Reakciju vienādojumi ar trim vielām. Kā uzrakstīt ķīmisko vienādojumu: noteikumi, piemēri. Ķīmiskās reakcijas reģistrēšana. Motivācija un mērķu izvirzīšana
9.1. Kādas ir ķīmiskās reakcijas?
Atcerēsimies, ka jebkuras ķīmiskas parādības dabā mēs saucam par ķīmiskām reakcijām. Ķīmiskās reakcijas laikā dažas ķīmiskās saites tiek pārtrauktas, bet citas veidojas. Reakcijas rezultātā no dažām ķīmiskajām vielām tiek iegūtas citas vielas (sk. 1. nodaļu).
Veicot mājasdarbu par § 2.5, jūs iepazināties ar tradicionālo četru galveno reakciju veidu atlasi no visa ķīmisko pārvērtību kopuma, un tad arī piedāvājāt to nosaukumus: apvienošanās, sadalīšanās, aizstāšanas un apmaiņas reakcijas.
Saliktu reakciju piemēri:
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)
Sadalīšanās reakciju piemēri:
2Ag 2O 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)
Aizvietošanas reakciju piemēri:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Apmaiņas reakcijas- ķīmiskas reakcijas, kurās izejvielas, šķiet, apmainās ar to sastāvdaļām. |
Apmaiņas reakciju piemēri:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (vienpadsmit)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicionālā ķīmisko reakciju klasifikācija neaptver visu to daudzveidību – bez četriem galvenajiem reakciju veidiem pastāv arī daudzas sarežģītākas reakcijas.
Divu citu ķīmisko reakciju veidu identificēšana balstās uz divu svarīgu neķīmisku daļiņu: elektronu un protonu līdzdalību.
Dažu reakciju laikā notiek pilnīga vai daļēja elektronu pārnešana no viena atoma uz otru. Šajā gadījumā izejvielas veidojošo elementu atomu oksidācijas pakāpes mainās; no sniegtajiem piemēriem tās ir 1., 4., 6., 7. un 8. reakcijas. Šīs reakcijas sauc par redokss.
Citā reakciju grupā ūdeņraža jons (H +), tas ir, protons, pāriet no vienas reaģējošas daļiņas uz otru. Šādas reakcijas sauc skābju-bāzes reakcijas vai protonu pārneses reakcijas.
No sniegtajiem piemēriem šādas reakcijas ir 3., 10. un 11. reakcija. Pēc analoģijas ar šīm reakcijām redoksreakcijas dažreiz sauc. elektronu pārneses reakcijas. Ar OVR jūs iepazīsities 2. §, bet ar KOR - nākamajās nodaļās.
SAVIENOŠANĀS REAKCIJAS, SADALĪŠANĀS REAKCIJAS, AIZSTĀŠANAS REAKCIJAS, APMAIŅAS REAKCIJAS, REDOKSU REAKCIJAS, SKĀBES-BĀZES REAKCIJAS.
Pierakstiet reakciju vienādojumus, kas atbilst šādām shēmām:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3 (PO 4) 2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + 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.
Norādiet tradicionālo reakcijas veidu. Marķējiet redoksu un skābju-bāzes reakcijas. Redoksreakcijās norādiet, kuri elementu atomi maina oksidācijas pakāpi.
9.2. Redoksreakcijas
Apskatīsim redoksreakciju, kas notiek domnās rūpnieciskās dzelzs (precīzāk, čuguna) ražošanas laikā no dzelzsrūdas:
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Noteiksim atomu oksidācijas pakāpi, kas veido gan izejvielas, gan reakcijas produktus
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Kā redzams, reakcijas rezultātā palielinājās oglekļa atomu oksidācijas pakāpe, samazinājās dzelzs atomu oksidācijas pakāpe, bet skābekļa atomu oksidācijas pakāpe palika nemainīga. Līdz ar to oglekļa atomi šajā reakcijā tika oksidēti, tas ir, tie zaudēja elektronus ( oksidēts), bet dzelzs atomi – reducēšana, tas ir, tie pievienoja elektronus ( atguvusies) (sk. 7.16. punktu). Lai raksturotu OVR, tiek izmantoti jēdzieni oksidētājs Un reducētājs.
Tādējādi mūsu reakcijā oksidējošie atomi ir dzelzs atomi, bet reducējošie atomi ir oglekļa atomi.
Mūsu reakcijā oksidētājs ir dzelzs (III) oksīds, un reducētājs ir oglekļa (II) monoksīds.
Gadījumos, kad oksidējošie atomi un reducējošie atomi ir vienas vielas daļa (piemērs: 6. reakcija no iepriekšējās rindkopas), jēdzieni “oksidējošā viela” un “reducējošā viela” netiek lietoti.
Tādējādi tipiski oksidētāji ir vielas, kas satur atomus, kuriem ir tendence iegūt elektronus (pilnībā vai daļēji), pazeminot to oksidācijas pakāpi. No vienkāršām vielām tās galvenokārt ir halogēni un skābeklis, un mazākā mērā sērs un slāpeklis. No sarežģītām vielām - vielas, kas satur atomus augstākās oksidācijas pakāpēs, kas netiecas veidot vienkāršus jonus šajos oksidācijas pakāpēs: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) utt.
Tipiski reducētāji ir vielas, kas satur atomus, kuriem ir tendence pilnībā vai daļēji nodot elektronus, palielinot to oksidācijas pakāpi. Vienkāršas vielas ir ūdeņradis, sārmu un sārmzemju metāli un alumīnijs. No kompleksajām vielām - H 2 S un sulfīdi (S –II), SO 2 un sulfīti (S +IV), jodīdi (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) u.c.
Kopumā gandrīz visām sarežģītajām un daudzām vienkāršām vielām var būt gan oksidējošas, gan reducējošas īpašības. Piemēram:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 ir spēcīgs reducētājs);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 ir vājš oksidētājs);
C + O 2 = CO 2 (t) (C ir reducētājs);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C ir oksidētājs).
Atgriezīsimies pie reakcijas, par kuru mēs runājām šīs sadaļas sākumā.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Lūdzu, ņemiet vērā, ka reakcijas rezultātā oksidējošie atomi (Fe + III) pārvērtās par reducējošiem atomiem (Fe 0), bet reducējošie atomi (C + II) - par oksidējošiem atomiem (C + IV). Bet CO 2 jebkuros apstākļos ir ļoti vājš oksidētājs, un dzelzs, lai gan tas ir reducētājs, šajos apstākļos ir daudz vājāks par CO. Tāpēc reakcijas produkti nereaģē viens ar otru, un reversā reakcija nenotiek. Dotais piemērs ilustrē vispārējo principu, kas nosaka OVR plūsmas virzienu:
Redoksreakcijas notiek vājāka oksidētāja un vājāka reducētāja veidošanās virzienā.
Vielu redoksīpašības var salīdzināt tikai identiskos apstākļos. Dažos gadījumos šo salīdzinājumu var veikt kvantitatīvi.
Veicot mājasdarbu par šīs nodaļas pirmo rindkopu, jūs pārliecinājāties, ka dažos reakcijas vienādojumos (īpaši ORR) ir diezgan grūti izvēlēties koeficientus. Lai vienkāršotu šo uzdevumu redoksreakciju gadījumā, tiek izmantotas šādas divas metodes:
A) elektroniskā bilances metode Un
b) elektronu jonu līdzsvara metode.
Tagad apgūsiet elektronu līdzsvara metodi, un elektronu-jonu līdzsvara metodi parasti apgūst augstskolās.
Abas šīs metodes ir balstītas uz to, ka elektroni ķīmiskajās reakcijās nekur nepazūd un neparādās, tas ir, atomu pieņemto elektronu skaits ir vienāds ar citu atomu atdoto elektronu skaitu.
Doto un pieņemto elektronu skaitu elektronu bilances metodē nosaka atomu oksidācijas pakāpes izmaiņas. Lietojot šo metodi, ir jāzina gan izejvielu, gan reakcijas produktu sastāvs.
Apskatīsim elektroniskā bilances metodes pielietojumu, izmantojot piemērus.
1. piemērs. Izveidosim vienādojumu dzelzs reakcijai ar hloru. Ir zināms, ka šīs reakcijas produkts ir dzelzs (III) hlorīds. Pierakstīsim reakcijas shēmu:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Noteiksim visu elementu atomu oksidācijas pakāpi, kas veido vielas, kas piedalās reakcijā:
Dzelzs atomi atsakās no elektroniem, un hlora molekulas tos pieņem. Izteiksim šos procesus elektroniskie vienādojumi:
Fe – 3 e– = Fe +III,
Cl2+2 e –= 2Cl –I.
Lai dotais elektronu skaits būtu vienāds ar saņemto elektronu skaitu, pirmais elektroniskais vienādojums jāreizina ar divi, bet otrais ar trīs:
| Fe – 3 e– = Fe +III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Ievadot reakcijas shēmā koeficientus 2 un 3, iegūstam reakcijas vienādojumu:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
2. piemērs. Izveidosim vienādojumu baltā fosfora sadegšanas reakcijai hlora pārpalikumā. Ir zināms, ka fosfora (V) hlorīds veidojas šādos apstākļos:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Baltā fosfora molekulas atdod elektronus (oksidējas), un hlora molekulas tos pieņem (samazina):
| 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 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
Sākotnēji iegūtajiem faktoriem (2 un 20) bija kopīgs dalītājs, ar kuru (tāpat kā nākotnes koeficienti reakcijas vienādojumā) tie tika sadalīti. Reakcijas vienādojums:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
3. piemērs. Izveidosim vienādojumu reakcijai, kas notiek, kad dzelzs(II) sulfīds tiek grauzdēts skābeklī.
Reakcijas shēma:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Šajā gadījumā tiek oksidēti gan dzelzs (II), gan sēra (–II) atomi. Dzelzs(II) sulfīda sastāvs satur šo elementu atomus attiecībā 1:1 (skatīt indeksus vienkāršākajā formulā).
Elektroniskais bilance:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
Kopumā viņi dod 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reakcijas vienādojums: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
4. piemērs. Izveidosim vienādojumu reakcijai, kas notiek, kad dzelzs (II) disulfīds (pirīts) tiek grauzdēts skābeklī.
Reakcijas shēma:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Tāpat kā iepriekšējā piemērā, arī šeit tiek oksidēti gan dzelzs(II) atomi, gan sēra atomi, bet ar oksidācijas pakāpi I. Šo elementu atomi ir iekļauti pirīta sastāvā attiecībā 1:2 (sk. indeksi vienkāršākajā formulā). Šajā sakarā dzelzs un sēra atomi reaģē, kas tiek ņemts vērā, sastādot elektronisko svaru:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I–10 e– = 2S +IV |
Kopumā viņi dod 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reakcijas vienādojums: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Ir arī sarežģītāki ODD gadījumi, ar dažiem no tiem jūs iepazīsities, pildot mājasdarbus.
OKSIDĒJOŠAIS ATOMS, REDUCĒJOŠAIS ATOMS, OKSIDĒJOŠA VIELA, REDUKCIJA, ELEKTRONISKĀ BILANCES METODE, ELEKTRONISKIE VIENĀDĀJUMI.
1. Sastādiet elektronisko bilanci katram OVR vienādojumam, kas norādīts šīs nodaļas 1. paragrāfa tekstā.
2. Izveidojiet vienādojumus ORR, ko atklājāt, izpildot šīs nodaļas 1. punkta uzdevumu. Šoreiz koeficientu iestatīšanai izmantojiet elektroniskā bilances metodi. 3.Izmantojot elektronu bilances metodi, izveido reakcijas vienādojumus, kas atbilst šādām shēmām: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
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);
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);
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. Eksotermiskas reakcijas. Entalpija
Kāpēc notiek ķīmiskās reakcijas?
Lai atbildētu uz šo jautājumu, atcerēsimies, kāpēc atsevišķi atomi apvienojas molekulās, kāpēc no izolētiem joniem veidojas jonu kristāls un kāpēc, veidojoties atoma elektronu apvalkam, tiek piemērots mazākās enerģijas princips. Atbilde uz visiem šiem jautājumiem ir viena: jo tas ir enerģētiski izdevīgi. Tas nozīmē, ka šādu procesu laikā tiek atbrīvota enerģija. Šķiet, ka ķīmiskajām reakcijām vajadzētu notikt tā paša iemesla dēļ. Patiešām, var veikt daudzas reakcijas, kuru laikā tiek atbrīvota enerģija. Enerģija tiek atbrīvota, parasti siltuma veidā.
Ja eksotermiskas reakcijas laikā siltumam nav laika noņemties, tad reakcijas sistēma uzsilst.
Piemēram, metāna sadegšanas reakcijā
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
izdalās tik daudz siltuma, ka metānu izmanto kā degvielu.
Faktu, ka šī reakcija atbrīvo siltumu, var atspoguļot reakcijas vienādojumā:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) = CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + J.
Šis ir tā sauktais termoķīmiskais vienādojums. Šeit ir simbols "+ J" nozīmē, ka, sadedzinot metānu, izdalās siltums. Šo siltumu sauc reakcijas termiskais efekts.
No kurienes nāk izdalītais siltums?
Jūs zināt, ka ķīmisko reakciju laikā ķīmiskās saites tiek pārtrauktas un veidojas. Šajā gadījumā tiek pārtrauktas saites starp oglekļa un ūdeņraža atomiem CH 4 molekulās, kā arī starp skābekļa atomiem O 2 molekulās. Šajā gadījumā veidojas jaunas saites: starp oglekļa un skābekļa atomiem CO 2 molekulās un starp skābekļa un ūdeņraža atomiem H 2 O molekulās.Lai pārrautu saites, nepieciešams tērēt enerģiju (skat. “Saites enerģija”, “Atomizācijas enerģija” ), un, veidojot saites, tiek atbrīvota enerģija. Acīmredzot, ja “jaunās” saites ir stiprākas par “vecajām”, tad tiks atbrīvots vairāk enerģijas nekā uzņemts. Atšķirība starp atbrīvoto un absorbēto enerģiju ir reakcijas termiskais efekts.
Termisko efektu (siltuma daudzumu) mēra kilodžoulos, piemēram:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Šis apzīmējums nozīmē, ka tiks atbrīvoti 484 kilodžouli siltuma, ja divi moli ūdeņraža reaģēs ar vienu molu skābekļa, veidojot divus molus gāzveida ūdens (ūdens tvaiku).
Tādējādi termoķīmiskajos vienādojumos koeficienti ir skaitliski vienādi ar reaģentu un reakcijas produktu vielu daudzumiem.
Kas nosaka katras konkrētās reakcijas termisko efektu?
Reakcijas termiskais efekts ir atkarīgs
a) par izejvielu un reakcijas produktu agregētajiem stāvokļiem,
b) par temperatūru un
c) par to, vai ķīmiskā transformācija notiek nemainīgā tilpumā vai nemainīgā spiedienā.
Reakcijas termiskā efekta atkarība no vielu agregācijas stāvokļa ir saistīta ar to, ka pārejas procesus no viena agregācijas stāvokļa uz citu (tāpat kā dažus citus fizikālus procesus) pavada siltuma izdalīšanās vai absorbcija. To var izteikt arī ar termoķīmisko vienādojumu. Piemērs – termoķīmiskais vienādojums ūdens tvaiku kondensācijai:
H 2 O (g) = H 2 O (l) + J.
Termoķīmiskajos vienādojumos un, ja nepieciešams, parastajos ķīmiskajos vienādojumos vielu agregatīvos stāvokļus norāda, izmantojot burtu indeksus:
d) – gāze,
g) – šķidrums,
(t) vai (cr) – cieta vai kristāliska viela.
Termiskā efekta atkarība no temperatūras ir saistīta ar siltuma jaudu atšķirībām
izejvielas un reakcijas produkti.
Tā kā sistēmas tilpums vienmēr palielinās eksotermiskas reakcijas rezultātā pie nemainīga spiediena, daļa enerģijas tiek tērēta darbam, lai palielinātu tilpumu, un izdalītais siltums būs mazāks nekā tad, ja tāda pati reakcija notiek nemainīgā tilpumā. .
Reakciju termiskos efektus parasti aprēķina reakcijām, kas notiek nemainīgā tilpumā 25 °C temperatūrā, un tās norāda ar simbolu J o.
Ja enerģija izdalās tikai siltuma veidā un ķīmiskā reakcija notiek nemainīgā tilpumā, tad reakcijas termiskais efekts ( Q V) ir vienāds ar izmaiņām iekšējā enerģija(D U) vielas, kas piedalās reakcijā, bet ar pretēju zīmi:
Q V = – U.
Ar ķermeņa iekšējo enerģiju saprot kopējo starpmolekulāro mijiedarbību enerģiju, ķīmiskās saites, visu elektronu jonizācijas enerģiju, kodolu nukleonu saites enerģiju un visus citus zināmos un nezināmos enerģijas veidus, ko šis ķermenis “uzglabā”. Zīme “–” ir saistīta ar to, ka, izdaloties siltumam, iekšējā enerģija samazinās. Tas ir
U= – Q V .
Ja reakcija notiek nemainīgā spiedienā, tad sistēmas tilpums var mainīties. Veicot darbu apjoma palielināšanai, tiek ņemta arī daļa no iekšējās enerģijas. Šajā gadījumā
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Kur Q lpp– reakcijas termiskais efekts, kas notiek pie nemainīga spiediena. No šejienes
Q P = – U–PV .
Vērtība, kas vienāda ar U+PV ieguva vārdu entalpijas izmaiņas un apzīmē ar D H.
H=U+PV.
Līdz ar to
Q P = – H.
Tādējādi, izdaloties siltumam, sistēmas entalpija samazinās. Līdz ar to šī daudzuma vecais nosaukums: “siltuma saturs”.
Atšķirībā no termiskā efekta, entalpijas izmaiņas raksturo reakciju neatkarīgi no tā, vai tā notiek nemainīgā tilpumā vai nemainīgā spiedienā. Tiek saukti termoķīmiskie vienādojumi, kas uzrakstīti, izmantojot entalpijas izmaiņas termoķīmiskie vienādojumi termodinamiskā formā. Šajā gadījumā tiek dota entalpijas izmaiņu vērtība standarta apstākļos (25 °C, 101,3 kPa), apzīmēta H o!. Piemēram:
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) H o!= – 484 kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH) 2 (kr) H o!= – 65 kJ.
Atkarība no reakcijā izdalītā siltuma daudzuma ( J) no reakcijas termiskā efekta ( J o) un vielas daudzums ( n B) viens no reakcijas dalībniekiem (viela B - izejviela vai reakcijas produkts) tiek izteikts ar vienādojumu:
Šeit B ir vielas B daudzums, kas norādīts ar koeficientu pirms vielas B formulas termoķīmiskajā vienādojumā.
Uzdevums
Noteikt ūdeņraža vielas daudzumu, kas sadedzināts skābeklī, ja izdalītos 1694 kJ siltuma.
Risinājums
2H 2 (g) + O 2 (g) = 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Termiskais efekts reakcijai starp kristālisko alumīniju un gāzveida hloru ir 1408 kJ. Uzrakstiet šīs reakcijas termoķīmisko vienādojumu un nosakiet alumīnija masu, kas nepieciešama 2816 kJ siltuma iegūšanai, izmantojot šo reakciju. 9.4. Endotermiskas reakcijas. Entropija Papildus eksotermiskām reakcijām ir iespējamas reakcijas, kurās tiek absorbēts siltums, un, ja tas netiek piegādāts, reakcijas sistēma tiek atdzesēta. Šādas reakcijas sauc endotermisks. Šādu reakciju termiskais efekts ir negatīvs. Piemēram: Tādējādi enerģija, kas izdalās saišu veidošanās laikā šo un līdzīgu reakciju produktos, ir mazāka par enerģiju, kas nepieciešama, lai izjauktu saites izejvielās.
Ņemsim divas kolbas un vienā no tām piepildām ar slāpekli (bezkrāsainu gāzi), bet otru ar slāpekļa dioksīdu (brūno gāzi), lai gan spiediens, gan temperatūra kolbās būtu vienādi. Ir zināms, ka šīs vielas savā starpā ķīmiski nereaģē. Cieši savienosim kolbas ar kakliņiem un uzstādīsim vertikāli, lai kolba ar smagāku slāpekļa dioksīdu būtu apakšā (9.1. att.). Pēc kāda laika mēs redzēsim, ka brūnais slāpekļa dioksīds pakāpeniski izplatās augšējā kolbā, bet bezkrāsains slāpeklis iekļūst apakšējā kolbā. Tā rezultātā gāzes sajaucas, un kolbu satura krāsa kļūst vienāda. Tādējādi
Savienojuma vienādojumi starp entropiju ( S) un citus lielumus apgūst fizikas un fizikālās ķīmijas kursos. Entropijas vienība [ S] = 1 J/K. G= H–T S Spontānas reakcijas nosacījums: G< 0. Zemās temperatūrās faktors, kas nosaka reakcijas iespējamību, lielā mērā ir enerģijas faktors, un augstā temperatūrā tas ir entropijas faktors. Jo īpaši no iepriekš minētā vienādojuma ir skaidrs, kāpēc sadalīšanās reakcijas, kas nenotiek istabas temperatūrā (entropija palielinās), sāk notikt paaugstinātā temperatūrā. ENDTERMISKĀ REAKCIJA, ENTROPIJA, ENERĢIJAS FAKTORS, ENTROPIJAS FAKTORS, GIBBS ENERĢIJA. 2CuO (cr) + C (grafīts) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) ir –46 kJ. Pierakstiet termoķīmisko vienādojumu un aprēķiniet, cik daudz enerģijas nepieciešams, lai no šīs reakcijas iegūtu 1 kg vara. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Izveidojās 24,6 litri oglekļa dioksīda. Nosakiet, cik daudz siltuma tika iztērēts bezjēdzīgi. Cik gramu kalcija oksīda izveidojās? |
Lai aprakstītu notiekošās ķīmiskās reakcijas, tiek sastādīti ķīmisko reakciju vienādojumi. Tajos pa kreisi no vienādības zīmes (vai bultiņas →) ir rakstītas reaģentu (vielas, kas reaģē) formulas, bet pa labi - reakcijas produkti (vielas, kas iegūtas pēc ķīmiskas reakcijas). Tā kā mēs runājam par vienādojumu, atomu skaitam vienādojuma kreisajā pusē jābūt vienādam ar to, kas atrodas labajā pusē. Tāpēc pēc ķīmiskās reakcijas diagrammas sastādīšanas (reaģentu un produktu reģistrēšana) tiek aizstāti koeficienti, lai izlīdzinātu atomu skaitu.
Koeficienti ir skaitļi pirms vielu formulām, kas norāda reaģējošo molekulu skaitu.
Piemēram, pieņemsim, ka ķīmiskā reakcijā ūdeņraža gāze (H 2) reaģē ar skābekļa gāzi (O 2). Tā rezultātā veidojas ūdens (H 2 O). Reakcijas shēma izskatīsies šādi:
H 2 + O 2 → H 2 O
Kreisajā pusē ir divi ūdeņraža un skābekļa atomi, bet labajā pusē ir divi ūdeņraža atomi un tikai viens skābeklis. Pieņemsim, ka vienas ūdeņraža molekulas un viena skābekļa reakcija rada divas ūdens molekulas:
H2+O2 → 2H2O
Tagad skābekļa atomu skaits pirms un pēc reakcijas ir vienāds. Tomēr pirms reakcijas ir divas reizes mazāk ūdeņraža nekā pēc reakcijas. Jāsecina, ka, lai izveidotu divas ūdens molekulas, ir nepieciešamas divas ūdeņraža un viena skābekļa molekulas. Tad mēs iegūstam šādu reakcijas shēmu:
2H2 + O2 → 2H2O
Šeit dažādu ķīmisko elementu atomu skaits ir vienāds pirms un pēc reakcijas. Tas nozīmē, ka šī vairs nav tikai reakcijas shēma, bet reakcijas vienādojums. Reakciju vienādojumos bultiņa bieži tiek aizstāta ar vienādības zīmi, lai uzsvērtu, ka dažādu ķīmisko elementu atomu skaits ir vienāds:
2H2 + O2 = 2H2O
Apsveriet šo reakciju:
NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + H 2 O
Pēc reakcijas izveidojās fosfāts, kas satur trīs nātrija atomus. Izlīdzināsim nātrija daudzumu pirms reakcijas:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + H2O
Ūdeņraža daudzums pirms reakcijas ir seši atomi (trīs nātrija hidroksīdā un trīs fosforskābē). Pēc reakcijas ir tikai divi ūdeņraža atomi. Dalot sešus ar divi, iegūst trīs. Tas nozīmē, ka ūdens priekšā ir jānovieto cipars trīs:
3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O
Skābekļa atomu skaits pirms un pēc reakcijas ir vienāds, kas nozīmē, ka turpmāka koeficientu aprēķināšana nav jāveic.
Ķīmiskās mijiedarbības ierakstu, kas atspoguļo kvantitatīvu un kvalitatīvu informāciju par reakciju, sauc par ķīmiskās reakcijas vienādojumu. Reakcija tiek uzrakstīta, izmantojot ķīmiskos un matemātiskos simbolus.
Pamatnoteikumi
Ķīmiskās reakcijas ietver dažu vielu (reaģentu) pārvēršanos citās (reakcijas produktos). Tas notiek vielu ārējo elektronu apvalku mijiedarbības dēļ. Rezultātā no sākotnējiem savienojumiem veidojas jauni savienojumi.
Lai grafiski izteiktu ķīmiskās reakcijas norisi, tiek izmantoti noteikti ķīmisko vienādojumu sastādīšanas un rakstīšanas noteikumi.
Kreisajā pusē ir rakstītas oriģinālās vielas, kas mijiedarbojas viena ar otru, t.i. tiek apkopoti. Sadaloties vienai vielai, tiek pierakstīta tās formula. Labajā pusē ir rakstītas ķīmiskās reakcijas laikā iegūtās vielas. Rakstītu vienādojumu ar simboliem piemēri:
- CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 ;
- CaCO 3 = CaO + CO 2;
- 2Na 2O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2;
- CH 3 COONa + H 2 SO 4 (konc.) → CH 3 COOH + NaHSO 4;
- 2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2.
Koeficienti ķīmisko formulu priekšā parāda vielas molekulu skaitu. Mērvienība nav norādīta, bet ir netieša. Piemēram, vienādojums Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 parāda, ka no vienas bārija molekulas un divām ūdens molekulām tiek iegūta viena bārija hidroksīda molekula un viena ūdeņraža hidroksīda molekula. Ja jūs saskaitāt ūdeņraža daudzumu, jūs iegūstat četrus atomus gan labajā, gan kreisajā pusē.
Apzīmējumi
Lai sastādītu vienādojumus ķīmiskajām reakcijām, jums jāzina daži apzīmējumi, kas parāda, kā notiek reakcija. Ķīmiskajos vienādojumos tiek izmantoti šādi simboli:
- → - neatgriezeniska, tieša reakcija (iet vienā virzienā);
- ⇄ vai ↔ - reakcija ir atgriezeniska (turpinās abos virzienos);
- - tiek atbrīvota gāze;
- ↓ - parādās nogulsnes;
- hν - apgaismojums;
- t° - temperatūra (var norādīt grādu skaitu);
- Q - siltums;
- E(cieta) - cieta viela;
- E(gāze) vai E(g) - gāzveida viela;
- E(konc.) - koncentrēta viela;
- E(aq) - vielas ūdens šķīdums.
Rīsi. 1. Nokrišņi.
Bultas (→) vietā var ievietot vienādības zīmi (=), kas norāda uz atbilstību matērijas nezūdamības likumam: gan kreisajā, gan labajā pusē vielu atomu skaits ir vienāds. Risinot vienādojumus, bultiņa tiek novietota pirmajā vietā. Pēc labās un kreisās puses koeficientu un vienādojumu aprēķināšanas zem bultiņas tiek novilkta līnija.
Reakcijas apstākļi (temperatūra, apgaismojums) ir norādīti virs reakcijas zīmes (→,⇄). Augšpusē ir rakstītas arī katalizatora formulas.
Rīsi. 2. Reakcijas apstākļu piemēri.
Kādi ir vienādojumi?
Ķīmiskie vienādojumi tiek klasificēti pēc dažādiem kritērijiem. Galvenās klasifikācijas metodes ir parādītas tabulā.
|
Pierakstīties |
Reakcijas |
Apraksts |
Piemērs |
|
Mainot reaģentu un gala vielu daudzumu |
Aizstāšanas |
No vienkāršām un sarežģītām vielām veidojas jaunas vienkāršas un sarežģītas vielas |
2Na +2H2O → 2NaOH +H2 |
|
Savienojumi |
Vairākas vielas veido jaunu vielu |
C + O 2 = CO 2 |
|
|
Sadalīšanās |
No vienas vielas veidojas vairākas vielas |
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O |
|
|
Jonu apmaiņa |
Sastāvdaļu (jonu) apmaiņa |
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O |
|
|
Ar siltuma izdalīšanu |
Eksotermisks |
Siltuma izdalīšana |
C + 2H2 = CH4 + Q |
|
Endotermisks |
Siltuma absorbcija |
N 2 + O 2 → 2 NO – Q |
|
|
Pēc enerģijas ietekmes veida |
Elektroķīmiskā |
Elektriskās strāvas darbība |
|
|
Fotoķīmiskā |
Gaismas darbība |
||
|
Termoķīmiskā |
Augstas temperatūras ietekme |
||
|
Pēc apkopošanas stāvokļa |
Homogēns |
Tas pats stāvoklis |
CuCl 2 + Na 2 S → 2NaCl + CuS↓ |
|
Heterogēns |
Dažāds stāvoklis |
4H2O (l) + 3Fe (s) → Fe3O4 + 4H2 |
Pastāv ķīmiskā līdzsvara jēdziens, kas raksturīgs tikai atgriezeniskām reakcijām. Tas ir stāvoklis, kurā tiešo un apgriezto reakciju ātrums, kā arī vielu koncentrācija ir vienāda. Šo stāvokli raksturo ķīmiskā līdzsvara konstante.
Ārēja temperatūras, spiediena, gaismas ietekmē reakcija var virzīties uz noteiktas vielas koncentrācijas samazināšanos vai palielināšanu. Līdzsvara konstantes atkarību no temperatūras izsaka, izmantojot izobāra un izohora vienādojumus. Izotermas vienādojums atspoguļo enerģijas un līdzsvara konstantes atkarību. Šie vienādojumi parāda reakcijas virzienu.
Rīsi. 3. Izobāra, izohora un izotermas vienādojumi.
Ko mēs esam iemācījušies?
8. klases ķīmijas stundā tika apspriesta tēma par ķīmisko reakciju vienādojumu. Vienādojumu sastādīšana un rakstīšana atspoguļo ķīmiskās reakcijas gaitu. Ir noteikti simboli, kas parāda vielu stāvokli un apstākļus, kādos notiek reakcija. Ir vairāki ķīmisko reakciju veidi, kuru pamatā ir dažādas īpašības: vielas daudzums, agregācijas stāvoklis, enerģijas absorbcija, enerģijas ietekme.
Tests par tēmu
Ziņojuma izvērtēšana
Vidējais vērtējums: 4.3. Kopējais saņemto vērtējumu skaits: 386.
Reakcijas starp dažāda veida ķīmiskām vielām un elementiem ir viens no galvenajiem ķīmijas mācību priekšmetiem. Lai saprastu, kā izveidot reakcijas vienādojumu un izmantot tos saviem mērķiem, ir nepieciešama diezgan dziļa izpratne par visiem vielu mijiedarbības modeļiem, kā arī procesiem ar ķīmiskām reakcijām.
Vienādojumu rakstīšana
Viens veids, kā izteikt ķīmisko reakciju, ir ķīmiskais vienādojums. Tajā tiek ierakstīta izejvielas un produkta formula, koeficienti, kas parāda, cik molekulu ir katrai vielai. Visas zināmās ķīmiskās reakcijas ir sadalītas četros veidos: aizstāšana, kombinācija, apmaiņa un sadalīšanās. Starp tiem ir: redokss, eksogēns, jonu, atgriezenisks, neatgriezenisks utt.
Uzziniet vairāk par to, kā uzrakstīt vienādojumus ķīmiskajām reakcijām:
- Ir nepieciešams noteikt to vielu nosaukumus, kas reakcijā mijiedarbojas savā starpā. Mēs tos rakstām vienādojuma kreisajā pusē. Kā piemēru apsveriet ķīmisko reakciju, kas izveidojās starp sērskābi un alumīniju. Kreisajā pusē ievietojam reaģentus: H2SO4 + Al. Tālāk mēs rakstām vienādības zīmi. Ķīmijā jūs varat saskarties ar zīmi "bultiņa", kas norāda uz labo pusi, vai divas bultiņas, kas vērstas pretējos virzienos, tās nozīmē "atgriezeniskums". Metāla un skābes mijiedarbības rezultāts ir sāls un ūdeņradis. Pēc reakcijas iegūtos produktus uzrakstiet aiz vienādības zīmes, tas ir, labajā pusē. H2SO4+Al= H2+ Al2(SO4)3. Tātad, mēs varam redzēt reakcijas shēmu.
- Lai izveidotu ķīmisko vienādojumu, jums jāatrod koeficienti. Atgriezīsimies pie iepriekšējās diagrammas. Apskatīsim tā kreiso pusi. Sērskābe satur ūdeņraža, skābekļa un sēra atomus aptuvenā attiecībā 2:4:1. Labajā pusē sālī ir 3 sēra atomi un 12 skābekļa atomi. Gāzes molekulā ir divi ūdeņraža atomi. Kreisajā pusē šo elementu attiecība ir 2:3:12
- Lai izlīdzinātu alumīnija (III) sulfāta sastāvā esošo skābekļa un sēra atomu skaitu, vienādojuma kreisajā pusē skābes priekšā ir jāievieto koeficients 3. Tagad mums ir 6 ūdeņraža atomi. kreisajā pusē. Lai izlīdzinātu ūdeņraža elementu skaitu, vienādojuma labajā pusē ūdeņraža priekšā jāievieto 3.
- Tagad atliek tikai izlīdzināt alumīnija daudzumu. Tā kā sāls satur divus metāla atomus, tad kreisajā pusē alumīnija priekšā uzstādām koeficientu 2. Rezultātā iegūstam reakcijas vienādojumu šai shēmai: 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2
Saprotot pamatprincipus, kā izveidot ķīmisko vielu reakcijas vienādojumu, turpmāk nebūs grūti pierakstīt jebkuru reakciju, pat viseksotiskāko no ķīmijas viedokļa.
Diezgan bieži skolēniem un studentiem nākas sacerēt t.s. jonu reakciju vienādojumi. Konkrēti, šai tēmai ir veltīts 31. uzdevums, kas ierosināts vienotajā valsts eksāmenā ķīmijā. Šajā rakstā mēs detalizēti apspriedīsim īsu un pilnīgu jonu vienādojumu rakstīšanas algoritmu un analizēsim daudzus dažādu sarežģītības līmeņu piemērus.
Kāpēc ir nepieciešami jonu vienādojumi?
Atgādināšu, ka daudzām vielām izšķīdinot ūdenī (un ne tikai ūdenī!), notiek disociācijas process - vielas sadalās jonos. Piemēram, HCl molekulas ūdens vidē sadalās ūdeņraža katjonos (H +, precīzāk, H 3 O +) un hlora anjonos (Cl -). Nātrija bromīds (NaBr) ūdens šķīdumā ir atrodams nevis molekulu, bet hidratētu Na + un Br - jonu veidā (starp citu, arī cietais nātrija bromīds satur jonus).
Rakstot “parastos” (molekulāros) vienādojumus, neņemam vērā, ka reaģē nevis molekulas, bet joni. Šeit, piemēram, izskatās vienādojums reakcijai starp sālsskābi un nātrija hidroksīdu:
HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)
Protams, šī diagramma neapraksta procesu pilnībā. Kā jau teicām, ūdens šķīdumā praktiski nav HCl molekulu, bet ir H + un Cl - joni. Tas pats attiecas uz NaOH. Pareizāk būtu rakstīt sekojošo:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)
Tā tas ir pilnīgs jonu vienādojums. “Virtuālo” molekulu vietā mēs redzam daļiņas, kas faktiski atrodas šķīdumā (katjoni un anjoni). Mēs nekavēsimies pie jautājuma, kāpēc mēs rakstījām H 2 O molekulārā formā. Tas tiks paskaidrots nedaudz vēlāk. Kā redzat, nav nekā sarežģīta: mēs aizstājām molekulas ar joniem, kas veidojas to disociācijas laikā.
Tomēr pat pilnīgs jonu vienādojums nav ideāls. Patiesi, ieskatieties tuvāk: vienādojuma (2) kreisajā un labajā pusē ir vienas un tās pašas daļiņas - Na + katjoni un Cl - anjoni. Šie joni reakcijas laikā nemainās. Kāpēc tad tie vispār ir vajadzīgi? Noņemsim tos un saņemsim Īss jonu vienādojums:
H + + OH - = H 2 O. (3)
Kā redzat, tas viss ir saistīts ar H + un OH - jonu mijiedarbību ar ūdens veidošanos (neitralizācijas reakcija).
Visi pilnīgie un īsie jonu vienādojumi tiek pierakstīti. Ja mēs vienotajā valsts eksāmenā ķīmijā būtu atrisinājuši 31. uzdevumu, mēs par to būtu saņēmuši maksimālo punktu skaitu - 2 balles.
Tātad vēlreiz par terminoloģiju:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulārais vienādojums ("parastais" vienādojums, shematiski atspoguļo reakcijas būtību);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - pilns jonu vienādojums (redzamas reālas daļiņas šķīdumā);
- H + + OH - = H 2 O - īss jonu vienādojums (mēs noņēmām visus "atkritumus" - daļiņas, kas nepiedalās procesā).
Jonu vienādojumu rakstīšanas algoritms
- Izveidosim reakcijas molekulāro vienādojumu.
- Visas daļiņas, kas šķīdumā ievērojami disocē, ir uzrakstītas jonu formā; vielas, kurām nav noslieces uz disociāciju, tiek atstātas “molekulu veidā”.
- Mēs noņemam no divām vienādojuma daļām tā saukto. novērotāja joni, t.i., daļiņas, kas nepiedalās procesā.
- Pārbaudām koeficientus un iegūstam galīgo atbildi – īsu jonu vienādojumu.
1. piemērs. Uzrakstiet pilnīgus un īsus jonu vienādojumus, kas apraksta bārija hlorīda un nātrija sulfāta ūdens šķīdumu mijiedarbību.
Risinājums. Mēs rīkosimies saskaņā ar piedāvāto algoritmu. Vispirms izveidosim molekulāro vienādojumu. Bārija hlorīds un nātrija sulfāts ir divi sāļi. Apskatīsim uzziņu grāmatas sadaļu "Neorganisko savienojumu īpašības". Mēs redzam, ka sāļi var mijiedarboties viens ar otru, ja reakcijas laikā veidojas nogulsnes. Pārbaudīsim:
2. vingrinājums. Pabeidziet vienādojumus šādām reakcijām:
- KOH + H2SO4 =
- H 3 PO 4 + Na 2 O=
- Ba(OH) 2 + CO 2 =
- NaOH + CuBr 2 =
- K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
- Zn + FeCl 2 =
3. vingrinājums. Uzrakstiet molekulāros vienādojumus reakcijām (ūdens šķīdumā) starp: a) nātrija karbonātu un slāpekļskābi, b) niķeļa (II) hlorīdu un nātrija hidroksīdu, c) fosforskābi un kalcija hidroksīdu, d) sudraba nitrātu un kālija hlorīdu, e. ) fosfora oksīds (V) un kālija hidroksīds.
Es patiesi ceru, ka jums nebūs problēmu izpildīt šos trīs uzdevumus. Ja tas tā nav, jums jāatgriežas pie tēmas "Neorganisko savienojumu galveno klašu ķīmiskās īpašības".
Kā pārvērst molekulāro vienādojumu par pilnīgu jonu vienādojumu
Sākas jautrība. Mums jāsaprot, kuras vielas jāraksta kā joni un kuras jāatstāj “molekulārā formā”. Jums būs jāatceras sekojošais.
Jonu formā rakstiet:
- šķīstošie sāļi (es uzsveru, tikai sāļi, kas labi šķīst ūdenī);
- sārmi (atgādināšu, ka sārmi ir bāzes, kas šķīst ūdenī, bet ne NH 4 OH);
- stiprās skābes (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Kā redzat, atcerēties šo sarakstu nepavisam nav grūti: tas ietver stipras skābes un bāzes un visus šķīstošos sāļus. Starp citu, īpaši modriem jaunajiem ķīmiķiem, kuri var būt sašutuši par to, ka šajā sarakstā nav iekļauti spēcīgi elektrolīti (nešķīstošie sāļi), varu pateikt sekojošo: nešķīstošo sāļu NEiekļūšana šajā sarakstā nepavisam nenoliedz fakts, ka tie ir spēcīgi elektrolīti.
Visām pārējām vielām jonu vienādojumos jābūt molekulu veidā. Tiem prasīgajiem lasītājiem, kurus neapmierina neskaidrais termins “visas citas vielas” un kuri pēc slavenās filmas varoņa parauga pieprasa “pilna saraksta izziņošanu”, sniedzu šādu informāciju.
Molekulu formā rakstiet:
- visi nešķīstošie sāļi;
- visas vājās bāzes (ieskaitot nešķīstošos hidroksīdus, NH 4 OH un līdzīgas vielas);
- visas vājās skābes (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, gandrīz visas organiskās skābes...);
- vispār visi vājie elektrolīti (arī ūdens!!!);
- oksīdi (visu veidu);
- visi gāzveida savienojumi (jo īpaši H 2, CO 2, SO 2, H 2 S, CO);
- vienkāršas vielas (metāli un nemetāli);
- gandrīz visi organiskie savienojumi (izņemot organisko skābju ūdenī šķīstošos sāļus).
Fu, izskatās, ka neko neesmu aizmirsusi! Lai gan, manuprāt, ir vieglāk atcerēties sarakstu Nr. 1. No principiāli svarīgajām lietām sarakstā Nr. 2 es vēlreiz minēšu ūdeni.
Trenējamies!
2. piemērs. Uzrakstiet pilnu jonu vienādojumu, kas apraksta vara (II) hidroksīda un sālsskābes mijiedarbību.
Risinājums. Sāksim, protams, ar molekulāro vienādojumu. Vara (II) hidroksīds ir nešķīstoša bāze. Visas nešķīstošās bāzes reaģē ar stiprām skābēm, veidojot sāli un ūdeni:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.
Tagad noskaidrosim, kuras vielas jāraksta kā joni un kuras kā molekulas. Iepriekš minētie saraksti mums palīdzēs. Vara(II) hidroksīds ir nešķīstoša bāze (sk. šķīdības tabulu), vājš elektrolīts. Nešķīstošās bāzes ir rakstītas molekulārā formā. HCl ir spēcīga skābe; šķīdumā tā gandrīz pilnībā sadalās jonos. CuCl 2 ir šķīstošs sāls. Mēs to rakstām jonu formā. Ūdens – tikai molekulu veidā! Mēs iegūstam pilnu jonu vienādojumu:
Сu(OH)2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H2O.
3. piemērs. Uzrakstiet pilnīgu jonu vienādojumu oglekļa dioksīda reakcijai ar NaOH ūdens šķīdumu.
Risinājums. Oglekļa dioksīds ir tipisks skābs oksīds, NaOH ir sārms. Kad skābie oksīdi mijiedarbojas ar sārmu ūdens šķīdumiem, veidojas sāls un ūdens. Izveidosim reakcijas molekulāro vienādojumu (starp citu, neaizmirstiet par koeficientiem):
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.
CO 2 - oksīds, gāzveida savienojums; saglabājot molekulāro formu. NaOH - spēcīga bāze (sārms); Mēs to rakstām jonu formā. Na 2 CO 3 - šķīstošs sāls; mēs rakstām jonu formā. Ūdens ir vājš elektrolīts un praktiski nedisociējas; atstāt molekulārā formā. Mēs iegūstam sekojošo:
CO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.
4. piemērs. Nātrija sulfīds ūdens šķīdumā reaģē ar cinka hlorīdu, veidojot nogulsnes. Uzrakstiet šīs reakcijas pilnu jonu vienādojumu.
Risinājums. Nātrija sulfīds un cinka hlorīds ir sāļi. Kad šie sāļi mijiedarbojas, izgulsnējas cinka sulfīda nogulsnes:
Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Es nekavējoties pierakstīšu visu jonu vienādojumu, un jūs pats to analizēsit:
2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .
Piedāvāju Jums vairākus uzdevumus patstāvīgam darbam un īsu ieskaiti.
4. vingrinājums. Uzrakstiet molekulāros un pilnos jonu vienādojumus šādām reakcijām:
- NaOH + HNO3 =
- H2SO4 + MgO =
- Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
- CoBr 2 + Ca(OH) 2 =
5. vingrinājums. Uzrakstiet pilnīgus jonu vienādojumus, kas apraksta mijiedarbību starp: a) slāpekļa oksīds (V) ar bārija hidroksīda ūdens šķīdumu, b) cēzija hidroksīda šķīdums ar jodūdeņražskābi, c) vara sulfāta un kālija sulfīda ūdens šķīdumi, d) kalcija hidroksīds. un dzelzs nitrāta ūdens šķīdums (III).