Разложить на ионы онлайн. Как балансировать химические уравнения. Химические уравнения: как решать
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.
Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).
Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.
Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.
Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.
Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ
Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.
В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:
Например:
СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
2Mg + O 2 = 2MgO.
2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3
Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.
Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:
Например:
CaCO 3 CaO + CO 2 (1)
2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)
Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).
Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):
С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)
C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)
При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:
Например:
2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)
Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)
2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)
2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)
СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)
Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)
СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)
Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).
Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:
АВ + СD = АD + СВ
Например:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)
NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)
AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)
СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)
Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).
Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления
В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).
2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)
Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)
С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)
FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)
N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)
AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)
Классификация химических реакций по тепловому эффекту
В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.
N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)
2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)
N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)
Классификация химических реакций по направлению протекания реакции
По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).
Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:
А + В ↔ АВ
Например:
СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О
Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:
2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2
С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О
Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.
Классификация химических реакций по наличию катализатора
С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.
Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:
2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)
Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):
MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Для того чтобы выяснить, как уравнять химическое уравнение, для начала следует узнать предназначение данной науки.
Определение
Химия изучает вещества, их свойства, а также превращения. В случае если не наблюдается изменения окраски, выпадения осадка, выделения газообразного вещества, то не происходит никакого химического взаимодействия.
Например, при обработке напильником железного гвоздя металл просто превращается в порошок. В этом случае никакой химической реакции не происходит.
Прокаливание перманганата калия сопровождается образованием оксида марганца (4), выделением кислорода, то есть наблюдается взаимодействие. При этом возникает вполне закономерный вопрос о том, как правильно уравнивать химические уравнения. Разберем все нюансы, связанные с подобной процедурой.
Специфика химических превращений
Любые явления, которые сопровождаются изменением качественного и количественного состава веществ, относятся к химическим превращениям. В молекулярном виде процесс сгорания железа в атмосфере можно выразить с помощью знаков и символов.
Методика расстановки коэффициентов
Как уравнивать коэффициенты в химических уравнениях? В курсе химии средней школы разбирается метод электронного баланса. Рассмотрим процесс более подробно. Для начала в исходной реакции необходимо расставить степени окисления у каждого химического элемента.
Существуют определенные правила, по которым их можно определить у каждого элемента. В простых веществах степени окисления будут равны нулю. В бинарных соединениях у первого элемента она положительна, соответствует высшей валентности. У последнего данный параметр определяется путем вычитания номера группы из восьми и имеет знак «минус». В формулах, состоящих их трех элементов, есть свои нюансы вычисления степеней окисления.
Для первого и последнего элемента порядок аналогичен определению в бинарных соединениях, а для вычисления центрального элемента составляется уравнение. Сумма всех показателей должна быть равна нулю, исходя из этого, вычисляется показатель для среднего элемента формулы.
Продолжим разговор о том, как уравнивать химические уравнения методом электронного баланса. После того как степени окисления будут поставлены, можно определять те ионы либо вещества, которые в ходе химического взаимодействия изменили их значение.
Знаками «плюс» и «минус» необходимо указать количество электронов, которые были приняты (отданы) в процессе химического взаимодействия. Между полученными цифрами находят наименьшее общее кратное.
При делении его на принятые и отданные электроны получают коэффициенты. Как уравнять химическое уравнение? Полученные в балансе цифры нужно поставить перед соответствующими формулами. Обязательным условием является проверка количества каждого элемента в левой и правой части. Если коэффициенты расставлены правильно, их число должно быть одинаковым.
Закон сохранения массы веществ
Рассуждая над тем, как уравнять химическое уравнение, необходимо использовать именно этот закон. Учитывая, что масса тех веществ, которые вступили в химическую реакцию, равна массе образующихся продуктов, становится возможным постановка коэффициентов перед формулами. Например, как уравнять химическое уравнение, если вступают во взаимодействие простые вещества кальций и кислород, а после завершения процесса получается оксид?
Чтобы справиться с поставленной задачей, необходимо учитывать, что кислород является двухатомной молекулой с ковалентной неполярной связью, поэтому его формула записывается в следующем виде - О2. В правой части при составлении оксида кальция (СаО) учитывают валентности каждого элемента.
Сначала необходимо проверить количество кислорода в каждой части уравнения, так как оно отличается. По закону сохранения массы веществ перед формулой продукта нужно поставить коэффициент 2. Далее проводится проверка кальция. Для того чтобы он был уравнен, перед исходным веществом ставим коэффициент 2. В итоге получаем запись:
- 2Са+О2=2СаО.
Разбор реакции методом электронного баланса
Как уравнивать химические уравнения? Примеры ОВР помогут ответить на данный вопрос. Допустим, что необходимо методом электронного баланса расставить коэффициенты в предложенной схеме:
- CuO + Н2=Cu + Н2О.
Для начала у каждого из элементов в исходных веществах и продуктах взаимодействия расставим значения степеней окисления. Получим следующий вид уравнения:
- Cu(+2)О(-2)+Н2(0)=Cu(0)+Н2(+)О(-2).
Показатели изменились у меди и водорода. Именно на их основе будем составлять электронный баланс:
- Cu(+2)+2е=Cu(0) 1 восстановитель, окисление;
- Н2(0)-2е=2Н(+) 1 окислитель, восстановление.
Исходя из коэффициентов, полученных в электронном балансе, получаем следующую запись предложенного химического уравнения:
- CuO+Н2=Cu+Н2О.
Возьмем еще один пример, который предполагает постановку коэффициентов:
- Н2+О2=Н2О.
Для того чтобы уравнять на основе закона сохранения веществ данную схему, необходимо начать с кислорода. Учитывая, что вступала в реакцию двухатомная молекула, перед формулой продукта взаимодействия необходимо поставить коэффициент 2.
- 2Н2+О2=2Н2О.
Заключение
На основании электронного баланса можно расставлять коэффициенты в любых химических уравнениях. Выпускникам девятых и одиннадцатых классов образовательных учреждений, выбирающим экзамен по химии, в одном из заданий итоговых тестов предлагают подобные задания.
Методика решения задач по химии
При решении задач необходимо руководствоваться несколькими простыми правилами:
- Внимательно прочитать условие задачи;
- Записать, что дано;
- Перевести, если это необходимо, единицы физических величин в единицы системы СИ (некоторые внесистемные единицы допускаются, например литры);
- Записать, если это необходимо, уравнение реакции и расставить коэффициенты;
- Решать задачу, используя понятие о количестве вещества, а не метод составления пропорций;
- Записать ответ.
В целях успешной подготовки по химии следует внимательно рассмотреть решения задач, приводимых в тексте, а также самостоятельно решить достаточное число их. Именно в процессе решения задач будут закреплены основные теоретические положения курса химии. Решать задачи необходимо на протяжении всего времени изучения химии и подготовки к экзамену.
Вы можете использовать задачи на этой странице, а можете скачать хороший сборник задач и упражнений с решением типовых и усложненных задач (М. И. Лебедева, И. А. Анкудимова): скачать .
Моль, молярная масса
Молярная масса – это отношение массы вещества к количеству вещества, т.е.
М(х) = m(x)/ν(x), (1)
где М(х) – молярная масса вещества Х, m(x) – масса вещества Х, ν(x) – количество вещества Х. Единица СИ молярной массы – кг/моль, однако обычно используется единица г/моль. Единица массы – г, кг. Единица СИ количества вещества – моль.
Любая задача по химии решается через количество вещества. Необходимо помнить основную формулу:
ν(x) = m(x)/ М(х) = V(x)/V m = N/N A , (2)
где V(x) – объем вещества Х(л), V m – молярный объем газа (л/моль), N – число частиц, N A – постоянная Авогадро.
1. Определите массу иодида натрия NaI количеством вещества 0,6 моль.
Дано : ν(NaI)= 0,6 моль.
Найти : m(NaI) =?
Решение . Молярная масса иодида натрия составляет:
M(NaI) = M(Na) + M(I) = 23 + 127 = 150 г/моль
Определяем массу NaI:
m(NaI) = ν(NaI) M(NaI) = 0,6 150 = 90 г.
2. Определите количество вещества атомного бора, содержащегося в тетраборате натрия Na 2 B 4 O 7 массой 40,4 г.
Дано : m(Na 2 B 4 O 7)=40,4 г.
Найти : ν(B)=?
Решение . Молярная масса тетрабората натрия составляет 202 г/моль. Определяем количество вещества Na 2 B 4 O 7:
ν(Na 2 B 4 O 7)= m(Na 2 B 4 O 7)/ М(Na 2 B 4 O 7) = 40,4/202=0,2 моль.
Вспомним, что 1 моль молекулы тетрабората натрия содержит 2 моль атомов натрия, 4 моль атомов бора и 7 моль атомов кислорода (см. формулу тетрабората натрия). Тогда количество вещества атомного бора равно: ν(B)= 4 ν (Na 2 B 4 O 7)=4 0,2 = 0,8 моль.
Расчеты по химическим формулам. Массовая доля.
Массовая доля вещества – отношение массы данного вещества в системе к массе всей системы, т.е. ω(Х) =m(Х)/m, где ω(X)– массовая доля вещества Х, m(X) – масса вещества Х, m – масса всей системы. Массовая доля – безразмерная величина. Её выражают в долях от единицы или в процентах. Например, массовая доля атомного кислорода составляет 0,42, или 42%, т.е. ω(О)=0,42. Массовая доля атомного хлора в хлориде натрия составляет 0,607, или 60,7%, т.е. ω(Cl)=0,607.
3. Определите массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария BaCl 2 2H 2 O.
Решение : Молярная масса BaCl 2 2H 2 O составляет:
М(BaCl 2 2H 2 O) = 137+ 2 35,5 + 2 18 =244 г/моль
Из формулы BaCl 2 2H 2 O следует, что 1 моль дигидрата хлорида бария содержит 2 моль Н 2 О. Отсюда можно определить массу воды, содержащейся в BaCl 2 2H 2 O:
m(H 2 O) = 2 18 = 36 г.
Находим массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария BaCl 2 2H 2 O.
ω(H 2 O) = m(H 2 O)/ m(BaCl 2 2H 2 O) = 36/244 = 0,1475 = 14,75%.
4. Из образца горной породы массой 25 г, содержащей минерал аргентит Ag 2 S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в образце.
Дано : m(Ag)=5,4 г; m = 25 г.
Найти : ω(Ag 2 S) =?
Решение : определяем количество вещества серебра, находящегося в аргентите: ν(Ag) =m(Ag)/M(Ag) = 5,4/108 = 0,05 моль.
Из формулы Ag 2 S следует, что количество вещества аргентита в два раза меньше количества вещества серебра. Определяем количество вещества аргентита:
ν(Ag 2 S)= 0,5 ν (Ag) = 0,5 0,05 = 0,025 моль
Рассчитываем массу аргентита:
m(Ag 2 S) = ν(Ag 2 S) М(Ag 2 S) = 0,025 248 = 6,2 г.
Теперь определяем массовую долю аргентита в образце горной породы, массой 25 г.
ω(Ag 2 S) = m(Ag 2 S)/ m = 6,2/25 = 0,248 = 24,8%.
Вывод формул соединений
5. Определите простейшую формулу соединения калия с марганцем и кислородом, если массовые доли элементов в этом веществе составляют соответственно 24,7, 34,8 и 40,5%.
Дано : ω(K) =24,7%; ω(Mn) =34,8%; ω(O) =40,5%.
Найти : формулу соединения.
Решение : для расчетов выбираем массу соединения, равную 100 г, т.е. m=100 г. Массы калия, марганца и кислорода составят:
m (К) = m ω(К); m (К) = 100 0,247= 24,7 г;
m (Mn) = m ω(Mn); m (Mn) =100 0,348=34,8 г;
m (O) = m ω(O); m (O) = 100 0,405 = 40,5 г.
Определяем количества веществ атомных калия, марганца и кислорода:
ν(К)= m(К)/ М(К) = 24,7/39= 0,63 моль
ν(Mn)= m(Mn)/ М(Mn) = 34,8/ 55 = 0,63 моль
ν(O)= m(O)/ М(O) = 40,5/16 = 2,5 моль
Находим отношение количеств веществ:
ν(К) : ν(Mn) : ν(O) = 0,63: 0,63: 2,5.
Разделив правую часть равенства на меньшее число (0,63) получим:
ν(К) : ν(Mn) : ν(O) = 1: 1: 4.
Следовательно, простейшая формула соединения KMnO 4 .
6. При сгорании 1,3 г вещества образовалось 4,4 г оксида углерода (IV) и 0,9 г воды. Найти молекулярную формулу вещества, если его плотность по водороду равна 39.
Дано : m(в-ва) =1,3 г; m(СО 2)=4,4 г; m(Н 2 О)=0,9 г; Д Н2 =39.
Найти : формулу вещества.
Решение : Предположим, что искомое вещество содержит углерод, водород и кислород, т.к. при его сгорании образовались СО 2 и Н 2 О. Тогда необходимо найти количества веществ СО 2 и Н 2 О, чтобы определить количества веществ атомарных углерода, водорода и кислорода.
ν(СО 2) = m(СО 2)/ М(СО 2) = 4,4/44 = 0,1 моль;
ν(Н 2 О) = m(Н 2 О)/ М(Н 2 О) = 0,9/18 = 0,05 моль.
Определяем количества веществ атомарных углерода и водорода:
ν(С)= ν(СО 2); ν(С)=0,1 моль;
ν(Н)= 2 ν(Н 2 О); ν(Н)= 2 0,05 = 0,1 моль.
Следовательно, массы углерода и водорода будут равны:
m(С) = ν(С) М(С) = 0,1 12 = 1,2 г;
m(Н) = ν(Н) М(Н) = 0,1 1 =0,1 г.
Определяем качественный состав вещества:
m(в-ва) = m(С) + m(Н) = 1,2 + 0,1 = 1,3 г.
Следовательно, вещество состоит только из углерода и водорода (см. условие задачи). Определим теперь его молекулярную массу, исходя из данной в условии задачи плотности вещества по водороду.
М(в-ва) = 2 Д Н2 = 2 39 = 78 г/моль.
ν(С) : ν(Н) = 0,1: 0,1
Разделив правую часть равенства на число 0,1, получим:
ν(С) : ν(Н) = 1: 1
Примем число атомов углерода (или водорода) за «х», тогда, умножив «х» на атомные массы углерода и водорода и приравняв эту сумму молекулярной массе вещества, решим уравнение:
12х + х = 78. Отсюда х= 6. Следовательно, формула вещества С 6 Н 6 – бензол.
Молярный объем газов. Законы идеальных газов. Объемная доля .
Молярный объем газа равен отношению объема газа к количеству вещества этого газа, т.е.
V m = V(X)/ ν(x),
где V m – молярный объем газа - постоянная величина для любого газа при данных условиях; V(X) – объем газа Х; ν(x) – количество вещества газа Х. Молярный объем газов при нормальных условиях (нормальном давлении р н = 101 325 Па ≈ 101,3 кПа и температуре Тн= 273,15 К ≈ 273 К) составляет V m = 22,4 л/моль.
В расчетах, связанных с газами, часто приходится переходить от данных условий к нормальным или наоборот. При этом удобно пользоваться формулой, следующей из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
──── = ─── (3)
Где p – давление; V – объем; Т- температура в шкале Кельвина; индекс «н» указывает на нормальные условия.
Состав газовых смесей часто выражают при помощи объемной доли – отношения объема данного компонента к общему объему системы, т.е.
где φ(Х) – объемная доля компонента Х; V(X) – объем компонента Х; V - объем системы. Объемная доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы или в процентах.
7. Какой объем займет при температуре 20 о С и давлении 250 кПа аммиак массой 51 г?
Дано : m(NH 3)=51 г; p=250 кПа; t=20 o C.
Найти : V(NH 3) =?
Решение : определяем количество вещества аммиака:
ν(NH 3) = m(NH 3)/ М(NH 3) = 51/17 = 3 моль.
Объем аммиака при нормальных условиях составляет:
V(NH 3) = V m ν(NH 3) = 22,4 3 = 67,2 л.
Используя формулу (3), приводим объем аммиака к данным условиям [температура Т= (273 +20)К = 293 К]:
p н TV н (NH 3) 101,3 293 67,2
V(NH 3) =──────── = ───────── = 29,2 л.
8. Определите объем , который займет при нормальных условиях газовая смесь, содержащая водород, массой 1,4 г и азот, массой 5,6 г.
Дано : m(N 2)=5,6 г; m(H 2)=1,4 ; н.у.
Найти : V(смеси)=?
Решение : находим количества вещества водорода и азота:
ν(N 2) = m(N 2)/ М(N 2) = 5,6/28 = 0,2 моль
ν(H 2) = m(H 2)/ М(H 2) = 1,4/ 2 = 0,7 моль
Так как при нормальных условиях эти газы не взаимодействуют между собой, то объем газовой смеси будет равен сумме объемов газов, т.е.
V(смеси)=V(N 2) + V(H 2)=V m ν(N 2) + V m ν(H 2) = 22,4 0,2 + 22,4 0,7 = 20,16 л.
Расчеты по химическим уравнениям
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. Однако в реальных химических процессах из-за неполного протекания реакции и различных потерь веществ масса образующихся продуктов часто бывает меньше той, которая должна образоваться в соответствии с законом сохранения массы веществ. Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна образоваться в соответствии с теоретическим расчетом, т.е.
η = /m(X) (4)
Где η– выход продукта, %; m p (X) - масса продукта Х, полученного в реальном процессе; m(X) – рассчитанная масса вещества Х.
В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он – количественный (теоретический), т.е. η=100%.
9. Какую массу фосфора надо сжечь для получения оксида фосфора (V) массой 7,1 г?
Дано : m(P 2 O 5)=7,1 г.
Найти : m(Р) =?
Решение : записываем уравнение реакции горения фосфора и расставляем стехиометрические коэффициенты.
4P+ 5O 2 = 2P 2 O 5
Определяем количество вещества P 2 O 5 , получившегося в реакции.
ν(P 2 O 5) = m(P 2 O 5)/ М(P 2 O 5) = 7,1/142 = 0,05 моль.
Из уравнения реакции следует, что ν(P 2 O 5)= 2 ν(P), следовательно, количество вещества фосфора, необходимого в реакции равно:
ν(P 2 O 5)= 2 ν(P) = 2 0,05= 0,1 моль.
Отсюда находим массу фосфора:
m(Р) = ν(Р) М(Р) = 0,1 31 = 3,1 г.
10. В избытке соляной кислоты растворили магний массой 6 г и цинк массой 6,5 г. Какой объем водорода, измеренный при нормальных условиях, выделится при этом?
Дано : m(Mg)=6 г; m(Zn)=6,5 г; н.у.
Найти : V(H 2) =?
Решение : записываем уравнения реакции взаимодействия магния и цинка с соляной кислотой и расставляем стехиометрические коэффициенты.
Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2
Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2
Определяем количества веществ магния и цинка, вступивших в реакцию с соляной кислотой.
ν(Mg) = m(Mg)/ М(Mg) = 6/24 = 0,25 моль
ν(Zn) = m(Zn)/ М(Zn) = 6,5/65 = 0,1 моль.
Из уравнений реакции следует, что количество вещества металла и водорода равны, т.е. ν(Mg) = ν(Н 2); ν(Zn) = ν(Н 2), определяем количество водорода, получившегося в результате двух реакций:
ν(Н 2) = ν(Mg) + ν(Zn) = 0,25 + 0,1= 0,35 моль.
Рассчитываем объем водорода, выделившегося в результате реакции:
V(H 2) = V m ν(H 2) = 22,4 0,35 = 7,84 л.
11. При пропускании сероводорода объемом 2,8 л (нормальные условия) через избыток раствора сульфата меди (II) образовался осадок массой 11,4 г. Определите выход продукта реакции.
Дано : V(H 2 S)=2,8 л; m(осадка)= 11,4 г; н.у.
Найти : η =?
Решение : записываем уравнение реакции взаимодействия сероводорода и сульфата меди (II).
H 2 S + CuSO 4 = CuS ↓+ H 2 SO 4
Определяем количество вещества сероводорода, участвующего в реакции.
ν(H 2 S) = V(H 2 S) / V m = 2,8/22,4 = 0,125 моль.
Из уравнения реакции следует, что ν(H 2 S) = ν(СuS) = 0,125 моль. Значит можно найти теоретическую массу СuS.
m(СuS) = ν(СuS) М(СuS) = 0,125 96 = 12 г.
Теперь определяем выход продукта, пользуясь формулой (4):
η = /m(X)= 11,4 100/ 12 = 95%.
12. Какая масса хлорида аммония образуется при взаимодействии хлороводорода массой 7,3 г с аммиаком массой 5,1 г? Какой газ останется в избытке? Определите массу избытка.
Дано : m(HCl)=7,3 г; m(NH 3)=5,1 г.
Найти : m(NH 4 Cl) =? m(избытка) =?
Решение : записываем уравнение реакции.
HCl + NH 3 = NH 4 Cl
Эта задача на «избыток» и «недостаток». Рассчитываем количества вещества хлороводорода и аммиака и определяем, какой газ находится в избытке.
ν(HCl) = m(HCl)/ М(HCl) = 7,3/36,5 = 0,2 моль;
ν(NH 3) = m(NH 3)/ М(NH 3) = 5,1/ 17 = 0,3 моль.
Аммиак находится в избытке, поэтому расчет ведем по недостатку, т.е. по хлороводороду. Из уравнения реакции следует, что ν(HCl) = ν(NH 4 Cl) = 0,2 моль. Определяем массу хлорида аммония.
m(NH 4 Cl) = ν(NH 4 Cl) М(NH 4 Cl) = 0,2 53,5 = 10,7 г.
Мы определили, что аммиак находится в избытке (по количеству вещества избыток составляет 0,1 моль). Рассчитаем массу избытка аммиака.
m(NH 3) = ν(NH 3) М(NH 3) = 0,1 17 = 1,7 г.
13. Технический карбид кальция массой 20 г обработали избытком воды, получив ацетилен, при пропускании которого через избыток бромной воды образовался 1,1,2,2 –тетрабромэтан массой 86,5 г. Определите массовую долю СаС 2 в техническом карбиде.
Дано : m = 20 г; m(C 2 H 2 Br 4)=86,5 г.
Найти : ω(СаC 2) =?
Решение : записываем уравнения взаимодействия карбида кальция с водой и ацетилена с бромной водой и расставляем стехиометрические коэффициенты.
CaC 2 +2 H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2
C 2 H 2 +2 Br 2 = C 2 H 2 Br 4
Находим количество вещества тетрабромэтана.
ν(C 2 H 2 Br 4) = m(C 2 H 2 Br 4)/ М(C 2 H 2 Br 4) = 86,5/ 346 = 0,25 моль.
Из уравнений реакций следует, что ν(C 2 H 2 Br 4) =ν(C 2 H 2) = ν(СаC 2) =0,25 моль. Отсюда мы можем найти массу чистого карбида кальция (без примесей).
m(СаC 2) = ν(СаC 2) М(СаC 2) = 0,25 64 = 16 г.
Определяем массовую долю СаC 2 в техническом карбиде.
ω(СаC 2) =m(СаC 2)/m = 16/20 = 0,8 = 80%.
Растворы. Массовая доля компонента раствора
14. В бензоле объемом 170 мл растворили серу массой 1,8 г. Плотность бензола равна 0,88 г/мл. Определите массовую долю серы в растворе.
Дано : V(C 6 H 6) =170 мл; m(S) = 1,8 г; ρ(С 6 C 6)=0,88 г/мл.
Найти : ω(S) =?
Решение : для нахождения массовой доли серы в растворе необходимо рассчитать массу раствора. Определяем массу бензола.
m(С 6 C 6) = ρ(С 6 C 6) V(C 6 H 6) = 0,88 170 = 149,6 г.
Находим общую массу раствора.
m(р-ра) = m(С 6 C 6) + m(S) =149,6 + 1,8 = 151,4 г.
Рассчитаем массовую долю серы.
ω(S) =m(S)/m=1,8 /151,4 = 0,0119 = 1,19 %.
15. В воде массой 40 г растворили железный купорос FeSO 4 7H 2 O массой 3,5 г. Определите массовую долю сульфата железа (II) в полученном растворе.
Дано : m(H 2 O)=40 г; m(FeSO 4 7H 2 O)=3,5 г.
Найти : ω(FeSO 4) =?
Решение : найдем массу FeSO 4 содержащегося в FeSO 4 7H 2 O. Для этого рассчитаем количество вещества FeSO 4 7H 2 O.
ν(FeSO 4 7H 2 O)=m(FeSO 4 7H 2 O)/М(FeSO 4 7H 2 O)=3,5/278=0,0125моль
Из формулы железного купороса следует, что ν(FeSO 4)= ν(FeSO 4 7H 2 O)=0,0125 моль. Рассчитаем массу FeSO 4:
m(FeSO 4) = ν(FeSO 4) М(FeSO 4) = 0,0125 152 = 1,91 г.
Учитывая, что масса раствора складывается из массы железного купороса (3,5 г) и массы воды (40 г), рассчитаем массовую долю сульфата железа в растворе.
ω(FeSO 4) =m(FeSO 4)/m=1,91 /43,5 = 0,044 =4,4 %.
Задачи для самостоятельного решения
- На 50 г йодистого метила в гексане подействовали металлическим натрием, при этом выделилось 1,12 л газа, измеренного при нормальных условиях. Определите массовую долю йодистого метила в растворе. Ответ : 28,4%.
- Некоторый спирт подвергли окислению, при этом образовалась одноосновная карбоновая кислота. При сжигании 13,2 г этой кислоты получили углекислый газ, для полной нейтрализации которого потребовалось 192 мл раствора КОН с массовой долей 28%. Плотность раствора КОН равна 1,25 г/мл. Определите формулу спирта. Ответ : бутанол.
- Газ, полученный при взаимодействии 9,52 г меди с 50 мл 81 % раствора азотной кислоты, плотностью 1,45 г/мл, пропустили через 150 мл 20 % раствора NaOH плотностью 1,22 г/мл. Определите массовые доли растворенных веществ. Ответ : 12,5% NaOH; 6,48% NaNO 3 ; 5,26% NaNO 2 .
- Определите объем выделившихся газов при взрыве 10 г нитроглицерина. Ответ : 7,15 л.
- Образец органического вещества массой 4,3 г сожгли в кислороде. Продуктами реакции являются оксид углерода (IV) объемом 6,72 л (нормальные условия) и вода массой 6,3 г. Плотность паров исходного вещества по водороду равна 43. Определите формулу вещества. Ответ : С 6 Н 14 .
9.1. Какие бывают химические реакции
Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. гл. 1).
Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена.
Примеры реакций соединения:
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)
Примеры реакций разложения:
2Ag 2 O 4Ag + O 2 ; (4)
CaCO 3
CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 +
4H 2 O . (6)
Примеры реакций замещения:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu ; (7)
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 ; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 . (9)
| Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. |
Примеры реакций обмена:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O;
(10)
HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2 ; (11)
AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3 . (12)
Традиционная классификация
химических реакций не охватывает все их
разнообразие – кроме реакций четырех основных
типов существует еще и множество более сложных
реакций.
Выделение двух других типов химических реакций
основано на участии в них двух важнейших
нехимических частиц: электрона и протона.
При протекании некоторых реакций происходит
полная или частичная передача электронов от
одних атомов к другим. При этом степени окисления
атомов элементов, входящих в состав исходных
веществ, изменяются; из приведенных примеров это
реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными
.
В другой группе реакций от одной реагирующей частицы к другой переходит ион водорода (Н +), то есть протон. Такие реакции называют кислотно-основными реакциями или реакциями с передачей протона .
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона . С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах.
РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ,
РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ
ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ,
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ.
Составьте
уравнения реакций, соответствующих следующим
схемам:
а) HgO Hg + O 2 (t
); б) Li 2 O
+ SO 2
Li 2 SO 3 ; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O (t
);
г) Al + I 2 AlI 3 ; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3 PO 4
Мg 3 (PO 4) 2
+ H 2 ;
ж) Al + O 2 Al 2 O 3 (t
); и) KClO 3
+ P P 2 O 5
+ KCl (t
); к) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 (t
); м) NH 3 + O 2 N 2 +
H 2 O (t
); н) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Укажите традиционный тип реакции. Отметьте
окислительно-восстановительные и
кислотно-основные реакции. В
окислительно-восстановительных реакциях
укажите, атомы каких элементов меняют свои
степени окисления.
9.2. Окислительно-восстановительные реакции
Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 .
Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны (окислились ), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны (восстановились ) (см. § 7.16). Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель .
Таким образом, в нашей реакции атомами-окислителями являются атомы железа, а атомами-восстановителями – атомы углерода.
В нашей реакции веществом-окислителем
является оксид железа(III), а
веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и
атомы-восстановители входят в состав одного и
того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего
параграфа), понятия " вещество-окислитель" и
" вещество-восстановитель" не используются.
Таким образом, типичными окислителями являются
вещества, в состав которых входят атомы, склонные
присоединять электроны (полностью или частично),
понижая свою степень окисления. Из простых
веществ это прежде всего галогены и кислород, в
меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ –
вещества, в состав которых входят атомы в высших
степенях окисления, не склонные в этих степенях
окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V),
KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3
(Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в
состав которых входят атомы, склонные полностью
или частично отдавать электроны, повышая свою
степень окисления. Из простых веществ это
водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а
также алюминий. Из сложных веществ – H 2 S и
сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV),
йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III)
и др.
В общем случае почти все сложные и многие простые
вещества могут проявлять как окислительные, так
и восстановительные свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 –
сильный восстановитель);
SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый
окислитель);
C + O 2 = CO 2 (t) (C – восстановитель);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (С – окислитель).
Вернемся к реакции, разобранной нами в начале
этого параграфа.
| Fe 2 O 3 | + | = | 2Fe | + |
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР:
Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя.
Окислительно-восстановительные
свойства веществ можно сравнивать только в
одинаковых условиях. В некоторых случаях это
сравнение может быть проведено количественно.
Выполняя домашнее задание к первому параграфу
этой главы, вы убедились, что подобрать
коэффициенты в некоторых уравнениях реакций
(особенно ОВР) довольно сложно. Для упрощения
этой задачи в случае
окислительно-восстановительных реакций
используют следующие два метода:
а) метод электронного баланса
и
б) метод электронно-ионного баланса
.
Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а
метод электронно-ионного баланса обычно
изучается в высших учебных заведениях.
Оба эти метода основаны на том, что электроны в
химических реакциях никуда не исчезают и
ниоткуда не появляются, то есть число принятых
атомами электронов равно числу электронов,
отданных другими атомами.
Число отданных и принятых электронов в методе
электронного баланса определяется по изменению
степени окисления атомов. При использовании
этого метода необходимо знать состав как
исходных веществ, так и продуктов реакции.
Рассмотрим применение метода электронного
баланса на примерах.
Пример 1. Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции:
Атомы железа отдают электроны, а
молекулы хлора их принимают. Выразим эти
процессы электронными уравнениями
:
Fe – 3e
– = Fe +III ,
Cl 2 + 2e –
= 2Cl –I .
Чтобы число отданных электронов было равно числу принятых, надо первое электронное уравнение умножить на два, а второе – на три:
| Fe – 3e
– = Fe +III , Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
2Fe – 6e
– = 2Fe +III , 3Cl 2 + 6e – = 6Cl –I . |
Введя коэффициенты 2 и 3 в схему
реакции, получаем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 .
Пример 2. Составим уравнение реакции горения белого фосфора в избытке хлора. Известно, что в этих условиях образуется хлорид фосфора(V):
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl 2 | PCl 5 . |
Молекулы белого фосфора отдают электроны (окисляются), а молекулы хлора их принимают (восстанавливаются):
| P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20e
– = 4P +V Cl 2 + 2e – = 2Cl –I |
P 4 – 20e
– = 4P +V 10Cl 2 + 20e – = 20Cl –I |
Полученные первоначально множители (2 и 20) имели общий делитель, на который (как будущие коэффициенты в уравнении реакции) и были разделены. Уравнение реакции:
P 4 + 10Cl 2 = 4PCl 5 .
Пример 3. Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге сульфида железа(II) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
В этом случае окисляются и атомы
железа(II), и атомы серы(– II). В состав сульфида
железа(II) атомы этих элементов входят в отношении
1:1 (см. индексы в простейшей формуле).
Электронный баланс:
| 4 | Fe +II – e
– = Fe +III S –II – 6e – = S +IV |
Всего отдают 7е – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 .
Пример 4 . Составим уравнение реакции, протекающей при обжиге дисульфида железа(II) (пирита) в кислороде.
Схема реакции:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O 2 | + |
Как и в предыдущем примере, здесь тоже окисляются и атомы железа(II), и атомы серы, но со степенью окисления – I. В состав пирита атомы этих элементов входят в отношении 1:2 (см. индексы в простейшей формуле). Именно в этом отношении атомы железа и серы вступают в реакцию, что и учитывается при составлении электронного баланса:
| Fe +III – e
– = Fe +III 2S –I – 10e – = 2S +IV |
Всего отдают 11е – | |
| O 2 + 4e – = 2O –II |
Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .
Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание.
АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ,
АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ,
ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО
БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте
электронный баланс к каждому уравнению ОВР,
приведенному в тексте § 1 этой главы.
2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при
выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз
для расстановки коэффициентов используйте метод
электронного баланса. 3.Используя метод
электронного баланса, составьте уравнения
реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2
NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2 ;
в) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
г) Al + Br 2 AlBr 3 ;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 (t
);
е) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O (t
);
ж) FeO + O 2 Fe 2 O 3 (t
);
и) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 (t
);
к) Cr + O 2 Cr 2 O 3 (t
);
л) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2
(t
);
м) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O (t
);
п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 (t
)
р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 (t
);
с) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 (t
);
т) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 (t
);
у) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O (t
).
9.3. Экзотермические реакции. Энтальпия
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему
отдельные атомы объединяются в молекулы, почему
из изолированных ионов образуется ионный
кристалл, почему при образовании электронной
оболочки атома действует принцип наименьшей
энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же:
потому, что это энергетически выгодно. Это
значит, что при протекании таких процессов
выделяется энергия. Казалось бы, что и химические
реакции должны протекать по этой же причине.
Действительно, можно провести множество реакций,
при протекании которых выделяется энергия.
Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.
Если при экзотермической реакции
теплота не успевает отводиться, то реакционная
система нагревается.
Например, в реакции горения метана
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г)
выделяется столько теплоты, что метан
используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота,
можно отразить в уравнении реакции:
СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2 О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое
уравнение
. Здесь символ "+Q
" означает,
что при сжигании метана выделяется теплота. Эта
теплота называется тепловым эффектом реакции
.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и
образуются химические связи. В данном случае
рвутся связи между атомами углерода и водорода в
молекулах СН 4 , а также между атомами
кислорода в молекулах О 2 . При этом
образуются новые связи: между атомами углерода и
кислорода в молекулах СО 2 и между атомами
кислорода и водорода в молекулах Н 2 О. Для
разрыва связей нужно затратить энергию (см.
"энергия связи" , "энергия атомизации"),
а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если "новые" связи более
прочные, чем "старые" , то энергии выделится
больше, чем поглотится. Разность между
выделившейся и поглощенной энергией и
составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется
в килоджоулях, например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции .
От чего зависит тепловой эффект каждой
конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и
продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение
при постоянном объеме или при постоянном
давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от
агрегатного состояния веществ связана с тем, что
процессы перехода из одного агрегатного
состояния в другое (как и некоторые другие
физические процессы) сопровождаются выделением
или поглощением теплоты. Это также может быть
выражено термохимическим уравнением. Пример –
термохимическое уравнение конденсации водяного
пара:
Н 2 О (г) = Н 2 О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при
необходимости и в обычных химических уравнениях,
агрегатные состояния веществ указываются с
помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое
вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры
связана с различиями в теплоемкостях
исходных
веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при
постоянном давлении всегда увеличивается объем
системы, то часть энергии уходит на совершение
работы по увеличению объема, и выделяющаяся
теплота будет меньше, чем в случае протекания той
же реакции при постоянном объеме.
Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают
для реакций, протекающих при постоянном объеме
при 25 ° С и обозначают символом Q
o .
Если энергия выделяется только в виде теплоты, а
химическая реакция протекает при постоянном
объеме, то тепловой эффект реакции (Q V
)
равен изменению внутренней энергии
(D U
)
веществ-участников реакции, но с противоположным
знаком:
Q V = – U .
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть
U = – Q V .
Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (Q P + A ) = –(Q P + P V ),
где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
Q P = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H .
H = U + P V .
Следовательно
Q P = – H .
Таким образом, при выделении теплоты
энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое
название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение
энтальпии характеризует реакцию независимо от
того, протекает она при постоянном объеме или
постоянном давлении. Термохимические уравнения,
записанные с использованием изменения
энтальпии, называются термохимическими
уравнениями в термодинамической форме
. При
этом приводится значение изменения энтальпии в
стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H о
. Например:
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) H о
= – 484 кДж;
CaO (кр) + H 2 O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о
= – 65 кДж.
Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q ) от теплового эффекта реакции (Q o) и количества вещества (n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2 О (г) + 484 кДж. |
|
|
Q = 1694 кДж,
6.Тепловой эффект реакции взаимодействия
кристаллического алюминия с газообразным хлором
равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение
этой реакции и определите массу алюминия,
необходимого для получения 2816 кДж теплоты с
использованием этой реакции. 9.4. Эндотермические реакции. Энтропия Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими . Тепловой эффект таких реакций
отрицательный. Например: Таким образом, энергия, выделяющаяся
при образовании связей в продуктах этих и им
подобных реакций, меньше, чем энергия,
необходимая для разрыва связей в исходных
веществах.
Возьмем две колбы и заполним одну из
них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом
азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и
температура в колбах были одинаковыми. Известно,
что эти вещества между собой не вступают в
химическую реакцию. Герметично соединим колбы
горлышками и установим их вертикально, так, чтобы
колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу
(рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что
бурый диоксид азота постепенно распространяется
в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в
нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска
содержимого колб становится одинаковой. Таким образом,
Уравнения связи между энтропией (S
)
и другими величинами изучаются в курсах физики и
физической химии. Единица измерений энтропии [S
]
= 1 Дж/К. G = H – T S Условие самопроизвольного протекания реакции: G < 0. При низких температурах фактором, определяющим возможность протекания реакции в большей степени является энергетический фактор, а при высокой – энтропийный. Из приведенного уравнения, в частности, видно, почему не протекающие при комнатной температуре реакции разложения (энтропия увеличивается) начинают идти при повышенной температуре. ЭНДОТЕРМИЧЕСКАЯ
РЕАКЦИЯ, ЭНТРОПИЯ, ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ФАКТОР,
ЭНТРОПИЙНЫЙ ФАКТОР, ЭНЕРГИЯ ГИББСА.
2CuO (кр) + C (графит) = 2Cu (кр) + CO 2(г) составляет –46 кДж. Запишите
термохимическое уравнение и рассчитайте, какую
энергию нужно затратить для получения 1 кг меди
по такой реакции. CaCO 3(кр) = CaO (кр) + CO 2(г) – 179кДж образовалось 24,6 л углекислого газа.
Определите, какое количество теплоты было
израсходовано бесполезно. Сколько граммов
оксида кальция при этом образовалось? |
Определение
Химическое уравнение -это условная запись химической реакции с помощью химических формул и коэффициентов.
Чтобы правильно расставлять коэффициенты в химическом уравнении следует понимать разницу между коэффициентами и индексами.
Определение
Коэффициент - показывает число молекул и изображается большой цифрой перед молекулярной формулой вещества. Индекс - показывает число атомов элемента в одной молекуле вещества, изображается справа внизу от символа элемента.
Чтобы посчитать общее количество атомов нужно умножить количество молекул на количество атомов элемента в одной молекуле. Например, справа изображена запись трех молекул серной кислоты (брутто-формула), а снизу - вариант структурной записи. Так, одна молекула серной кислоты состоит три из трех элементов и всего содержит (2+1+4)=7 атомов: 2 атома водорода, один атом серы и четыре атома кислорода. В трех молекулах будет в три раза больше атомов, то есть 3*2=6 атомов водорода, 3*1=3 атома серы и 3*4=12 атомов кислорода. Это хорошо видно из структурной формулы, приведенной ниже.
Чтобы понять логику уравнивания химических реакций попробуйте дома потренироваться с самостоятельно изготовленными моделями атомов и молекул: приготовьте из пластилина шарики разного цветы (серого, красного и черного). Попробуйте осуществить реакцию горения метана, схема которой изображена ниже.
При моделировании будет очевидно, что количество атомов (самодельных пластилиновых шариков) каждого элемента (цвета) не меняется в ходе реакции. То есть количество атомов углерода до и после превращения остается неизменным и равно одному (один черный шарик). Две молекулы кислорода в левой части уравнения состоят из 4-х атомов, в правой части уравнения два атома кислорода содержится в углекислом газе ($CO_2$) и два атома- в двух молекулах воды, то есть всего справа также 4 атома кислорода.
Закон действующих масс
При составлении уравнений реакций необходимо использовать закон сохранения массы веществ (закон действующих масс или ЗДМ), открытый М.В. Ломоносовым и А.Лавуазье.
Закон действующих масс : масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате её.
Так как вещества состоят из атомов, то при составлении химических уравнений, мы будем пользоваться правилом: число атомов каждого химического элемента исходных веществ должно равняться числу атомов в продуктах реакции. В химической реакции число взаимодействующих атомов остается неизменным, происходит только их перегруппировка с разрушением исходных веществ
Алгоритм составления уравнений реакций.
Рассмотрим алгоритм составления химических уравнений на примере взаимодействия простых веществ: металлов и неметаллов друг с другом. Пусть взаимодействуют фосфор и кислород (реакция горения).
1.Записывают рядом исходные вещества (реагенты) , между ними ставим знак "+"(здесь мы будем учитывать то, что кислород двухатомная молекула), а после них стрелку - как знак равенства.
$P+O_2 \rightarrow$
2.Записываем после стрелки формулу продукта реакции:
$P+O_2\rightarrow P_2O_5$
3.Из схемы видно, что слева кислорода-2 атома, справа-5, а в соответствии с законом сохранения массы веществ, число атомов данного химического элемента должно быть одинаковым. Чтобы уравнять их число, находим наименьшее общее кратное. Для 2 и 5 это будет число 10. Делим наименьшее общее кратное на число атомов в формулах. 10:2=5, 10:5=2, это и будут коэффициенты, которые ставятся соответственно перед кислородом $O_2$ и оксидом фосфора (V) $P_2O_5$.
$P+5O_2\rightarrow 2P_2O_5$
кислорода слева и справа стало по 10(5·2=10, 2·5=10)
4.Коэффициент относится ко всей формуле и ставится перед ней. После его постановки справа фосфора стало 2·2=4 атома. А слева 1 (коэффициент 1 не ставится).Значит перед фосфором ставим коэффициент 4.
$4P + 5O_2\rightarrow 2P_2O_5$
Это и есть окончательная запись химического уравнения.
Читается: четыре пе плюс пять о-два равняется два пе-два о-пять.
Разберем алгоритм проставления коэффициентов на другом примере:
$KNO_3 = KNO_2 + O_2$
при разложении нитрата калия образуется нитрит калия и кислород.
В левой части уравнения один атом калия, в правой - тоже один. Количество атомов азота слева и справа одинаково и равно одному. А вот количество атомов кислорода различно: слева - 3, справа - 4. В подобных случаях можно прибегнуть к удвоению, то есть поставить коэффициент =2 перед нитратом калия.