Реакции ионного обмена – это химические взаимодействия, в которых участвуют вещества, находящиеся в состоянии водных растворов. При этом степень окисления элементов, из которых они состоят, никогда не изменяется. Такие реакции проходят только с веществами, являющимися электролитами.
Это химические соединения, обладающие свойством проводить электрический ток.
В данных процессах реагирующие вещества обмениваются ионами друг с другом. Эти ионы образуют новые устойчивые связи.
Правило Бертолле
В соответствии с этим правилом можно определить, будет ли реакция ионного обмена протекать до конца. Такая реакция будет идти, если:
- образуется твердое вещество, являющееся практически нерастворимым (его легко обнаружить по выпавшему на дне пробирки осадку):
Ba(OH)2+H2SO4→BaSO4↓+2H2O;
- происходит образование летучего газообразного вещества (пузырьки газа всплывают из раствора на поверхность):
CaCO3+2HNO3→Ca(NO3)2+CO2↑+H2O;
- образуется хорошо растворяющееся в воде вещество, являющееся слабым малодиссоциирующим электролитом (также может образовываться вода, которая тоже относится к слабым электролитам):
3NaOH+H3PO4→Na3PO4+3H2O;
- происходит формирование комплексного иона (образуется комплексная соль):
2KOH+ZnO+H2O→K2[Zn(OH)4].
Для протекания реакции достаточно выполнения хотя бы одного из приведенных здесь условий. Если же не соблюдается ни одно условие, реакция в водном растворе так и не начнется.
Как составить ионное уравнение реакции
При составлении ионных уравнений необходимо учитывать, что:
- вещества, которые не растворяются в воде, не могут диссоциировать, т.е. в таком случае реакция ионного обмена начаться не может;
- вещества, относящиеся к малорастворимым, также присутствуют в растворах, находясь в них в виде ионов;
- если в процессе реакции образуется малорастворимое соединение, при записи уравнения в ионном виде оно условно считается нерастворимым;
- суммарные значения зарядов в левой и правой частях уравнения должны иметь одинаковую величину.
Составляя ионное уравнение, нужно всегда придерживаться следующей последовательности действий:
- Записать уравнение реакции в обычном, молекулярном виде. Чтобы правильно составить формулы образующихся соединений, необходимо к положительно заряженному иону одного реагирующего вещества (это начальный элемент его формулы) присоединить отрицательный ион другого вещества. Для оставшихся ионов следует проделать аналогичную операцию.
MgCl2+2AgNO3→2AgCl+Mg(NO3)2
- Используя таблицу растворимости, определить степень растворимости каждого соединения. Эти данные нужно получить для веществ из обеих частей уравнения.
MgCl2+2AgNO3→2AgCl+Mg(NO3)2
- Составить уравнение, которое отображает процесс диссоциации соединений, считающихся растворимыми. Это нужно сделать как для исходных компонентов, так и для конечных продуктов реакции.
MgCl2↔Mg2++2Cl—
AgNO3↔Ag++NO3—
AgCl – эта соль не диссоциирует, поскольку согласно данным, полученным из таблицы растворимости, она является нерастворимой:
Mg(NO3)2↔Mg2++2NO3—
- В соответствии с данными, полученными при выполнении предыдущего шага, составить полное ионное уравнение.
Mg2++2Cl—+2Ag++2NO3—→2AgCl↓+Mg2++2NO3—
- Записать ионное уравнение в сокращенном виде. Для этого достаточно просто убрать из левой и правой частей полного ионного уравнения совпадающие и одинаковые ионы.
Mg2++ 2Cl—+ 2Ag++2NO3— → 2AgCl↓+Mg2++2NO3—
Удалив все парные ионы, получим:
Ag++Cl—→AgCl↓
Ионное уравнение наглядно отображает сущность протекания реакции. В нем содержится информация, из которой можно узнать, что же на самом деле происходит в растворе. Что касается сокращенной записи ионного уравнения, то тут стоит отметить, что в виде одного и того же ионного уравнения может быть записано несколько реакций с разными веществами. Проиллюстрируем этот факт двумя примерами.
Примеры реакций ионного обмена
| Пример 1 | Пример 2 |
|---|---|
| HNO3+KOH→KNO3+H2O | 2HCl+Ba(OH)2→BaCl2+2H2O |
| H++NO3—+K++OH—→K++NO3—+H2O | 2H++2Cl—+Ba2++2OH—→Ba2++2Cl—+2H2O |
| H++OH—→H2O | H++OH—→H2O |
Данные примеры свидетельствуют, что химические процессы, наблюдающиеся в обеих случаях, схожи по своей сути.
Следует иметь в виду, что некоторые вещества при их растворении в воде начинают активно разлагаться. В частности, к ним относятся такие соли, как сульфид алюминия (Al2S3) и трехвалентный ацетат хрома (Cr(CH3COO)3). Это значит, что такие соединения в результате проведения реакций ионного обмена получить не удастся.
Тест по теме «Реакции ионного обмена»
Реакции ионного обмена – это реакции между сложными веществами в растворах, в результате которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями. Так как в этих реакциях происходит обмен ионами – они называются ионными.
Правило Бертолле: Реакции обмена в растворах электролитов протекают до конца (возможны) только тогда, когда в результате реакции образуется либо твердое малорастворимое вещество (осадок), либо газ, либо вода или любой другой слабый электролит.
Например, нитрат серебра взаимодействует с бромидом калия
AgNО3 + КВr = АgВr↓ + КNО3
Правила составления уравнений реакций ионного обмена
1. Записываем молекулярное уравнение реакции, не забывая расставить коэффициенты:
3KOH +FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
2. С помощью таблицы растворимости определяем растворимость каждого вещества. Подчеркнем вещества, которые мы не будем представлять в виде ионов.
р р н р
3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
3. Составляем полное ионное уравнение. Сильные электролиты записываем в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газообразные вещества записываем в виде молекул.
3K+ + 3OH— + Fe3+ + 3Cl— = Fe(OH)3 + 3K+ + 3Cl—
4. Находим одинаковые ионы (они не приняли участия в реакции в левой и правой частях уравнения реакции) и сокращаем их слева и справа.
3K+ + 3OH— + Fe3+ + 3Cl— = Fe(OH)3 + 3K+ + 3Cl—
5. Составляем итоговое сокращенное ионное уравнение (выписываем формулы ионов или веществ, которые приняли участие в реакции).
Fe3+ + 3OH— = Fe(OH)3
На ионы мы не разбиваем:
- Оксиды; осадки; газы; воду; слабые электролиты (кислоты и основания)
- Анионы кислотных остатков кислых солей слабых кислот (НСО3—, Н2РО4— и т.п.) и катионы основных солей слабых оснований Al(OH)2+
- Комплексные катионы и анионы: [Al(OH)4]—
Например, взаимодействие сульфида цинка и серной кислоты
Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ. Сульфид цинка нерастворим.
н р р р
ZnS + H2SO4 = ZnSO4 + H2S
Реакция протекает до конца, т.к. выделяется газ сероводород, который является слабым электролитом. Полное ионно-молекулярное уравнение:
ZnS + 2H+ + SO42— = Zn2+ + SO42— + H2S
Сокращаем ионы, которые не изменились в процессе реакции – в данном случае это только сульфат-ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:
ZnS + 2H+ = Zn2+ + H2S
Например, взаимодействие гидрокарбоната натрия и гидроксида натрия
Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:
р р р
NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O
Кислые анионы слабых кислот являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:
Na+ + НСО3— + Na+ + ОН— = 2Na+ + CO32- + H2O
Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:
НСО3—+ ОН— = CO32- + H2O
Например, взаимодействие тетрагидроксоалюмината натрия и соляной кислоты
Составляем уравнение реакции и проверяем растворимость всех веществ:
р р р р
Na[Al(OH)4] + 4HCl = NaCl + AlCl3 + H2O
Комплексные ионы являются слабыми электролитами и на ионы не разбиваются:
Na+ + [Al(OH)4]— + 4H+ + 4Cl— = Na+ + Cl— + Al3+ + 3Cl— + H2O
Сокращаем одинаковые ионы, получаем сокращенное ионное уравнение:
[Al(OH)4]— + 4H+ = Al3+ + 4H2O
1.4.6. Реакции ионного обмена.
Реакции ионного обмена — реакции в водных растворах между электролитами, протекающие без изменений степеней окисления образующих их элементов.
Необходимым условием протекания реакции между электролитами (солями, кислотами и основаниями) является образование малодиссоциирующего вещества (вода, слабая кислота, гидроксид аммония), осадка или газа.
Расcмотрим реакцию, в результате которой образуется вода. К таким реакциям относятся все реакции между любой кислотой и любым основанием. Например, взаимодействие азотной кислоты с гидроксидом калия:
HNO3 + KOH = KNO3 + H2O (1)
Исходные вещества, т.е. азотная кислота и гидроксид калия, а также один из продуктов, а именно нитрат калия, являются сильными электролитами, т.е. в водном растворе они существуют практически только в виде ионов. Образовавшаяся вода относится к слабым электролитам, т.е. практически не распадается на ионы. Таким образом, более точно переписать уравнение выше можно, указав реальное состояние веществ в водном растворе, т.е. в виде ионов:
H+ + NO3− + K+ + OH‑ = K+ + NO3− + H2O (2)
Как можно заметить из уравнения (2), что до реакции, что после в растворе находятся ионы NO3− и K+ . Другими словами, по сути, нитрат-ионы и ионы калия никак не участвовали в реакции. Реакция произошла только благодаря объединению частиц H+ и OH− в молекулы воды. Таким образом, произведя алгебраически сокращение одинаковых ионов в уравнении (2):
H+ + NO3− + K+ + OH‑ = K+ + NO3− + H2O
мы получим:
H+ + OH‑ = H2O (3)
Уравнения вида (3) называют сокращенными ионными уравнениями, вида (2) — полными ионными уравнениями, а вида (1) — молекулярными уравнениями реакций.
Фактически ионное уравнение реакции максимально отражает ее суть, именно то, благодаря чему становится возможным ее протекание. Следует отметить, что одному сокращенному ионному уравнению могут соответствовать множество различных реакций. Действительно, если взять, к примеру, не азотную кислоту, а соляную, а вместо гидроксида калия использовать, скажем, гидроксид бария, мы имеем следующее молекулярное уравнение реакции:
2HCl+ Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O
Соляная кислота, гидроксид бария и хлорид бария являются сильными электролитами, то есть существуют в растворе преимущественно в виде ионов. Вода, как уже обсуждалось выше, – слабый электролит, то есть существует в растворе практически только в виде молекул. Таким образом, полное ионное уравнение данной реакции будет выглядеть следующим образом:
2H+ + 2Cl− + Ba2+ + 2OH− = Ba2+ + 2Cl− + 2H2O
Сократим одинаковые ионы слева и справа и получим:
2H+ + 2OH− = 2H2O
Разделив и левую и правую часть на 2, получим:
H+ + OH− = H2O,
Полученное сокращенное ионное уравнение полностью совпадает с сокращенными ионным уравнением взаимодействия азотной кислоты и гидроксида калия.
При составлении ионных уравнений в виде ионов записывают только формулы:
1) сильных кислот (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4 ) (список сильных кислот надо выучить!)
2) сильных оснований (гидроксиды щелочных (ЩМ) и щелочно-земельных металлов(ЩЗМ))
3) растворимых солей
В молекулярном виде записывают формулы:
1) Воды H2O
2) Слабых кислот (H2S, H2CO3, HF, HCN, CH3COOH (и др. практически все органические)).
3) Слабых оcнований («NH4OH» и практически все гидроксиды металлов кроме ЩМ и ЩЗМ.
4) Малорастворимых солей (↓) («М» или «Н» в таблице растворимости).
5) Оксидов (и др. веществ, не являющихся электролитами).
Попробуем записать уравнение между гидроксидом железа (III) и серной кислотой. В молекулярном виде уравнение их взаимодействия записывается следующим образом:
2Fe(OH)3+ 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
Гидроксиду железа (III) соответствует в таблице растворимости обозначение «Н», что говорит нам о его нерастворимости, т.е. в ионном уравнении его надо записывать целиком, т.е. как Fe(OH)3 . Серная кислота растворима и относится к сильным электролитам, то есть существует в растворе преимущественно в продиссоциированном состоянии. Сульфат железа (III), как и практически все другие соли, относится к сильным электролитам, и, поскольку он растворим в воде, в ионном уравнении его нужно писать в виде ионов. Учитывая все вышесказанное, получаем полное ионное уравнение следующего вида:
2Fe(OH)3 + 6H+ + 3SO42- = 2Fe3+ + 3SO42- + 6H2O
Сократив сульфат-ионы слева и справа, получаем:
2Fe(OH)3 + 6H+ = 2Fe3+ + 6H2O
разделив обе части уравнения на 2 получаем сокращенное ионное уравнение:
Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O
Теперь давайте рассмотрим реакцию ионного обмена, в результате которой образуется осадок. Например, взаимодействие двух растворимых солей :
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓+ 2NaCl
Все три соли – карбонат натрия, хлорид кальция, хлорид натрия и карбонат кальция (да-да, и он тоже) – относятся к сильным электролитам и все, кроме карбоната кальция, растворимы в воде, т.е. есть участвуют в данной реакции в виде ионов:
2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl− = CaCO3↓+ 2Na+ + 2Cl−
Сократив одинаковые ионы слева и справа в данном уравнении, получим сокращенное ионное:
CO32- + Ca2+ = CaCO3↓
Последнее уравнение отображает причину взаимодействия растворов карбоната натрия и хлорида кальция. Ионы кальция и карбонат-ионы объединяются в нейтральные молекулы карбоната кальция, которые, соединяясь друг с другом, порождают мелкие кристаллы осадка CaCO3 ионного строения.
Примечание важное для сдачи ЕГЭ по химии
Чтобы реакция соли1 с солью2 протекала, помимо базовых требований к протеканиям ионных реакций (газ, осадок или вода в продуктах реакции), на такие реакции накладывается еще одно требование – исходные соли должны быть растворимы. То есть, например,
CuS + Fe(NO3)2 ≠ FeS + Cu(NO3)2
реакция не идет, хотя FeS – потенциально мог бы дать осадок, т.к. нерастворим. Причина того что реакция не идет – нерастворимость одной из исходных солей (CuS).
А вот, например,
Na2CO3 + CaCl2 = CaCO3↓+ 2NaCl
протекает, так как карбонат кальция нерастворим и исходные соли растворимы.
То же самое касается взаимодействия солей с основаниями. Помимо базовых требований к протеканию реакций ионного обмена, для того чтобы соль с основанием реагировали необходима растворимость их обоих. Таким образом:
Cu(OH)2 + Na2S – не протекает,
т.к. Cu(OH)2 нерастворим, хотя потенциальный продукт CuS был бы осадком.
А вот реакция между NaOH и Cu(NO3)2 протекает, так оба исходных вещества растворимы и дают осадок Cu(OH)2:
2NaOH + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 ↓+ 2NaNO3
Внимание! Ни в коем случае не распространяйте требование растворимости исходных веществ дальше реакций соль1+ соль2 и соль + основание.
Например, с кислотами выполнение этого требования не обязательно. В частности, все растворимые кислоты прекрасно реагируют со всеми карбонатами, в том числе нерастворимыми.
Другими словами:
1) Соль1+ соль2 — реакция идет если исходные соли растворимы, а в продуктах есть осадок
2) Соль + гидроксид металла – реакция идет, если в исходные вещества растворимы и в продуктах есть осадок или гидроксид аммония.
Рассмотрим третье условие протекания реакций ионного обмена – образование газа. Строго говоря, только в результате ионного обмена образование газа возможно лишь в редких случаях, например, при образовании газообразного сероводорода:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S↑
В большинстве же остальных случаев газ образуется в результате разложения одного из продуктов реакции ионного обмена. Например, нужно точно знать в рамках ЕГЭ, что с образованием газа в виду неустойчивости разлагаются такие продукты, как H2CO3, «NH4OH» и H2SO3:
H2CO3 = H2O + CO2 ↑
«NH4OH» = H2O + NH3 ↑
H2SO3 = H2O + SO2 ↑
(«NH4OH» — такая запись формулы в кавычках подразумевает, что в реальности вещества с такой формулой не существует. Формула используется для большей простоты промежуточных записей. В реальности вместо «гидроксида аммония» правильнее писать формулу гидрата аммиака NH3·H2O).
Другими словами, если в результате ионного обмена образуются угольная кислота, гидроксид аммония или сернистая кислота, реакция ионного обмена протекает благодаря образованию газообразного продукта:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2 ↑
NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3 ↑
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2 ↑
Запишем ионные уравнения для всех указанных выше реакций, приводящих к образованию газов. 1) Для реакции:
K2S + 2HBr = 2KBr + H2S↑
В ионном виде будут записываться сульфид калия и бромид калия, т.к. являются растворимыми солями, а также бромоводородная кислота, т.к. относится к сильным кислотам. Сероводород же, являясь малорастворимым и плохо диссоциирцющим на ионы газом, запишется в молекулярном виде:
2K+ + S2- + 2H+ + 2Br— = 2K+ + 2Br— + H2S↑
Сократив одинаковые ионы получаем:
S2- + 2H+ = H2S↑
2) Для уравнения:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2O + CO2 ↑
В ионном виде запишутся Na2CO3, Na2SO4 как хорошо растворимые соли и H2SO4 как сильная кислота. Вода является малодиссоциирующим веществом, а CO2 и вовсе неэлектролит, поэтому их формулы будут записываться в молекулярном виде:
2Na+ + CO32- + 2H + + SO42- = 2Na+ + SO42 + H2O + CO2 ↑
CO32- + 2H + = H2O + CO2↑
3) для уравнения:
NH4NO3 + KOH = KNO3 + H2O + NH3↑
Молекулы воды и аммиака запишутся целиком, а NH4NO3, KNO3 и KOH запишутся в ионном виде , т.к. все нитраты являются хорошо растворимыми солями, а KOH является гидроксидом щелочного металла, т.е. сильным основанием:
NH4+ + NO3−+ K+ + OH− = K+ + NO3− + H2O + NH3↑
NH4+ + OH− = H2O + NH3↑
Для уравнения:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + SO2 ↑
Полное и сокращенное уравнение будут иметь вид:
2Na+ + SO32- + 2H+ + 2Cl− = 2Na+ + 2Cl− + H2O + SO2 ↑
SO32- + 2H+ = H2O + SO2 ↑
Тонкости взаимодействия кислых солей (в частности, гидрокарбонатов, дигидрофосфатов и гидрофосфатов) со щелочами рассмотрены в данной публикации.
Реакцию обмена можно представить в виде общей схемы:
где (A), (B), (C), (D) — условные обозначения составных частей веществ.
Суть реакции обмена заключается в том, что два сложных вещества обмениваются друг с другом своими составными частями.
Рассмотрим примеры реакций обмена.
- При взаимодействии нитрата серебра с соляной кислотой соль и кислота обмениваются своими кислотными остатками, и образуются хлорид серебра и раствор азотной кислоты:
- При взаимодействии раствора гидроксида натрия с раствором сульфата меди((II)) вещества обмениваются ионами металлов, и образуются раствор сульфата натрия и гидроксид меди((II)):
.
- При взаимодействии кислот со щелочами образуются соль и вода.
В рассмотренных случаях из двух сложных веществ в результате реакций образовались два новых сложных вещества.
Реакции обмена — это реакции, в результате которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.
Химия – это наука о веществах, их свойствах и превращениях.
То есть, если с окружающими нас веществами ничего не происходит, то это не относится к химии. Но что значит, «ничего не происходит»? Если в поле нас вдруг застала гроза, и мы все промокли, как говорится «до нитки», то это ли не превращение: ведь одежда была сухой, а стала мокрой.
Если, к примеру взять железный гвоздь, обработать его напильником, а затем собрать железные опилки (Fe), то это ли так же не превращение: был гвоздь – стал порошок. Но если после этого собрать прибор и провести получение кислорода (О2): нагреть перманганат калия (КМпО4) и собрать в пробирку кислород, а затем в неё поместить раскалённые «до красна» эти железные опилки, то они вспыхнут ярким пламенем и после сгорания превратятся в порошок бурого цвета. И это так же превращение. Так где же химия? Несмотря на то, что в этих примерах меняется форма (железный гвоздь) и состояние одежды (сухая, мокрая) – это не превращения. Дело в том, что сам по себе гвоздь как был веществом (железо), так им и остался, несмотря на другую свою форму, а воду от дождя как впитала наша одежда, так потом его и испарила в атмосферу. Сама вода не изменилась. Так что же такое превращения с точки зрения химии?
Превращениями с точки зрения химии называются такие явления, которые сопровождаются изменением состава вещества. Возьмём в качестве примера тот же гвоздь. Не важно, какую форму он принял после обработки напильником, но после того как собранные от него железные опилки поместили в атмосферу кислорода — он превратился в оксид железа (Fe2O3). Значит, что-то всё-таки изменилось? Да, изменилось. Было вещество гвоздь, но под воздействием кислорода сформировалось новое вещество – оксид элемента железа. Молекулярное уравнение этого превращения можно отобразить следующими химическими символами:
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 (1)
Для непосвящённого в химии человека сразу возникают вопросы. Что такое «молекулярное уравнение», что такое Fe? Почему поставлены цифры «4», «3», «2»? Что такое маленькие цифры «2» и «3» в формуле Fe2O3 ? Это значит, наступило время во всём разобраться по порядку.
Знаки химических элементов.
Несмотря на то, что химию начинают изучать в 8-м классе, а некоторые даже раньше, многим известен великий русский химик Д. И. Менделеев. И конечно же, его знаменитая «Периодическая система химических элементов». Иначе, проще, её называют «Таблица Менделеева».
В этой таблице, в соответствующем порядке, располагаются элементы. К настоящему времени их известно около 120. Названия многих элементов нам были известны ещё давно. Это: железо, алюминий, кислород, углерод, золото, кремний. Раньше мы не задумываясь применяли эти слова, отождествляя их с предметами: железный болт, алюминиевая проволока, кислород в атмосфере, золотое кольцо и т.д. и т.д. Но на самом деле все эти вещества (болт, проволока, кольцо) состоят из соответствующих им элементов. Весь парадокс состоит в том, что элемент нельзя потрогать, взять в руки. Как же так? В таблице Менделеева они есть, а взять их нельзя! Да, именно так. Химический элемент – это абстрактное (то есть отвлечённое) понятие, и используется в химии, впрочем как и в других науках, для расчётов, составления уравнений, при решении задач. Каждый элемент отличается от другого тем, что для него характерна своя электронная конфигурация атома. Количество протонов в ядре атома равно количеству электронов в его орбиталях. К примеру, водород – элемент №1. Его атом состоит из 1-го протона и 1-го электрона. Гелий – элемент №2. Его атом состоит из 2-х протонов и 2-х электронов. Литий – элемент №3. Его атом состоит из 3-х протонов и 3-х электронов. Дармштадтий – элемент №110. Его атом состоит из 110-и протонов и 110-и электронов.
Каждый элемент обозначается определённым символом, латинскими буквами, и имеет определённое прочтение в переводе с латинского. Например, водород имеет символ «Н», читается как «гидрогениум» или «аш». Кремний имеет символ «Si» читается как «силициум». Ртуть имеет символ «Нg» и читается как «гидраргирум». И так далее. Все эти обозначения можно найти в любом учебнике химии за 8-й класс. Для нас сейчас главное уяснить то, что при составлении химических уравнений, необходимо оперировать указанными символами элементов.
Простые и сложные вещества.
Обозначая единичными символами химических элементов различные вещества (Hg ртуть, Fe железо, Cu медь, Zn цинк, Al алюминий) мы по сути обозначаем простые вещества, то есть вещества, состоящие из атомов одного вида (содержащие одно и то же количество протонов и нейтронов в атоме). Например, если во взаимодействие вступают вещества железо и сера, то уравнение примет следующую форму записи:
Fe + S = FeS (2)
К простым веществам относятся металлы (Ва, К, Na, Mg, Ag), а так же неметаллы (S, P, Si, Cl2, N2, O2, H2). Причём следует обратить
особое внимание на то, что все металлы обозначаются единичными символами: К, Ва, Са, Аl, V, Mg и т.д., а неметаллы – либо простыми символами: C,S,P или могут иметь различные индексы, которые указывают на их молекулярное строение: H2, Сl2, О2, J2, P4, S8. В дальнейшем это будет иметь очень большое значение при составлении уравнений. Совсем не трудно догадаться, что сложными веществами являются вещества, образованные из атомов разного вида, например,
1). Оксиды:
оксид алюминия Al2O3, 
оксид натрия Na2O,
оксид меди CuO,
оксид цинка ZnO,
оксид титана Ti2O3 ,
угарный газ или оксид углерода (+2) CO,
оксид серы (+6) SO3
2). Основания:
гидроксид железа (+3) Fe(OH)3,
гидроксид меди Cu(OH)2 ,
гидроксид калия или щёлочь калия КOH,
гидроксид натрия NaOH.
3). Кислоты:
соляная кислота HCl,
сернистая кислота H2SO3,
азотная кислота HNO3
4). Соли:
тиосульфат натрия Na2S2O3,
сульфат натрия или глауберова соль Na2SO4 ,
карбонат кальция или известняк СаCO3,
хлорид меди CuCl2
5). Органические вещества:
ацетат натрия СН3СООNa,
метан СН4,
ацетилен С2Н2 ,
глюкоза С6Н12О6
Наконец, после того как мы выяснили структуру различных веществ, можно приступать к составлению химических уравнений.
Химическое уравнение.
Само слово «уравнение» производное от слова «уравнять», т.е. разделить нечто на равные части. В математике уравнения составляют чуть ли не самую сущность этой науки. К примеру, можно привести такое простое уравнение, в котором левая и правая части будут равны «2» :
40 : (9 + 11) = (50 х 2) : ( 80 – 30 );
И в химических уравнениях тот же принцип: левая и правая части уравнения должны соответствовать одинаковым количествам атомов, участвующим в них элементов. Или, если приводится ионное уравнение, то в нём число частицтак же должно соответствовать этому требованию. Химическим уравнением называется условная запись химической реакции с помощью химических формул и математических знаков . Химическое уравнение по своей сути отражает ту или иную химическую реакцию, то есть процесс взаимодействия веществ, в процессе которых возникают новые вещества. Например, необходимо написать молекулярное уравнение реакции, в которой принимают участие хлорид бария ВаСl2 и серная кислота H2SO4. В результате этой реакции образуется нерастворимый осадок – сульфат бария ВаSO4 и соляная кислота НСl :
ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2НСl (3)
Прежде всего необходимо уяснить, что большая цифра «2», стоящая перед веществом НСlназывается коэффициентом, а малые цифры «2», «4» под формулами ВаСl2, H2SO4 ,BaSO4 называются индексами. И коэффициенты и индексы в химических уравнениях выполняют роль множителей, а не слагаемых. Что бы правильно записать химическое уравнение, необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции. Теперь приступим к подсчёту атомов элементов в левой и правой частях уравнения. В левой части уравнения: в веществе ВаСl2 содержатся 1 атом бария (Ва), 2 атома хлора (Сl). В веществе H2SO4: 2 атома водорода (Н), 1 атом серы (S) и 4 атома кислорода (О) . В правой части уравнения: в веществе BaSO4 1 атом бария (Ва) 1 атом серы (S) и 4 атома кислорода (О), в веществе НСl: 1 атом водорода (Н) и 1 атом хлора (Сl). Откуда следует, что в правой части уравнения количество атомов водорода и хлора вдвое меньше, чем в левой части. Следовательно, перед формулой НСl в правой части уравнения необходимо поставить коэффициент «2». Если теперь сложить количества атомов элементов, участвующих в данной реакции, и слева и справа, то получим следующий баланс:
В обеих частях уравнения количества атомов элементов, участвующих в реакции, равны, следовательно оно составлено правильно.
Химические уравнение и химические реакции
Как мы уже выяснили, химические уравнения являются отражением химических реакций. Химическими реакциями называются такие явления, в процессе которых происходит превращение одних веществ в другие. Среди их многообразия можно выделить два основных типа:
1). Реакции соединения
2). Реакции разложения.
В подавляющем своём большинстве химические реакции принадлежат к реакциям присоединения, поскольку с отдельно взятым веществом редко могут происходить изменения в его составе, если оно не подвергается воздействиям извне (растворению, нагреванию, действию света). Ничто так не характеризует химическое явление, или реакцию, как изменения, происходящие при взаимодействии двух и более веществ. Такие явления могут осуществляться самопроизвольно и сопровождаться повышением или понижением температуры, световыми эффектами, изменением цвета, образованием осадка, выделением газообразных продуктов, шумом.
Для наглядности приведём несколько уравнений, отражающих процессы реакций соединения, в процессе которых получаются хлорид натрия (NaCl), хлорид цинка (ZnCl2), осадок хлорида серебра (AgCl), хлорид алюминия (AlCl3)
Cl2 + 2Nа = 2NaCl (4)
СuCl2+ Zn= ZnCl2 + Сu (5)
AgNO3 + КCl = AgCl+ 2KNO3 (6)
3HCl+ Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2О (7)
Cреди реакций соединения следует особым образом отметить следующие: замещения (5), обмена (6), и как частный случай реакции обмена – реакцию нейтрализации (7).
К реакциям замещения относятся такие, при осуществлении которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. В примере (5) атомы цинка замещают из раствора СuCl2 атомы меди, при этом цинк переходит в растворимую соль ZnCl2, а медь выделяется из раствора в металлическом состоянии.
К реакциям обмена относятся такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.В случае реакции (6) растворимые соли AgNO3 и КCl при сливании обоих растворов образуют нерастворимый осадок соли AgCl. При этом они обмениваются своими составными частями – катионами и анионами. Катионы калия К+ присоединяются к анионам NO3, а катионы серебра Ag+ – к анионам Cl—.
К особому, частному случаю, реакций обмена относится реакция нейтрализации. К реакциям нейтрализации относятся такие реакции, в процессе которых кислоты реагируют с основаниями, в результате образуется соль и вода. В примере (7) соляная кислота HCl, реагируя с основанием Al(OH)3 образует соль AlCl3 и воду. При этом катионы алюминия Al3+ от основания обмениваются с анионами Сl— от кислоты. В итоге происходит нейтрализация соляной кислоты.
К реакциям разложения относятся такие, при котором из одного сложного образуются два и более новых простых или сложных веществ, но более простого состава. В качестве реакций можно привести такие, в процессе которых разлагаются 1). Нитрат калия(КNO3) с образованием нитрита калия (КNO2) и кислорода (O2); 2). Перманганат калия (KMnO4): образуются манганат калия (К2МnO4), оксид марганца (MnO2) и кислород (O2); 3). Карбонат кальция или мрамор; в процессе образуются углекислый газ (CO2) и оксид кальция (СаО)
2КNO3 =2КNO2 + O2 (8)
2KMnO4 = К2МnO4 + MnO2 + O2 (9)
СаCO3 = CaO + CO2 (10)
В реакции (8) из сложного вещества образуется одно сложное и одно простое. В реакции (9) – два сложных и одно простое. В реакции (10) – два сложных вещества , но более простых по составу
Разложению подвергаются все классы сложных веществ:
1). Оксиды: оксид серебра 2Ag2O = 4Ag + O2 (11)
2). Гидроксиды: гидроксид железа 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O (12)
3). Кислоты: серная кислота H2SO4 = SO3 + H2O (13)
4). Соли: карбонат кальция СаCO3 = СаO + CO2 (14)
5). Органические вещества: спиртовое брожение глюкозы
С6Н12О6 = 2С2Н5ОH + 2CO2 (15)
Согласно другой классификации, все химические реакции можно разделить на два типа: реакции, идущие с выделением теплоты, их называют экзотермические, и реакции, идущие с поглощением теплоты – эндотермические. Критерием таких процессов является тепловой эффект реакции. Как правило, к экзотермическим реакциям относятся реакции окисления, т.е. взаимодействия с кислородом, например сгорание метана:
СН4 + 2O2 = СО2 + 2Н2О + Q (16)
а к эндотермическим реакциям – реакции разложения, уже приводимые выше (11) – (15). Знак Q в конце уравнения указывает на то, выделяется ли теплота в процессе реакции (+Q) или поглощается (-Q):
СаCO3 = СаO+CO2 — Q (17)
Можно так же рассматривать все химические реакции по типу изменения степени окисления, участвующих в их превращениях элементов. К примеру, в реакции (17) участвующие в ней элементы не меняют свои степени окисления:
Са+2C+4O3-2 = Са+2O-2+C+4O2-2 (18)
А в реакции (16) элементы меняют свои степени окисления:
2Mg0 + O20 = 2Mg+2O-2
Реакции такого типа относятся к окислительно-восстановительным. Они будут рассматриваться отдельно. Для составления уравнений по реакциям такого типа необходимо использовать метод полуреакцийи применять уравнение электронного баланса.
После приведения различных типов химических реакций, можно приступать к принципу составлений химических уравнений, иначе, подбору коэффициентов в левой и правой их частях.
СЛОЖНА-А-А 🙀 Ты же знаешь, что если не разобраться в теме сейчас, то потом придется исправлять оценки. Беги на бесплатное онлайн-занятие с репетитором (подробности тут + 🎁).
Механизмы составления химических уравнений.
К какому бы типу ни относилась та или иная химическая реакция, её запись ( химическое уравнение) должна соответствовать условию равенства количества атомов до реакции и после реакции.
Существуют такие уравнения (17), которые не требуют уравнивания, т.е. расстановки коэффициентов. Но в большинстве случаях, как в примерах (3), (7), (15), необходимо предпринимать действия, направленные на уравнивание левой и правой частей уравнения. Какими же принципами необходимо руководствоваться в таких случаях? Существует ли какая ни будь система в подборе коэффициентов? Существует, и не одна. К таковым системам относятся:
1). Подбор коэффициентов по заданным формулам.
2). Составление по валентностям реагирующих веществ.
3). Составление по степеням окисления реагирующих веществ.
В первом случае полагается, что нам известны формулы реагирующих веществ как до реакции, так и после. К примеру, дано следующее уравнение:
N2 + О2 →N2О3 (19)
Принято считать, что пока не установлено равенство между атомами элементов до реакции и после, знак равенства (=) в уравнении не ставится, а заменяется стрелкой (→). Теперь приступим к собственно уравниванию. В левой части уравнения имеются 2 атома азота (N2) и два атома кислорода (О2), а в правой – два атома азота (N2) и три атома кислорода (О3). По количеству атомов азота его уравнивать не надо, но по кислороду необходимо добиться равенства, поскольку до реакции их участвовало два атома, а после реакции стало три атома. Составим следующую схему:
до реакции после реакции
О2 О3
Определим наименьшее кратное между данными количествами атомов, это будет «6».
О2 О3
6 /
Разделим это число в левой части уравнения по кислороду на «2». Получим число «3», поставим его в решаемое уравнение:
N2 + 3О2 →N2О3
Так же разделим число «6» для правой части уравнения на «3». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
N2 + 3О2 → 2N2О3
Количества атомов кислорода и в левой и в правой частях уравнения стали равны, соответственно по 6 атомов:
3О2 → 2О3
Но количество атомов азота в обеих частях уравнения не будут соответствовать друг другу:
N2→ 2N2
В левой – два атома, в правой – четыре атома. Следовательно, что бы добиться равенства, необходимо удвоить количество азота в левой части уравнения, поставив коэффициент «2»:
2N2→ 2N2
Таким образом, равенство по азоту соблюдено и в целом, уравнение примет вид:
2N2 + 3О2 → 2N2О3
Теперь в уравнении можно вместо стрелки поставит знак равенства:
2N2 + 3О2 = 2N2О3 (20)
Приведём другой пример. Дано следующее уравнение реакции:
Р + Cl2→ РCl5
В левой части уравнения имеется 1 атом фосфора (Р) и два атома хлора (Cl2), а в правой – один атом фосфора (Р) и пять атомов кислорода (Cl5). По количеству атомов фосфора его уравнивать не надо, но по хлору необходимо добиться равенства, поскольку до реакции их участвовало два атома, а после реакции стало пять атома. Составим следующую схему:
до реакции после реакции
Cl2 Cl5
Определим наименьшее кратное между данными количествами атомов, это будет «10».
Cl2 Cl5
10 /
Разделим это число в левой части уравнения по хлору на «2». Получим число «5», поставим его в решаемое уравнение:
Р + 5Cl2→ РCl5
Так же разделим число «10» для правой части уравнения на «5». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
Р + 5Cl2→ 2РCl5
Количества атомов хлора и в левой и в правой частях уравнения стали равны, соответственно по 10 атомов:
5Cl2→ 2Cl5
Но количество атомов фосфора в обеих частях уравнения не будут соответствовать друг другу:
Р → 2Р
Следовательно, что бы добиться равенства, необходимо удвоить количество фосфора в левой части уравнения, поставив коэффициент «2»:
2Р → 2Р
Таким образом, равенство по фосфору соблюдено и в целом, уравнение примет вид:
2Р + 5Cl2= 2РCl5 (21)
При составлении уравнений по валентностям необходимо дать определение валентности и установить значения для наиболее известных элементов. Валентность – это одно из ранее применяемых понятий, в настоящее время в ряде школьных программ не используется. Но при его помощи легче объяснить принципы составления уравнений химических реакций. Под валентностью понимают число химических связей, которые тот или иной атом может образовывать с другим, или другими атомами. Валентность не имеет знака ( + или — ) и обозначается римскими цифрами, как правило, над символами химических элементов, например:
I II III IV V
H O N S Р
Откуда берутся эти значения? Как их применять при составлении химических уравнений? Числовые значения валентностей элементов совпадают с их номером группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (Таблица 1).
Для других элементов значения валентностей могут иметь иные значения, но никогда не больше номера группы, в которой они расположены. Причём для чётных номеров групп (IV и VI ) валентности элементов принимают только чётные значения, а для нечётных – могут иметь как чётные, так и нечётные значения (Таблица.2).
Конечно же, в значениях валентностей для некоторых элементов имеются исключения, но в каждом конкретном случае эти моменты обычно оговариваются. Теперь рассмотрим общий принцип составления химических уравнений по заданным валентностям для тех или иных элементов. Чаще всего данный метод приемлем в случае составления уравнений химических реакций соединения простых веществ, например, при взаимодействии с кислородом (реакции окисления). Допустим, необходимо отобразить реакцию окисления алюминия. Но напомним, что металлы обозначаются единичными атомами (Al), а неметаллы, находящиеся в газообразном состоянии – с индексами «2» — (О2). Сначала напишем общую схему реакции:
Al + О2 →AlО
На данном этапе ещё не известно, какое правильное написание должно быть у оксида алюминия. И вот именно на данном этапе нам на помощь придёт знание валентностей элементов. Для алюминия и кислорода проставим их над предполагаемой формулой этого оксида:
III II
Al О
После чего «крест»-на-«крест» у этих символов элементов поставим внизу соответствующие индексы:
III II
Al2 О3
Состав химического соединения Al2О3 определён. Дальнейшая схема уравнения реакции примет вид:
Al+ О2 →Al2О3
Остаётся только уравнять левую и правую его части. Поступим таким же способом, как в случае составления уравнения (19). Количества атомов кислорода уравняем, прибегая к нахождению наименьшего кратного:
до реакции после реакции
О2 О3
6 /
Разделим это число в левой части уравнения по кислороду на «2». Получим число «3», поставим его в решаемое уравнение. Так же разделим число «6» для правой части уравнения на «3». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
Al + 3О2 → 2Al2О3
Что бы добиться равенства по алюминию, необходимо скорректировать его количество в левой части уравнения, поставив коэффициент «4»:
4Al + 3О2 → 2Al2О3
Таким образом, равенство по алюминию и кислороду соблюдено и в целом, уравнение примет окончательный вид:
4Al + 3О2 = 2Al2О3 (22)
Применяя метод валентностей, можно прогнозировать, какое вещество образуется в процессе химической реакции, как будет выглядеть его формула. Допустим, в реакцию соединения вступили азот и водород с соответствующими валентностями III и I. Напишем общую схему реакции:
N2 + Н2 → NН
Для азота и водорода проставим валентности над предполагаемой формулой этого соединения:
III I
N Н
Как и прежде «крест»-на-«крест» у этих символов элементов поставим внизу соответствующие индексы:
III I
N Н3
Дальнейшая схема уравнения реакции примет вид:
N2 + Н2 → NН3
Уравнивая уже известным способом, через наименьшее кратное для водорода, равное «6»,получим искомые коэффициенты, и уравнение в целом:
N2 + 3Н2 = 2NН3 (23)
При составлении уравнений по степеням окисления реагирующих веществ необходимо напомнить, что степенью окисления того или иного элемента называется число принятых или отданных в процессе химической реакции электронов. Степень окисления в соединениях в основном, численно совпадает со значениями валентностей элемента. Но отличаются знаком. Например, для водорода валентность равна I, а степень окисления (+1) или (-1). Для кислорода валентность равна II, а степень окисления (-2). Для азота валентности равны I,II,III,IV,V, а степени окисления (-3), (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) и т.д. Степени окисления наиболее часто применяемых в уравнениях элементов, приведены в таблице 3.
В случае реакций соединения принцип составления уравнений по степеням окисления такой же, как и при составлении по валентностям. Например, приведём уравнение реакции окисления хлора кислородом, в которой хлор образует соединение со степенью окисления +7. Запишем предполагаемое уравнение:
Cl2 + О2 →ClО
Поставим над предполагаемым соединением ClО степени окисления соответствующих атомов:
+7 -2
Cl О
Как и в предыдущих случаях установим, что искомая формула соединения примет вид:
+7 -2
Cl2О7
Уравнение реакции примет следующий вид:
Cl2 + О2 → Cl2О7
Уравнивая по кислороду, найдя наименьшее кратное между двумя и семи, равное «14», установим в итоге равенство:
2Cl2 + 7О2 = 2Cl2О7 (24)
Несколько иной способ необходимо применять со степенями окисления при составлении реакций обмена, нейтрализации, замещения. В ряде случаев предоставляется затруднительным узнать: какие соединения образуются при взаимодействии сложных веществ?
Как узнать: что получится в процессе реакции?
Действительно, как узнать: какие продукты реакции могут возникнут в ходе конкретной реакции? К примеру, что образуется при взаимодействии нитрата бария и сульфата калия?
Ва(NО3) 2 + К2SO4 → ?
Может быть ВаК2(NО3) 2 + SO4 ?Или Ва + NО3SO4 + К2? Или ещё что-то? Конечно же, в процессе этой реакции образуются соединения: ВаSO4 и КNО3 . А откуда это известно? И как правильно написать формулы веществ? Начнём с того, что чаще всего упускается из вида: с самого понятия «реакция обмена». Это значит, что при данных реакциях вещества меняются друг с другом составными частями. Поскольку реакции обмена в большинстве своём осуществляются межу основаниями, кислотами или солями, то частями, которыми они будут меняться, являются катионы металлов ( Na+, Mg2+,Al3+,Ca2+,Cr3+), ионов Н+ или ОН—, анионов – остатков кислот,(Cl—, NO32-,SO32-, SO42-, CO32-, PO43-). В общем виде реакцию обмена можно привести в следующей записи:
Kt1An1 + Kt2An1 = Kt1An2 + Kt2An1 (25)
Где Kt1 и Kt2 – катионы металлов (1) и (2), а An1 и An2 – соответствующие им анионы (1) и (2). При этом обязательно надо учитывать, что в соединениях до реакции и после реакции на первом месте всегда устанавливаются катионы, а анионы – на втором. Следовательно, если в реакцию вступит хлорид калия и нитрат серебра, оба в растворённом состоянии
KCl + AgNO3→
то в процессе её образуются вещества KNO3 и AgClи соответствующее уравнение примет вид:
KCl + AgNO3=KNO3 + AgCl (26)
При реакциях нейтрализации протоны от кислот (Н+) будут соединяться с анионами гидроксила (ОН—) с образованием воды (Н2О):
НCl + КОН = КCl + Н2O (27)
Степени окисления катионов металлов и заряды анионов кислотных остатков указаны в таблице растворимости веществ (кислот, солей и оснований в воде). По горизонтали приведены катионы металлов, а по вертикали – анионы кислотных остатков.
Исходя из этого, при составлении уравнения реакции обмена, необходимо вначале в левой его части установить степени окисления принимающих в этом химическом процессе частиц. Например, требуется написать уравнение взаимодействия между хлоридом кальция и карбонатом натрия.Составим исходную схему этой реакции:
СаCl + NаСО3 →
Над катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Са2+Cl— + Nа+СО32- →
Совершив уже известное действие «крест»-на-«крест», определим реальные формулы исходных веществ:
СаCl2 + Nа2СО3 →
Исходя из принципа обмена катионами и анионами (25), установим предварительные формулы образующихся в ходе реакции веществ:
СаCl2 + Nа2СО3 → СаСО3 + NаCl
Над их катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Са2+СО32- + Nа+Cl—
Формулы веществ записаны правильно, в соответствии с зарядами катионов и анионов. Составим полное уравнение, уравняв левую и правую его части по натрию и хлору:
СаCl2 + Nа2СО3 = СаСО3 + 2NаCl (28)
В качестве другого примера приведём уравнение реакции нейтрализации между гидроксидом бария и ортофосфорной кислотой:
ВаОН + НРО4 →
Над катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Ва2+ ОН— + Н+РО43- →
Определим реальные формулы исходных веществ:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 →
Исходя из принципа обмена катионами и анионами (25), установим предварительные формулы образующихся в ходе реакции веществ, учитывая, что при реакции обмена одним из веществ обязательно должна быть вода:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 → Ва2+ РО43- + Н2O
Определим правильную запись формулы соли, образовавшейся в процессе реакции:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Уравняем левую часть уравнения по барию:
3Ва (ОН)2 + Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Поскольку в правой части уравнения остаток ортофосфорной кислоты взят дважды, (РО4)2, то слева необходимо также удвоить её количество:
3Ва (ОН)2 + 2Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Осталось привести в соответствие количество атомов водорода и кислорода в правой части у воды. Так как слева общее количество атомов водорода равно 12, то справа оно так же должно соответствовать двенадцати, поэтому перед формулой воды необходимо поставить коэффициент «6» (поскольку в молекуле воды уже имеется 2 атома водорода). По кислороду так же соблюдено равенство: слева 14 и справа 14. Итак, уравнение имеет правильную форму записи:
3Ва (ОН)2 + 2Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + 6Н2O (29)
Возможность осуществления химических реакций
Мир состоит из великого множества веществ. Неисчислимо так же количество вариантов химических реакций между ними. Но можем ли мы, написав на бумаге то или иное уравнение утверждать, что ему будет соответствовать химическая реакция? Существует ошибочное мнение, что если правильно расставить коэффициенты в уравнении, то оно будет осуществимо и на практике. Например, если взять раствор серной кислоты и опустить в него цинк, то можно наблюдать процесс выделения водорода:
Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2 (30)
Но если в этот же раствор опустить медь, то процесс выделения газа наблюдаться не будет. Реакция не осуществима.
Cu+ H2SO4≠
В случае, если будет взята концентрированная серная кислота, она будет реагировать с медью:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O (31)
В реакции (23) между газами азотом и водородом наблюдается термодинамическое равновесие, т.е. сколько молекул аммиака NН3 образуется в единицу времени, столько же их и распадётся обратно на азот и водород. Смещение химического равновесия можно добиться повышением давления и понижением температуры
N2 + 3Н2 = 2NН3
Если взять раствор гидроксида калия и прилить к нему раствор сульфата натрия, то никаких изменений наблюдаться не будет, реакция будет не осуществима:
КОН + Na2SO4 ≠
Раствор хлорида натрия при взаимодействии с бромом не будет образовывать бром, несмотря на то, что данная реакция может быть отнесена к реакции замещения:
NаCl + Br2≠
В чём же причины таких несоответствий? Дело в том, что оказывается недостаточно только правильно определять формулы соединений, необходимо знать специфику взаимодействия металлов с кислотами, умело пользоваться таблицей растворимости веществ, знать правила замещения в ряду активности металлов и галогенов. В этой статье излагаются только самые основные принципы как расставить коэффициенты в уравнениях реакций, как написать молекулярные уравнения, как определить состав химического соединения.
Химия, как наука, чрезвычайно разнообразна и многогранна. В приведённой статье отражена лишь малая часть процессов, происходящих в реальном мире. Не рассмотрены типы окислительно-восстановительных реакций, термохимические уравнения, электролиз, процессы органического синтеза и многое, многое другое. Но об этом в следующих статьях.
Молодец! Раз ты дочитал это до конца, вероятно, ты все отлично усвоил. Но если вдруг что-то еще непонятно — попробуй онлайн-занятие с репетитором (подробности тут + 🎁).
© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.