02-Feb-2014 | Un comentariu | Lolita Okolnova
Reacții ionice- reactii intre ionii in solutie
Să ne uităm la reacțiile anorganice de bază și la unele reacții ale chimiei organice.
Foarte des, în diverse sarcini de chimie, vi se cere să scrieți nu numai ecuatii chimice sub formă moleculară, dar și sub formă ionică (complet și prescurtat). După cum sa menționat deja, ionic reactii chimice intra in solutii. Adesea, substanțele se descompun în ioni în apă.
Ecuația ionică completă pentru o reacție chimică: Toți compușii sunt electroliți îi rescriem în formă ionică, ținând cont de coeficienți:
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2H 2 O - ecuație moleculară reactii
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - ecuație completă a reacției ionice
Ecuație ionică abreviată pentru o reacție chimică: reducem aceleasi componente:
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O
Pe baza rezultatelor acestei reduceri a ionilor identici, este clar care ioni au format ceea ce este insolubil sau ușor solubil - produse gazoase sau reactivi, precipitate sau substante slab disociate.
Substanțe care nu se descompun în ioni în reacții chimice ionice:
1. insolubil în apă compuși (sau slab solubili) (vezi );
Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3
Сa 2+ + 2NO 3 — + 2Na + +2OH — = Ca(OH)2 + 2Na + +2NO 3 — — ecuație completă a reacției ionice
Ca 2+ + 2OH - = Ca(OH)2 - ecuația reacției ionice prescurtate
2. substanțe gazoase, de exemplu, O 2, Cl 2, NO etc.:
Na2S + 2HCI = 2NaCI + H2S
2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - ecuație completă a reacției ionice
S -2 + 2H + = H2S - ecuația reacției ionice prescurtate
3. substanțe cu disociere scăzută (H2O, NH4OH);
reacție de neutralizare
OH - + H + = H 2 O - ecuația reacției ionice prescurtate
4. (toate: ambele formate din metale și nemetale);
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - ecuație completă a reacției ionice
2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - ecuația reacției ionice abreviate
5. materie organică(acizii organici sunt clasificați ca substanțe cu disociere scăzută)
CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O
CH 3 COOH + Na + + OH - = CH 3 COO - + Na + + H2O - ecuație completă a reacției ionice
CH 3 COOH + OH - = CH 3 COO - + H2O - ecuație abreviată a reacției ionice
Adesea reacțiile chimice ionice sunt reacții de schimb.
Dacă toate substanțele care participă la reacție sunt sub formă de ioni, atunci legarea lor pentru a forma o nouă substanță nu are loc, astfel încât reacția în acest caz este practic imposibilă.
O trăsătură distinctivă a reacțiilor chimice de schimb de ioni din reacțiile redox este că acestea au loc fără a modifica stările de oxidare ale particulelor implicate în reacție.
- la examenul de stat unificat aceasta este o întrebare - Reacții de schimb ionic
- în GIA (OGE) acesta este - Reacții de schimb ionic
9.1. Care sunt reacțiile chimice?
Să ne amintim că numim orice fenomen chimic din natură reacții chimice. În timpul unei reacții chimice, unele se descompun, iar altele se formează. legături chimice. Ca rezultat al reacției, din unele substanțe chimice se obțin și alte substanțe (vezi capitolul 1).
Efectuarea teme pentru acasă Până la § 2.5, ați făcut cunoștință cu selecția tradițională a patru tipuri principale de reacții din întregul set de transformări chimice și apoi ați propus și denumirea acestora: reacții de combinare, descompunere, substituție și schimb.
Exemple de reacții compuse:
C + O2 = C02; (1)
Na20 + CO2 = Na2CO3; (2)
NH3 + CO2 + H20 = NH4HCO3. (3)
Exemple de reacții de descompunere:
2Ag2O4Ag + O2; (4)
CaC03CaO + CO2; (5)
(NH4)2Cr2O7N2 + Cr2O3 + 4H2O. (6)
Exemple de reacții de substituție:
CuS04 + Fe = FeS04 + Cu; (7)
2NaI + CI2 = 2NaCI + I2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reacții de schimb- reacţii chimice în care substanţele iniţiale par să-şi schimbe părţile constitutive. |
Exemple de reacții de schimb:
Ba(OH)2 + H2S04 = BaS04 + 2H20; (10)
HCI + KNO2 = KCI + HNO2; (11)
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3. (12)
Clasificarea tradițională a reacțiilor chimice nu acoperă toată diversitatea lor - pe lângă cele patru tipuri principale de reacții, există și reacții mult mai complexe.
Identificarea altor două tipuri de reacții chimice se bazează pe participarea la ele a două particule nechimice importante: electron și proton.
În timpul unor reacții, are loc transferul complet sau parțial de electroni de la un atom la altul. În acest caz, se modifică stările de oxidare ale atomilor elementelor care alcătuiesc substanțele inițiale; dintre exemplele date, acestea sunt reacțiile 1, 4, 6, 7 și 8. Aceste reacții se numesc redox.
Într-un alt grup de reacții, un ion de hidrogen (H +), adică un proton, trece de la o particulă care reacţionează la alta. Astfel de reacții se numesc reacții acido-bazice sau reacții de transfer de protoni.
Printre exemplele date, astfel de reacții sunt reacțiile 3, 10 și 11. Prin analogie cu aceste reacții, reacțiile redox sunt uneori numite reacții de transfer de electroni. Veți face cunoștință cu OVR în § 2 și cu KOR în capitolele următoare.
REACȚII DE COMPUSARE, REACȚII DE DESCOMPUNERE, REACȚII DE SUBSTITUȚIE, REACȚII DE SCHIMB, REACȚII REDOX, REACȚII ACID-BAZĂ.
Scrieți ecuațiile de reacție corespunzătoare următoarelor scheme:
a) HgO Hg + O 2 ( t); b) Li2O + SO2Li2SO3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( t);
d) Al + I2AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3P04Mg3 (P04)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuS04 + Al Al2 (S04)3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); m) NH3 + O2N2 + H2O ( t); m) H2S04 + CuO CuS04 + H2O.
Indicați tipul tradițional de reacție. Etichetați reacțiile redox și acido-bazice. În reacțiile redox, indicați care atomi de elemente își schimbă stările de oxidare.
9.2. Reacții redox
Să luăm în considerare reacția redox care are loc în furnalele înalteîn producția industrială de fier (mai precis, fontă) din minereu de fier:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor care alcătuiesc atât substanțele inițiale, cât și produșii de reacție
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
După cum puteți vedea, starea de oxidare a atomilor de carbon a crescut ca urmare a reacției, starea de oxidare a atomilor de fier a scăzut, iar starea de oxidare a atomilor de oxigen a rămas neschimbată. În consecință, atomii de carbon din această reacție au suferit oxidare, adică au pierdut electroni ( oxidat), iar atomii de fier – reducerea, adică au adăugat electroni ( recuperat) (vezi § 7.16). Pentru a caracteriza OVR se folosesc conceptele oxidantŞi agent reducător.
Astfel, în reacția noastră atomii oxidanți sunt atomi de fier, iar atomii reducători sunt atomi de carbon.
În reacția noastră, agentul de oxidare este oxidul de fier (III), iar agentul de reducere este monoxidul de carbon (II).
În cazurile în care atomii oxidanți și atomii reducători fac parte din aceeași substanță (exemplu: reacția 6 din paragraful anterior), conceptele de „substanță oxidantă” și „substanță reducătoare” nu sunt utilizate.
Astfel, agenții oxidanți tipici sunt substanțe care conțin atomi care tind să câștige electroni (în întregime sau parțial), scăzând starea lor de oxidare. Dintre substanțele simple, acestea sunt în primul rând halogeni și oxigen și, într-o măsură mai mică, sulf și azot. Din substanțe complexe - substanțe care conțin atomi în stări superioare de oxidare care nu sunt înclinați să formeze ioni simpli în aceste stări de oxidare: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (CI +V), KClO 4 (CI +VII), etc.
Agenții reducători tipici sunt substanțele care conțin atomi care tind să doneze complet sau parțial electroni, crescându-le starea de oxidare. Din substanțe simple acestea sunt hidrogen, alcaline și metale alcalino-pământoase, precum și aluminiu. Dintre substanțele complexe - H 2 S și sulfuri (S –II), SO 2 și sulfiți (S +IV), ioduri (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III), etc.
În general, aproape toate substanțele complexe și multe substanțe simple pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare. De exemplu:
SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2 O 2 (SO 2 este un agent reducător puternic);
S02 + C = S + CO2 (t) (SO2 este un agent de oxidare slab);
C + O2 = CO2 (t) (C este un agent reducător);
C + 2Ca = Ca 2 C (t) (C este un agent de oxidare).
Să revenim la reacția despre care am discutat la începutul acestei secțiuni.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Vă rugăm să rețineți că, în urma reacției, atomii de oxidare (Fe + III) s-au transformat în atomi reducători (Fe 0), iar atomii reducători (C + II) s-au transformat în atomi de oxidare (C + IV). Dar CO 2 este un agent oxidant foarte slab în orice condiții, iar fierul, deși este un agent reducător, este în aceste condiții mult mai slab decât CO. Prin urmare, produșii de reacție nu reacționează unul cu celălalt și nu are loc reacția inversă. Exemplul dat este o ilustrare a principiului general care determină direcția fluxului OVR:
Reacțiile redox au loc în direcția formării unui agent oxidant mai slab și a unui agent reducător mai slab.
Proprietățile redox ale substanțelor pot fi comparate numai în condiții identice. În unele cazuri, această comparație poate fi făcută cantitativ.
În timp ce vă făceai temele pentru primul paragraf al acestui capitol, v-ați convins că este destul de dificil să selectați coeficienți în unele ecuații de reacție (în special ORR). Pentru a simplifica această sarcină în cazul reacțiilor redox, se folosesc următoarele două metode:
O) metoda echilibrului electronicŞi
b) metoda echilibrului electron-ion.
Veți învăța acum metoda echilibrului electronilor, iar metoda echilibrului electron-ion este de obicei studiată în instituțiile de învățământ superior.
Ambele metode se bazează pe faptul că electronii din reacțiile chimice nici nu dispar și nici nu apar nicăieri, adică numărul de electroni acceptați de atomi este egal cu numărul de electroni cedați de alți atomi.
Numărul de electroni dați și primiți în metoda echilibrului electronic este determinat de modificarea stării de oxidare a atomilor. Atunci când se utilizează această metodă, este necesar să se cunoască compoziția atât a substanțelor inițiale, cât și a produselor de reacție.
Să ne uităm la aplicarea metodei balanței electronice folosind exemple.
Exemplul 1. Să creăm o ecuație pentru reacția fierului cu clorul. Se știe că produsul acestei reacții este clorura de fier (III). Să scriem schema de reacție:
Fe + Cl2FeCl3.
Să determinăm stările de oxidare ale atomilor tuturor elementelor care alcătuiesc substanțele care participă la reacție:
Atomii de fier renunță la electroni, iar moleculele de clor îi acceptă. Să exprimăm aceste procese ecuații electronice:
Fe – 3 e– = Fe +III,
CI2+2 e –= 2Cl –I.
Pentru ca numărul de electroni dat să fie egal cu numărul de electroni primiți, prima ecuație electronică trebuie înmulțită cu doi, iar a doua cu trei:
| Fe – 3 e– = Fe +III, CI2+2 e– = 2Cl –I |
2Fe – 6 e– = 2Fe +III, 3CI2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Prin introducerea coeficienților 2 și 3 în schema de reacție, obținem ecuația reacției:
2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3.
Exemplul 2. Să creăm o ecuație pentru reacția de ardere a fosforului alb în exces de clor. Se știe că clorura de fosfor (V) se formează în următoarele condiții:
| +V –I | ||||
| P 4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Moleculele albe de fosfor renunță la electroni (se oxidează), iar moleculele de clor îi acceptă (reduc):
| P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P 4 – 20 e– = 4P +V CI2+2 e– = 2Cl –I |
P 4 – 20 e– = 4P +V 10Cl2+20 e– = 20Cl –I |
Factorii obținuți inițial (2 și 20) au avut un divizor comun, prin care (ca și coeficienții viitori din ecuația de reacție) au fost împărțiți. Ecuația reacției:
P4 + 10Cl2 = 4PCl5.
Exemplul 3. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când sulfura de fier (II) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
În acest caz, atât atomii de fier (II) cât și de sulf (–II) sunt oxidați. Compoziția sulfurei de fier (II) conține atomi ai acestor elemente într-un raport de 1:1 (vezi indicii în cea mai simplă formulă).
Balanta electronica:
| 4 | Fe+II – e– = Fe +III S–II–6 e– = S +IV |
În total dau 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e – = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Exemplul 4. Să creăm o ecuație pentru reacția care are loc atunci când disulfura de fier (II) (pirită) este prăjită în oxigen.
Schema de reactie:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Ca și în exemplul anterior, atât atomii de fier(II), cât și atomii de sulf sunt de asemenea oxidați aici, dar cu o stare de oxidare de I. Atomii acestor elemente sunt incluși în compoziția piritei într-un raport de 1:2 (vezi indici în cea mai simplă formulă). În acest sens, atomii de fier și sulf reacționează, ceea ce este luat în considerare la compilarea balanței electronice:
| Fe+III – e– = Fe +III 2S–I – 10 e– = 2S +IV |
În total, dau 11 e – | |
| O2+4 e– = 2O –II |
Ecuația reacției: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Există, de asemenea, cazuri mai complexe de ODD, dintre care unele vă veți familiariza în timp ce vă faceți temele.
ATOM OXIDANT, ATOM REDUCTOR, SUBSTANȚĂ OXIDANȚĂ, SUBSTANTĂ REDUCătoare, METODA DE ECHILIBRARE ELECTRONICĂ, ECUAȚII ELECTRONICE.
1. Alcătuiți o balanță electronică pentru fiecare ecuație OVR dată în textul § 1 al acestui capitol.
2. Alcătuiți ecuații pentru ORR-urile pe care le-ați descoperit în timp ce finalizați sarcina pentru § 1 din acest capitol. De data aceasta, utilizați metoda echilibrului electronic pentru a stabili cotele. 3.Folosind metoda echilibrului de electroni, creați ecuații de reacție corespunzătoare următoarelor scheme: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2Na2O2;
c) Na202 + Na Na20;
d) Al + Br2AlBr3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( t);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( t);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( t);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( t);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( t);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( t);
l) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H20;
m) MnO2 + H2Mn + H2O ( t);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( t);
t) CuS + O 2 Cu 2 O +SO 2 ( t);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( t).
9.3. Reacții exoterme. Entalpie
De ce apar reacțiile chimice?
Pentru a răspunde la această întrebare, să ne amintim de ce atomii individuali se combină în molecule, de ce se formează un cristal ionic din ioni izolați și de ce se aplică principiul energiei minime atunci când se formează învelișul de electroni a unui atom. Răspunsul la toate aceste întrebări este același: pentru că este benefic din punct de vedere energetic. Aceasta înseamnă că în timpul unor astfel de procese se eliberează energie. S-ar părea că reacțiile chimice ar trebui să aibă loc din același motiv. Într-adevăr, pot fi efectuate multe reacții, în timpul cărora este eliberată energie. Energia este eliberată, de obicei sub formă de căldură.
Dacă în timpul unei reacții exoterme căldura nu are timp să fie îndepărtată, atunci sistemul de reacție se încălzește.
De exemplu, în reacția de ardere a metanului
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g)
se eliberează atât de multă căldură încât metanul este folosit drept combustibil.
Faptul că această reacție eliberează căldură poate fi reflectat în ecuația reacției:
CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q.
Acesta este așa-numitul ecuația termochimică. Aici simbolul „+ Q„ înseamnă că atunci când metanul este ars, căldură este eliberată. Această căldură se numește efectul termic al reacției.
De unde vine căldura degajată?
Știți că în timpul reacțiilor chimice se rup și se formează legăturile chimice. ÎN în acest caz, legăturile dintre atomii de carbon și hidrogen din moleculele de CH 4 sunt rupte, precum și dintre atomii de oxigen din moleculele de O 2. În acest caz, se formează noi legături: între atomii de carbon și oxigen din moleculele de CO 2 și între atomii de oxigen și hidrogen din moleculele de H 2O Pentru a rupe legăturile, trebuie să consumați energie (vezi „energie de legătură”, „energia de atomizare”. ), iar atunci când se formează legături, se eliberează energie. Evident, dacă legăturile „noile” sunt mai puternice decât cele „vechi”, atunci va fi eliberată mai multă energie decât absorbită. Diferența dintre energia eliberată și cea absorbită este efectul termic al reacției.
Efectul termic (cantitatea de căldură) este măsurat în kilojuli, de exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ.
Această notație înseamnă că vor fi eliberați 484 kilojulii de căldură dacă doi moli de hidrogen reacţionează cu un mol de oxigen pentru a produce doi moli de apă gazoasă (vapori de apă).
Astfel, în ecuațiile termochimice, coeficienții sunt numeric egali cu cantitățile de substanță ale reactanților și produșilor de reacție.
Ce determină efectul termic al fiecărei reacții specifice?
Efectul termic al reacției depinde
a) din stări de agregare materii prime și produse de reacție,
b) pe temperatură şi
c) dacă transformarea chimică are loc la volum constant sau la presiune constantă.
Dependența efectului termic al unei reacții de starea de agregare a substanțelor se datorează faptului că procesele de trecere de la o stare de agregare la alta (ca și alte procese fizice) sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de căldură. Aceasta poate fi exprimată și printr-o ecuație termochimică. Exemplu – ecuația termochimică pentru condensarea vaporilor de apă:
H20 (g) = H20 (l) + Q.
În ecuațiile termochimice și, dacă este necesar, în ecuațiile chimice obișnuite, stările agregative ale substanțelor sunt indicate folosind indici de litere:
(d) – gaz,
(g) – lichid,
(t) sau (cr) – substanță solidă sau cristalină.
Dependența efectului termic de temperatură este asociată cu diferențele de capacități termice
materii prime şi produşi de reacţie.
Deoarece volumul sistemului crește întotdeauna ca urmare a unei reacții exoterme la presiune constantă, o parte din energie este cheltuită pentru a lucra pentru a crește volumul, iar căldura eliberată va fi mai mică decât dacă aceeași reacție are loc la un volum constant. .
Efectele termice ale reacțiilor sunt de obicei calculate pentru reacțiile care au loc la volum constant la 25 °C și sunt indicate prin simbol Q o.
Dacă energia este eliberată numai sub formă de căldură și o reacție chimică are loc la un volum constant, atunci efectul termic al reacției ( Q V) este egală cu modificarea energie internă(D U) substanțe care participă la reacție, dar cu semnul opus:
Q V = – U.
Energia internă a unui corp este înțeleasă ca energia totală a interacțiunilor intermoleculare, a legăturilor chimice, a energiei de ionizare a tuturor electronilor, a energiei de legătură a nucleonilor din nuclee și a tuturor celorlalte tipuri de energie cunoscute și necunoscute „stocate” de acest corp. Semnul „–” se datorează faptului că atunci când căldura este eliberată, energia internă scade. Adică
U= – Q V .
Dacă reacția are loc la presiune constantă, atunci volumul sistemului se poate modifica. O parte din energia internă este, de asemenea, cheltuită pentru a face munca de creștere a volumului. În acest caz
U = –(QP+A) = –(QP+PV),
Unde Q p– efectul termic al unei reacții care are loc la presiune constantă. De aici
Q P = – SUSV .
O valoare egală cu U+PV a primit numele modificarea entalpieiși notat cu D H.
H=U+PV.
Prin urmare
Q P = – H.
Astfel, pe măsură ce căldura este eliberată, entalpia sistemului scade. De aici și vechea denumire pentru această cantitate: „conținut de căldură”.
Spre deosebire de efectul termic, o modificare a entalpiei caracterizează o reacție indiferent dacă are loc la volum constant sau la presiune constantă. Ecuațiile termochimice scrise folosind modificarea entalpiei se numesc ecuații termochimice în formă termodinamică. În acest caz, este dată valoarea modificării entalpiei în condiții standard (25 °C, 101,3 kPa), notată H o. De exemplu:
2H2 (g) + O2 (g) = 2H2O (g) H o= – 484 kJ;
CaO (cr) + H2O (l) = Ca(OH)2 (cr) H o= – 65 kJ.
Dependența cantității de căldură eliberată în reacție ( Q) din efectul termic al reacției ( Q o) și cantitatea de substanță ( n B) unul dintre participanții la reacție (substanța B - substanța de pornire sau produsul de reacție) este exprimat prin ecuația:
Aici B este cantitatea de substanță B, specificată de coeficientul din fața formulei substanței B în ecuația termochimică.
Sarcină
Determinați cantitatea de substanță hidrogen arsă în oxigen dacă s-au eliberat 1694 kJ de căldură.
Soluţie
2H2 (g) + O2 (g) = 2H20 (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Efectul termic al reacției dintre aluminiul cristalin și clorul gazos este de 1408 kJ. Scrieți ecuația termochimică pentru această reacție și determinați masa de aluminiu necesară pentru a produce 2816 kJ de căldură folosind această reacție. 9.4. Reacții endoterme. Entropie Pe lângă reacțiile exoterme, sunt posibile reacții în care căldura este absorbită, iar dacă nu este furnizată, sistemul de reacție este răcit. Astfel de reacții se numesc endotermic. Efectul termic al unor astfel de reacții este negativ. De exemplu: Astfel, energia eliberată în timpul formării legăturilor în produsele acestor reacții și similare este mai mică decât energia necesară pentru a rupe legăturile din substanțele inițiale.
Să luăm două baloane și să umplem unul dintre ele cu azot (gaz incolor) și celălalt cu dioxid de azot (gaz maro), astfel încât atât presiunea, cât și temperatura din baloane să fie aceleași. Se știe că aceste substanțe nu reacționează chimic între ele. Să conectăm strâns baloanele cu gâtul lor și să le instalăm vertical, astfel încât balonul cu dioxid de azot mai greu să fie în partea de jos (Fig. 9.1). După ceva timp, vom vedea că dioxidul de azot maro se răspândește treptat în balonul superior, iar azotul incolor pătrunde în cel inferior. Ca urmare, gazele se amestecă, iar culoarea conținutului baloanelor devine aceeași. Astfel,
Ecuații de legătură între entropie ( S) și alte cantități sunt studiate la cursurile de fizică și chimie fizică. unitate de entropie [ S] = 1 J/K. G= H–T S Condiții pentru reacție spontană: G< 0. La temperaturi scăzute, factorul care determină posibilitatea apariției unei reacții este în mare măsură factorul de energie, iar la temperaturi ridicate este factorul de entropie. Din ecuația de mai sus, în special, este clar de ce reacțiile de descompunere care nu au loc la temperatura camerei (crește entropia) încep să apară la temperaturi ridicate. REACȚIE ENDOTERMICĂ, ENTROPIE, FACTOR DE ENERGIE, FACTOR DE ENTROPIE, ENERGIE GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafit) = 2Cu (cr) + CO 2 (g) este de –46 kJ. Scrieți ecuația termochimică și calculați câtă energie este necesară pentru a produce 1 kg de cupru din această reacție. CaCO 3 (cr) = CaO (cr) + CO 2 (g) – 179 kJ S-au format 24,6 litri de dioxid de carbon. Stabiliți câtă căldură a fost irosită inutil. Câte grame de oxid de calciu s-au format? |
Sodiul este cel mai des întâlnit în natură și cel mai utilizat metal alcalin, ocupând locul 11 în tabelul periodic (situat în grupa 1, subgrupa principală, din perioada a 3-a). Când interacționează cu oxigenul atmosferic, formează peroxid Na2O2. Poti spune ca este sodiu? Bineînțeles că nu, deoarece această substanță nu aparține clasei de oxizi, ci a acesteia formula structurala scris sub această formă: Na—O—O—Na. Oxizii superiori sunt cei în care elementul chimic asociat oxigenului are cel mai înalt grad oxidare. Sodiul are o singură stare de oxidare, +1. Prin urmare pentru aceasta element chimic concepte" oxid mai mare„nu există.
Formula moleculară a oxidului de sodiu este Na2O. Masa molara este egal cu 61,9789 g/mol. Densitatea oxidului de sodiu este de 2,27 g/cm³. De aspect Aceasta este o substanță solidă albă, neinflamabilă, care se topește la o temperatură de plus 1132 ° C, fierbe la o temperatură de plus 1950 ° C și se descompune. Când este dizolvat în apă, oxidul reacționează violent cu acesta, rezultând în formarea hidroxidului de sodiu, care ar trebui să fie numit corect hidroxid. Aceasta poate fi descrisă prin ecuația reacției: Na2O + H2O → 2NaOH. Principalul pericol al acestui lucru compus chimic(Na2O) este că reacționează violent cu apa, rezultând formarea unei alcalii agresive, caustice.
Oxidul de sodiu se poate obține prin încălzirea metalului la o temperatură nu mai mare de 180 °C într-un mediu cu conținut scăzut de oxigen: 4Na + O2 → 2Na2O. În acest caz, nu este posibil să se obțină un oxid pur, deoarece produsele de reacție vor conține până la 20% peroxid și doar 80% din substanța țintă. Există și alte moduri de a obține Na2O. De exemplu, la încălzirea unui amestec de peroxid cu un exces de metal: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. În plus, oxidul se obține prin reacția metalului de sodiu cu hidroxidul său: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, precum și prin interacțiunea sării cu un metal alcalin: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Toate aceste reacții apar cu un exces de sodiu. În plus, la încălzirea unui carbonat de metal alcalin la 851 °C, se poate obține un oxid al acestui metal conform ecuației de reacție: Na2CO3 → Na2O + CO2.
Oxidul de sodiu are proprietăți de bază pronunțate. Pe lângă faptul că reacționează violent cu apa, interacționează activ și cu acizi și oxizi acizi. Ca urmare a reacţiei cu acid clorhidric se formează sare și apă: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. Și atunci când interacționează cu cristale incolore de dioxid de siliciu, se formează un silicat de metal alcalin: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.
Oxidul de sodiu, ca și oxidul altui metal alcalin - potasiul, are o importanță practică mică. Această substanță este de obicei folosită ca reactiv și este o componentă importantă a sticlei industriale (soda-calce) și lichide, dar nu face parte din ochelarii optici. În mod obișnuit, sticla industrială conține aproximativ 15% oxid de sodiu, 70% silice (dioxid de siliciu) și 9% var (oxidul de Na servește ca flux pentru a scădea temperatura la care se topește siliciul. Sticla de sodă are un punct de topire mai scăzut decât sticla de potasiu - var. sau potasiu-plumb Este cea mai comună, utilizată pentru fabricarea de sticlă și recipiente din sticlă (sticle și borcane) pentru băuturi, alimente și alte produse.
Se obține prin topirea materiilor prime - carbonat de Na, var, dolomit, dioxid de siliciu (silice), oxid de aluminiu (alumină), precum și o cantitate mică de agenți (de exemplu, sulfat de Na, clorură de Na) - într-un cuptor de sticlă la temperaturi de până la 1675 ° C. Sticlele verzi și maro sunt produse din materii prime care conțin mai puțin oxid de magneziu și oxid de sodiu în recipiente de sticlă decât în sticla utilizată pentru fabricarea ferestrelor.