Reakčné rovnice s tromi látkami. Ako napísať chemickú rovnicu: pravidlá, príklady. Zaznamenávanie chemickej reakcie. Motivácia a stanovenie cieľov
9.1. Aké sú chemické reakcie?
Pamätajme, že akékoľvek chemické javy v prírode nazývame chemickými reakciami. Počas chemickej reakcie sa niektoré chemické väzby prerušia a iné sa vytvoria. V dôsledku reakcie sa z niektorých chemických látok získavajú ďalšie látky (pozri kapitolu 1).
Pri domácej úlohe k § 2.5 ste sa zoznámili s tradičným výberom štyroch hlavných typov reakcií z celého súboru chemických premien a následne ste navrhli aj ich názvy: reakcie kombinácie, rozkladu, substitúcie a výmeny.
Príklady reakcií zlúčenín:
C + 02 = C02; (1)
Na20 + C02 = Na2C03; (2)
NH3 + C02 + H20 = NH4HC03. (3)
Príklady rozkladných reakcií:
2Ag20 4Ag + O2; (4)
CaC03 CaO + C02; (5)
(NH4)2Cr207N2 + Cr203 + 4H20. (6)
Príklady substitučných reakcií:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (8)
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02. (9)
| Výmenné reakcie- chemické reakcie, pri ktorých si východiskové látky zdanlivo vymieňajú svoje zložky. |
Príklady výmenných reakcií:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCl + KN02 = KCI + HN02; (jedenásť)
AgN03 + NaCl = AgCl + NaN03. (12)
Tradičná klasifikácia chemických reakcií nepokrýva celú ich rozmanitosť – okrem štyroch hlavných typov reakcií existuje aj mnoho zložitejších reakcií.
Identifikácia dvoch ďalších typov chemických reakcií je založená na účasti dvoch dôležitých nechemických častíc: elektrónu a protónu.
Počas niektorých reakcií dochádza k úplnému alebo čiastočnému prenosu elektrónov z jedného atómu na druhý. V tomto prípade sa menia oxidačné stavy atómov prvkov, ktoré tvoria východiskové látky; z uvedených príkladov sú to reakcie 1, 4, 6, 7 a 8. Tieto reakcie sa nazývajú redox.
V inej skupine reakcií prechádza vodíkový ión (H +), teda protón, z jednej reagujúcej častice na druhú. Takéto reakcie sú tzv acidobázické reakcie alebo reakcie prenosu protónov.
Medzi uvedenými príkladmi sú takými reakciami reakcie 3, 10 a 11. Analogicky s týmito reakciami sa redoxné reakcie niekedy nazývajú reakcie prenosu elektrónov. S OVR sa zoznámite v § 2 a s KOR v nasledujúcich kapitolách.
ZLOŽENÉ REAKCIE, ROZKLADNÉ REAKCIE, SUBSTITUČNÉ REAKCIE, VÝMENNÉ REAKCIE, REDOXNÉ REAKCIE, KYSELO-BÁZICKÉ REAKCIE.
Napíšte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li20 + S02Li2S03; c) Cu(OH)2CuO + H20 ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3(P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO3 + PP205 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2(S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + 02N2 + H20 ( t); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H20.
Označte tradičný typ reakcie. Označte redoxné a acidobázické reakcie. Pri redoxných reakciách uveďte, ktoré atómy prvkov menia svoje oxidačné stavy.
9.2. Redoxné reakcie
Zoberme si redoxnú reakciu, ktorá sa vyskytuje vo vysokých peciach pri priemyselnej výrobe železa (presnejšie liatiny) zo železnej rudy:
Fe203 + 3CO = 2Fe + 3C02.
Stanovme oxidačné stavy atómov, ktoré tvoria východiskové látky aj reakčné produkty
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Ako vidíte, oxidačný stav atómov uhlíka sa v dôsledku reakcie zvýšil, oxidačný stav atómov železa sa znížil a oxidačný stav atómov kyslíka zostal nezmenený. V dôsledku toho atómy uhlíka v tejto reakcii prešli oxidáciou, to znamená, že stratili elektróny ( oxidované), a atómy železa – redukcia, to znamená, že pridali elektróny ( zotavil) (pozri § 7.16). Na charakterizáciu OVR sa používajú pojmy okysličovadlo A redukčné činidlo.
V našej reakcii sú teda oxidačné atómy atómy železa a redukujúce atómy sú atómy uhlíka.
V našej reakcii je oxidačným činidlom oxid železitý a redukčným činidlom je oxid uhoľnatý.
V prípadoch, keď sú oxidujúce atómy a redukujúce atómy súčasťou tej istej látky (príklad: reakcia 6 z predchádzajúceho odseku), pojmy „oxidačná látka“ a „redukujúca látka“ sa nepoužívajú.
Typické oxidačné činidlá sú teda látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu získavať elektróny (úplne alebo čiastočne), čím sa znižuje ich oxidačný stav. Z jednoduchých látok sú to predovšetkým halogény a kyslík, v menšej miere síra a dusík. Z komplexných látok - látky, ktoré obsahujú atómy vo vyšších oxidačných stupňoch, ktoré nemajú sklon tvoriť jednoduché ióny v týchto oxidačných stupňoch: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl + V), KCl04 (Cl + VII) atď.
Typické redukčné činidlá sú látky, ktoré obsahujú atómy, ktoré majú tendenciu úplne alebo čiastočne darovať elektróny, čím sa zvyšuje ich oxidačný stav. Jednoduché látky zahŕňajú vodík, alkalické kovy a kovy alkalických zemín a hliník. Z komplexných látok - H 2 S a sulfidy (S –II), SO 2 a siričitany (S +IV), jodidy (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) atď.
Vo všeobecnosti takmer všetky zložité a mnohé jednoduché látky môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Napríklad:
S02 + Cl2 = S + Cl202 (S02 je silné redukčné činidlo);
S02 + C = S + C02 (t) (S02 je slabé oxidačné činidlo);
C + 02 = C02 (t) (C je redukčné činidlo);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C je oxidačné činidlo).
Vráťme sa k reakcii, o ktorej sme hovorili na začiatku tejto časti.
| Fe203 | + | = | 2 Fe | + |
Upozorňujeme, že v dôsledku reakcie sa oxidujúce atómy (Fe + III) zmenili na redukujúce atómy (Fe 0) a redukujúce atómy (C + II) sa zmenili na oxidujúce atómy (C + IV). Ale CO2 je veľmi slabé oxidačné činidlo za akýchkoľvek podmienok a železo, hoci je redukčným činidlom, je za týchto podmienok oveľa slabšie ako CO. Preto produkty reakcie navzájom nereagujú a nedochádza k spätnej reakcii. Uvedený príklad je ilustráciou všeobecného princípu, ktorý určuje smer toku OVR:
Redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a slabšieho redukčného činidla.
Redoxné vlastnosti látok možno porovnávať len za rovnakých podmienok. V niektorých prípadoch je možné toto porovnanie vykonať kvantitatívne.
Počas domácej úlohy pre prvý odsek tejto kapitoly ste sa presvedčili, že je dosť ťažké vybrať koeficienty v niektorých reakčných rovniciach (najmä ORR). Na zjednodušenie tejto úlohy v prípade redoxných reakcií sa používajú tieto dve metódy:
A) metóda elektronickej váhy A
b) metóda elektrón-iónovej rovnováhy.
Teraz sa naučíte metódu elektrónovej rovnováhy a metóda elektrónovej rovnováhy sa zvyčajne študuje na vysokých školách.
Obe tieto metódy sú založené na skutočnosti, že elektróny pri chemických reakciách ani nezmiznú, ani sa nikde neobjavia, to znamená, že počet elektrónov prijatých atómami sa rovná počtu elektrónov odovzdaných inými atómami.
Počet daných a prijatých elektrónov v metóde elektrónovej rovnováhy je určený zmenou oxidačného stavu atómov. Pri použití tejto metódy je potrebné poznať zloženie východiskových látok aj reakčných produktov.
Pozrime sa na aplikáciu metódy elektronickej váhy na príkladoch.
Príklad 1 Vytvorme rovnicu pre reakciu železa s chlórom. Je známe, že produktom tejto reakcie je chlorid železitý. Zapíšme si reakčnú schému:
Fe + Cl2 FeCl3.
Stanovme oxidačné stavy atómov všetkých prvkov, ktoré tvoria látky zúčastňujúce sa reakcie:
Atómy železa sa vzdávajú elektrónov a molekuly chlóru ich prijímajú. Vyjadrime tieto procesy elektronické rovnice:
Fe – 3 e– = Fe + III,
Cl2+2 e –= 2Cl-I.
Aby sa počet poskytnutých elektrónov rovnal počtu prijatých elektrónov, prvá elektronická rovnica sa musí vynásobiť dvoma a druhá tromi:
| Fe – 3 e– = Fe + III, Cl2+2 e– = 2Cl –I |
2 Fe – 6 e– = 2Fe + III, 3C12 + 6 e– = 6Cl –I. |
Zavedením koeficientov 2 a 3 do reakčnej schémy získame reakčnú rovnicu:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3.
Príklad 2 Vytvorme rovnicu pre spaľovaciu reakciu bieleho fosforu v prebytku chlóru. Je známe, že chlorid fosforečný vzniká za týchto podmienok:
| +V – I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Molekuly bieleho fosforu sa vzdávajú elektrónov (oxidujú) a molekuly chlóru ich prijímajú (redukujú):
| 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 10C12 + 20 e– = 20Cl –I |
Pôvodne získané faktory (2 a 20) mali spoločného deliteľa, ktorým sa (podobne ako budúce koeficienty v reakčnej rovnici) delili. Reakčná rovnica:
P4 + 10C12 = 4PCI5.
Príklad 3 Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa sulfid železnatý praží v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
V tomto prípade sa oxidujú atómy železa (II) aj síry (–II). Zloženie sulfidu železnatého obsahuje atómy týchto prvkov v pomere 1:1 (pozri indexy v najjednoduchšom vzorci).
Elektronická váha:
| 4 | Fe+II – e– = Fe + III S–II–6 e– = S +IV |
Celkovo dávajú 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS + 7O2 = 2Fe203 + 4SO2.
Príklad 4. Vytvorme rovnicu pre reakciu, ktorá nastane, keď sa disulfid železnatý (pyrit) praží v kyslíku.
Schéma reakcie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Rovnako ako v predchádzajúcom príklade sú tu oxidované aj atómy železa (II) a atómy síry, ale s oxidačným stavom I. Atómy týchto prvkov sú zahrnuté v zložení pyritu v pomere 1:2 (viď. indexy v najjednoduchšom vzorci). V tomto ohľade reagujú atómy železa a síry, čo sa berie do úvahy pri zostavovaní elektronickej váhy:
| Fe+III – e– = Fe + III 2S – I – 10 e– = 2S +IV |
Celkovo dali 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Reakčná rovnica: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2.
Existujú aj zložitejšie prípady ODD, s niektorými sa zoznámite pri robení domácich úloh.
OXIDUJÚCI ATÓM, REDUKČNÝ ATÓM, OXIDUJÚCA LÁTKA, REDUKČNÁ LÁTKA, METÓDA ELEKTRONICKEJ ROVNOVÁHY, ELEKTRONICKÉ ROVNICE.
1. Zostavte elektronické váhy pre každú rovnicu OVR uvedenú v texte § 1 tejto kapitoly.
2. Vytvorte rovnice pre ORR, ktoré ste objavili pri plnení úlohy k § 1 tejto kapitoly. Tentoraz na nastavenie kurzov použite metódu elektronického vyvažovania. 3.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte reakčné rovnice zodpovedajúce nasledujúcim schémam: a) Na + I 2 NaI;
b) Na+02Na202;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe304 + H2FeO + H20 ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO3 + NH3Cr203 + H20 + N2 ( t);
1) Mn207 + NH3Mn02 + N2 + H20;
m) Mn02 + H2Mn + H20 ( t);
n) MnS + 02 Mn02 + S02 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( t);
y) Pb304 + H2Pb + H20 ( t).
9.3. Exotermické reakcie. Entalpia
Prečo dochádza k chemickým reakciám?
Aby sme odpovedali na túto otázku, spomeňme si, prečo sa jednotlivé atómy spájajú do molekúl, prečo z izolovaných iónov vzniká iónový kryštál a prečo platí zásada najmenšej energie, keď sa tvorí elektrónový obal atómu. Odpoveď na všetky tieto otázky je rovnaká: pretože je to energeticky prospešné. To znamená, že počas takýchto procesov sa uvoľňuje energia. Zdá sa, že z rovnakého dôvodu by mali prebiehať chemické reakcie. V skutočnosti je možné uskutočniť mnoho reakcií, počas ktorých sa uvoľňuje energia. Energia sa uvoľňuje, zvyčajne vo forme tepla.
Ak počas exotermickej reakcie teplo nemá čas na odstránenie, potom sa reakčný systém zahreje.
Napríklad pri reakcii spaľovania metánu
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g)
sa uvoľňuje toľko tepla, že sa metán používa ako palivo.
Skutočnosť, že táto reakcia uvoľňuje teplo, sa môže prejaviť v reakčnej rovnici:
CH4 (g) + 202 (g) = C02 (g) + 2H20 (g) + Q.
Toto je tzv termochemická rovnica. Tu je symbol „+ Q“ znamená, že pri spaľovaní metánu sa uvoľňuje teplo. Toto teplo sa nazýva tepelný efekt reakcie.
Odkiaľ pochádza uvoľnené teplo?
Viete, že počas chemických reakcií dochádza k rozpadu a vzniku chemických väzieb. V tomto prípade sú prerušené väzby medzi atómami uhlíka a vodíka v molekulách CH 4, ako aj medzi atómami kyslíka v molekulách O 2 . V tomto prípade vznikajú nové väzby: medzi atómami uhlíka a kyslíka v molekulách CO 2 a medzi atómami kyslíka a vodíka v molekulách H 2 O. Na prerušenie väzieb je potrebné vynaložiť energiu (pozri „energia väzby“, „energia atomizácie“ ), a pri vytváraní väzieb sa uvoľňuje energia. Je zrejmé, že ak sú „nové“ väzby silnejšie ako tie „staré“, viac energie sa uvoľní, ako absorbuje. Rozdiel medzi uvoľnenou a absorbovanou energiou je tepelný účinok reakcie.
Tepelný efekt (množstvo tepla) sa meria v kilojouloch, napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Tento zápis znamená, že sa uvoľní 484 kilojoulov tepla, ak dva móly vodíka zreagujú s jedným mólom kyslíka za vzniku dvoch mólov plynnej vody (vodnej pary).
teda v termochemických rovniciach sa koeficienty numericky rovnajú látkovým množstvám reaktantov a reakčných produktov.
Čo určuje tepelný účinok každej konkrétnej reakcie?
Tepelný účinok reakcie závisí
a) o agregatívnom stave východiskových látok a reakčných produktov,
b) na teplote a
c) o tom, či k chemickej premene dochádza pri konštantnom objeme alebo pri konštantnom tlaku.
Závislosť tepelného účinku reakcie od stavu agregácie látok je spôsobená skutočnosťou, že procesy prechodu z jedného stavu agregácie do druhého (ako niektoré iné fyzikálne procesy) sú sprevádzané uvoľňovaním alebo absorpciou tepla. Dá sa to vyjadriť aj termochemickou rovnicou. Príklad – termochemická rovnica pre kondenzáciu vodnej pary:
H20 (g) = H20 (1)+ Q.
V termochemických rovniciach, a ak je to potrebné, v bežných chemických rovniciach, sú agregačné stavy látok označené pomocou písmenových indexov:
d) – plyn,
g) – kvapalina,
(t) alebo (cr) – tuhá alebo kryštalická látka.
Závislosť tepelného účinku na teplote je spojená s rozdielmi v tepelných kapacitách
východiskové látky a reakčné produkty.
Keďže objem systému sa vždy zväčšuje v dôsledku exotermickej reakcie pri konštantnom tlaku, časť energie sa vynakladá na prácu na zväčšenie objemu a uvoľnené teplo bude menšie, ako keby k rovnakej reakcii došlo pri konštantnom objeme. .
Tepelné účinky reakcií sa zvyčajne počítajú pre reakcie prebiehajúce pri konštantnom objeme pri 25 °C a sú označené symbolom Q o.
Ak sa energia uvoľňuje iba vo forme tepla a chemická reakcia prebieha pri konštantnom objeme, potom tepelný účinok reakcie ( Q V) sa rovná zmene vnútornej energie(D U) látky zúčastňujúce sa reakcie, ale s opačným znamienkom:
Q V = – U.
Vnútornou energiou telesa sa rozumie celková energia medzimolekulových interakcií, chemických väzieb, ionizačná energia všetkých elektrónov, väzbová energia nukleónov v jadrách a všetky ostatné známe i neznáme druhy energie „uložené“ týmto telesom. Znak „–“ je spôsobený skutočnosťou, že pri uvoľňovaní tepla sa vnútorná energia znižuje. Teda
U= – Q V .
Ak k reakcii dôjde pri konštantnom tlaku, potom sa objem systému môže zmeniť. Práca na zväčšení objemu tiež vyžaduje časť vnútornej energie. V tomto prípade
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Kde Qp– tepelný účinok reakcie prebiehajúcej pri konštantnom tlaku. Odtiaľ
Q P = – U–PV .
Hodnota rovná U+PV dostal meno zmena entalpie a označené D H.
H=U+PV.
Preto
Q P = – H.
S uvoľňovaním tepla sa teda entalpia systému znižuje. Odtiaľ pochádza starý názov pre túto veličinu: „tepelný obsah“.
Na rozdiel od tepelného efektu, zmena entalpie charakterizuje reakciu bez ohľadu na to, či k nej dochádza pri konštantnom objeme alebo konštantnom tlaku. Termochemické rovnice napísané pomocou zmeny entalpie sa nazývajú termochemické rovnice v termodynamickej forme. V tomto prípade je uvedená hodnota zmeny entalpie za štandardných podmienok (25 °C, 101,3 kPa) označovaná H o. Napríklad:
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H20 (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.
Závislosť množstva tepla uvoľneného pri reakcii ( Q) z tepelného účinku reakcie ( Q o) a množstvo látky ( n B) jeden z účastníkov reakcie (látka B - východisková látka alebo produkt reakcie) je vyjadrený rovnicou:
Tu B je množstvo látky B určené koeficientom pred vzorcom látky B v termochemickej rovnici.
Úloha
Určte množstvo vodíkovej látky spálenej v kyslíku, ak by sa uvoľnilo 1694 kJ tepla.
Riešenie
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Tepelný účinok reakcie medzi kryštalickým hliníkom a plynným chlórom je 1408 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu pre túto reakciu a určte hmotnosť hliníka potrebnú na vytvorenie 2816 kJ tepla pomocou tejto reakcie. 9.4. Endotermické reakcie. Entropia Okrem exotermických reakcií sú možné reakcie, pri ktorých sa teplo absorbuje a ak nie je dodávané, reakčný systém sa ochladí. Takéto reakcie sú tzv endotermický. Tepelný účinok takýchto reakcií je negatívny. Napríklad: Energia uvoľnená pri tvorbe väzieb v produktoch týchto a podobných reakcií je teda menšia ako energia potrebná na rozbitie väzieb vo východiskových látkach.
Vezmime si dve banky a jednu naplníme dusíkom (bezfarebný plyn) a druhú oxidom dusičitým (hnedý plyn) tak, aby tlak aj teplota v bankách boli rovnaké. Je známe, že tieto látky medzi sebou chemicky nereagujú. Banky pevne spojíme hrdlami a postavíme zvislo tak, aby banka s ťažším oxidom dusičitým bola na dne (obr. 9.1). Po určitom čase uvidíme, že hnedý oxid dusičitý sa postupne šíri do hornej banky a bezfarebný dusík preniká do spodnej banky. V dôsledku toho sa plyny zmiešajú a farba obsahu baniek sa zmení. teda
Rovnice spojenia medzi entropiou ( S) a ďalšie veličiny sa študujú v kurzoch fyziky a fyzikálnej chémie. jednotka entropie [ S] = 1 J/K. G= H-T S Podmienka spontánnej reakcie: G< 0. Pri nízkych teplotách je faktorom určujúcim možnosť reakcie z veľkej časti faktor energie a pri vysokých teplotách faktor entropie. Najmä z vyššie uvedenej rovnice je zrejmé, prečo pri zvýšených teplotách začínajú prebiehať rozkladné reakcie, ktoré sa nevyskytujú pri izbovej teplote (zvyšuje sa entropia). ENDOTERMICKÁ REAKCIA, ENTROPIA, ENERGETICKÝ FAKTOR, ENTROPICKÝ FAKTOR, GIBBSOVÁ ENERGIA. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO2 (g) je -46 kJ. Napíšte termochemickú rovnicu a vypočítajte, koľko energie je potrebné na výrobu 1 kg medi z tejto reakcie. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ Vzniklo 24,6 litra oxidu uhličitého. Zistite, koľko tepla bolo zbytočne premrhané. Koľko gramov oxidu vápenatého vzniklo? |
Na popis prebiehajúcich chemických reakcií sa zostavujú rovnice chemických reakcií. V nich sú vľavo od znamienka rovnosti (alebo šípky →) napísané vzorce reaktantov (látky, ktoré reagujú) a vpravo - produkty reakcie (látky, ktoré sa získajú po chemickej reakcii). Keďže hovoríme o rovnici, počet atómov na ľavej strane rovnice sa musí rovnať tomu, čo je na pravej strane. Preto po zostavení schémy chemickej reakcie (zaznamenanie reaktantov a produktov) sa koeficienty dosadia na vyrovnanie počtu atómov.
Koeficienty sú čísla pred vzorcami látok, ktoré označujú počet molekúl, ktoré reagujú.
Predpokladajme napríklad, že pri chemickej reakcii reaguje plynný vodík (H2) s plynným kyslíkom (O2). V dôsledku toho sa tvorí voda (H 2 O). Reakčná schéma bude vyzerať takto:
H2 + 02 -> H20
Na ľavej strane sú dva atómy vodíka a kyslíka a na pravej strane sú dva atómy vodíka a iba jeden kyslík. Predpokladajme, že reakciou jednej molekuly vodíka a jedného kyslíka vzniknú dve molekuly vody:
H2+02 -> 2H20
Teraz je počet atómov kyslíka pred a po reakcii rovnaký. Pred reakciou je však dvakrát menej vodíka ako po nej. Treba konštatovať, že na vytvorenie dvoch molekúl vody sú potrebné dve molekuly vodíka a jedna molekula kyslíka. Potom dostaneme nasledujúcu schému reakcie:
2H2 + 02 -> 2H20
Tu je počet atómov rôznych chemických prvkov rovnaký pred a po reakcii. To znamená, že toto už nie je len reakčná schéma, ale reakčná rovnica. V reakčných rovniciach je šípka často nahradená znakom rovnosti, aby sa zdôraznilo, že počet atómov rôznych chemických prvkov je rovnaký:
2H2+02 = 2H20
Zvážte túto reakciu:
NaOH + H3P04 -> Na3P04 + H20
Po reakcii vznikol fosforečnan, ktorý obsahuje tri atómy sodíka. Vyrovnajme množstvo sodíka pred reakciou:
3NaOH + H3PO4 -> Na3P04 + H2O
Množstvo vodíka pred reakciou je šesť atómov (tri v hydroxide sodnom a tri v kyseline fosforečnej). Po reakcii existujú iba dva atómy vodíka. Vydelením šiestich dvoma získate tri. To znamená, že musíte umiestniť číslo tri pred vodu:
3NaOH + H3P04 -> Na3P04 + 3H20
Počet atómov kyslíka pred a po reakcii je rovnaký, čo znamená, že nie je potrebné robiť ďalší výpočet koeficientov.
Záznam chemickej interakcie, ktorý odráža kvantitatívne a kvalitatívne informácie o reakcii, sa nazýva rovnica chemickej reakcie. Reakcia je zapísaná pomocou chemických a matematických symbolov.
Základné pravidlá
Chemické reakcie zahŕňajú premenu niektorých látok (reagentov) na iné (reakčné produkty). K tomu dochádza v dôsledku interakcie vonkajších elektrónových obalov látok. Výsledkom je, že z pôvodných zlúčenín vznikajú nové zlúčeniny.
Na grafické vyjadrenie priebehu chemickej reakcie sa používajú určité pravidlá na skladanie a písanie chemických rovníc.
Na ľavej strane sú napísané pôvodné látky, ktoré sa navzájom ovplyvňujú, t.j. sú zhrnuté. Keď sa jedna látka rozloží, zapíše sa jej vzorec. Látky získané pri chemickej reakcii sú napísané na pravej strane. Príklady napísaných rovníc so symbolmi:
- CuS04 + 2NaOH → Cu(OH)2↓+ Na2S04;
- CaC03 = CaO + C02;
- 2Na202 + 2C02 -> 2Na2C03 + O2;
- CH3COONa + H2SO4 (konc.) → CH3COOH + NaHS04;
- 2NaOH + Si + H20 → Na2Si03 + H2.
Koeficienty pred chemickými vzorcami ukazujú počet molekúl látky. Jednotka nie je uvedená, ale je implicitná. Napríklad rovnica Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 ukazuje, že z jednej molekuly bária a dvoch molekúl vody sa získa jedna molekula hydroxidu bárnatého a jeden hydroxid vodíka. Ak spočítate množstvo vodíka, dostanete štyri atómy vpravo aj vľavo.
Označenia
Na zostavenie rovníc pre chemické reakcie potrebujete poznať určité zápisy, ktoré ukazujú, ako reakcia prebieha. V chemických rovniciach sa používajú nasledujúce symboly:
- → - nezvratná, priama reakcia (ide jedným smerom);
- ⇄ alebo ↔ - reakcia je reverzibilná (prebieha v oboch smeroch);
- - uvoľňuje sa plyn;
- ↓ - objaví sa zrazenina;
- hν - osvetlenie;
- t° - teplota (môže byť uvedený počet stupňov);
- Q - teplo;
- E(tuhá látka) - tuhá látka;
- E(plyn) alebo E(g) - plynná látka;
- E(konc.) - koncentrovaná látka;
- E(aq) - vodný roztok látky.
Ryža. 1. Zrážky.
Namiesto šípky (→) možno umiestniť znamienko rovnosti (=), čo naznačuje súlad so zákonom zachovania hmoty: počet atómov látok vľavo aj vpravo je rovnaký. Pri riešení rovníc je šípka umiestnená ako prvá. Po výpočte koeficientov a rovníc pravej a ľavej strany sa pod šípkou nakreslí čiara.
Podmienky reakcie (teplota, osvetlenie) sú uvedené nad znakom reakcie (→,⇄). Vzorce katalyzátora sú tiež napísané hore.
Ryža. 2. Príklady reakčných podmienok.
Aké sú rovnice?
Chemické rovnice sú klasifikované podľa rôznych kritérií. Hlavné metódy klasifikácie sú uvedené v tabuľke.
|
Podpísať |
Reakcie |
Popis |
Príklad |
|
Zmenou množstva činidiel a finálnych látok |
Substitúcie |
Z jednoduchých a zložitých látok vznikajú nové jednoduché a zložité látky |
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2 |
|
Spojenia |
Niekoľko látok tvorí novú látku |
C + 02 = C02 |
|
|
Rozkladov |
Z jednej látky vzniká viacero látok |
2Fe(OH)3 -> Fe203 + 3H20 |
|
|
Výmena iónov |
Výmena zložiek (iónov) |
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O |
|
|
Uvoľňovaním tepla |
Exotermický |
Uvoľňovanie tepla |
C + 2H2 = CH4 + Q |
|
Endotermický |
Absorpcia tepla |
N 2 + O 2 → 2NO – Q |
|
|
Podľa druhu energetického vplyvu |
Elektrochemické |
Pôsobenie elektrického prúdu |
|
|
Fotochemický |
Pôsobenie svetla |
||
|
Termochemické |
Vplyv vysokej teploty |
||
|
Podľa stavu agregácie |
Homogénne |
Rovnaký stav |
CuCl2 + Na2S -> 2NaCl + CuS↓ |
|
Heterogénne |
Rôzny stav |
4H20 (1) + 3Fe (s) → Fe304 + 4H2 |
Existuje koncept chemickej rovnováhy, ktorý je vlastný iba reverzibilným reakciám. Toto je stav, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií, ako aj koncentrácie látok, rovnaké. Tento stav je charakterizovaný chemickou rovnovážnou konštantou.
Pod vonkajším vplyvom teploty, tlaku, svetla sa môže reakcia posunúť smerom k zníženiu alebo zvýšeniu koncentrácie určitej látky. Závislosť rovnovážnej konštanty od teploty vyjadrujeme pomocou rovníc izobar a izochór. Rovnica izotermy odráža závislosť energie a rovnovážnej konštanty. Tieto rovnice ukazujú smer reakcie.
Ryža. 3. Rovnice izobary, izochóry a izotermy.
Čo sme sa naučili?
Na hodine chémie v 8. ročníku sa preberala téma rovníc chemických reakcií. Zostavovanie a písanie rovníc odráža priebeh chemickej reakcie. Existujú určité symboly znázorňujúce stav látok a podmienky, za ktorých reakcia prebieha. Existuje niekoľko typov chemických reakcií založených na rôznych charakteristikách: množstvo látky, stav agregácie, absorpcia energie, vplyv energie.
Test na danú tému
Vyhodnotenie správy
Priemerné hodnotenie: 4.3. Celkový počet získaných hodnotení: 386.
Reakcie medzi rôznymi typmi chemických látok a prvkov sú jedným z hlavných predmetov štúdia chémie. Aby ste pochopili, ako vytvoriť reakčnú rovnicu a použiť ju na vlastné účely, potrebujete pomerne hlboké pochopenie všetkých vzorcov interakcie látok, ako aj procesov s chemickými reakciami.
Písanie rovníc
Jedným zo spôsobov vyjadrenia chemickej reakcie je chemická rovnica. Zaznamenáva vzorec východiskovej látky a produktu, koeficienty, ktoré ukazujú, koľko molekúl má každá látka. Všetky známe chemické reakcie sú rozdelené do štyroch typov: substitúcia, kombinácia, výmena a rozklad. Medzi ne patria: redoxné, exogénne, iónové, reverzibilné, ireverzibilné atď.
Prečítajte si viac o tom, ako písať rovnice pre chemické reakcie:
- Je potrebné určiť názov látok, ktoré sa navzájom ovplyvňujú v reakcii. Píšeme ich na ľavú stranu našej rovnice. Ako príklad zvážte chemickú reakciu, ktorá vznikla medzi kyselinou sírovou a hliníkom. Naľavo umiestnime činidlá: H2SO4 + Al. Ďalej napíšeme znamienko rovnosti. V chémii sa môžete stretnúť so znakom „šípka“, ktorý ukazuje doprava, alebo s dvoma šípkami smerujúcimi opačným smerom, ktoré znamenajú „reverzibilitu“. Výsledkom interakcie kovu a kyseliny je soľ a vodík. Produkty získané po reakcii napíšte za znak rovnosti, teda vpravo. H2S04+Al= H2+Al2(S04)3. Takže vidíme reakčnú schému.
- Ak chcete zostaviť chemickú rovnicu, musíte nájsť koeficienty. Vráťme sa k predchádzajúcemu diagramu. Pozrime sa na jeho ľavú stranu. Kyselina sírová obsahuje atómy vodíka, kyslíka a síry v približnom pomere 2:4:1. Na pravej strane sú v soli 3 atómy síry a 12 atómov kyslíka. V molekule plynu sú obsiahnuté dva atómy vodíka. Na ľavej strane je pomer týchto prvkov 2:3:12
- Na vyrovnanie počtu atómov kyslíka a síry, ktoré sú v zložení síranu hlinitého, je potrebné pred kyselinu na ľavej strane rovnice umiestniť faktor 3. Teraz máme 6 atómov vodíka na ľavá strana. Ak chcete vyrovnať počet prvkov vodíka, musíte dať 3 pred vodík na pravej strane rovnice.
- Teraz už zostáva len vyrovnať množstvo hliníka. Keďže soľ obsahuje dva atómy kovu, na ľavej strane pred hliník nastavíme koeficient 2. Výsledkom je reakčná rovnica pre túto schému: 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2
Po pochopení základných princípov, ako vytvoriť rovnicu pre reakciu chemických látok, nebude v budúcnosti ťažké zapísať akúkoľvek reakciu, aj tú najexotickejšiu z hľadiska chémie.
Pomerne často musia školáci a študenti skladať tzv. rovnice iónovej reakcie. Tejto téme je venovaná najmä úloha 31 navrhnutá na Jednotnej štátnej skúške z chémie. V tomto článku budeme podrobne diskutovať o algoritme na písanie krátkych a úplných iónových rovníc a budeme analyzovať mnoho príkladov rôznych úrovní zložitosti.
Prečo sú potrebné iónové rovnice?
Pripomínam, že pri rozpustení mnohých látok vo vode (a nielen vo vode!) dochádza k procesu disociácie – látky sa rozpadajú na ióny. Napríklad molekuly HCl vo vodnom prostredí disociujú na vodíkové katióny (H +, presnejšie H 3 O +) a anióny chlóru (Cl -). Bromid sodný (NaBr) sa nachádza vo vodnom roztoku nie vo forme molekúl, ale vo forme hydratovaných iónov Na + a Br - (mimochodom, tuhý bromid sodný obsahuje aj ióny).
Pri písaní „obyčajných“ (molekulárnych) rovníc neberieme do úvahy, že nereagujú molekuly, ale ióny. Tu je napríklad rovnica pre reakciu medzi kyselinou chlorovodíkovou a hydroxidom sodným:
HCl + NaOH = NaCl + H20. (1)
Samozrejme, tento diagram nepopisuje proces úplne správne. Ako sme už povedali, vo vodnom roztoku prakticky neexistujú molekuly HCl, ale existujú ióny H + a Cl -. To isté platí pre NaOH. Správnejšie by bolo napísať nasledovné:
H+ + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H20. (2)
Tak to je úplná iónová rovnica. Namiesto „virtuálnych“ molekúl vidíme častice, ktoré sú skutočne prítomné v roztoku (katióny a anióny). Nebudeme sa zaoberať otázkou, prečo sme H 2 O napísali v molekulárnej forme. Toto bude vysvetlené trochu neskôr. Ako vidíte, nie je nič zložité: molekuly sme nahradili iónmi, ktoré vznikajú pri ich disociácii.
Avšak ani úplná iónová rovnica nie je dokonalá. Skutočne, pozrite sa bližšie: ľavá aj pravá strana rovnice (2) obsahujú rovnaké častice - katióny Na + a anióny Cl -. Tieto ióny sa počas reakcie nemenia. Prečo sú potom vôbec potrebné? Odstránime ich a získajme Stručná iónová rovnica:
H+ + OH- = H20. (3)
Ako vidíte, všetko závisí od interakcie iónov H + a OH - s tvorbou vody (neutralizačná reakcia).
Všetky úplné a stručné iónové rovnice sú zapísané. Ak by sme riešili úlohu 31 na Jednotnej štátnej skúške z chémie, získali by sme za ňu maximálny počet bodov - 2 body.
Takže ešte raz k terminológii:
- HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - molekulová rovnica ("obyčajná" rovnica, schematicky odrážajúca podstatu reakcie);
- H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - úplná iónová rovnica (sú viditeľné skutočné častice v roztoku);
- H + + OH - = H 2 O - krátka iónová rovnica (odstránili sme všetky "odpadky" - častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú).
Algoritmus na písanie iónových rovníc
- Vytvorme molekulárnu rovnicu pre reakciu.
- Všetky častice, ktoré sa v roztoku disociujú do značnej miery, sú napísané vo forme iónov; látky, ktoré nie sú náchylné na disociáciu, sú ponechané „vo forme molekúl“.
- Z dvoch častí rovnice odstránime tzv. pozorovateľské ióny, teda častice, ktoré sa procesu nezúčastňujú.
- Skontrolujeme koeficienty a dostaneme konečnú odpoveď - krátku iónovú rovnicu.
Príklad 1. Napíšte úplné a krátke iónové rovnice opisujúce interakciu vodných roztokov chloridu bárnatého a síranu sodného.
Riešenie. Budeme konať v súlade s navrhnutým algoritmom. Najprv vytvorte molekulovú rovnicu. Chlorid bárnatý a síran sodný sú dve soli. Pozrime sa na časť referenčnej knihy "Vlastnosti anorganických zlúčenín". Vidíme, že soli môžu navzájom interagovať, ak sa počas reakcie vytvorí zrazenina. Skontrolujme to:
Cvičenie 2. Doplňte rovnice pre nasledujúce reakcie:
- KOH + H2S04 =
- H3P04 + Na20=
- Ba(OH)2 + C02=
- NaOH + CuBr2=
- K2S + Hg(N03)2=
- Zn + FeCl2=
Cvičenie 3. Napíšte molekulové rovnice pre reakcie (vo vodnom roztoku) medzi: a) uhličitanom sodným a kyselinou dusičnou, b) chloridom nikelnatým a hydroxidom sodným, c) kyselinou fosforečnou a hydroxidom vápenatým, d) dusičnanom strieborným a chloridom draselným, e. ) oxid fosforečný (V) a hydroxid draselný.
Úprimne dúfam, že s dokončením týchto troch úloh nebudete mať problémy. Ak tomu tak nie je, musíte sa vrátiť k téme "Chemické vlastnosti hlavných tried anorganických zlúčenín."
Ako zmeniť molekulárnu rovnicu na úplnú iónovú rovnicu
Zábava začína. Musíme pochopiť, ktoré látky by sa mali písať ako ióny a ktoré by sa mali ponechať v „molekulárnej forme“. Budete si musieť zapamätať nasledovné.
Vo forme iónov napíšte:
- rozpustné soli (zdôrazňujem, iba soli, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode);
- zásady (pripomínam, že zásady sú zásady, ktoré sú rozpustné vo vode, ale nie NH 4 OH);
- silné kyseliny (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HClO 4, HClO 3, H 2 SeO 4, ...).
Ako vidíte, zapamätať si tento zoznam nie je vôbec ťažké: obsahuje silné kyseliny a zásady a všetky rozpustné soli. Mimochodom, pre obzvlášť ostražitých mladých chemikov, ktorí môžu byť pobúrení skutočnosťou, že silné elektrolyty (nerozpustné soli) nie sú zahrnuté v tomto zozname, vám môžem povedať nasledovné: NEZAHRNUTIE nerozpustných solí do tohto zoznamu vôbec nepopiera skutočnosť, že sú to silné elektrolyty.
Všetky ostatné látky musia byť prítomné v iónových rovniciach vo forme molekúl. Pre náročných čitateľov, ktorým nestačí vágny pojem „všetky ostatné látky“ a ktorí po vzore hrdinu slávneho filmu požadujú „oznámenie úplného zoznamu“, uvádzam nasledujúcu informáciu.
Vo forme molekúl napíšte:
- všetky nerozpustné soli;
- všetky slabé zásady (vrátane nerozpustných hydroxidov, NH 4 OH a podobných látok);
- všetky slabé kyseliny (H 2 CO 3, HNO 2, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, HClO, takmer všetky organické kyseliny...);
- vo všeobecnosti všetky slabé elektrolyty (vrátane vody!!!);
- oxidy (všetky druhy);
- všetky plynné zlúčeniny (najmä H2, CO2, SO2, H2S, CO);
- jednoduché látky (kovy a nekovy);
- takmer všetky organické zlúčeniny (s výnimkou vo vode rozpustných solí organických kyselín).
Fíha, zdá sa, že som na nič nezabudol! Aj keď je podľa mňa jednoduchšie zapamätať si zoznam č. 1. Zo zásadne dôležitých vecí v zozname č. 2 ešte raz spomeniem vodu.
Poďme trénovať!
Príklad 2. Napíšte úplnú iónovú rovnicu opisujúcu interakciu hydroxidu meďnatého (II) a kyseliny chlorovodíkovej.
Riešenie. Začnime, prirodzene, molekulárnou rovnicou. Hydroxid meďný je nerozpustná zásada. Všetky nerozpustné zásady reagujú so silnými kyselinami za vzniku soli a vody:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H20.
Teraz poďme zistiť, ktoré látky by sa mali zapísať ako ióny a ktoré ako molekuly. Vyššie uvedené zoznamy nám pomôžu. Hydroxid meďnatý je nerozpustná zásada (pozri tabuľku rozpustnosti), slabý elektrolyt. Nerozpustné zásady sú napísané v molekulárnej forme. HCl je silná kyselina, v roztoku takmer úplne disociuje na ióny. CuCl2 je rozpustná soľ. Píšeme ho v iónovej forme. Voda – len vo forme molekúl! Dostaneme úplnú iónovú rovnicu:
Сu(OH)2 + 2H+ + 2Cl- = Cu2+ + 2Cl- + 2H20.
Príklad 3. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre reakciu oxidu uhličitého s vodným roztokom NaOH.
Riešenie. Oxid uhličitý je typický kyslý oxid, NaOH je zásada. Pri interakcii kyslých oxidov s vodnými roztokmi zásad sa tvorí soľ a voda. Vytvorme molekulárnu rovnicu pre reakciu (mimochodom, nezabudnite na koeficienty):
C02 + 2NaOH = Na2C03 + H20.
CO 2 - oxid, plynná zlúčenina; zachovanie molekulárneho tvaru. NaOH - silná zásada (alkálie); Píšeme ho vo forme iónov. Na2C03 - rozpustná soľ; píšeme vo forme iónov. Voda je slabý elektrolyt a prakticky sa nedisociuje; nechať v molekulárnej forme. Získame nasledovné:
C02 + 2Na + + 2OH - = Na2+ + CO32- + H20.
Príklad 4. Sulfid sodný vo vodnom roztoku reaguje s chloridom zinočnatým za vzniku zrazeniny. Napíšte úplnú iónovú rovnicu pre túto reakciu.
Riešenie. Sulfid sodný a chlorid zinočnatý sú soli. Keď tieto soli interagujú, vyzráža sa zrazenina sulfidu zinočnatého:
Na2S + ZnCl2 = ZnS↓ + 2NaCl.
Okamžite zapíšem kompletnú iónovú rovnicu a sami si ju zanalyzujete:
2Na + + S2- + Zn2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl -.
Ponúkam vám niekoľko úloh na samostatnú prácu a krátky test.
Cvičenie 4. Napíšte molekulárne a úplné iónové rovnice pre nasledujúce reakcie:
- NaOH + HN03 =
- H2S04 + MgO =
- Ca(N03)2 + Na3P04=
- CoBr2 + Ca(OH)2=
Cvičenie 5. Napíšte úplné iónové rovnice opisujúce interakciu: a) oxidu dusnatého (V) s vodným roztokom hydroxidu bárnatého, b) roztoku hydroxidu cézneho s kyselinou jodovodíkovou, c) vodných roztokov síranu meďnatého a sulfidu draselného, d) hydroxidu vápenatého. a vodný roztok dusičnanu železa (III).