte come ioni e quali come molecole. Gli elenchi sopra ci aiuteranno. L'idrossido di rame(II) è una base insolubile (vedi tabella solubilità), un elettrolita debole. Le basi insolubili sono scritte in forma molecolare. L'HCl è un acido forte; in soluzione si dissocia quasi completamente in ioni. CuCl2 è un sale solubile. Lo scriviamo in forma ionica. Acqua - solo sotto forma di molecole! Otteniamo l'equazione ionica completa:
Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.
Esempio 3. Scrivi un'equazione ionica completa per la reazione dell'anidride carbonica con una soluzione acquosa di NaOH.
Soluzione. L'anidride carbonica è un tipico ossido acido, NaOH è un alcali. Quando gli ossidi acidi interagiscono con soluzioni acquose di alcali, si formano sale e acqua. Creiamo un'equazione molecolare per la reazione (non dimenticare i coefficienti, comunque):
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O.
CO 2 - ossido, composto gassoso; mantenimento della forma molecolare. NaOH - base forte (alcali); Lo scriviamo sotto forma di ioni. Na 2 CO 3 - sale solubile; scriviamo sotto forma di ioni. L'acqua è un elettrolita debole e praticamente non si dissocia; lasciare in forma molecolare. Otteniamo quanto segue:
CO2 + 2Na + + 2OH - = Na2+ + CO32- + H2O.
Esempio 4. Il solfuro di sodio in soluzione acquosa reagisce con il cloruro di zinco per formare un precipitato. Scrivi un'equazione ionica completa per questa reazione.
Soluzione. Il solfuro di sodio e il cloruro di zinco sono sali. Quando questi sali interagiscono, precipita un precipitato di solfuro di zinco:
Na2S + ZnCl2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Scriverò immediatamente l'equazione ionica completa e la analizzerai tu stesso:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .
Ti offro diversi compiti per il lavoro indipendente e un breve test.
Esercizio 4. Scrivi le equazioni molecolari e ioniche complete per le seguenti reazioni:
- NaOH + HNO3 =
- H2SO4 + MgO =
- Ca(NO3)2 + Na3PO4 =
- CoBr2 + Ca(OH)2 =
Esercizio 5. Scrivere equazioni ioniche complete che descrivano l'interazione di: a) ossido nitrico (V) con una soluzione acquosa di idrossido di bario, b) una soluzione di idrossido di cesio con acido iodidrico, c) soluzioni acquose di solfato di rame e solfuro di potassio, d) idrossido di calcio e una soluzione acquosa di nitrato di ferro (III).