Уравнения хим реакций. Как уравнивать химические уравнения? Расстановка коэффициентов по схеме реакции

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Химическими реакция называют превращения веществ, в которых происходит изменение их состава и (или) строения.

Наиболее часто под химическими реакциями понимают процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются с помощью химических уравнений, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. Согласно закону сохранения массы, число атомов каждого элемента в левой и правой частях химического уравнения одинаково. Обычно формулы исходных веществ записывают в левой части уравнения, а формулы продуктов – в правой. Равенство числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения достигается расстановкой перед формулами веществ целочисленных стехиометрических коэффициентов.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции: температура, давление, излучение и т.д., что указывается соответствующим символом над (или «под») знаком равенства.

Все химические реакции могут быть сгруппированы в несколько классов, которым присущи определенные признаки.

Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ

Согласно этой классификации, химические реакции подразделяются на реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

В результате реакций соединения из двух или более (сложных или простых) веществ образуется одно новое вещество. В общем виде уравнение такой химической реакции будет выглядеть следующим образом:

Например:

СаСО 3 + СО 2 + Н 2 О = Са(НСО 3) 2

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

2Mg + O 2 = 2MgO.

2FеСl 2 + Сl 2 = 2FеСl 3

Реакции соединения в большинстве случаев экзотермические, т.е. протекают с выделением тепла. Если в реакции участвуют простые вещества, то такие реакции чаще всего являются окислительно-восстановительными (ОВР), т.е. протекают с изменением степеней окисления элементов. Однозначно сказать будет ли реакция соединения между сложными веществами относиться к ОВР нельзя.

Реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется несколько других новых веществ (сложных или простых) относят к реакциям разложения . В общем виде уравнение химической реакции разложения будет выглядеть следующим образом:

Например:

CaCO 3 CaO + CO 2 (1)

2H 2 O =2H 2 + O 2 (2)

CuSO 4 × 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O (3)

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O (4)

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (5)

2SO 3 =2SO 2 + O 2 (6)

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 +4H 2 O (7)

Большинство реакций разложения протекает при нагревании (1,4,5). Возможно разложение под действием электрического тока (2). Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований и солей кислородсодержащих кислот (1, 3, 4, 5, 7) протекает без изменения степеней окисления элементов, т.е. эти реакции не относятся к ОВР. К ОВР реакциям разложения относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления (6).

Реакции разложения встречаются и в органической химии, но под другими названиями — крекинг (8), дегидрирование (9):

С 18 H 38 = С 9 H 18 + С 9 H 20 (8)

C 4 H 10 = C 4 H 6 + 2H 2 (9)

При реакциях замещения простое вещество взаимодействует со сложным, образуя новое простое и новое сложное вещество. В общем виде уравнение химической реакции замещения будет выглядеть следующим образом:

Например:

2Аl + Fe 2 O 3 = 2Fе + Аl 2 О 3 (1)

Zn + 2НСl = ZnСl 2 + Н 2 (2)

2КВr + Сl 2 = 2КСl + Вr 2 (3)

2КСlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Сl 2 (4)

СаСО 3 + SiO 2 = СаSiO 3 + СО 2 (5)

Са 3 (РО 4) 2 + ЗSiO 2 = ЗСаSiO 3 + Р 2 О 5 (6)

СН 4 + Сl 2 = СН 3 Сl + НСl (7)

Реакции замещения в своем большинстве являются окислительно-восстановительными (1 – 4, 7). Примеры реакций разложения, в которых не происходит изменения степеней окисления немногочисленны (5, 6).

Реакциями обмена называют реакции, протекающие между сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями. Обычно этот термин применяют для реакций с участием ионов, находящихся в водном растворе. В общем виде уравнение химической реакции обмена будет выглядеть следующим образом:

АВ + СD = АD + СВ

Например:

CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)

NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)

NаНСО 3 + НСl = NаСl + Н 2 О + СО 2 (3)

AgNО 3 + КВr = АgВr ↓ + КNО 3 (4)

СrСl 3 + ЗNаОН = Сr(ОН) 3 ↓+ ЗNаСl (5)

Реакции обмена не являются окислительно-восстановительными. Частный случай этих реакций обмена -реакции нейтрализации (реакции взаимодействия кислот со щелочами) (2). Реакции обмена протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного вещества (3), осадка (4, 5) или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды (1, 2).

Классификация химических реакций по изменениям степеней окисления

В зависимости от изменения степеней окисления элементов, входящих в состав реагентов и продуктов реакции все химические реакции подразделяются на окислительно-восстановительные (1, 2) и, протекающие без изменения степени окисления (3, 4).

2Mg + CO 2 = 2MgO + C (1)

Mg 0 – 2e = Mg 2+ (восстановитель)

С 4+ + 4e = C 0 (окислитель)

FeS 2 + 8HNO 3 (конц) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)

Fe 2+ -e = Fe 3+ (восстановитель)

N 5+ +3e = N 2+ (окислитель)

AgNO 3 +HCl = AgCl ↓ + HNO 3 (3)

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 ↓ + H 2 O (4)

Классификация химических реакций по тепловому эффекту

В зависимости от того, выделяется ли или поглощается тепло (энергия) в ходе реакции, все химические реакции условно разделяют на экзо – (1, 2) и эндотермические (3), соответственно. Количество тепла (энергии), выделившееся или поглотившееся в ходе реакции называют тепловым эффектом реакции. Если в уравнении указано количество выделившейся или поглощенной теплоты, то такие уравнения называются термохимическими.

N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +46,2 кДж (1)

2Mg + O 2 = 2MgO + 602, 5 кДж (2)

N 2 + O 2 = 2NO – 90,4 кДж (3)

Классификация химических реакций по направлению протекания реакции

По направлению протекания реакции различают обратимые (химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ) и необратимые (химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ).

Для обратимых реакций уравнение в общем виде принято записывать следующим образом:

А + В ↔ АВ

Например:

СН 3 СООН + С 2 Н 5 ОН↔ Н 3 СООС 2 Н 5 + Н 2 О

Примерами необратимых реакций может служить следующие реакции:

2КСlО 3 → 2КСl + ЗО 2

С 6 Н 12 О 6 + 6О 2 → 6СО 2 + 6Н 2 О

Свидетельством необратимости реакции может служить выделение в качестве продуктов реакции газообразного вещества, осадка или малодиссоциирующего соединения, чаще всего воды.

Классификация химических реакций по наличию катализатора

С этой точи зрения выделяют каталитические и некаталитические реакции.

Катализатором называют вещество, ускоряющее ход химической реакции. Реакции, протекающие с участием катализаторов, называются каталитическими. Протекание некоторых реакций вообще невозможно без присутствия катализатора:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2 (катализатор MnO 2)

Нередко один из продуктов реакции служит катализатором, ускоряющим эту реакцию (автокаталитические реакции):

MeO+ 2HF = MeF 2 + H 2 O, где Ме – металл.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Калькулятор ниже предназначен для уравнивания химических реакций.

Как известно, существует несколько методов уравнивания химических реакций:

• Метод подбора коэффициентов
• Математический метод
• Метод Гарсиа
• Метод электронного баланса
• Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)

Последние два применяются для окислительно-восстановительных реакций

Данный калькулятор использует математический метод - как правило, в случае сложных химических уравнений он достаточно трудоемок для ручных вычислений, но зато прекрасно работает, если все за вас рассчитывает компьютер.

Математический метод основан на законе сохранения массы. Закон сохранения массы гласит, что количество вещества каждого элемента до реакции равняется количеству вещества каждого элемента после реакции. Таким образом, левая и правая части химического уравнения должны иметь одинаковое количество атомов того или иного элемента. Это дает возможность балансировать уравнения любых реакций (в том числе и окислительно-восстановительных). Для этого необходимо записать уравнение реакции в общем виде, на основе материального баланса (равенства масс определенного химического элемента в исходных и полученных веществах) составить систему математических уравнений и решить ее.

Рассмотрим этот метод на примере:

Пусть дана химическая реакция:

Обозначим неизвестные коэффициенты:

Составим уравнения числа атомов каждого элемента, участвующего в химической реакции:
Для Fe:
Для Cl:
Для Na:
Для P:
Для O:

Запишем их в виде общей системы:

В данном случае имеем пять уравнений для четырех неизвестных, причем пятое можно получить умножением четвертого на четыре, так что его можно смело отбросить.

Перепишем эту систему линейных алгебраических уравнений в виде матрицы:

Эту систему можно решить методом Гаусса. Собственно, не всегда будет так везти, что число уравнений будет совпадать с числом неизвестных. Однако прелесть метода Гаусса в том, что он как раз и позволяет решать системы с любым числом уравнений и неизвестных. Специально для этого был написан калькулятор Решение системы линейных уравнений методом Гаусса с нахождением общего решения , который и используется при уравнивании химических реакций.
То есть калькулятор ниже разбирает формулу реакции, составляет СЛАУ и передает калькулятору по ссылке выше, решающему СЛАУ методом Гаусса. Решение потом используется для отображения сбалансированного уравнения.

Химические элементы следует писать так, как они написаны в таблице Менделеева, т. е. учитывать большие и маленькие буквы (Na3PO4 - правильно, na3po4 - неправильно).

Достаточно часто школьникам и студентам приходится составлять т. н. ионные уравнения реакций. В частности, именно этой теме посвящена задача 31, предлагаемая на ЕГЭ по химии. В данной статье мы подробно обсудим алгоритм написания кратких и полных ионных уравнений, разберем много примеров разного уровня сложности.

Зачем нужны ионные уравнения

Напомню, что при растворении многих веществ в воде (и не только в воде!) происходит процесс диссоциации - вещества распадаются на ионы. Например, молекулы HCl в водной среде диссоциируют на катионы водорода (H + , точнее, H 3 O +) и анионы хлора (Cl -). Бромид натрия (NaBr) находится в водном растворе не в виде молекул, а в виде гидратированных ионов Na + и Br - (кстати, в твердом бромиде натрия тоже присутствуют ионы).

Записывая "обычные" (молекулярные) уравнения, мы не учитываем, что в реакцию вступают не молекулы, а ионы. Вот, например, как выглядит уравнение реакции между соляной кислотой и гидроксидом натрия:

HCl + NaOH = NaCl + H 2 O. (1)

Разумеется, эта схема не совсем верно описывает процесс. Как мы уже сказали, в водном растворе практически нет молекул HCl, а есть ионы H + и Cl - . Так же обстоят дела и с NaOH. Правильнее было бы записать следующее:

H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O. (2)

Это и есть полное ионное уравнение . Вместо "виртуальных" молекул мы видим частицы, которые реально присутствуют в растворе (катионы и анионы). Не будем пока останавливаться на вопросе, почему H 2 O мы записали в молекулярной форме. Чуть позже это будет объяснено. Как видите, нет ничего сложного: мы заменили молекулы ионами, которые образуются при их диссоциации.

Впрочем, даже полное ионное уравнение не является безупречным. Действительно, присмотритесь повнимательнее: и в левой, и в правой частях уравнения (2) присутствуют одинаковые частицы - катионы Na + и анионы Cl - . В процессе реакции эти ионы не изменяются. Зачем тогда они вообще нужны? Уберем их и получим краткое ионное уравнение:

H + + OH - = H 2 O. (3)

Как видите, все сводится к взаимодействию ионов H + и OH - c образованием воды (реакция нейтрализации).

Все, полное и краткое ионные уравнения записаны. Если бы мы решали задачу 31 на ЕГЭ по химии, то получили бы за нее максимальную оценку - 2 балла.

Итак, еще раз о терминологии:

• HCl + NaOH = NaCl + H 2 O - молекулярное уравнение ("обычное" уравнения, схематично отражающее суть реакции);
• H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H 2 O - полное ионное уравнение (видны реальные частицы, находящиеся в растворе);
• H + + OH - = H 2 O - краткое ионное уравнение (мы убрали весь "мусор" - частицы, которые не участвуют в процессе).

Алгоритм написания ионных уравнений

1. Составляем молекулярное уравнение реакции.
2. Все частицы, диссоциирующие в растворе в ощутимой степени, записываем в виде ионов; вещества, не склонные к диссоциации, оставляем "в виде молекул".
3. Убираем из двух частей уравнения т. н. ионы-наблюдатели, т. е. частицы, которые не участвуют в процессе.
4. Проверяем коэффициенты и получаем окончательный ответ - краткое ионное уравнение.

Пример 1 . Составьте полное и краткое ионные уравнения, описывающие взаимодействие водных растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Решение . Будем действовать в соответствии с предложенным алгоритмом. Составим сначала молекулярное уравнение. Хлорид бария и сульфат натрия - это две соли. Заглянем в раздел справочника "Свойства неорганических соединений" . Видим, что соли могут взаимодействовать друг с другом, если в ходе реакции образуется осадок. Проверим:

Упражнение 2 . Дополните уравнения следующих реакций:

1. KOH + H 2 SO 4 =
2. H 3 PO 4 + Na 2 O=
3. Ba(OH) 2 + CO 2 =
4. NaOH + CuBr 2 =
5. K 2 S + Hg(NO 3) 2 =
6. Zn + FeCl 2 =

Упражнение 3 . Напишите молекулярные уравнения реакций (в водном растворе) между: а) карбонатом натрия и азотной кислотой, б) хлоридом никеля (II) и гидроксидом натрия, в) ортофосфорной кислотой и гидроксидом кальция, г) нитратом серебра и хлоридом калия, д) оксидом фосфора (V) и гидроксидом калия.

Искренне надеюсь, что у вас не возникло проблем с выполнением этих трех заданий. Если это не так, необходимо вернуться к теме "Химические свойства основных классов неорганических соединений".

Как превратить молекулярное уравнение в полное ионное уравнение

Начинается самое интересное. Мы должны понять, какие вещества следует записывать в виде ионов, а какие - оставить в "молекулярной форме". Придется запомнить следующее.

В виде ионов записывают:

• растворимые соли (подчеркиваю, только соли хорошо растворимые в воде);
• щелочи (напомню, что щелочами называют растворимые в воде основания, но не NH 4 OH);
• сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI, HClO 4 , HClO 3 , H 2 SeO 4 , ...).

Как видите, запомнить этот список совсем несложно: в него входят сильные кислоты и основания и все растворимые соли. Кстати, особо бдительным юным химикам, которых может возмутить тот факт, что сильные электролиты (нерастворимые соли) не вошли в этот перечень, могу сообщить следующее: НЕвключение нерастворимых солей в данный список вовсе не отвергает того, что они являются сильными электролитами.

Все остальные вещества должны присутствовать в ионных уравнениях в виде молекул. Тем требовательным читателям, которых не устраивает расплывчатый термин "все остальные вещества", и которые, следуя примеру героя известного фильма, требуют "огласить полный список" даю следующую информацию.

В виде молекул записывают:

• все нерастворимые соли;
• все слабые основания (включая нерастворимые гидроксиды, NH 4 OH и сходные с ним вещества);
• все слабые кислоты (H 2 СO 3 , HNO 2 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, HClO, практически все органические кислоты...);
• вообще, все слабые электролиты (включая воду!!!);
• оксиды (всех типов);
• все газообразные соединения (в частности, H 2 , CO 2 , SO 2 , H 2 S, CO);
• простые вещества (металлы и неметаллы);
• практически все органические соединения (исключение - растворимые в воде соли органических кислот).

Уф-ф, кажется, я ничего не забыл! Хотя проще, по-моему, все же запомнить список N 1. Из принципиально важного в списке N 2 еще раз отмечу воду.

Пример 2 . Составьте полное ионное уравнение, описывающие взаимодействие гидроксида меди (II) и соляной кислоты.

Решение . Начнем, естественно, с молекулярного уравнения. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание. Все нерастворимые основания реагируют с сильными кислотами с образованием соли и воды:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + 2H 2 O.

А теперь выясняем, какие вещества записывать в виде ионов, а какие - в виде молекул. Нам помогут приведенные выше списки. Гидроксид меди (II) - нерастворимое основание (см. таблицу растворимости), слабый электролит. Нерастворимые основания записывают в молекулярной форме. HCl - сильная кислота, в растворе практически полностью диссоциирует на ионы. CuCl 2 - растворимая соль. Записываем в ионной форме. Вода - только в виде молекул! Получаем полное ионное уравнение:

Сu(OH) 2 + 2H + + 2Cl - = Cu 2+ + 2Cl - + 2H 2 O.

Пример 3 . Составьте полное ионное уравнение реакции диоксида углерода с водным раствором NaOH.

Решение . Диоксид углерода - типичный кислотный оксид, NaOH - щелочь. При взаимодействии кислотных оксидов с водными растворами щелочей образуются соль и вода. Составляем молекулярное уравнение реакции (не забывайте, кстати, о коэффициентах):

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O.

CO 2 - оксид, газообразное соединение; сохраняем молекулярную форму. NaOH - сильное основание (щелочь); записываем в виде ионов. Na 2 CO 3 - растворимая соль; пишем в виде ионов. Вода - слабый электролит, практически не диссоциирует; оставляем в молекулярной форме. Получаем следующее:

СO 2 + 2Na + + 2OH - = Na 2+ + CO 3 2- + H 2 O.

Пример 4 . Сульфид натрия в водном растворе реагирует с хлоридом цинка с образованием осадка. Составьте полное ионное уравнение данной реакции.

Решение . Сульфид натрия и хлорид цинка - это соли. При взаимодействии этих солей выпадает осадок сульфида цинка:

Na 2 S + ZnCl 2 = ZnS↓ + 2NaCl.

Я сразу запишу полное ионное уравнение, а вы самостоятельно проанализируете его:

2Na + + S 2- + Zn 2+ + 2Cl - = ZnS↓ + 2Na + + 2Cl - .

Предлагаю вам несколько заданий для самостоятельной работы и небольшой тест.

Упражнение 4 . Составьте молекулярные и полные ионные уравнения следующих реакций:

1. NaOH + HNO 3 =
2. H 2 SO 4 + MgO =
3. Ca(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 =
4. CoBr 2 + Ca(OH) 2 =

Упражнение 5 . Напишите полные ионные уравнения, описывающие взаимодействие: а) оксида азота (V) с водным раствором гидроксида бария, б) раствора гидроксида цезия с иодоводородной кислотой, в) водных растворов сульфата меди и сульфида калия, г) гидроксида кальция и водного раствора нитрата железа (III).

Химические реакции это химические взаимодействия веществ. Изображение реакций при помощи химических формул и математических знаков называется химическим уравнением.

При химических реакциях из атомов вступивших в реакцию веществ образуются новые вещества, и число атомов каждого элемента до реакции равно числу атомов этих элементов после реакции, т.е. в левой и в правой частях уравнения число атомов всех элементов должно быть одинаковым − закон сохранения массы веществ .

Составим уравнение реакции растворения гидроксида алюминия в избытке серной кислоты. Схема реакции:

Для составления уравнения реакции в схеме реакции необходимо подобрать коэффициенты. Подбор коэффициентов обычно начинают с формулы вещества, содержащего наибольшее число атомов элементов, независимо от того, где находится вещество – справа или слева от знака равенства. Уравниваем число атомов алюминия:

2 Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O.

Уравниваем число атомов серы:

2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O.

Уравниваем число атомов водорода:

2 Al(OH) 3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 6 H 2 O.

Подсчитаем число атомов кислорода в левой и правой частях уравнения реакции (проверим правильность подбора коэффициентов).

Уравнение реакции по стадиям записано для того, чтобы показать последовательность в подборе коэффициентов. На практике записывают только одну схему, которую путём подбора коэффициентов превращают в уравнение реакции.

Классификация химических реакций

Химические реакции классифицируют по следующим признакам:

1. по признаку изменения числа и состава исходных веществ и продуктов реакции делятся на следующие типы (или группы) реакций:

− реакции соединения;

− реакции разложения;

− реакции замещения;

− реакции обмена.

2 . по обратимости реакции подразделяются на:

− необратимые реакции;

− обратимые реакции.

3. по тепловому эффекту реакции подразделяются на:

− экзотермические реакции;

− эндотермические реакции.

4. по изменению степеней окисления атомов элементов в ходе химической реакции подразделяются на:

− реакции без изменения степеней окисления;

− реакции с изменением степеней окисления (или окислительно-восстановительные).

Рассмотрим эти типы химических реакций.

1. Классификация по признаку изменения числа и состава исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения – это реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество, например:

2H 2 +O 2 → 2H 2 O,

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 ,

2Cu + O 2 2CuO,

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 ,

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 .

Реакции разложения – это реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуется два или несколько новых веществ, например:

Ca(HCO 3) 2 CaCO 3 +CO 2 + H 2 O,

Zn(OH) 2 ZnO + H 2 O,

2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 ,

CaCO 3 CaO + CO 2 ,

2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2 ,

4KClO 3 3KClO 4 + KCl.

Реакции замещения – это реакции между простыми и сложными веществами, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы сложного вещества (при составлении уравнений реакций этого типа нужно помнить о правилах замещения и пользоваться приложением В1), например:

Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4 ,

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ,

Cl 2 + 2KI → I 2 + 2KCl,

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 .

Реакции обмена – это реакции между двумя сложными веществами, в результате которых два вещества обмениваются своими ионами, образуя два новых вещества. Реакции обмена протекают, если в результате обмена ионами образуются малорастворимые вещества (осадки), газообразные вещества или растворимые малодиссоциирующие вещества (слабые электролиты), например:

ВaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl,

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + H 2 O,

HCl + NaOH → NaCl + H 2 O,

(реакция нейтрализации).

При написании ионных уравнений реакций обмена слабые электролиты, труднорастворимые и газообразные вещества записывают в недиссоциированном виде (в виде молекул).

2. Классификация по признаку обратимости

Химические реакции по признаку обратимости подразделяются на обратимые и необратимые.

Обратимые химические реакции – это химические реакции, которые одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях, в прямом и обратном, например: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 ,

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 ,

H 2 + I 2 ↔ 2HI.

Необратимые химические реакции – это химические реакции, которые протекают в одном направлении и завершаются полным превращением исходных реагирующих веществ в конечные вещества (образующиеся продукты уходят из сферы реакции – выпадают в виде осадка, выделяются в виде газа, образуются малодиссоцированные соединения или реакция сопровождается большим выделением энергии), например:

H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,

AgNO 3 + NaBr → AgBr↓ + NaNO 3 ,

Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 +2H 2 O.

3. Классификация по тепловому эффекту реакции

По тепловому эффекту (Q или ∆Н; ∆Н – изменение энтальпии (теплового эффекта реакции)) химические реакции делятся на экзотермические и эндотермические.

Экзотермические химические реакции (∆Н < 0) – это химические реакции, происходящие с выделением теплоты (энергии), теплосодержание системы уменьшается, например: Fe + S → FeS, ∆Н = − 96 кДж,

С + О 2 → СО 2 , ∆Н = − 394 кДж.

Эндотермические химические реакции (∆Н > 0) – это химические реакции, происходящие с поглощением теплоты (энергии), теплосодержание системы возрастает, например: 2Hg → 2Hg + O 2 , ∆Н = + 18 кДж,

CaCO 3 → CaO + CO 3 , ∆Н = + 1200 кДж.

Экзотермическими реакциями являются многие реакции соединения. Эндотермическими реакциями являются многие реакции разложения.

4. Классификация по признаку изменения степеней окисления атомов элементов реагирующих веществ.

Химические реакции по признаку изменения степеней окисления атомов элементов в молекулах в ходе химической реакции делятся на две группы:

1. реакции, которые протекают без изменения степеней окисления атомов элементов, например: .

2. реакции, которые протекают с изменением степеней окисления атомов элементов (окислительно-восстановительные реакции), например:

Реакции соединения с участием простых веществ, а также реакции замещения являются окислительно-восстановительными реакциями.

Реакции разложения, соединения сложных веществ могут происходить как без изменения степеней окисления элементов, так и с изменением степеней окисления атомов элементов.

Реакции обмена всегда происходят без изменения степеней окисления (таблица 2).

Таблица 2 – Примеры реакций различных типов, протекающих с изменением и без изменений степеней окисления

Классификация химических реакций имеет большое значение в химии. Она помогает обобщать, систематизировать знания о реакциях и устанавливать закономерности их протекания.

Каждую химическую реакцию можно охарактеризовать по нескольким признакам, например: реакция , ∆Н = − 92 кДж

имеет следующие характеристики:

это реакция 1) соединения;

2) экзотермическая;

3) обратимая;

4) окислительно-восстановительная.

Вопросы и задачи для самоконтроля

1) Какой объем займут: а) 1 г водорода; б) 32 г кислорода; в) 14 г азота при нормальных условиях?

2) Вычислить массу в граммах при нормальных условиях:

а) 1 л азота; б) 8 л СО 2 ; в) 1 м 3 кислорода.

3) Какой объем займут 9,03 × 10 23 молекул хлора при нормальных условиях?

4) Сколько молекул содержится в 16 г кислорода?

5) Сколько молей серной кислоты (H 2 SO 4) содержится в 196 г её?

6) Сколько молей карбоната натрия (Na 2 CO 3) содержится в 53 г его?

7) Сколько молей гидроксида натрия (NaOH) содержится в 160 г его?

8) Определить степень окисления хлора в следующих соединениях:

NaClO, NaClO 2 , NaClO 4 , CaCl 2 , Cl 2 O 7 , KClO 3 , HCl.

9) Определить степень окисления фосфора в следующих соединениях:

H 3 PO 4 , PH 3 , KH 2 PO 4 , K 2 HPO 4 , HPO 3 , H 4 P 2 O 7 .

10) Определить степень окисления марганца в следующих соединениях:

MnO, Mn(OH) 4 , KMnO 4 ,K 2 MnO 4 , K 2 MnO 3 .

11) Какие типы химических реакций вам известны? Приведите примеры.

12) Какая реакция: соединения, разложения, замещения или обмена происходит при образовании воды:

а) в результате горения водорода на воздухе;

б) в результате взаимодействия водорода с оксидом меди (II);

в) в результате нагревания гидроксида железа (III);

г) при взаимодействии гидрокарбоната калия с гидроксидом калия.

Запись химического взаимодействия, отражающая количественную и качественную информацию о реакции, называют уравнением химических реакций. Записывается реакция химическими и математическими символами.

Основные правила

Химические реакции предполагают превращение одних веществ (реагентов) в другие (продукты реакции). Это происходит благодаря взаимодействию внешних электронных оболочек веществ. В результате из начальных соединений образуются новые.

Чтобы выразить ход химической реакции графически, используются определённые правила составления и написания химических уравнений.

В левой части пишутся изначальные вещества, которые взаимодействуют между собой, т.е. суммируются. При разложении одного вещества записывается его формула. В правой части записываются полученные в ходе химической реакции вещества. Примеры записанных уравнений с условными обозначениями:

• CuSO 4 + 2NaOH → Cu(OH) 2 ↓+ Na 2 SO 4 ;
• CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
• 2Na 2 O 2 + 2CO 2 → 2Na 2 CO 3 + O 2 ;
• CH 3 COONa + H 2 SO 4 (конц.) → CH 3 COOH + NaHSO 4 ;
• 2NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + H 2 .

Коэффициенты перед химическими формулами показывают количество молекул вещества. Единица не ставится, но подразумевается. Например, уравнение Ba + 2H 2 O → Ba(OH) 2 + H 2 показывает, что из одной молекулы бария и двух молекул воды получается по одной молекуле гидроксида бария и водорода. Если пересчитать количество водорода, то и справа, и слева получится четыре атома.

Обозначения

Для составления уравнений химических реакций необходимо знать определённые обозначения, показывающие, как протекает реакция. В химических уравнениях используются следующие знаки:

• → - необратимая, прямая реакция (идёт в одну сторону);
• ⇄ или ↔ - реакция обратима (протекает в обе стороны);
• - выделяется газ;
• ↓ - выпадает осадок;
• hν - освещение;
• t° - температура (может указываться количество градусов);
• Q - тепло;
• Е(тв.) - твёрдое вещество;
• Е(газ) или Е(г) - газообразное вещество;
• Е(конц.) - концентрированное вещество;
• Е(водн.) - водный раствор вещества.

Рис. 1. Выпадение осадка.

Вместо стрелки (→) может ставиться знак равенства (=), показывающий соблюдение закона сохранения вещества: и слева, и справа количество атомов веществ одинаково. При решении уравнений сначала ставится стрелка. После расчёта коэффициентов и уравнения правой и левой части под стрелкой подводят черту.

Условия реакции (температура, освещение) указываются сверху знака протекания реакции (→,⇄). Также сверху подписываются формулы катализаторов.

Рис. 2. Примеры условий реакции.

Какие бывают уравнения

Химические уравнения классифицируются по разным признакам. Основные способы классификации представлены в таблице.

Существует понятие химического равновесия, присущее только обратимым реакциям. Это состояние, при котором скорости прямой и обратной реакции, а также концентрации веществ равны. Такое состояние характеризуется константой химического равновесия.

При внешнем воздействии температуры, давления, света реакция может смещаться в сторону уменьшения или увеличения концентрации определённого вещества. Зависимость константы равновесия от температуры выражается с помощью уравнений изобары и изохоры. Уравнение изотермы отражает зависимость энергии и константы равновесия. Эти уравнения показывают направление протекания реакции.

Рис. 3. Уравнения изобары, изохоры и изотермы.

Что мы узнали?

В уроке химии 8 класса была рассмотрена тема уравнений химических реакций. Составление и написание уравнений отражает ход химической реакции. Существуют определённые обозначения, показывающие состояние веществ и условия протекания реакции. Выделяют несколько видов химических реакций по разным признакам: по количеству вещества, агрегатному состоянию, поглощению энергии, энергетическому воздействию.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.3 . Всего получено оценок: 520.