Меню
Бесплатно
Регистрация
Главная  /  Здоровье  /  Как составлять уравнения реакций по химии 8. Химическое уравнение

Как составлять уравнения реакций по химии 8. Химическое уравнение

Химическое уравнение представляет собой запись реакции с помощью символов элементов и формул соединений, принимающих в ней участие. Относительные количества реагентов и продуктов, выраженные в молях, указываются численными коэффициентами в полном (сбалансированном) уравнении реакции. Эти коэффициенты иногда называют стехиометрическими коэффициентами. В настоящее время наблюдается все возрастающая тенденция включать в химические уравнения указания физического состояния реагентов и продуктов. Это делается с помощью следующих обозначений: (газ) или означает газообразное состояние, (-жидкость, ) - твердое вещество, (-водный раствор.

Химическое уравнение может быть составлено на основе экспериментально установленного знания реагентов и продуктов изучаемой реакции, а также путем измерения относительных количеств каждого реагента и продукта, которые принимают участие в реакции.

Составление химического уравнения

Составление полного химического уравнения включает следующие четыре стадии.

1-я стадия. Запись реакции в словесном выражении. Например,

2-я стадия. Замена словесных названий формулами реагентов и продуктов.

3-я стадия. Балансировка уравнения (определение его коэффициентов)

Такое уравнение называется сбалансированным или стехиометрическим. Необходимость сбалансировать уравнение диктуется тем, что в любой реакции должен выполняться закон сохранения материи. Применительно к реакции, рассматриваемой нами в качестве примера, это означает, что в ней не может ни образоваться, ни исчезнуть ни один атом магния, углерода или кислорода. Другими словами, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения должно быть одинаково.

4-я стадия. Указание физического состояния каждого участника реакции.

Типы химических уравнений

Рассмотрим следующее полное уравнение:

Это уравнение описывает всю реакционную систему в целом. Однако рассматриваемую реакцию можно также представить в упрощенном виде при помощи ионного уравнения-.

Это уравнение не включает сведений о сульфат-ионах которые не указаны в нем потому, что они не принимают участия в рассматриваемой реакции. Такие ионы называют ионами-наблюдателями.

Реакция между железом и медью (II) является примером окислительно-восстановительных реакций (см. гл. 10). Ее можно условно разделить на две реакции, одна из которых описывает восстановление, а другая - окисление, протекающие одновременно в общей реакции:

Эти два уравнения называются уравнениями полуреакций. Они особенно часто используются в электрохимии для описания процессов, протекающих на электродах (см. гл. 10).

Интерпретация химических уравнений

Рассмотрим следующее простое стехиометрическое уравнение:

Его можно интерпретировать двумя способами. Во-первых, согласно этому уравнению, один моль молекул водорода реагирует с одним молем молекул брома образуя два моля молекул бромоводорода Такое истолкование химического уравнения иногда называют его молярной интерпретацией.

Однако можно истолковать данное уравнение и так, что в результирующей реакции (см. ниже) одна молекула водорода реагирует с одной молекулой брома образуя две молекулы бромоводорода Подобное истолкование химического уравнения иногда называют его молекулярной интерпретацией.

И молярная, и молекулярная интерпретации одинаково правомочны. Однако было бы совершенно неправильно заключить на основании уравнения рассматриваемой реакции, что одна молекула водорода сталкивается с одной молекулой брома образуя две молекулы бромоводорода Дело в том, что данная реакция, как и большинство других, осуществляется в несколько последовательных стадий. Совокупность всех этих стадий принято называть механизмом реакции (см. гл. 9). В рассматриваемом нами примере реакция включает следующие стадии:

Таким образом, рассматриваемая реакция в действительности представляет собой цепную реакцию, в которой участвуют интермедиаты (промежуточные реагенты), называемые радикалами (см. гл. 9). Механизм рассматриваемой реакции включает еще и другие стадии и побочные реакции. Таким образом, стехиометрическое уравнение указывает только результирующую реакцию. Оно не дает сведений о механизме реакции.

Вычисления с помощью химических уравнений

Химические уравнения являются отправной точкой для самых разнообразных химических расчетов. Здесь и далее в книге дан ряд примеров подобных расчетов.

Вычисление массы реагентов и продуктов. Мы уже знаем, что сбалансированное химическое уравнение указывает относительные молярные количества реагентов и продуктов, участвующих в реакции. Эти количественные данные позволяют вычислять массы реагентов и продуктов.

Вычислим массу хлорида серебра, образующегося при добавлении избыточного количества раствора хлорида натрия к раствору, в котором содержится 0,1 моль серебра в форме ионов

Первой стадией всех подобных расчетов является запись уравнения рассматриваемой реакции: I

Поскольку в реакции используется избыточное количество хлорид-ионов, можно предположить, что все имеющиеся в растворе ионы превращаются в Уравнение реакции показывает, что из одного моля ионов получается один моль Это позволяет вычислить массу образующегося следующим образом:

Следовательно,

Поскольку г/моль, то

Определение концентрации растворов. Вычисления, основанные на стехиометрических уравнениях, лежат в основе количественного химического анализа. В качестве примера рассмотрим определение концентрации раствора по известной массе продукта, образующегося в реакции. Такая разновидность количественного химического анализа называется гравиметрическим анализом.

К раствору нитрата добавлено такое количество раствора иодида калия, которого достаточно, чтобы осадить весь свинец в форме иодида Масса образовавшегося иодида составила 2,305 г. Объем исходного раствора нитрата был равен Требуется определить концентрацию исходного раствора нитрата

Мы уже сталкивались с уравнением рассматриваемой реакции:

Это уравнение показывает, что для получения одного моля иодида необходим один моль нитрата свинца (II). Определим молярное количество образовавшегося в реакции иодида свинца (II). Поскольку

Класс: 8

Презентация к уроку
























Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Цель урока: помочь обучающимся сформировать знания о химическом уравнении как об условной записи химической реакции с помощью химических формул.

Задачи:

Образовательные:

  • систематизировать ранее изученный материал;
  • обучать умению составлять уравнения химических реакций.

Воспитательные:

  • воспитывать коммуникативные навыки (работа в паре, умение слушать и слышать).

Развивающие:

  • развивать учебно-организационные умения, направленные на выполнение поставленной задачи;
  • развивать аналитические навыки мышления.

Тип урока: комбинированный.

Оборудование: компьютер, мультимедийный проектор, экран, оценочные листы, карта рефлексии, “набор химических знаков”, тетрадь с печатной основой, реактивы: гидроксид натрия, хлорид железа(III), спиртовка, держатель, спички, лист ватмана, разноцветные химические знаки.

Презентация урока (приложение 3)

Структура урока.

І. Организационный момент.
ІІ. Актуализация знаний и умений.
ІІІ. Мотивация и целеполагание.
ІV. Изучение нового материала:
4.1 реакция горения алюминия в кислороде;
4.2 реакция разложения гидроксида железа (III);
4.3 алгоритм расстановки коэффициентов;
4.4 минута релаксации;
4.5 расставь коэффициенты;
V. Закрепление полученных знаний.
VІ. Подведение итогов урока и выставление оценок.
VІІ. Домашнее задание.
VІІІ. Заключительное слово учителя.

Ход урока

Химическая натура сложной частицы
определяется натурой элементарных
составных частей,
количеством их и
химическим строением.
Д.И.Менделеев

Учитель. Здравствуйте, ребята. Садитесь.
Обратите внимание: у вас на столе лежит тетрадь с печатной основой (Приложение 2), в которой вы сегодня будете работать, и оценочный лист, в нем вы будете фиксировать свои достижения, подпишите его.

Актуализация знаний и умений.

Учитель. Мы с вами познакомились с физическими и химическими явлениями, химическими реакциями и признаками их протекания. Изучили закон сохранения массы веществ.
Давайте проверим ваши знания. Я предлагаю вам открыть тетради с печатной основой и выполнить задание 1. На выполнение задания вам дается 5 минут.

Тест по теме “Физические и химические явления. Закон сохранения массы веществ”.

1.Чем химические реакции отличаются от физических явлений?

  1. Изменение формы, агрегатного состояния вещества.
  2. Образование новых веществ.
  3. Изменение местоположения.

2. Каковы признаки химической реакции?

  1. Образование осадка, изменение цвета, выделение газа.
  • Намагничивание, испарение, колебание.
  • Рост и развитие, движение, размножение.

    • 3. В соответствии с каким законом составляются уравнения химических реакций?

    1. Закон постоянства состава вещества.
    2. Закон сохранения массы вещества.
    3. Периодический закон.
    4. Закон динамики.
    5. Закон всемирного тяготения.

    4. Закон сохранения массы вещества открыл:

    1. Д.И. Менделеев.
    2. Ч. Дарвин.
    3. М.В. Ломоносов.
    4. И. Ньютон.
    5. А.И. Бутлеров.

    5. Химическим уравнением называют:

    1. Условную запись химической реакции.
  • Условную запись состава вещества.
  • Запись условия химической задачи.

    • Учитель. Вы выполнили работу. Я предлагаю вам осуществить ее проверку. Поменяйтесь тетрадями и осуществите взаимопроверку. Внимание на экран. За каждый правильный ответ – 1 балл. Общее количество баллов занесите в оценочные листы.

    Мотивация и целеполагание.

    Учитель. Используя эти знания, мы сегодня будем составлять уравнения химических реакций, раскрывая проблему “Является ли закон сохранения массы веществ основой для составления уравнений химических реакций”

    Изучение нового материала.

    Учитель. Мы привыкли считать, что уравнение-это математический пример, где есть неизвестное, и это неизвестное нужно вычислить. А вот в химических уравнениях обычно ничего неизвестного не бывает: в них просто записывается все формулами: какие вещества вступают в реакцию и какие получаются в ходе этой реакции. Посмотрим опыт.

    (Реакция соединения серы и железа.) Приложение 3

    Учитель. С точки зрения массы веществ, уравнение реакции соединения железа и серы понимается следующим образом

    Железо + сера → сульфид железа (II) (задание 2 тпо)

    Но в химии слова отражаются химическими знаками. Запишите это уравнение химическими символами.

    Fe + S → FeS

    (Один ученик пишет на доске, остальные в ТПО.)

    Учитель. Теперь прочитайте.
    Обучающиеся. Молекула железа взаимодействует с молекулой серы, получается одна молекула сульфида железа (II).
    Учитель. В данной реакции мы видим, что количество исходных веществ равно количеству веществ в продукте реакции.
    Всегда надо помнить, что при составлении уравнений реакций ни один атом не должен потеряться или неожиданно появиться. Поэтому иногда, записав все формулы в уравнении реакции, приходиться уравнивать число атомов в каждой части уравнения – расставлять коэффициенты. Посмотрим еще один опыт

    (Горение алюминия в кислороде.) Приложение 4

    Учитель. Запишем уравнение химической реакции (задание 3 в ТПО)

    Al + O 2 → Al +3 O -2

    Чтобы записать правильно формулу оксида, вспомним что

    Обучающиеся. Кислород в оксидах имеет степень окисления -2, алюминий – химический элемент с постоянной степенью окисления +3. НОК = 6

    Al + O 2 → Al 2 O 3

    Учитель. Мы видим, что в реакцию вступает 1 атом алюминия, образуется два атома алюминия. Вступает два атома кислорода, образуется три атома кислорода.
    Просто и красиво, но неуважительно по отношению к закону сохранения массы веществ – она разная до и после реакции.
    Поэтому нам необходимо расставить коэффициенты в данном уравнении химической реакции. Для этого найдем НОК для кислорода.

    Обучающиеся. НОК = 6

    Учитель. Перед формулами кислорода и оксида алюминия ставим коэффициенты, чтобы число атомов кислорода слева и справа было равно 6.

    Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

    Учитель. Теперь получаем, что в результате реакции образуется четыре атома алюминия. Следовательно, перед атомом алюминия в левой части ставим коэффициент 4

    Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

    Еще раз пересчитаем все атомы до реакции и после нее. Ставим равно.

    4Al + 3O 2 _ = 2 Al 2 O 3

    Учитель. Рассмотрим еще один пример

    (Учитель демонстрирует опыт по разложению гидроксида железа (III).)

    Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O

    Учитель. Расставим коэффициенты. В реакцию вступает 1 атом железа, образуется два атома железа. Следовательно, перед формулой гидроксида железа (3) ставим коэффициент 2.

    Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + H 2 O

    Учитель. Получаем, что в реакцию вступает 6 атомов водорода (2х3), образуется 2 атома водорода.

    Обучающиеся. НОК =6. 6/2 = 3. Следовательно, у формулы воды ставим коэффициент 3

    2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3 H 2 O

    Учитель. Считаем кислород.

    Обучающиеся. Слева – 2х3 =6; справа – 3+3 = 6

    Обучающиеся. Количество атомов кислорода,вступивших в реакцию, равно количеству атомов кислорода, образовавшихся в ходе реакции. Можно ставить равно.

    2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 +3 H 2 O

    Учитель. Теперь давайте обобщим все сказанное ранее и познакомимся с алгоритмом расстановки коэффициентов в уравнениях химических реакций.

    1. Подсчитать количество атомов каждого элемента в правой и левой части уравнения химической реакции.
    2. Определить, у какого элемента количество атомов меняется, найти НОК.
    3. Разделить НОК на индексы – получить коэффициенты. Поставить их перед формулами.
    4. Пересчитать количество атомов, при необходимости действие повторить.
    5. Последним проверить количество атомов кислорода.

    Учитель. Вы хорошо потрудились и, наверное, устали. Я предлагаю вам расслабиться, закрыть глаза и вспомнить какие-либо приятные моменты жизни. У каждого из вас они разные. Теперь откройте глаза и сделайте круговые движения ими сначала по часовой стрелке, затем – против. Теперь интенсивно подвигайте глазами по горизонтали: направо – налево, и вертикали: вверх – вниз.
    А сейчас активизируем мыслительную деятельность и помассируем мочки ушей.

    Учитель. Продолжаем работу.
    В тетрадях с печатной основой выполним задание 5. Работать вы будете в парах. Вам необходимо расставить коэффициенты в уравнених химических реакций. На выполнение задания дается 10 минут.

    • P + Cl 2 →PCl 5
    • Na + S → Na 2 S
    • HCl + Mg →MgCl 2 + H 2
    • N 2 + H 2 →NH 3
    • H 2 O → H 2 + O 2

    Учитель. Проверим выполнение задания (учитель опрашивает и выводит на слайд правильные ответы) . За каждый правильно поставленный коэффициент – 1 балл.
    С заданием вы справились. Молодцы!

    Учитель. Теперь давайте вернемся к нашей проблемы.
    Ребята, как вы считаете, является ли закон сохранения массы веществ основой для составления уравнений химических реакций.

    Обучающиеся. Да, в ходе урока мы доказали, что закон сохранения массы веществ – основа для составления уравнений химических реакций.

    Закрепление знаний.

    Учитель. Все основные вопросы мы изучили. Теперь выполним небольшой тест, который позволит увидеть, как вы освоили тему. Вы должны на него отвечать только “да” или “нет”. На работу дается 3 минуты.

    Утверждения.

    1. В реакции Ca + Cl 2 → CaCl 2 коэффициенты не нужны. (Да)
    2. В реакции Zn + HCl → ZnCl 2 + H 2 коэффициент у цинка 2. (Нет)
    3. В реакции Ca + O 2 → CaO коэффициент у оксида кальция 2. (Да)
    4. В реакции CH 4 → C + H 2 коэффициенты не нужны. (Нет)
    5. В реакции CuO + H 2 → Cu + H 2 O коэффициент у меди 2. (Нет)
    6. В реакции C + O 2 → CO коэффициент 2 надо поставить и у оксида углерода (II) , и у углерода. (Да)
    7. В реакции CuCl 2 + Fe → Cu + FeCl 2 коэффициенты не нужны. (Да)

    Учитель. Проверим выполнение работы. За каждый правильный ответ – 1 балл.

    Итог урока.

    Учитель. Вы справились хорошо с заданием. Сейчас подсчитайте общее количество набранных баллов за урок и поставьте себе оценку согласно рейтингу, который вы видите на экране. Сдайте мне оценочные листы для выставления вашей оценки в журнал.

    Домашнее задание.

    Учитель. Наш урок подошел к концу, в ходе которого мы смогли доказать, что закон сохранения массы веществ является основой для составления уравнений реакций, и научились составлять уравнения химических реакций. И, как финальная точка, запишите домашнее задание

    § 27, упр. 1 – для тех, кто получил оценку “3”
    упр. 2– для тех, кто получил оценку “4”
    упр. 3 – для тех, кто получил оценку     “5”

    Заключительное слово учителя.

    Учитель. Я благодарю вас за урок. Но прежде чем вы покинете кабинет, обратите внимание на таблицу (учитель показывает на лист ватмана с изображением таблицы и разноцветными химическими знаками). Вы видите химические знаки разного цвета. Каждый цвет символизирует ваше настроение.. Я предлагаю вам составить свою таблицу химических элементов (она будет отличаться от ПСХЭ Д.И.Менделеева) – таблицу настроения урока. Для этого вы должны подойти к нотному листу, взять один химический элемент, согласно той характеристике, которую вы видите на экране, и прикрепить в ячейку таблицы. Я сделаю это первой, показав вам свою комфортность от работы с вами.

    F Мне было на уроке комфортно, я получил ответ на все интересующие меня вопросы.

    F На уроке я достиг цели наполовину.
    F Мне на уроке было скучно, я ничего не узнал нового .

    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.
    7.Определите количество теплоты, выделяющейся при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90 % графита, если тепловой эффект реакции горения графита в кислороде равна 394 кДж.

    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:
    CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) – Q,
    2HgO (кр) = 2Hg (ж) + O 2(г) – Q,
    2AgBr (кр) = 2Ag (кр) + Br 2(г) – Q.

    Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах.
    Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны?
    Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания. Попробуем его обнаружить.

    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.
    Что же заставляет газы смешиваться?
    Хаотическое тепловое движение молекул.
    Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.
    Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности.
    Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией .

    Таким образом,

    чем БОЛЬШЕ ПОРЯДКА – тем МЕНЬШЕ ЭНТРОПИЯ,
    чем МЕНЬШЕ ПОРЯДКА – тем БОЛЬШЕ ЭНТРОПИЯ.

    Уравнения связи между энтропией (S ) и другими величинами изучаются в курсах физики и физической химии. Единица измерений энтропии [S ] = 1 Дж/К.
    Энтропия возрастает при нагревании вещества и уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно она возрастает при переходе вещества из твердого в жидкое и из жидкого в газообразное состояние.
    Что же произошло в нашем опыте?
    При смешении двух разных газов степень неупорядоченности возросла. Следовательно, возросла энтропия системы. При нулевом тепловом эффекте это и послужило причиной самопроизвольного протекания процесса.
    Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся газы, то нам придется совершить работу, то есть затратить для этого энергию. Самопроизвольно (за счет теплового движения) смешавшиеся газы никогда не разделятся!
    Итак, мы с вами обнаружили два фактора, определяющих возможность протекания многих процессов, в том числе и химических реакций:
    1) стремление системы к минимуму энергии (энергетический фактор ) и
    2) стремление системы к максимуму энтропии (энтропийный фактор ).
    Посмотрим теперь, как влияют на возможность протекания химических реакций различные комбинации этих двух факторов.
    1. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается меньше, чем энергия исходных веществ, а энтропия больше (" под гору к большему беспорядку"), то такая реакция может протекать и будет экзотермической.
    2. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается больше, чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше (" в гору к большему порядку"), то такая реакция не идет.
    3. Если в предполагаемой реакции энергетический и энтропийный факторы действуют в разные стороны (" под гору, но к большему порядку" или " в гору, но к большему беспорядку"), то без специальных расчетов сказать что-либо о возможности протекания такой реакции нельзя (" кто перетянет"). Подумайте, к какому из этих случаев относятся эндотермические реакции.
    Возможность протекания химической реакции можно оценить, рассчитав изменение в ходе реакции физической величины, зависящей как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии в этой реакции. Такая физическая величина называется энергией Гиббса (в честь американского физикохимика XIX в. Джозайя Уилларда Гиббса).

    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.
    1.Приведите примеры известных вам эндотермических процессов.
    2.Почему энтропия кристалла хлорида натрия меньше, чем энтропия расплава, полученного из этого кристалла?
    3.Тепловой эффект реакции восстановления меди из ее оксида углем

    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.
    4.При прокаливании карбоната кальция было затрачено 300 кДж теплоты. При этом по 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?
    5.При прокаливании нитрата магния образуется оксид магния, газообразный диоксид азота и кислород. Тепловой эффект реакции равен –510 кДж. Составьте термохимическое уравнение и определите, какое количество теплоты поглотилось, если выделилось 4,48 л кислорода. Какова масса разложившегося нитрата магния?

    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

    Поговорим о том, как составить химическое уравнение, ведь именно они являются основными элементами данной дисциплины. Благодаря глубокому осознанию всех закономерностей взаимодействий и веществ, можно управлять ими, применять их в различных сферах деятельности.

    Теоретические особенности

    Составление химических уравнений - важный и ответственный этап, рассматриваемый в восьмом классе общеобразовательных школ. Что должно предшествовать данному этапу? Прежде чем педагог расскажет своим воспитанникам о том, как составить химическое уравнение, важно познакомить школьников с термином «валентность», научить их определять данную величину у металлов и неметаллов, пользуясь таблицей элементов Менделеева.

    Составление бинарных формул по валентности

    Для того чтобы понять, как составить химическое уравнение по валентности, для начала нужно научиться составлять формулы соединений, состоящих из двух элементов, пользуясь валентностью. Предлагаем алгоритм, который поможет справиться с поставленной задачей. Например, необходимо составить формулу оксида натрия.

    Сначала важно учесть, что тот химический элемент, который в названии упоминается последним, в формуле должен располагаться на первом месте. В нашем случае первым будет записываться в формуле натрий, вторым кислород. Напомним, что оксидами называют бинарные соединения, в которых последним (вторым) элементом обязательно должен быть кислород со степенью окисления -2 (валентностью 2). Далее по таблице Менделеева необходимо определить валентности каждого из двух элементов. Для этого используем определенные правила.

    Так как натрий - металл, который располагается в главной подгруппе 1 группы, его валентность является неизменной величиной, она равна I.

    Кислород - это неметалл, поскольку в оксиде он стоит последним, для определения его валентности мы из восьми (число групп) вычитаем 6 (группу, в которой находится кислород), получаем, что валентность кислорода равна II.

    Между определенными валентностями находим наименьшее общее кратное, затем делим его на валентность каждого из элементов, получаем их индексы. Записываем готовую формулу Na 2 O.

    Инструкция по составлению уравнения

    А теперь подробнее поговорим о том, как составить химическое уравнение. Сначала рассмотрим теоретические моменты, затем перейдем к конкретным примерам. Итак, составление химических уравнений предполагает определенный порядок действий.

    • 1-й этап. Прочитав предложенное задание, необходимо определить, какие именно химические вещества должны присутствовать в левой части уравнения. Между исходными компонентами ставится знак «+».
    • 2-й этап. После знака равенства необходимо составить формулу продукта реакции. При выполнении подобных действий потребуется алгоритм составления формул бинарных соединений, рассмотренный нами выше.
    • 3-й этап. Проверяем количество атомов каждого элемента до и после химического взаимодействия, в случае необходимости ставим дополнительные коэффициенты перед формулами.

    Пример реакции горения

    Попробуем разобраться в том, как составить химическое уравнение горения магния, пользуясь алгоритмом. В левой части уравнения записываем через сумму магний и кислород. Не забываем о том, что кислород является двухатомной молекулой, поэтому у него необходимо поставить индекс 2. После знака равенства составляем формулу получаемого после реакции продукта. Им будет в котором первым записан магний, а вторым в формуле поставим кислород. Далее по таблице химических элементов определяем валентности. Магний, находящийся во 2 группе (главной подгруппе), имеет постоянную валентность II, у кислорода путем вычитания 8 - 6 также получаем валентность II.

    Запись процесса будет иметь вид: Mg+O 2 =MgO.

    Для того чтобы уравнение соответствовало закону сохранения массы веществ, необходимо расставить коэффициенты. Сначала проверяем количество кислорода до реакции, после завершения процесса. Так как было 2 атома кислорода, а образовался всего один, в правой части перед формулой оксида магния необходимо добавить коэффициент 2. Далее считаем число атомов магния до и после процесса. В результате взаимодействия получилось 2 магния, следовательно, в левой части перед простым веществом магнием также необходим коэффициент 2.

    Итоговый вид реакции: 2Mg+O 2 =2MgO.

    Пример реакции замещения

    Любой конспект по химии содержит описание разных видов взаимодействий.

    В отличие от соединения, в замещении и в левой, и в правой части уравнения будет два вещества. Допустим, необходимо написать реакцию взаимодействия между цинком и Алгоритм написания используем стандартный. Сначала в левой части через сумму пишем цинк и соляную кислоту, в правой части составляем формулы получаемых продуктов реакции. Так как в электрохимическом ряду напряжений металлов цинк располагается до водорода, в данном процессе он вытесняет из кислоты молекулярный водород, образует хлорид цинка. В результате получаем следующую запись: Zn+HCL=ZnCl 2 +H 2 .

    Теперь переходим к уравниванию количества атомов каждого элемента. Так как в левой части хлора был один атом, а после взаимодействия их стало два, перед формулой соляной кислоты необходимо поставить коэффициент 2.

    В итоге получаем готовое уравнение реакции, соответствующее закону сохранения массы веществ: Zn+2HCL=ZnCl 2 +H 2 .

    Заключение

    Типичный конспект по химии обязательно содержит несколько химических превращений. Ни один раздел этой науки не ограничивается простым словесным описанием превращений, процессов растворения, выпаривания, обязательно все подтверждается уравнениями. Специфика химии заключается в том, что с все процессы, которые происходят между разными неорганическими либо органическими веществами, можно описать с помощью коэффициентов, индексов.

    Чем еще отличается от других наук химия? Химические уравнения помогают не только описывать происходящие превращения, но и проводить по ним количественные вычисления, благодаря которым можно осуществлять лабораторное и промышленное получение разных веществ.