Как составить химическое уравнение без коэффициентов

Урок 13. Составление химических уравнений

В уроке 13 «Составление химических уравнений» из курса «Химия для чайников» рассмотрим для чего нужны химические уравнения; научимся уравнивать химические реакции, путем правильной расстановки коэффициентов. Данный урок потребует от вас знания химических основ из прошлых уроков. Обязательно прочитайте об элементном анализе, где подробно рассмотрены эмпирические формулы и анализ химических веществ.

Химическое уравнение

В результате реакции горения метана CH₄ в кислороде O₂ образуются диоксид углерода CO₂ и вода H₂O. Эта реакция может быть описана химическим уравнением:

Попробуем извлечь из химического уравнения больше сведений, чем просто указание продуктов и реагентов реакции. Химичекое уравнение (1) является НЕполным и потому не дает никаких сведений о том, сколько молекул O₂ расходуется в расчете на 1 молекулу CH₄ и сколько молекул CO₂ и H 2 O получается в результате. Но если записать перед соответствующими молекулярными формулами численные коэффициенты, которые укажут сколько молекул каждого сорта принимает участие в реакции, то мы получим полное химическое уравнение реакции.

Для того, чтобы завершить составление химического уравнения (1), нужно помнить одно простое правило: в левой и правой частях уравнения должно присутствовать одинаковое число атомов каждого сорта, поскольку в ходе химической реакции не возникает новых атомов и не происходит уничтожение имевшихся. Данное правило основывается на законе сохранения массы, который мы рассмотрели в начале главы.

Уравнивание химических реакций

Уравнивание химических реакций нужно для того, чтобы из простого химического уравнения получить полное. Итак, перейдем к непосредственному уравниванию реакции (1): еще раз взгляните на химическое уравнение, в точности на атомы и молекулы в правой и левой части. Нетрудно заметить, что в реакции участвуют атомы трех сортов: углерод C, водород H и кислород O. Давайте подсчитаем и сравним количество атомов каждого сорта в правой и левой части химического уравнения.

Начнем с углерода. В левой части один атом С входит в состав молекулы CH₄, а в правой части один атом С входит в состав CO₂. Таким образом в левой и в правой части количество атомов углерода совпадает, поэтому его мы оставляем в покое. Но для наглядности поставим коэффициент 1 перед молекулами с углеродом, хоть это и не обязательно:

Затем переходим к подсчету атомов водорода H. В левой части присутствуют 4 атома H (в количественном смысле H₄ = 4H) в составе молекулы CH₄, а в правой – всего 2 атома H в составе молекулы H₂O, что в два раза меньше чем в левой части химического уравнения (2). Будем уравнивать! Для этого поставим коэффициент 2 перед молекулой H₂O. Вот теперь у нас и в реагентах и в продуктах будет по 4 молекулы водорода H:

Обратите свое внимание, что коэффициент 2, который мы записали перед молекулой воды H₂O для уравнивания водорода H, увеличивает в 2 раза все атомы, входящие в ее состав, т.е 2H₂O означает 4H и 2O. Ладно, с этим вроде бы разобрались, осталось подсчитать и сравнить количество атомов кислорода O в химическом уравнении (3). Сразу бросается в глаза, что в левой части атомов O ровно в 2 раза меньше чем в правой. Теперь-то вы уже и сами умеете уравнивать химические уравнения, поэтому сразу запишу финальный результат:

Как видите, уравнивание химических реакций не такая уж и мудреная штука, и важна здесь не химия, а математика. Уравнение (4) называется полным уравнением химической реакции, потому что в нем соблюдается закон сохранения массы, т.е. число атомов каждого сорта, вступающих в реакцию, точно совпадает с числом атомов данного сорта по завершении реакции. В каждой части этого полного химического уравнения содержится по 1 атому углерода, по 4 атома водорода и по 4 атома кислорода. Однако стоит понимать пару важных моментов: химическая реакция — это сложная последовательность отдельных промежуточных стадий, и потому нельзя к примеру истолковывать уравнение (4) в том смысле, что 1 молекула метана должна одновременно столкнуться с 2 молекулами кислорода. Процессы происходящие при образовании продуктов реакции гораздо сложнее. Второй момент: полное уравнение реакции ничего не говорит нам о ее молекулярном механизме, т.е о последовательности событий, которые происходят на молекулярном уровне при ее протекании.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Еще один наглядный пример того, как правильно расставить коэффициенты в уравнениях химических реакций: Тринитротолуол (ТНТ) C₇H₅N₃O₆ энергично соединяется с кислородом, образуя H₂O, CO₂ и N₂. Запишем уравнение реакции, которое будем уравнивать:

Проще составлять полное уравнение, исходя из двух молекул ТНТ, так как в левой части содержится нечетное число атомов водорода и азота, а в правой — четное:

• 2C₇H₅N₃O₆ + O₂ → CO₂ + H₂O + N₂ (6)

Тогда ясно, что 14 атомов углерода, 10 атомов водорода и 6 атомов азота должны превратиться в 14 молекул диоксида углерода, 5 молекул воды и 3 молекулы азота:

Теперь в обеих частях содержится одинаковое число всех атомов, кроме кислорода. Из 33 атомов кислорода, имеющихся в правой части уравнения, 12 поставляются двумя исходными молекулами ТНТ, а остальные 21 должны быть поставлены 10,5 молекулами O₂. Таким образом полное химическое уравнение будет иметь вид:

Можно умножить обе части на 2 и избавиться от нецелочисленного коэффициента 10,5:

Но этого можно и не делать, поскольку все коэффициенты уравнения не обязательно должны быть целочисленными. Правильнее даже составить уравнение, исходя из одной молекулы ТНТ:

Полное химическое уравнение (9) несет в себе много информации. Прежде всего оно указывает исходные вещества — реагенты, а также продукты реакции. Кроме того, оно показывает, что в ходе реакции индивидуально сохраняются все атомы каждого сорта. Если умножить обе части уравнения (9) на число Авогадро N_A=6,022·10 23 , мы сможем утверждать, что 4 моля ТНТ реагируют с 21 молями O₂ с образованием 28 молей CO₂, 10 молей H₂O и 6 молей N₂.

Есть еще одна фишка. При помощи таблицы Менделеева определяем молекулярные массы всех этих веществ:

• C 7 H 5 N 3 O 6 = 227,13 г/моль
• O 2 = 31,999 г/моль
• CO 2 = 44,010 г/моль
• H 2 O = 18,015 г/моль
• N 2 = 28,013 г/моль

Теперь уравнение 9 укажет еще, что 4·227,13 г = 908,52 г ТНТ требуют для осуществления полной реакции 21·31,999 г = 671,98 г кислорода и в результате образуется 28·44,010 г = 1232,3 г CO₂, 10·18,015 г = 180,15 г H₂O и 6·28,013 г = 168,08 г N₂. Проверим, выполняется ли в этой реакции закон сохранения массы:

Реагенты	Продукты
908,52 г ТНТ	1232,3 г CO 2
671,98 г CO 2	180,15 г H 2 O
168,08 г N 2
Итого	1580,5 г	1580,5 г

Но необязательно в химической реакции должны участвовать индивидуальные молекулы. Например, реакция известняка CaCO 3 и соляной кислоты HCl, с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl 2 и диоксида углерода CO 2 :

Химическое уравнение (11) описывает реакцию карбоната кальция CaCO₃ (известняка) и хлористоводородной кислоты HCl с образованием водного раствора хлорида кальция CaCl₂ и диоксида углерода CO₂. Это уравнение полное, так как число атомов каждого сорта в его левой и правой частях одинаково.

Смысл этого уравнения на макроскопическом (молярном) уровне таков: 1 моль или 100,09 г CaCO₃ требует для осуществления полной реакции 2 моля или 72,92 г HCl, в результате чего получается по 1 молю CaCl₂ (110,99 г/моль), CO₂ (44,01 г/моль) и H₂O (18,02 г/моль). По этим численным данным нетрудно убедиться, что в данной реакции выполняется закон сохранения массы.

Интерпретация уравнения (11) на микроскопическом (молекулярном) уровне не столь очевидна, поскольку карбонат кальция представляет собой соль, а не молекулярное соединение, а потому нельзя понимать химическое уравнение (11) в том смысле, что 1 молекула карбоната кальция CaCO₃ реагирует с 2 молекулами HCl. Тем более молекула HCl в растворе вообще диссоциирует (распадается) на ионы H + и Cl — . Таким образом более правильным описанием того, что происходит в этой реакции на молекулярном уровне, дает уравнение:

Здесь в скобках сокращенно указано физическое состояние каждого сорта частиц (тв. — твердое, водн. — гидратированный ион в водном растворе, г. — газ, ж. — жидкость).

Уравнение (12) показывает, что твердый CaCO₃ реагирует с двумя гидратированными ионами H + , образуя при этом положительный ион Ca 2+ , CO₂ и H₂O. Уравнение (12) как и другие полные химические уравнения не дает представления о молекулярном механизме реакции и менее удобно для подсчета количества веществ, однако, оно дает лучшее описание происходящего на микроскопическом уровне.

Закрепите полученные знания о составлении химических уравнений, самостоятельно разобрав пример с решением:

Надеюсь из урока 13 «Составление химических уравнений» вы узнали для себя что-то новое. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Как расставлять коэффициенты в химических уравнениях

Содержание:

Все химические реакции, проходящие в окружающем мире можно описать при помощи специальных уравнений, представляющих собой химические формулы и математические знаки с коэффициентами. И от правильно расставленных коэффициентов в химических уравнениях порой зависит не много не мало, а то какой собственно и будет химическая реакция и будет ли она вообще. В нашей статье мы расскажем о том, как правильно расставлять коэффициенты в химии, чтобы химические уравнения были записаны верно.

Пример разбора простых реакций

Главное правило, которым следует руководствоваться при составлении химических уравнений – принцип сохранения энергии вещества, то есть, сколько есть атомов каждого химического элемента в левой части уравнения, столько должно быть и в правой части того же уравнения.

Для примера возьмем химическую реакцию взаимодействия кальция (Ca) с кислородом (O₂)_. Но для начала объясним, почему вообще кислород (как и некоторые другие химических элементы) в химических уравнениях записывается с индексом «2». Дело в том, что одна молекула кислорода имеет 2 атома, поэтому его записывают как O_2. В свою очередь, к примеру, одна молекула воды, состоящая из кислорода и водорода, имеет всем известную формулу H₂O. Это означает, что каждая молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного атома кислорода. Заметьте, что по своему усмотрению индексы в химических уравнениях и формулах менять нельзя, так как они изначально должны быть написаны правильно.

Теперь вернемся к нашему простому примеру реакции взаимодействия кальция и кислорода. Ее можно записать следующим образом:

О чем говорит эта запись? О том, что в результате химической реакции взаимодействия кальция с кислородом образуется оксид кальция, который записан формулой CaO. Но также обратите внимание, что в правой части оксид кальция мы записали с коэффициентом 2 – 2CaO. Это значит, что каждый из двух атомов кислорода сцепился со своим атомом кальция, но тогда происходит несоответствие – в правой стороне у нас два атома кальция, в то время как в левой только лишь один. А значит, чтобы запись была правильной в левой части мы должны перед кальцием поставить коэффициент 2:

Теперь мы можем проверить наше уравнение – с левой стороны у нас два атома кальция и с правой тоже два, а значит между обеими частями можно вполне справедливо поставить знак равенства:

Разберем еще один простой пример, из взаимодействия кислорода и водорода как мы знаем, рождается одно из самых ценным и необычных веществ во Вселенной (и это без преувеличения) – вода, основа жизни на нашей планете. Образование воды можно записать следующим уравнением:

Но где же здесь закралась ошибка? Давайте разберем: в левой части у нас два атома кислорода, а в правой только один. Значит перед формулой воды необходимо поставить коэффициент 2:

Умножение 2 молекул воды на 2 атома водорода даст нам 4 атома водорода с правой стороны, но ведь с левой стороны атомов водорода лишь два! Значить перед водородом в уравнении мы также должны поставить коэффициент 2 и теперь получим правильное химическое уравнение, где вместо стрелочки → можно уже смело поставить знак равенства.

Пример разбора сложной реакции

Теперь давайте разберем то, как проставлять коэффициенты в более сложных химических уравнениях:

Перед вами запись так званой реакции нейтрализации – взаимодействие кислоты и основания, в результате которого образуются соли и вода.

Что же мы имеем тут: с левой стороны у нас один атом натрия (Na), а с правой индекс говорит, что атомов натрия уже стало два. Значит логично, что химическую формулу основания гидроксида натрия NaOH надо умножить на 2. Или другими словами поставить перед ней коэффициент 2:

Количество серы в серной кислоте (H₂SO₄) и соли сульфате натрия (Na₂SO₄) у нас одинаковое, тут все хорошо, а вот с количеством кислорода и водорода опять несоответствие, с левой стороны кислорода 6, а с правой 5. Водорода с правой стороны 4, а с левой только 2, непорядок. Чтобы правильно записать это химическое уравнение надо сравнять количество кислорода и водорода в левой и правой части уравнения, к счастью тут сделать это просто, надо перед H₂O поставить коэффициент 2.

Таким образом, количество всех химических элементов в правой и левой части уравнения у нас сравнялись, а значит, мы неспроста поставили знак равенства.

Для закрепления материала разберем еще один пример сложного уравнения.

Это уравнение отображает химическую реакцию гидроксида бария (Ba(OH)₂) с азотной кислотой (HNO₃) в результате которой образуется нитрат бария (Ba(NO₃)₂) и вода.

Пример этот нам интересен тем, что тут используются скобки. Они означают, что если множитель стоит за скобками, то каждый элемент умножается на него. Начнем же разбирать это уравнение, первое, что бросается в глаза, несоответствие азота N, слева он один, а вот справа, если принимать во внимание скобки, его уже два. Получим следующее:

Теперь у нас слева стало 4 атома водорода, а справа только 2. Значит, перед формулой воды также ставим коэффициент 2.

Теперь все элементы уравнены, и мы справедливо поставили знак равенства.

Видео

И чтобы окончательно закрепить материал, рекомендуем посмотреть это образовательное видео.

Как решать химические уравнения — схемы и примеры решения для разных реакций

Основные термины и понятия

Составление уравнений химических реакций невозможно без знания определённых обозначений, показывающих, как проходит реакция. Объединение атомов, имеющих одинаковый ядерный заряд, называют химическим элементом. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Первые совпадают с числом атомного номера элемента, а значение вторых может варьироваться. Простейшими веществами называют элементы, состоящие из однотипных атомов.

Любой химический элемент описывается с помощью символов, условно обозначающих структуру веществ. Формулы являются неотъемлемой частью языка науки. Именно на их основе составляют уравнения и схемы. По своей сути они отражают количественный и качественный состав элементов. Например, запись HNO3 сообщает, что в соединении содержится одна молекула азотной кислоты, а оно само состоит из водорода, азота и кислорода. При этом в состав одного моля азотной кислоты входит по одному атому водорода и азота и 3 кислорода.

Символика элементов, условное обозначение, представляет собой химический язык. В значке содержится информация о названии, массовом числе и порядковом номере. Международное обозначение принято, согласно периодической таблице Менделеева, разработанной в начале 1870 года.

Взаимодействующие между собой вещества называются реагентами, а образующиеся в процессе реакции — продуктами. Составление и решение химических уравнений фактически сводится к определению результатов реакций, поэтому просто знать формулы веществ мало, нужно ещё уметь подбирать коэффициенты. Располагаются они перед формулой и указывают на количество молекул или атомов, принимающих участие в процессе. С правой стороны от химического вещества ставится индекс, указывающий место элемента в системе.

Записывают уравнения в виде цепочки, в которой указываются все стадии превращения вещества начиная с левой части. Вначале пишут формулы элементов в исходном состоянии, а затем последовательно их преобразование.

Виды химических реакций

Химические явления характеризуются тем, что из двух и более элементов образуются новые вещества. Уравнения описывают эти процессы. Впервые с объяснениями протекания реакций знакомят в восьмом классе средней образовательной школы на уроках неорганической химии. Ученикам демонстрируют опыты, в которых явно наблюдаются различия в протекании реакций.

Всего существует 4 типа химического взаимодействия веществ:

1. Соединение. В реакцию могут вступать 2 простых вещества: металл и неметалл или неметалл и неметалл. Например, алюминий с серой образуют сульфид алюминия. Кислород, взаимодействуя с водородом, превращается в воду. Объединятся могут 2 оксида с растворимым основанием, как оксид кальция с водой: CaO + H2O = Ca (OH)2 или основной оксид с кислотным: CaO + SO3 = CaSO4.
2. Разложение. Это процесс обратный реакции соединения: было одно вещество, а стало несколько. Например, при пропускании электрического тока через воду получается водород и кислород, а при нагревании известняка 2 оксида: CaCO3 = CaO + CO2.
3. Замещение. В реакцию вступают 2 элемента. Один из них простой, а второй сложный. В итоге образуются 2 новых соединения, при котором атом простого вещества заменяет сложный, как бы вытесняя его. Условие протекания процесса: простое вещество должно быть более активным, чем сложное. Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Величину активности можно узнать из таблицы ряда электрохимических напряжений.
4. Обмен. В этом случае между собой реагируют 2 сложных элемента, обменивающиеся своими составными частями. Условием осуществления такого типа реакции является обязательное образование воды, газа или осадка. Например, CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O. Чтобы узнать, смогут ли вещества прореагировать, используют таблицу растворимости.

Основными признаками химических реакций является изменение цвета, выделение газа или образование осадка. Различают их по числу веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся продуктов. Правильное определение типа реакции особо важно при составлении химических уравнений, а также определения свойств и возможностей веществ.

Окислительно-восстановительный процесс

Составление большинства реакций сводится к подбору коэффициентов. Но при этом могут возникнуть трудности с установлением равновесия, согласно закону сохранения массы веществ. Чаще всего такая ситуация возникает при решении заданий, связанных с расстановкой количества атомов в уравнениях окислительно-восстановительных процессов.

Под ними принято понимать превращения, протекающие с изменением степени окисления элементов. При окислении происходит процесс передачи атомом электронов, сопровождающийся приобретением им положительного заряда или ионом, после чего он становится нейтральным. При этом также происходит процесс восстановления, связанный с присоединением элементарных частиц атомом.

Для составления уравнений необходимо определить восстановитель, окислитель и число участвующих в реакции электронов. Коэффициенты же подбирают с помощью метода электронно-ионного баланса (полуреакций). Его суть состоит в установлении равенства путём уравнивания количества электронов, отдаваемых одним элементом и принимаемым другим.

Классический алгоритм

В основе решения задач этим методом — закон сохранения массы. Согласно ему, совокупная масса элементов до реакции и после остаётся неизменной. Другими словами, происходит перегруппировка частиц. Если рассматривать решение химического уравнения поэтапно, оно будет состоять из трёх шагов:

1. Написания формул элементов, вступающих в реакцию с левой стороны.
2. Указания справа формулы образующихся веществ.
3. Уравнивания числа атомов с добавлением коэффициентов.

Перед тем как переходить к сложным соединениям, лучше всего потренироваться на простых. Например, нужно составить уравнение, описывающее взаимодействие двух сложных веществ: гидроксида натрия и серной кислоты. При таком соединении образуется сульфат натрия и вода.

Согласно алгоритму, в левой части уравнения необходимо записать реагенты, а в правой продукты реакции: NaOH + H2SO 4 → Na 2SO4 + H2O. Теперь следует уравнять коэффициенты. Начинают с первого элемента. В примере это натрий. В правой части содержится 2 его атома, а в левой один, поэтому необходимо возле реагента поставить цифру 2. Затем нужно уровнять водород. В результате получится выражение: 2 NaOH + H2SO 4 → Na2 SO4 +2H2O.

Ещё одним наглядным примером является процесс реакции тринитротолуола с кислородом. При их взаимодействии образуется: C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2. Исходя из того, что слева находится нечётное число атомов H и N, а справа чётное, нужно их уравнять: 2C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2.

Теперь становится понятным, что 14 и 10 атомов углерода и водорода должны образовать 14 долей диоксида и 5 молекул воды. При этом 6 атомов азота превратятся в 3. Итоговое уравнение будет выглядеть как 2C7H5N3O6 + 10,5O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2.

Перед тем как начинать тренировку по составлению уравнений, следует научиться расставлять валентность. Это параметр, равный числу соединившихся атомов каждого элемента. Фактически это способность к соединению. Например, в формуле NH3 валентность атома азота равна 3, а водорода 1.

Решение методом полуреакций

Алгоритм для решения примеров химических уравнений проще рассмотреть на конкретном задании. Пускай необходимо описать процесс окисления пирита азотной кислоты с малой концентрацией: FeS2 + HNO3. Решать этот пример необходимо в следующей последовательности:

1. Определить продукты реакции. Так как кислота является сильным окислителем, сера получит максимальную степень оксидации S6+, а железо Fe3+. HNO3 может восстановиться до одного из двух состояний NO2 или NO.
2. Исходя из состава ионов и правила, что вещества, переходящие в газовую форму или плохо растворимые, записываются в молекулярном виде, верным будет записать: FeS2 — Fe3+ + 2SO2−4. Гидролизом можно пренебречь.
3. В записи уравнивают кислород. Для этого в левую часть добавляют 8 молекул воды, а в правую 16 ионов водорода: FeS2 + 8H20 — Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+. Так как заряда в левой части нет, а в правой он равный +15, то серное железо должно будет отдать 15 электронов. Значит, уравнение примет вид: FeS2 + 8H20 — 15e → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+.
4. Теперь переходят к реакции восстановления нитрата иона: NO-3 →NO. Для её составления нужно отнять у оксида азота 2 атома кислорода. Делают это путём прибавления к левой части 4 ионов водорода, а правой — 2 молекул воды. В итоге получится: NO-3 + 4H+ → NO + 2H2O.
5. Полученную формулу уравнивают добавлением к левой части 3 электронов: NO-3 + 4H+ 3e → NO + 2H2O.
6. Объединяют найденные выражения и записывают результат: FeS2 + 8H20 + 5NO-3 + 20H+ → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+ + 5NO + 10H2O.

Уравнение можно сократить на 16H + и 8H2O. В итоге получится сокращённое выражение окислительно-восстановительной реакции: FeS2 + 5NO — 3 + 4 H + = Fe3 + + 2SO 2- 4 + 5NO + 2H2O.

Добавив в обе части нужное количество ионов, записывают молекулярное уравнение: FeS2 + 8HNO3 = Fe (NO 3) 3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O.

Такой алгоритм считается классическим, но для упрощения понимания лучше использовать способ электронного баланса. Процесс восстановления переписывают как N5+ + 3e → N2+. Степень же окисления составить сложнее. Сере нужно приписать степень 2+ и учесть, что на 1 атом железа приходится 2 атома серы: FeS2 → Fe3++ 2S6+. Запись общего баланса будет выглядеть: FeS2 + 5N5+ = Fe3+ + 2S6+ + 5N2+.

Пять молекул потратятся на окисление серного железа, а ещё 3 на образование Fe (NO3)3. После уравнения двух сторон запись реакции примет вид, аналогичный полученному с использованием предыдущего метода.

Использование онлайн-расчёта

Простые уравнения решать самостоятельно довольно просто. Но состоящие из сложных веществ могут вызвать трудности даже у опытных химиков. Чтобы получить точную формулу и не подбирать вручную коэффициенты, можно воспользоваться онлайн-калькуляторами. При этом их использовать сможет даже пользователь, не особо разбирающийся в науке.

Чтобы расстановка коэффициентов в химических уравнениях онлайн происходила автоматически, нужно лишь подключение к интернету и исходные данные. Система самостоятельно вычислит продукты реакции и уравняет обе стороны формулы. Интересной особенностью таких сайтов является не только быстрый и правильный расчёт, но и описание правил с алгоритмами, по которому выполняются действия.

После загрузки калькулятора в веб-обозревателе единственное, что требуется от пользователя — правильно ввести реагенты в специальные формы латинскими буквами и нажать кнопку «Уравнять». Иногда возникает ситуация, когда запись сделана верно, но коэффициенты не расставляются. Это происходит, если суммы в уравнении могут быть подсчитаны разными способами. Характерно это для реакций окисления. В таком случае нужно заменить фрагменты молекул на любой произвольный символ. Таким способом можно не только рассчитать непонятное уравнение, но и выполнить проверку своих вычислений.

Основные термины и понятия

Составление уравнений химических реакций невозможно без знания определённых обозначений, показывающих, как проходит реакция. Объединение атомов, имеющих одинаковый ядерный заряд, называют химическим элементом. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Первые совпадают с числом атомного номера элемента, а значение вторых может варьироваться. Простейшими веществами называют элементы, состоящие из однотипных атомов.

Любой химический элемент описывается с помощью символов, условно обозначающих структуру веществ. Формулы являются неотъемлемой частью языка науки. Именно на их основе составляют уравнения и схемы. По своей сути они отражают количественный и качественный состав элементов. Например, запись HNO3 сообщает, что в соединении содержится одна молекула азотной кислоты, а оно само состоит из водорода, азота и кислорода. При этом в состав одного моля азотной кислоты входит по одному атому водорода и азота и 3 кислорода.

Символика элементов, условное обозначение, представляет собой химический язык. В значке содержится информация о названии, массовом числе и порядковом номере. Международное обозначение принято, согласно периодической таблице Менделеева, разработанной в начале 1870 года.

Взаимодействующие между собой вещества называются реагентами, а образующиеся в процессе реакции — продуктами. Составление и решение химических уравнений фактически сводится к определению результатов реакций, поэтому просто знать формулы веществ мало, нужно ещё уметь подбирать коэффициенты. Располагаются они перед формулой и указывают на количество молекул или атомов, принимающих участие в процессе. С правой стороны от химического вещества ставится индекс, указывающий место элемента в системе.

Записывают уравнения в виде цепочки, в которой указываются все стадии превращения вещества начиная с левой части. Вначале пишут формулы элементов в исходном состоянии, а затем последовательно их преобразование.

Виды химических реакций

Химические явления характеризуются тем, что из двух и более элементов образуются новые вещества. Уравнения описывают эти процессы. Впервые с объяснениями протекания реакций знакомят в восьмом классе средней образовательной школы на уроках неорганической химии. Ученикам демонстрируют опыты, в которых явно наблюдаются различия в протекании реакций.

Всего существует 4 типа химического взаимодействия веществ:

1. Соединение. В реакцию могут вступать 2 простых вещества: металл и неметалл или неметалл и неметалл. Например, алюминий с серой образуют сульфид алюминия. Кислород, взаимодействуя с водородом, превращается в воду. Объединятся могут 2 оксида с растворимым основанием, как оксид кальция с водой: CaO + H2O = Ca (OH)2 или основной оксид с кислотным: CaO + SO3 = CaSO4.
2. Разложение. Это процесс обратный реакции соединения: было одно вещество, а стало несколько. Например, при пропускании электрического тока через воду получается водород и кислород, а при нагревании известняка 2 оксида: CaCO3 = CaO + CO2.
3. Замещение. В реакцию вступают 2 элемента. Один из них простой, а второй сложный. В итоге образуются 2 новых соединения, при котором атом простого вещества заменяет сложный, как бы вытесняя его. Условие протекания процесса: простое вещество должно быть более активным, чем сложное. Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Величину активности можно узнать из таблицы ряда электрохимических напряжений.
4. Обмен. В этом случае между собой реагируют 2 сложных элемента, обменивающиеся своими составными частями. Условием осуществления такого типа реакции является обязательное образование воды, газа или осадка. Например, CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O. Чтобы узнать, смогут ли вещества прореагировать, используют таблицу растворимости.

Основными признаками химических реакций является изменение цвета, выделение газа или образование осадка. Различают их по числу веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся продуктов. Правильное определение типа реакции особо важно при составлении химических уравнений, а также определения свойств и возможностей веществ.

Окислительно-восстановительный процесс

Составление большинства реакций сводится к подбору коэффициентов. Но при этом могут возникнуть трудности с установлением равновесия, согласно закону сохранения массы веществ. Чаще всего такая ситуация возникает при решении заданий, связанных с расстановкой количества атомов в уравнениях окислительно-восстановительных процессов.

Под ними принято понимать превращения, протекающие с изменением степени окисления элементов. При окислении происходит процесс передачи атомом электронов, сопровождающийся приобретением им положительного заряда или ионом, после чего он становится нейтральным. При этом также происходит процесс восстановления, связанный с присоединением элементарных частиц атомом.

Для составления уравнений необходимо определить восстановитель, окислитель и число участвующих в реакции электронов. Коэффициенты же подбирают с помощью метода электронно-ионного баланса (полуреакций). Его суть состоит в установлении равенства путём уравнивания количества электронов, отдаваемых одним элементом и принимаемым другим.

Классический алгоритм

В основе решения задач этим методом — закон сохранения массы. Согласно ему, совокупная масса элементов до реакции и после остаётся неизменной. Другими словами, происходит перегруппировка частиц. Если рассматривать решение химического уравнения поэтапно, оно будет состоять из трёх шагов:

1. Написания формул элементов, вступающих в реакцию с левой стороны.
2. Указания справа формулы образующихся веществ.
3. Уравнивания числа атомов с добавлением коэффициентов.

Перед тем как переходить к сложным соединениям, лучше всего потренироваться на простых. Например, нужно составить уравнение, описывающее взаимодействие двух сложных веществ: гидроксида натрия и серной кислоты. При таком соединении образуется сульфат натрия и вода.

Согласно алгоритму, в левой части уравнения необходимо записать реагенты, а в правой продукты реакции: NaOH + H2SO 4 → Na 2SO4 + H2O. Теперь следует уравнять коэффициенты. Начинают с первого элемента. В примере это натрий. В правой части содержится 2 его атома, а в левой один, поэтому необходимо возле реагента поставить цифру 2. Затем нужно уровнять водород. В результате получится выражение: 2 NaOH + H2SO 4 → Na2 SO4 +2H2O.

Ещё одним наглядным примером является процесс реакции тринитротолуола с кислородом. При их взаимодействии образуется: C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2. Исходя из того, что слева находится нечётное число атомов H и N, а справа чётное, нужно их уравнять: 2C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2.

Теперь становится понятным, что 14 и 10 атомов углерода и водорода должны образовать 14 долей диоксида и 5 молекул воды. При этом 6 атомов азота превратятся в 3. Итоговое уравнение будет выглядеть как 2C7H5N3O6 + 10,5O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2.

Перед тем как начинать тренировку по составлению уравнений, следует научиться расставлять валентность. Это параметр, равный числу соединившихся атомов каждого элемента. Фактически это способность к соединению. Например, в формуле NH3 валентность атома азота равна 3, а водорода 1.

Решение методом полуреакций

Алгоритм для решения примеров химических уравнений проще рассмотреть на конкретном задании. Пускай необходимо описать процесс окисления пирита азотной кислоты с малой концентрацией: FeS2 + HNO3. Решать этот пример необходимо в следующей последовательности:

1. Определить продукты реакции. Так как кислота является сильным окислителем, сера получит максимальную степень оксидации S6+, а железо Fe3+. HNO3 может восстановиться до одного из двух состояний NO2 или NO.
2. Исходя из состава ионов и правила, что вещества, переходящие в газовую форму или плохо растворимые, записываются в молекулярном виде, верным будет записать: FeS2 — Fe3+ + 2SO2−4. Гидролизом можно пренебречь.
3. В записи уравнивают кислород. Для этого в левую часть добавляют 8 молекул воды, а в правую 16 ионов водорода: FeS2 + 8H20 — Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+. Так как заряда в левой части нет, а в правой он равный +15, то серное железо должно будет отдать 15 электронов. Значит, уравнение примет вид: FeS2 + 8H20 — 15e → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+.
4. Теперь переходят к реакции восстановления нитрата иона: NO-3 →NO. Для её составления нужно отнять у оксида азота 2 атома кислорода. Делают это путём прибавления к левой части 4 ионов водорода, а правой — 2 молекул воды. В итоге получится: NO-3 + 4H+ → NO + 2H2O.
5. Полученную формулу уравнивают добавлением к левой части 3 электронов: NO-3 + 4H+ 3e → NO + 2H2O.
6. Объединяют найденные выражения и записывают результат: FeS2 + 8H20 + 5NO-3 + 20H+ → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+ + 5NO + 10H2O.

7. Уравнение можно сократить на 16H⁺ и 8H2O. В итоге получится сокращённое выражение окислительно-восстановительной реакции: FeS2 + 5NO^—3 + 4 H⁺ = Fe3⁺ + 2SO^2-4 + 5NO + 2H2O.

   

8. Добавив в обе части нужное количество ионов, записывают молекулярное уравнение: FeS2 + 8HNO3 = Fe (NO 3) 3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O.

Такой алгоритм считается классическим, но для упрощения понимания лучше использовать способ электронного баланса. Процесс восстановления переписывают как N5+ + 3e → N2+. Степень же окисления составить сложнее. Сере нужно приписать степень 2+ и учесть, что на 1 атом железа приходится 2 атома серы: FeS2 → Fe3++ 2S6+. Запись общего баланса будет выглядеть: FeS2 + 5N5+ = Fe3+ + 2S6+ + 5N2+.

Пять молекул потратятся на окисление серного железа, а ещё 3 на образование Fe (NO3)3. После уравнения двух сторон запись реакции примет вид, аналогичный полученному с использованием предыдущего метода.

Использование онлайн-расчёта

Простые уравнения решать самостоятельно довольно просто. Но состоящие из сложных веществ могут вызвать трудности даже у опытных химиков. Чтобы получить точную формулу и не подбирать вручную коэффициенты, можно воспользоваться онлайн-калькуляторами. При этом их использовать сможет даже пользователь, не особо разбирающийся в науке.

Чтобы расстановка коэффициентов в химических уравнениях онлайн происходила автоматически, нужно лишь подключение к интернету и исходные данные. Система самостоятельно вычислит продукты реакции и уравняет обе стороны формулы. Интересной особенностью таких сайтов является не только быстрый и правильный расчёт, но и описание правил с алгоритмами, по которому выполняются действия.

После загрузки калькулятора в веб-обозревателе единственное, что требуется от пользователя — правильно ввести реагенты в специальные формы латинскими буквами и нажать кнопку «Уравнять». Иногда возникает ситуация, когда запись сделана верно, но коэффициенты не расставляются. Это происходит, если суммы в уравнении могут быть подсчитаны разными способами. Характерно это для реакций окисления. В таком случае нужно заменить фрагменты молекул на любой произвольный символ. Таким способом можно не только рассчитать непонятное уравнение, но и выполнить проверку своих вычислений.

Была ли эта статья полезной?

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   СаCO_3, 
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 H₂SO_4. 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^—, NO₃^2-,SO₃^2-,  SO₄^2-,  CO₃^2-,  PO₄^3-). 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⁺СО₃^2- →

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⁺СО₃^2-  + 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⁺РО₄^3- →

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⁺ РО₄^3- + 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.

Уравнения химических реакций это запись с помощью специальных формул, их называют условными потому, что выполняется письменно на листе бумаги.

В химическом уравнении могут выводиться не только химическая реакция но и числовые коэффициенты, математические символы.

Применяется на практике для производства различных расчетов, связанных с той или иной реакцией.

Простые уравнения по химии

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить: восстановитель и окислитель и число отдаваемых и принимаемых ими электронов.

Число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем, определяется изменением валентности атомов и ионов до и после реакции.

Коэффициенты в уравнениях для восстановителя и окислителя находятся по правилу:

Общее число электронов, отданных восстановителем, должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем.

При составлении уравнения реакции следует написать формулы исходных веществ (на первом месте — восстановитель, на втором — окислитель), а затем знак равенства и образующиеся продукты.

В качестве примера рассмотрим реакцию окисления алюминия кислородом.

1) Находим восстановитель и окислитель. В данном случае алюминий — восстановитель, а кислород — окислитель.

2) Пишем формулы исходных веществ и ставим знак равенства:

Аl + O₂=.

3) Подписываем под восстановителем число отдаваемых им электронов — три, под окислителем — число принимаемых электронов — четыре:

Аl(3)+ O₂(4)=.

4) Находим коэффициенты для восстановителя и окислителя; для этого число, стоящее под окислителем, ставим перед восстановителем, а число, стоящее под восстановителем, ставим перед окислителем:

4Аl(3) +3O₂(4)=.

5) Пишем в правой части уравнения формулы образующихся веществ:

4Аl + 3O₂=2Аl₂O₃.

При некотором навыке не понадобится переписывать уравнение несколько раз и все вышеуказанные операции можно производить с одним и тем же уравнением.

Простые химические реакции

Ниже приводим уравнения окислительно-восстановительных процессов простых реакций, в которых нижние цифры обозначают число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем:

1) 3Zn(2) +2AuCl₃(3) = 2Au+3ZnCl₂;

2) NaH(1) + HOH(H₂O)(1) = H₂+NaOH;

3) 2Al(3) + 3CuSO₄(2) = 3Cu+Al₂(SO₄)₃;

4) Fe(1)(N0₃)2 + Ag(1)NO₃= Ag+Fe(NO₃)₃; 5) 2La(3) + 3Cl₂(2) = 2LaCl₃;

6) 3Mg(2) +N₂(6) = Mg₃N₂;

7) 4Al(3) + 3C(4) =Al₄C₃;

C(4)+Sn(4)O₂ = Sn + CO₂;

9) 3H₂(2)+N₂(6) = 2NH₃;

10) H₂(2) +Cu(2)O = Cu + H₂O;

11) 2Al(3) + Cr₂(6)O₃=2Cr + Al₂O₃;

12) 2Ba(2) + Pu(4)F₄= Pu+2BaF₂.

Сложные уравнения реакций

При составлении уравнений реакций окисления-восстановления необходимо помнить, что эти процессы зависят от характера среды, в которой они протекают.

Нередко окислитель или восстановитель проявляют свои характерные свойства только в определенной среде: кислой, щелочной или нейтральной. От среды зависит скорость реакции.

В некоторых случаях среда изменяет даже направление процесса.

(в кислой среде) 3J₂ + 3Н₂O ← HJO₃ + 5HJ,

(в щелочной среде) 3J₂ + 3Н₂O → HJO₃ + 5HJ,

или

3J₂ + 3Н₂O ↔ 6Н⁺ + JO₃^— + 5J^—.

В данном случае кислая среда благоприятствует течению процесса справа налево, т. е. в сторону образования J₂ и Н₂O.

Происходит это потому, что в результате восстановления сложного аниона JO₃^— образуются практически недиссоциированные молекулы воды; щелочная же среда сдвигает равновесие реакции слева направо, т. е. в сторону образования йодноватой кислоты HJO₃ и HJ, так как избыток гидроксильных ионов ОН^—, соединяясь с ионами водорода, образует также молекулы воды.

Для создания в растворе кислой среды обычно пользуются серной кислотой. Соляная и азотная кислоты применяются реже, так как первая способна, проявляя восстановительные свойства, окисляться, а вторая сама является сильным окислителем и потому может вызывать дополнительные побочные процессы.

Для создания щелочной среды применяется, главным образом, NaOH или КОН.

Приступая к составлению сложных уравнений реакций с участием среды, следует, так же как и в уравнениях простейших реакций, в левой части написать исходные вещества, затем найти коэффициенты и написать формулы получающихся веществ.

Сложные уравнения химических реакций

При написании уравнений этих реакций необходимо руководствоваться следующими правилами:

1. В кислой среде ионы водорода с кислородом (О^-II) образуют очень слабо диссоциированные молекулы воды.

2. В кислой или нейтральной среде ионы металлов (одно-, двух- и трехзарядные) с кислотными остатками образуют соли.

3. Ионы металлов, дающие не растворимые в воде гидроокиси, в щелочной среде образуют соответствующие гидроокиси, например Сu(ОН)₂.

4. Ионы металлов (двух-, трех- и четырехзарядные), способные давать амфотерные гидроокиси, образуют в щелочной среде гидроксисоли.

В процессе реакции могут образовываться сложные и простые ионы типа: ЭО₃^—, ЭО²₄^—, ЭО³₄^—, ЭO₄^—, ЭО²₃^— , Э²⁺, Э³⁺, Э^—, Э^2- и т. д.

Так, например, ионы NO^2-, SO²₃^— , РО³₃^— , отдавая каждый по 2 электрона, переходят соответственно в ионы NO₃^—, SO²₄^—, РО³₄^—, а ионы МnО₄^—, СrO²₄^—, СlO₃^— , принимая соответственно 5, 3 и 6 электронов, превращаются в ионы Мn²⁺, Сr³⁺, Сl^—.

Об окончании окислительно-восстановительной реакции судят по изменению цвета, выпадению осадка или по выделению газа.

Например, красно-фиолетовые МnО₄^— при переходе в Мn²⁺ становится бледно-розовым (почти бесцветным), оранжево-красный Сr₂O²₇^— при переходе в Сr³⁺ становится зеленым.

Реакция 2H₂S + SO₂ = ↓3S + 2H₂O сопровождается выпадением осадка серы.

Реакция Zn + H₂SO₄ = ↑ Н₂ + ZnSO₄ сопровождается выделением газа — водорода.

Реакции в кислой среде

Составим уравнение реакции сернистокислого натрия (сульфита натрия) с марганцовокислым калием (перманганатом калия) в кислой среде, придерживаясь следующей последовательности:

1. Напишем в левой части уравнения формулы исходных веществ:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + H₂SO₄ →

2. Определим восстановитель и окислитель и необходимые коэффициенты для них.

При нахождении окислительно-восстановительных свойств указанных веществ рассуждаем следующим образом.

В молекуле Na₂SO₃ натрий находится в виде Na⁺, т. е. он уже окислился (отдал свой электрон), повышать же свою валентность он не может, так как более чем 1 валентность для натрия не существует.

Поэтому мы можем твердо сказать, что натрий не может быть восстановителем. Но раз он является ионом, следовательно, может проявлять окислительные свойства, т. е. быть окислителем. Теоретически это так.

Однако насколько натрий (как и все щелочные элементы) в свободном состоянии является сильным восстановителем, настолько он в виде иона является слабым окислителем.

Это объясняется, во-первых, тем, что при переходе нейтрального атома натрия в ионное состояние (Na⁺) затрачивается небольшая работа (энергия), т. е. ионизационный потенциал натрия первого порядка равен всего 5,09 электрон-вольт, тогда как, например, у кислорода он равен 13,57 эв.

Поэтому ион натрия хотя и обладает сродством к электрону, но небольшим, так как энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к положительному иону натрия, равна энергии ионизации с обратным знаком.

Во-вторых, электроны значительно сильнее будут в нашем случае притягиваться к семивалентному марганцу в ионе МnO₄-, чем к одновалентному иону Na⁺, что подтверждается величинами нормальных окислительно-восстановительных потенциалов (последние более подробно будут рассмотрены в главе «Количественная характеристика окислительно-восстановительных реакций»).

Поэтому натрий в данном случае (в присутствии более сильного окислителя) не может являться и окислителем.

Сера в ионе SO²₃^— обладает промежуточной валентностью и, в зависимости от условий реакции, может отдавать и принимать электроны. Наиболее характерны для нее восстановительные свойства, в особенности при взаимодействии с сильным окислителем, каковым является КМnO₄.

Кислород (O^-11), находящийся в соединении SO²₃^—, казалось бы, может проявлять восстановительные свойства.

Однако свободный кислород является относительно сильным окислителем, и если он принял электроны, то отдает их с большим трудом в особых условиях и только весьма сильным окислителям.

Радиус иона кислорода (1,32 Å) меньше, чем у ионов серы (1,74 Å), селена (1,91 А) и теллура (2,11 Å). Следовательно, в нашем случае в присутствии более сильного восстановителя S(+IV) двухвалентный кислород не может быть восстановителем.

В молекуле КМnO₄ ион калия (К⁺) аналогично иону натрия в соединении Na₂SO₃ восстановительных свойств проявлять не может. Является он и очень слабым окислителем.

Напротив, семивалентный марганец в ионе МnО₄^— является очень сильным окислителем и в зависимости от условий реакции, как было показано выше, может принимать различное число электронов, восстанавливаясь до двух-, четырех- и шестивалентного состояния.

Проявлять восстановительные свойства Мn(+VII)(МnO₄^—), конечно, не может, так как он находится в максимально валентном состоянии, выше которого не бывает.

Двухвалентный кислород, в соединении МnО₄^— , аналогично кислороду, находящемуся в соединении SO²₃^—, не может быть в нашем .случае восстановителем.

Серная кислота в реакции участвует разбавленная (в качестве среды), а потому окислительно-восстановительных свойств проявлять не может.

На основании вышеизложенных рассуждений, которые можно было бы при необходимости подтвердить при помощи количественной характеристики окислительно -восстановительных реакций, делаем заключение: в молекуле Na₂SO₃ ион SO²₃^— — восстановитель, он отдает 2 электрона и переходит в ион SO²₄^—; в молекуле КМnO₄ ион МnО₄^— — окислитель, он в кислой среде принимает 5 электронов и переходит в ион Мn²⁺.

Поставим под восстановителем число 2, а под окислителем — число 5.

Находим коэффициенты для восстановителя и окислителя. Для этого число 2, стоящее под восстановителем, поставим перед окислителем, а число 5, стоящее под окислителем, поставим перед восстановителем:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂SO₄→

При нахождении коэффициентов по этой схеме необходимо помнить, что в действительности в растворе мы имеем ионы SO₃ и МnO₄^—, а не S(+IV) и Мn(+VII).

3) Напишем в правой части уравнения формулы образующихся соединений, имея в виду, что ионы металлов с кислотными остатками образуют соли, а кислород с водородом — молекулы воды:

5Na₂S(+IV)O₃ + 2KMn(+VII)O₄ + H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ +

+ 2Mn(+II)SO₄ + Н₂O.

4) По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для кислоты. В результате реакции получается 8 кислотных остатков SO²₄^—, из них 5SO²₄^— — за счет окислительно-восстановительного процесса (превращения 5SO²₃^— → 5SO²₄^—), a 3SO²₄^— —за счет молекул серной кислоты (8SO²₄^— — 5SO²₄^— = 3SO²₄^—). Таким образом, серной кислоты необходимо взять 3 молекулы:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄→5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + + 2MnSO₄ + Н₂O.

5) По числу ионов водорода (6Н⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды. Уравнение примет окончательный вид:

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + + 2MnSO₄ + 3H₂O.

Признаком правильности подбора коэффициентов является одинаковое количество атомов каждого элемента в обеих частях уравнения.

Разумеется, и в данном случае нет необходимости переписывать реакцию несколько раз, и все вышеуказанные операции следует производить с одним и тем же уравнением (в уме).

Составим уравнение реакции окисления сульфида свинца азотной кислотой. Азотная кислота, особенно концентрированная, является довольно сильным окислителем.

Сущность окисления различных веществ азотной кислотой состоит в том, что пятивалентный азот, входящий в состав аниона NO₃^—может в зависимости от условий (концентрация кислоты, природа восстановителя, температура) принимать от 1 до 8 электронов.

Восстановление аниона NO₃^— в различных условиях можно выразить следующими ионными уравнениями:

NO₃^— + 1ē + 2H⁺ → NO₂+ Н₂O;

NO₃^—+ 3ē+ 4H⁺→ NO + 2Н₂O;

2NO₃^— + 8ē+ 10Н⁺ → N₂O + 5Н₂O;

2NO₃^— + 10ē+ 12H⁺ → N₂ + 6Н₂O;

NO₃^—+ 8ē+ 10Н⁺ → NH₄⁺ + 3Н₂O.

Металлы, расположенные в таблице окислительно-восстановительных потенциалов ниже водорода, окисляются азотной кислотой, причем разбавленная HNO₃ восстанавливается до NO, а концентрированная — до NO₂.

Такие энергичные металлы, как цинк, кальций и др., восстанавливают HNO₃ до N₂O. Теми же металлами весьма разбавленная азотная кислота восстанавливается с образованием аммонийных солей.

Железо, никель, кобальт и другие металлы, обладающие средней активностью, восстанавливают сильно разбавленную HNO₃ до NO и даже (кобальт) до N₂.

Золото, платину, иридий, родий, ниобий, тантал, вольфрам и другие аналогичные им металлы азотная кислота не окисляет.

Неметаллы (большинство) восстанавливают HNO₃ до NO, Чтобы восстановление азотной кислоты шло как можно дальше, необходимо брать наиболее разбавленную кислоту, применять сильный восстановитель и реакцию вести на холоду.

Чем азотная кислота концентрированнее, а восстановитель слабее, тем азотная кислота восстанавливается меньше. Это объясняется тем, что концентрированная HNO₃ окисляет образующиеся в ходе реакции низшие окислы азота в высшие.

Так, например, NO окисляется концентрированной HNO₃ до NO₂; NO₂, реагируя с водой, дает NO и HNO₃:

NO + 2HNO₃⇄3NO₂ + Н₂O.

Ознакомившись с окислительными свойствами HNO₃, возвратимся к рассмотрению уравнений реакций окисления PbS разбавленной и концентрированной HNO₃.

Составим уравнение реакции окисления PbS разбавленной HNO₃ при нагревании.

1) Напишем формулы исходных веществ:

PbS + HNO₃→.

2) Выясним их окислительно-восстановительные свойства и найдем необходимые коэффициенты для окислителя и восстановителя.

В молекуле PbS свинец (Рb^+II) в зависимости от условий реакции может проявлять, с одной стороны, окислительные свойства, правда, очень слабые, поскольку он находится в низшей валентности, а не в высшей; с другой стороны, он может отдавать еще 2 электрона и превращаться в четырехвалентный.

Но двухвалентный свинец может отдавать еще два электро-,на только в особых условиях, и для их отрыва требуется большая затрата энергии.

Напротив, двухвалентная сера (S^-II) содержит избыточные электроны и легко их отдает даже сравнительно слабому окислителю (не говоря уже про HNO₃).

Поэтому двухвалентный свинец в нашем случае восстановителем не является.

Забегая несколько вперед, можно сказать следующее. Нормальный окислительно — восстановительный потенциал

Рb(2+)|Рb(+IV)равен + 1,69 в, или E₀= + 1,69 в (прил. 6), нормальный окислительно-восстановительный потенциал S^2-|S равен + 0,141 в, или E₀= + 0,141 в, т. е. первый потенциал в несколько раз больше второго. Нормальный окислительный потенциал NO₃^—|NO равен +0,96 в, или Е₀= + 0,96 в.

Окислительно-восстановительная реакция может протекать в выбранном нами направлении при условии, что электродвижущая сила (э. д. с.) ее является положительной величиной.

Если мы вычислим электродвижущую силу реакции, допустив, что восстановителем является двухвалентный свинец, а окислителем — NO₃^—, то найдем, что она является отрицательной величиной:

э. д. с.= +0,96 — (+ 1,68) = -0,78 в.

Отрицательная величина электродвижущей силы реакции говорит нам о том, что азотная кислота не может окислить двухвалентный свинец в четырехвалентный.

Напротив, если восстановителем является двухвалентная сера (S^2-), электродвижущая сила реакции положительна:

э. д. с. =+0,96 — (+0,141) = + 0,719 в.

Таким образом, двухвалентная сера S^-II в разбавленной азотной кислоте отдает 2 электрона и превращается в электронейтральный атом S.

Ион NO₃^— (в молекуле HNO₃) принимает 3 электрона и переходит в NO. Коэффициентами здесь являются число 2 и 3. Отсюда:

3PbS(2) + 2HN(3)O₃ →

3) Напишем в правой части уравнения формулы образующихся веществ:

3PbS^-II + 2HN(+V)O₃ → 3S + 3Pb(NO₃)₂ + 2N(+II)O + H₂O

4) По числу кислотных остатков (NO₃^—) в правой части уравнения находим необходимое количество молекул HNO₃, которые требуются дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов (в нашем случае 3 иона Рb²⁺).

Кроме того, 2 молекулы HNO₃ пошли на окисление 3S^-II; всего расходуется 8 молекул HNO₃:

3PbS + 2HNO₃ + 6HNO₃ → 3S + 3Рb(NO₃)₂ + 2NO + H₂O.

5) По числу ионов водорода (8Н⁺) в левой части уравнения находим коэффициент для воды.

Таким образом, уравнение принимает вид:

3PbS + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3S + 3Рb(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

В этом уравнении формула HNO₃ записана два раза лишь для того, чтобы показать, что 2 молекулы HNO₃ необходимы для окисления, а 6 молекул выполняют роль среды.

Окончательно это уравнение может быть записано в обычном виде:

3PbS + 8HNO₃ = 3S + 3Рb(NO₃)₂ + 2NO + 4Н₂O.

Окисление PbS концентрированной HNO₃ при нагревании:

PbS + HNO₃ →.

Сера (S^-II) в концентрированной азотной кислоте отдает 8 электронов и переходит в ион SO²₄^—. Ион NO₃^— принимает 1 электрон и превращается в NO₂.

Окончательное уравнение записывается следующим образом:

PbS(8) + 8HN(1)O₃ = PbSO₄ + 8NO₂ + 4Н₂O.

Составим уравнение реакции окисления сернокислого железа марганцовокислым калием в кислой среде:

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄→

В молекуле FeSO₄ железо является двухвалентным. В окислительно-восстановительной реакции оно может перейти в трехвалентное состояние, а последнее в некоторых случаях (как мы увидим несколько ниже) даже способно превращаться в шестивалентное.

Следовательно, двухвалентное железо (Fe²⁺) в нашем случае может проявлять восстановительные свойства. Шестивалентная сера в ионе SO²₄^— к дальнейшему повышению валентности не способна, т. е. не может проявлять восстановительных свойств.

Не может быть она и окислителем, несмотря на то, что является максимально валентной. Действительно, окислительные свойства шестивалентная сера в ионе SO²₄^— проявляет обычно при условии, если в реакции участвует концентрированная серная кислота.

Врассматриваемом же нами случае для создания кислой среды используется разбавленная серная кислота, и,следовательно,шестивалентная сера (в ионе SO²₄^—) окислительных свойств проявлять не может. Кислород в ионе SO²₄^— (по причинам, ранее указанным) не может быть восстановителем.

Таким образом в данной реакции ион Fe²⁺ (в молекуле FeSO₄) служит восстановителем; он отдает 1 электрон и переходит в ион Fe³⁺. Ион МnО₄^— (в молекуле КМnO₄) является окислителем; он принимает 5 электронов и переходит в ион Мn²⁺.

По общепринятому правилу, казалось бы, под восстановителем нужно поставить число 1, под окислителем 5 и найти обычным путем коэффициенты для восстановителя и окислителя.

Но в данном случае ионы Fe³⁺, соединяясь с ионами SO²₄^—, образуют молекулы Fe₂(SO₄)₃ — ионов Fe³⁺ получается четное число; поэтому коэффициенты у восстановителя и окислителя нужно удвоить.

Ставим перед восстановителем число 10, а перед окислителем 2. Уравнение принимает окончательный вид:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + + K₂SO₄ + 8H₂O.

Напишем уравнение реакции, в котором галоген, являясь окислителем, восстанавливается до отрицательно заряженного иона, например:

K₂S(2) + NaOCl(2) + H₂SO₄ = S + K₂SO₄ + NaCl + H₂O.

Так как в данном случае восстановитель отдает такое же число электронов (2), сколько их принимает окислитель (2), то коэффициенты у восстановителя и окислителя не пишем.

Если восстановителем является отрицательно заряженный ион галогена, а окислителем — тот же галоген в сложном ионе, то и тот, и другой переходят в нейтральные атомы, которые затем связываются в молекулы, например:

5NaBr(1) + NaBr(5)O₃ + 3H₂SO₄ = 3Br₂ + 3Na₂SO₄ + 3H₂O.

Ознакомившись с тем, как составляются уравнения окислительно-восстановительных реакций в молекулярной форме, рассмотрим составление ионных уравнений для подобных реакций.

В качестве примера составим в ионной форме уравнение реакции окисления хлористого олова двухромовокислым калием в кислой среде.

1) В левой части уравнения должны находиться исходные ионы, изменяющие свою валентность, и ион Н⁺, показывающий, что реакция протекает в кислой среде:

Sn²⁺ + Cr₂O²₇^— + Н⁺ →.

2) Ион Sn²⁺ является здесь восстановителем; он отдает 2 электрона и переходит в ион Sn⁴⁺, Ион Cr₂O²₇^— является окислителем; он принимает 6 электронов и превращается в два иона трехвалентного хрома (2Сr³⁺).

Коэффициентами должны были быть числа 2 и б, но так как они кратны между собой, то их можно для упрощения разделить на 2. Таким образом, перед окислителем следует поставить не два, а единицу, перед восстановителем не шесть, а три.

Это означает, что для восстановления одного иона Cr₂O²₇^— расходуется точно 3 иона Sn²⁺:

3Sn²⁺ + Cr₂O²₇^— + Н⁺ →

3) После этого запишем в правой части уравнения образующиеся в процессе реакции ионы и молекулы:

3Sn²⁺ + Cr₂O²₇^— + Н⁺ → 3Sn⁴⁺ + 2Сr³⁺ + 7Н₂O.

4) Зная число атомов кислорода в левой части уравнения и учитывая, что совместно с ионами водорода кислоты они образуют молекулы воды, находим коэффициент для ионов Н:

3Sn²⁺ + Cr₂O²₇^— + 14Н+ → 3Sn⁴⁺ + 2Сr³⁺ + 7Н₂O.

То же уравнение в молекулярной форме может иметь следующий вид:

3SnCl₂ + K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ = 3Sn (SO₄)₂ + 2CrCl₃ + + K₂SO₄ + 7H₂O.

Легко видеть, что ионы Cl^—, К⁺, SO²₄^—, в процессе реакции не изменяющие свою валентность, могут быть заменены другими аналогичными ионами.

Реакции в щелочной среде

Составим уравнение реакции сульфита натрия с перманганатом калия в сильнощелочной среде при недостатке восстановителя, соблюдая последовательность, аналогичную разобранным выше примерам в кислой среде.

1) Напишем в левой части уравнения формулы исходных веществ:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + КОН →.

2) Определим восстановитель и окислитель и необходимые коэффициенты для них. При рассмотрении реакций в кислой среде мы уже выяснили окислительно-восстановительные свойства сернисто-кислого натрия и марганцовокислого калия (в кислой среде).

В данной реакции участвуют те же исходные вещества (Na₂SO₃ и КМnO₄), но только в сильно концентрированной щелочной среде. В связи с этим участвующие в реакции вещества проявляют несколько иные окислительно-восстановительные свойства.

В молекуле Na₂SO₃ ион SO²₃^— является восстановителем, как и в кислой среде; он отдает 2 электрона и переходит в ион SO²₄^—. В молекуле КМnO₄ ион МnО₄^— является окислителем; в сильно концентрированной щелочной среде и при недостатке восстановителя он принимает лишь 1 электрон и восстанавливается до МnО²₄^—.

Ставим под восстановителем число 2, а под окислителем 1. Затем находим коэффициенты для восстановителя и окислителя.

Для этого число 2, находящееся под восстановителем, ставим перед окислителем, а число 1, находящееся под окислителем, ставим перед восстановителем. Следовательно, на 1 молекулу Na₂SO₃ требуется 2 молекулы КМnO₄.

Таким образом, левая часть уравнения принимает следующий вид:

Na₂SO₃ + 2КМnO₄ + КОН →

3) Напишем в правой части уравнения формулы получающихся соединений: 

NagS(+IV)O₃ + 2KMn(+VII)O₄ +КОН → Na₂S(+VI)O₄ + 2К₂Мn(+VI)O₄ + Н₂O.

4) Находим коэффициент для щелочи. Для этого подсчитываем в правой и левой частях уравнения число ионов металла, не изменивших своей зарядности, и по разности находим коэффициент.

В правой части уравнения имеется 4К⁺, а в левой 2К⁺, по разности (4 — 2 = 2) находим коэффициент для щелочи:

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2КОН = Na₂SO₄ + 2К₂МnO₄ + Н₂O.

5) Проверяем число ионов водорода в левой и правой частях уравнения и находим число образовавшихся молекул воды.

Приводим еще уравнения реакций окисления-восстановления с участием щелочи:

1) Н₂[O₂] + 2KMnO₄ + 2КOН = O₂ + 2К₂МnO₄ + 2Н₂O;

2) МnO₂ + KNO₃ + 2КОН = К₂МnO₄ + KNO₂ + Н₂O (при сплавлении);

3) Fe,O₃ + КСlO₃ + 4КОН = 2K₂FeO₄ + КСl + 2Н₂O (при сплавлении).

Составим в ионной форме уравнение реакции окисления хромисто-кислого натрия бромом в щелочной среде.

1) Пишем левую часть уравнения:

СrO₂^— + Вr₂ + ОН^— →

2) Ион СrO₂^— является восстановителем; он отдает 3 электрона и переходит в щелочной среде в ион СrO²₄^— Молекула Вr₂ является окислителем; она принимает 2 электрона и превращается в два иона брома (2Вr^—).

Поставим под восстановителем 3, под окислителем 2 и найдем необходимые коэффициенты для восстановителя и окислителя:

2СrO₂^— + 3Вr₂ + ОН^—→.

3) Запишем в левой части уравнения исходные вещества с найденными коэффициентами, а в правой— oбразующиеся продукты:

2СrO₂^— + 3Вr₂ + ОН^—→2СrO²₄^— + 6Вr^— + Н₂O.

4) По числу кислородов, находящихся в двух ионах СrO²₄^— , находим число кислорода, которое необходимо взять из гидроксильных групп (4OН^—).

Кроме того, следует учесть, что освобождающиеся при этом ионы водорода (4Н⁺) связываются также ионами гидроксила (4OН^—), образуя 4 молекулы воды. Всего, таким образом, потребуется восемь гидроксильных групп:

2СrO₂^— + 3Br₂ + 8OН^— → 2СrО²₄^— + 6Вr^— + 4Н₂O.

Приведенное уравнение в молекулярной форме имеет, например, следующий вид:

2NaCrO₂ + 3Br₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 4Н₂O.

Реакции в нейтральной среде

Составим уравнение реакции сульфита натрия с перманганатом калия в нейтральной среде, придерживаясь ранее принятой последовательности.

1) Напишем формулы исходных веществ:

Na₂SO₃ + KMnO₄ + Н₂O

2) Определим восстановитель и окислитель и необходимые коэффициенты для них.

Окислительно-восстановительные свойства Na₂SO₃ остаются теми же, что в кислой и щелочной среде; наоборот, окислительно-восстановительные свойства марганцовокислого калия в нейтральной среде резко изменяются (по сравнению с кислой или щелочной средой), а именно: ион МnО₄^— восстанавливается до четырехвалентного.

В результате ион SO²₃^— молекулы Na₂SO₃ является восстановителем; он отдает 2 электрона и переходит в ион SO²₄^—.

В молекуле КМnO₄ ион МnО₄^— является окислителем: он в нейтральной (или слабощелочной) среде принимает 3 электрона и восстанавливается до МnO₂. Ставим под восстановителем число 2, под окислителем — 3.

Находим коэффициенты, для чего число 2, находящееся под восстановителем, ставим перед окислителем, а число 3, находящееся под окислителем, ставим перед восстановителем. В данном случае на 3 молекулы Na₂SO₃ требуется 2 молекулы КМnO₄.

Левая часть уравнения принимает вид:

3NaSO₃ + 2КМnO₄ + Н₂O →

3) Напишем в правой части уравнения формулы получающихся соединений, имея в виду, что ионы металла натрия с кислотным остатком SO²₄^— образуют соль Na₂SO₄, Mn^+IVc кислородом (О^-II) образуют МnO₂, а ион гидроксила с ионом калия образует едкое кали.

Отметим, что 1 ион гидроксила (ОН^—) образуется за счет освобождающегося кислорода (из КМnO₄) и иона водорода воды, а второй — из воды.

Так как в реакции требуется только одна молекула воды, то коэффициент для воды равняется единице.

Окончательное уравнение принимает следующий вид:

3NaS(+IV)O₃ + 2KMn(+VII)O₄ + Н₂O = 3Na₂S(+VI)O₄ + 2Mn(+IV)O₂ + 2КОН.

Ниже приводятся еще несколько законченных уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в нейтральной среде с участием молекул воды:

1) 3Н₂[O₂] + 2KMnO₄ + 2Н₂O = 3O₂ + 2MnO₂ + 2КОН + 4Н₂O;

2) Na₃AsO₃ + J₂ + Н₂O = Na₃AsO₄ + 2HJ;

3) 3Р + 5HNO₃ + 2Н₂O = 3Н₃РO₄ + 5NO;

4) 4Fe (ОН)₂ + O₂+ 2Н₂O = 4Fe (ОН)₃.

В качестве примера окислительно-восстановительной реакции, протекающей в нейтральной среде без участия молекул воды, укажем на уравнение следующей реакции:

2Аl + 3СuСl₂ = 3Сu + 2АlСl₃. Наконец составим в ионной форме уравнение реакции окисления иона SO²₃^— ионом Со³⁺ в нейтральной среде.

1) Напишем в левой части уравнения исходные вещества:

SO²₃^— + Co³⁺ +Н₂O→.

2) Ион SO²₃^— является восстановителем; отдает 2 электрона и переходит в ион SO²₄^—. Ион Со³⁺ принимает 1 электрон и превращается в ион Со²⁺.

Поставим под восстановителем число 2, под окислителем 1 и найдем коэффициенты для восстановителя и окислителя:

SO²₃^— + 2Co³⁺ + Н₂O →.

3) Запишем в левой части уравнения исходные вещества с найденными коэффициентами, а в правой — образующиеся продукты:

SO²₃^— + 2Со³⁺ + Н₂O → SO²₄^— + 2Со²⁺ + 2Н⁺.

Кроме среды, важными факторами, влияющими на направление и скорость окислительно-восстановительных процессов, являются также концентрация реагирующих веществ, температура и катализатор.

Общая схема для любого окислительно-восстановительного процесса может быть представлена следующим образом:

восст.₁ + окисл.₂ ⇄ окисл.₁ + восст.₂

Константа равновесия для приведенного процесса принимает следующее выражение:

К = ((окисл.₁)•(восст.₂))/((восст.₁)•(окисл.₂)).

Пользуясь приведенным уравнением, легко предвидеть смещение равновесия окислительно-восстановительной реакции в зависимости от концентрации реагирующих веществ.

Так, например, при увеличении концентрации окислителя или восстановителя равновесие будет смещаться слева направо, при увеличении же восстановленной или окисленной формы вещества равновесие будет смещаться в обратную сторону, т. е. справа налево.

Повышение температуры влечет за собой увеличение скорости окислительно-восстановительной реакции.

Так, например, равновесие реакции восстановления углекислого газа углем при повышении температуры сдвигается слева направо:

СО₂ + С ⇄ 2СО.

Наконец, температура может изменить не только скорость или положение равновесия той или иной окислительно-восстановительной реакции, но и самый характер ее.

Например, КМnО₄ при достаточно высокой температуре распадается по уравнению:

2КМnО₄→ К₂МnО₄ + МnО₂ + О2.

Участвуя в окислительно-восстановительных реакциях при высокой температуре, КМnО₄ будет не только в зависимости от среды расходоваться в том или ином количестве на окисление восстановителя, но и разрушаться, согласно проведенному уравнению.

В результате, помимо основного процесса, будет протекать целый ряд побочных реакций.

Другим примером, иллюстрирующим то же самое положение, может служить щавелевая кислота, также разлагающаяся при высокой температуре:

Н₂С₂О₄ → СО₂ + СО + Н₂О.

Теллур со щелочью, в зависимости от температуры, реагирует следующим образом:

при нагревании →

3Те + 6КОН = 2К₂Те + К₂ТеО₃ + 3Н₂О.

← при охлаждении

На скорость окислительно-восстановительных реакций, кроме указанных факторов, влияет также катализатор.

Наиболее известны положительные катализаторы, т. е. ускоряющие течение реакций. Менее известны отрицательные катализаторы, замедляющие химические процессы.

Рассмотрим некоторые окислительно-восстановительные процессы, протекающие в присутствии катализатора.

Окисление щавелевой кислоты перманганатом калия значительно ускоряется в присутствии ионов Мn²⁺ как катализатора. Образовавшиеся при этой реакции ионы Мn²⁺ затем сами являются катализатором.

Химический процесс, в котором роль катализатора выполняет одно из исходных или образующихся в результате реакции вещество, называется автокатализом.

В лабораторных условиях кислород обычно получают из бертолетовой соли, которая в присутствии МnО₂ как катализатора разлагается значительно быстрее.

Наблюдается также и ускорение разложения КМnО₄ в присутствии МnО₂.

В зависимости от катализатора два соединения, реагирующие между собой, могут образовать различные вещества:

2Na₂S₂О₃+ Н₂О₂ = Na₂S₄О₆ + 2NaOН;

Na₂S₂О₃ + 4Н₂О₂ = Na₂SО₄ + H₂SО₄ + 3H₂О.

В первой реакции катализатором являются ионы йода, а во второй — молибденовая кислота.

Примером отрицательных катализаторов могут служить спирт и глицерин, наличие которых в растворе сульфита натрия (Na₂SО₃) замедляет окисление Na₂SО₃ в Na₂SО₄ кислородом воздуха.

Еще одним примером отрицательного катализатора являются следы кислорода, замедляющие взаимодействие хлора с водородом под действием света.

Ускоряющее действие на окислительно-восстановительные процессы, помимо катализатора, оказывают и параллельно идущие реакции.

В тех случаях, когда одна окислительно-восстановительная реакция ускоряет другую, говорят о сопряженных, или индуцированных, реакциях (Н. А. Шилов, 1904).

Многие окислительно-восстановительные реакции являются сопряженными. Например, медленно протекающая реакция окисления иона хлора перманганатом:

5Сl^— + МnО₄^— + 8Н+ → 5Сl + Мn²⁺ + 4Н₂О

ускоряется одновременно идущей реакцией окисления двухвалентного иона железа перманганатом:

5Fe²⁺ + МnО₄^— + 8Н⁺ → 5Fe³⁺ + Мn²⁺ + 4Н₂О.

Аналогично, также сопряженно, протекает реакция окисления мышьяковистой кислоты H₃AsO₃ кислородом воздуха в присутствии сернистой кислоты H₂SO₃. Сернистая кислота окисляется кислородом воздуха, а мышьяковистая не окисляется.

Однако при совместном присутствии окисляются обе кислоты.

Особые случаи составления уравнений окислительно-восстановительных реакций

Рассмотренная выше методика составления уравнений окислительно-восстановительных реакций применима к огромному большинству простейших и сложных процессов.

Однако для того, чтобы более быстро составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует иметь в виду некоторые особые случаи.

Первый случай

Если в реакции число электронов, теряемых восстановителем, и число электронов, принимаемых окислителем, являются четными числами, то при нахождении коэффициентов число электронов делят на наибольший общий делитель.

Так, например, в реакции

3H₂SO₃ + НСlО₃ = 3H₂SО₄ + НСl

коэффициентами у восстановителя и окислителя будут не 6 и 2, а 3 и 1.

Если же число электронов, теряемых восстановителем и приобретаемых окислителем, нечетное, а в результате реакции должно получиться четное число атомов, то коэффициенты удваиваются.

Например, в реакции

10KJ + 2КМnО₄ + 8H₂SО₄ = 5J₂ + 6K₂SО₄ + 2MnSО₄ + 8H₂О

коэффициентами у окислителя и восстановителя будут не 1 и 5, а 2 и 10.

Второй случай

Иногда восстановитель или окислитель расходуется дополнительно на связывание образующихся в результате реакции продуктов.

Например:

1) 10НСl + 2KMnО₄ + 6НСl = 5Сl₂ + 2КСl + 2МnСl₂ + 8Н₂О.

В этой реакции 10 молекул НСl реагируют как восстановитель, а 6 молекул НСl расходуются на связывание получающихся веществ.

2) 3Cu + 2HNО₃ + 6HNО₃ = 3Cu(NО₃)₂ + 2NO + 4Н₂О.

Здесь на 3 атома Сu-восстановителя необходимо 2 молекулы НNО₃-окислителя; кроме того, на образование нитрата меди и воды требуется еще 6 молекул HNО₃.

Третий случай

Окисляются одновременно и положительные и отрицательные ионы молекулы восстановителя.

В качестве примера рассмотрим окисление трехсернистого мышьяка концентрированной азотной кислотой. Разберем составление этого уравнения подробно.

1) Напишем формулы исходных веществ:

As₂S₃ + HNО₃→.

2) Определим: восстановитель и окислитель и необходимые коэффициенты:

As₂S₃+ 28HNО₃→

3) Выпишем в правую часть уравнения формулы веществ, образующихся в результате реакции:

As₂S₃ + 28HNО₃ → H₃AsО₄+ H₂SО₄ + NО₂ + H₂О.

4) Произведем проверку числа атомов каждого элемента в исходных и полученных соединениях и расставим соответствующие коэффициенты:

As₂S₃ + 28HNО₃ = 2H₃AsО₄ + 3H₂SО₄ + 28NО₂ + 8H₂О.

5) Проверяя количество атомов кислорода или водорода (или любого элемента) в левой и правой частях уравнения, убеждаемся в том, что оно написано правильно.

Четвертый случай

Восстановителем и окислителем являются различные атомы одного и того же элемента, но входящие в состав разных веществ.

Примером может служить реакция между йодистым и йодноватокислым калием, протекающая в кислой среде:

5KJ + 5KJО₃ + 3H₂SО₄ = 3J₂ + 3K₂SО₄ + 3H₂О.

Пятый случай

Иногда уравнение реакции окисления-восстановления обычным путем составить нельзя. В этом случае находятся индивидуальные способы решения, на основе тех же, уже рассмотренных нами, принципов. Например, в реакции:

Al + Fe₃О₄ → Al₂О₃ + Fe

восстановителем является Аl, он отдает 3ē; окислителем является железо (в Fe₃O₄). Но молекулу Fe₃O₄ следует рассматривать как FeO•Fe₂O₃, в которой FeO принимает 2ē, а Fe₂O₃ принимает 6ē , всего, следовательно, Fe₃O₄ приобретает 8 электронов.

Коэффициент при восстановителе здесь будет 8, а при окислителе 3. Таким образом, окончательное уравнение принимает следующий вид:

8Аl + 3Fe₃O₄ = 4Аl₂O₃ + 9Fe.

Реакция горения черного пороха в основном протекает по следующему уравнению:

С + KNO₃ + S → N₂ + СO₂ + K₂S.

В данной реакции восстановителем является атом углерода; он отдает 4ē и окисляется до СO₂; окислителем является пятивалентный азот в соединении KNO₃, который, восстанавливаясь до N₂, принимает 5X2 = 10ē.

Но в этой реакции нейтральная сера также принимает 2ē.

В итоге окислитель принимает 12 электронов (10 + 2= 12). Согласно основному правилу составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, принятых окислителем. Число теряемых электронов в нашем случае также равно 12(4X3 = 12).

Таким образом, коэффициент при восстановителе (углероде) будет «три», а при окислителе (KNO₃) «два».

Окончательно уравнение принимает вид:

3С + S + 2KNO₃ = N₂ + 3CO₂ + K₂S.

Шестой случай

Сильнейшим окислителем является аллотропическое видоизменение кислорода — озон.

Ниже приводим уравнения реакций с участием озона.

1. 2NaBr + O₃ + Н₂O = Br₂ + O₂ + 2NaOH,

в реакции ионы 2Вr^— являются восстановителем. Они отдают 2 электрона (каждый по одному) и переходят в нейтральную молекулу Вr₂.

Молекула O₃ принимает 2 электрона, превращаясь в O^-II и O₂.

2. PbS + 4O₃ = PbSO₄ + 4O₂.

3. K₃AsO₃ + O₃ = K₃AsO₄ + O₂.

4. 2NH₃ + 3O₃ = N₂ + 3O₂ + 3H₂O.

При взаимодействии аммиака с озоном в зависимости от условий реакции могут быть получены и другие вещества (NH₄NO₂, NH₄NO₃ и т. д.).

5. 2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂.

Седьмой случай

Восстановителем или окислителем являются комплексные соединения. При этом может произойти:

1) изменение зарядности иона комплексообразователя;

2) разрушение комплекса с образованием простых веществ;

3) выделение комплексообразователя в виде нейтрального атома.

Примеры: 1) 5К₄ [Fe(CN)₆] + KMnO₄ +4H₂SO₄ =

= 5К₃ [Fe (CN)₆] + MnSO₄ + 3K₂SO₄ + 4H₂O;

2) 2K₂ [Ni (CN)₄] + 9Br₂ + 6KOH = 2Ni (OH)₃ +

+ 8CNBr + 10KBr;

3) Zn + 2 [Ag (NH₃)₂] OH = 2Ag + [Zn (NH₃)₄] (OH)₂.

Составление уравнений реакций самоокисления-самовосстановления

В реакциях данного типа участвуют молекулы, атомы или ионы одного и того же вещества, способные проявлять и окислительные,и восстановительные свойства.

Правила составления уравнений этих реакций остаются неизменными.

В приведенных ниже примерах нижние цифры обозначают число электронов, отдаваемых и получаемых восстановителем и окислителем:

1) NO₂ + NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂;

2) KNO₂ + 2KNO₂ + H₂SO₄ = KNO3 + K₂SO₄ + 2NO + H₂O;

3) NaOCl + 2NaOCl=NaClO3 + 2NaCl.

Составление уравнений реакций внутримолекулярного окисления-восстановления

К процессам внутримолекулярного окисления-восстановления относятся реакции, при которых переход электронов происходит внутри одной и той же молекулы.

Сюда относятся некоторые простейшие реакции термической диссоциации, например:

1) 2HgO = 2Hg + O₂;

2) РСl₅ = РСl₃ + Сl₂;

3) МnСl₄ = МnСl₂ + Сl₂.

К этому же типу принадлежат и некоторые реакции, про-текащие в растворах, например:

Na₂SO₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₃ + Na₂SO₄,

H₂S₂O₃ = S + SO₂ + H₂O.

Составление уравнений реакций окисления металлов кислотами и щелочами

Взаимодействие металла с кислотой сопровождается переходом металла в состояние иона —это есть реакция окисления металла ионами кислоты.

Так, например, Zn, взаимодействуя с соляной кислотой, отдает 2 электрона ионам водорода и переходит в ион Zn²⁺:

Zn + 2HCl = H₂ + ZnCl₂.

Из приложения 6 видно, что не выделяют водорода из кислот, т. е. не окисляются ионом водорода, только те атомы, которые стоят в ряду напряжений ниже пары Н₂/2Н⁺. Такими являются атомы элементов:

Au, Ag, Hg, Сu, As, Sb, Bi, Ru, Rh, Os, Pt и др. Ионы этих элементов окисляют Н₂ в 2Н⁺. Например:

3Н₂ + 2AuCl₃ → 2Au + 6НСl.

Все атомы, стоящие выше пары Н₂/2Н⁺, выделяют из кислот водород (т. е. окисляются ионами водорода кислоты). При этом интенсивность реакции тем больше, чем выше в таблице или в ряду напряжений стоит металл.

Если металл не окисляется ионом водорода кислоты, то он может взаимодействовать только с такими кислотами, которые содержат ион, являющийся более сильным окислителем.

К таким кислотам относятся азотная (концентрированная и разбавленная), серная (концентрированная), хлорноватистая и некоторые другие.

Так, например Ag взаимодействует с концентрированной азотной кислотой, потому что в HNO₃ ион NO₃^— обладает окислительными свойствами:

Ag + 2HNO₃ = AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

Золото и с HNO₃ не взаимодействует, но окисляется царской водкой (смесью трех объемов концентрированной соляной кислоты и одного объема концентрированной азотной кислоты) по следующему суммарному уравнению:

Au + 3НСl + HNO₃ = AuCl₃ + NO + 2H₂O.

Уравнение реакции окисления золота царской водкой может быть написано по стадиям:

1) взаимодействие соляной и азотной кислот с образованием атомарного хлора, хлористого нитрозила и воды:

2НСl + HNO₃ + НСl = 2Cl + NOCl + 2Н₂O;

2) окисление золота полученными веществами (по первой реакции):

Au + 2Сl + NOCl = AuCl₃ + NO;

3) в зависимости от соотношения концентраций соляной и азотной кислот возможно образование золотохлористоводородной кислоты и нитрозо-соли:

AuCl₃ + НСl = Н [AuCl₄], AuCl₃ + NOCl = (NO) [AuCl₄]

Следует иметь в виду, что металлы, обычно не выделяющие из кислот водорода, в известных условиях (образуя труднорастворимые соединения или комплексы) могут взаимодействовать с ними.

Например, медь, не выделяющая водорода из большинства кислот, реагирует с H₂S, выделяя водород и образуя труднорастворимую соль —сульфид меди:

Cu + H₂S = H₂+CuS.

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, теоретически должны вытеснять его не только из кислот, но и из воды.

Но вследствие очень малой концентрации ионов водорода (Н⁺), образующихся при диссоциации воды, только наиболее активные металлы реагируют с водой, например:

2Na + 2Н₂O = Н₂ + 2NaOH.

Металлы 2-ой группы Са, Sr, Ва ионами водорода холодной водой окисляются медленно, но горячей — довольно энергично с образованием водорода и сильного основания.

Уравнение реакции растворения цинка в щелочи нередко выражают так:

Zn + 2NaOH = Н₂ + Na₂ZnO₂.

В действительности реакция протекает иначе. Металлический цинк практически не реагирует с водой вследствие образования на его поверхности гидроокиси цинка, препятствующей дальнейшему его окислению.

Однако в присутствии щелочи Zn(OH)₂ растворяется, и цинк начинает выделять водород из воды.

Поэтому химизм растворения (вернее, окисления) цинка в щелочах правильнее выражать уравнениями:

Zn + 2Н₂O = Н₂ + Zn(ОН)₂;

Zn (ОН)₂ + ОН^— = [Zn (ОН)₃]^—

Zn + 2Н₂O + ОН^— = Н₂ + [Zn (OH)₃]^—

или

Zn + 2Н₂O + NaOH = Н₂ + Na [Zn (ОН)₃].

Растворение алюминия в сильных щелочах обычно выражают при помощи одного из следующих уравнений:

2Аl + 2Н₂O + 2NaOH = 3Н₂ + 2NaAlO₂

или

2Аl + 2NaOH + 6Н₂O = 3Н₂ + 2Na [Al (ОН)₄].

Гидроокиси олова и свинца, имеющие также амфотерный характер, растворяются в щелочах. Но сами металлы Sn и Рb практически нерастворимы в щелочах, так как они являются сравнительно малоактивными металлами.

В ряду напряжений они стоят непосредственно перед водородом. Эти металлы очень медленно реагируют с разбавленными кислотами и практически не реагируют с водой, в которой концентрация ионов водорода еще меньше, чем даже в разбавленных кислотах.

Окислительно-восстановительные эквиваленты

Эквивалентом называется весовое количество элемента, которое соединяется с восемью весовыми частями кислорода или с одной весовой частью водорода (точнее 1,008) или замещает их в соединениях.

Эквивалент элементов, образующих одновалентные ионы, равен атомному весу этих элементов. Элементы, обладающие различной валентностью, соответственно этому имеют и несколько эквивалентов.

Так, например, эквивалент S(IV) равен 32: 4 = 8, эквивалент S(VI) равен 32 : 6 = 5,3, а эквивалент S(2-) равен 32:2 = 16.

Между атомным весом (A), эквивалентом (Э) и валентностью (В) существуют следующие соотношения:

а) Э = А/В; б) А = Э•В; в) В= А/Э.

Грамм-эквивалентом элемента называется количество вещества (выраженное в граммах), численно равное эквивалентному весу данного элемента.

Например, эквивалент двухвалентного железа равен 56:2 = 28; грамм-эквивалент его равен 28 г.

Эквивалент соли, кислоты или основания равен сумме эквивалентов положительно и отрицательно валентных частей молекулы этих соединений.

Так, например, эквивалент сернокислого алюминия равен сумме эквивалентов алюминия (27:3 = 9) и кислотного остатка SO²₄^—(96:2 = 48), т. е. 9 + 48 = 57.

Для расчета эквивалентного веса соли, кислоты или основания необходимо молекулярный вес данного вещества разделить на общее количество единиц валентности положительно или отрицательно валентной части молекулы.

Для нахождения окислительно-восстановительных грамм-эквивалентов необходимо грамм-молекулярный вес соединения разделить на число электронов, теряемых или приобретаемых восстановителем или окислителем (учитывая при этом среду).

Например, перманганат калия КМnO₄ в присутствии восстановителя в кислом растворе принимает 5 электронов и восстанавливается до Мn²⁺. Его окислительно-восстановительный грамм-эквивалент в кислой среде равен:

KmnO₄/5 = 158,15/5 = 31,63.

Семивалентный марганец, входящий в КМnO₄, в концентрированном щелочном растворе принимает 1 электрон и восстанавливается до щестивалентного.

Поэтому в концентрированном щелочном растворе окислительно-восстановительный грамм-эквивалент равен:

KmnO₄/1 = 158,15/1 = 158,15

В нейтральном и слабощелочном растворе семивалентный марганец (в соединении КМnO₄) принимает 3 электрона и восстанавливается до четырехвалентного. Окислительно-восстановительный грамм-эквивалент КМnO₄ в данном случае равен:

KmnO₄/3 = 158,15/3 = 52,72г.

Грамм-эквивалент хромовокислого калия: K₂CrO₄/3 = 194,20/3 = 64,73 г.

Грамм-эквивалент бромата калия:

KBrO₃/6 = 167,02/6 = 27,84 г.

Грамм-эквивалент йодида калия в кислой среде:

KJ/6 = 166,02/6 = 27,67 г.

При окислении тиосульфата натрия Na₂S₂O₃•5H₂O йодом в слабо-кислой или нейтральной среде 2 молекулы N₂S₂O₃, или 2S₂О²₃^— отдают 2 электрона молекуле J₂, а 1 молекула Na₂S₂О₃, или S₂О²₃^— , отдает 1 электрон. Поэтому величина грамм-эквивалента тиосульфата натрия здесь равна величине его грамм-молекулы:

2Na₂S₂O₃•5H₂O/2 = Na₂S₂O₃•5H₂O/1 = 248,19 г.

Тот же тиосульфат натрия, окисляясь бромом, теряет 8 электронов —грамм-эквивалентный вес его в этой реакции равен:

Na₂S₂O₃•5H₂O/8 = 248,19/8 = 31 г.

При реакции двойной соли сульфата двухвалентного железа и сульфата аммония — FeSО₄•(NH₄)SО₄•6H₂О (соли Мора) с перманганатом калия ион Fe²⁺ теряет 1 электрон — грамм-эквивалент двойной соли здесь равен ее грамм-молекуле:

FeSO₄•(NH₄)₂SO₄•6H₂O/1 = 392,15/1 = 392,15 г.

Из приведенных примеров ясно, как нужно вычислять окислительно-восстановительные эквиваленты. В большинстве случаев для этого даже нет необходимости составлять полные уравнения реакций — достаточно знать, сколько электронов в данной реакции теряет восстановитель или принимает окислитель.

Следует заметить, что одно и то же вещество может участвовать в реакциях как обменных, так и окислительно-восстановительных.