Йонни химични реакции. Йонни химични реакции Уравнение на реакцията на Na o2
02-фев-2014 | Един коментар | Лолита Околнова
Йонни реакции- реакции между йони в разтвор
Нека да разгледаме основните неорганични и някои реакции на органичната химия.
Много често в различни задачи по химия от тях се иска да пишат не само химически уравненияв молекулярна форма, но и в йонна (пълна и съкратена). Както вече беше отбелязано, йонните химични реакции протичат в разтвори. Често веществата се разпадат на йони във вода.
Завършен йонно уравнениехимическа реакция:всички съединения са електролити, пренаписваме в йонна форма, като се вземат предвид коефициентите:
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - уравнение на молекулярната реакция
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - пълно уравнение на йонна реакция
Съкратено йонно уравнение на химическа реакция:намаляваме същите компоненти:
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O
Според резултатите от тази редукция на еднакви йони става ясно кои йони са образували кое е неразтворимо или слабо разтворимо – газообразни продукти или реагенти, утайки или слабо дисоцииращи вещества.
Не се разлага на йони при йонни химични реакции на вещество:
1. неразтворим във вода съединения (или слабо разтворими) (вж );
Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3
Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - пълно уравнение на йонната реакция
Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - съкратено уравнение на йонна реакция
2. газообразни вещества, например O 2, Cl 2, NO и др.:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S
2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - пълно уравнение на йонната реакция
S -2 + 2H + = H2S - съкратено уравнение на йонната реакция
3. слабо дисоцииращи вещества (H2O, NH4OH);
реакция на неутрализация
OH - + H + \u003d H 2 O - съкратено уравнение на йонна реакция
4. (всички: образувани от метали и неметали);
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - пълно уравнение на йонната реакция
2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - уравнение на редуцирана йонна реакция
5. органични вещества (органичните киселини се наричат слабо дисоцииращи вещества)
CH 3 COOH + NaOH \u003d CH 3 COONa + H 2 O
CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - пълно уравнение на йонната реакция
CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - съкратено уравнение на йонната реакция
Често йонните химични реакции са обменни реакции.
Ако всички вещества, участващи в реакцията, са под формата на йони, тогава тяхното свързване с образуването на ново вещество не настъпва, следователно реакцията в този случай е практически неосъществима.
Отличителна черта на химичните реакции на йонния обмен от редокс реакциите е, че те протичат без промяна на степените на окисление на частиците, участващи в реакцията.
- на изпита е въпрос - йонообменни реакции
- в GIA (OGE) е - Реакции на йонообмен
9.1. Какво представляват химичните реакции
Припомнете си, че ние наричаме химични реакции всякакви химически явления в природата. По време на химическа реакция единият се счупва, а другият се образува. химически връзки. В резултат на реакцията от някои химикали се получават други вещества (вж. глава 1).
Изпълнение домашна работакъм § 2.5, вие се запознахте с традиционното отделяне на четири основни типа реакции от цялата съвкупност от химични трансформации, като същевременно предложихте имената им: реакции на комбиниране, разлагане, заместване и обмен.
Примери за комбинирани реакции:
C + O 2 \u003d CO 2; (един)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)
Примери за реакции на разлагане:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Примери за реакции на заместване:
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (осем)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Обменни реакции- химични реакции, при които изходните вещества като че ли обменят съставните си части. |
Примери за обменни реакции:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (единадесет)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)
Традиционната класификация на химичните реакции не обхваща цялото им разнообразие – освен реакциите от четирите основни типа, има и много по-сложни реакции.
Изборът на други два вида химични реакции се основава на участието в тях на двете най-важни нехимични частици: електрона и протона.
По време на някои реакции има пълно или частично прехвърляне на електрони от един атом към друг. В този случай се променят степените на окисление на атомите на елементите, които съставляват изходните вещества; от дадените примери това са реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Тези реакции се наричат редокс.
В друга група реакции водороден йон (H +), тоест протон, преминава от една реагираща частица в друга. Такива реакции се наричат киселинно-алкални реакцииили реакции на пренос на протон.
Сред дадените примери такива реакции са реакции 3, 10 и 11. По аналогия с тези реакции, редокс реакциите понякога се наричат реакции на пренос на електрон. С АПИ ще се запознаете в § 2, а с КОР - в следващите глави.
РЕАКЦИИ НА СЪЕДИНЕНИЯ, РЕАКЦИИ НА РАЗГЛАЖДАНЕ, РЕАКЦИИ НА ЗАМЕСТВАНЕ, ОБМЕННИ РЕАКЦИИ, РЕАКЦИИ НА РЕДОКС, КИСЕЛО-ОСНОВНИ РЕАКЦИИ.
Напишете уравненията на реакциите, съответстващи на следните схеми:
а) HgO Hg + O 2 ( т); б) Li2O + SO2Li2SO3; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( т);
г) Al + I 2 AlI 3; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; д) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( т); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( т); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
л) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( т); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( т); m) H2SO4 + CuO CuSO4 + H2O.
Посочете традиционния тип реакция. Обърнете внимание на редокс и киселинно-алкалните реакции. При редокс реакции посочете атомите на кои елементи променят степените си на окисление.
9.2. Редокс реакции
Помислете за окислително-редукционната реакция, която се случва в доменните пещи по време на промишленото производство на желязо (по-точно чугун) от желязна руда:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Нека определим степените на окисление на атомите, които съставляват както изходните материали, така и продуктите на реакцията
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Както можете да видите, степента на окисление на въглеродните атоми се увеличава в резултат на реакцията, степента на окисление на атомите на желязо намалява, а степента на окисление на кислородните атоми остава непроменена. Следователно въглеродните атоми в тази реакция претърпяват окисляване, тоест губят електрони ( окислени), а атомите на желязото до редукция, тоест те са прикрепили електрони ( възстановен) (виж § 7.16). За характеризиране на OVR се използват понятията окислители редуциращ агент.
Така в нашата реакция окисляващите атоми са железни атоми, а редуциращите са въглеродни атоми.
В нашата реакция окислителят е железен (III) оксид, а редуциращият агент е въглероден (II) оксид.
В случаите, когато окисляващи и редуциращи атоми са част от едно и също вещество (пример: реакция 6 от предишния параграф), понятията „окислително вещество“ и „редуциращо вещество“ не се използват.
По този начин типичните окислители са вещества, които включват атоми, които са склонни да добавят електрони (изцяло или частично), понижавайки степента на окисление. От простите вещества това са предимно халогени и кислород, в по-малка степен сяра и азот. От сложни вещества- вещества, които включват атоми в по-високи степени на окисление, които не са склонни да образуват прости йони в тези степени на окисление: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 ( Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) и др.
Типичните редуциращи агенти са вещества, които съдържат атоми, които са склонни да даряват електрони изцяло или частично, повишавайки степента на окисление. От простите вещества това са водород, алкални и алкалоземни метали, както и алуминий. От сложните вещества - H 2 S и сулфиди (S -II), SO 2 и сулфити (S + IV), йодиди (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) и др.
Като цяло, почти всички сложни и много прости вещества могат да проявяват както окислителни, така и редуциращи свойства. Например:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 е силен редуктор);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 е слаб окислител);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C е редуциращият агент);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C е окислител).
Нека се върнем към реакцията, обсъдена от нас в началото на този раздел.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Обърнете внимание, че в резултат на реакцията окисляващите атоми (Fe + III) се превръщат в редуциращи атоми (Fe 0), а редуциращите атоми (C + II) се превръщат в окислителни атоми (C + IV). Но CO 2 при всякакви условия е много слаб окислител, а желязото, въпреки че е редуциращ агент, е много по-слабо от CO при тези условия. Следователно продуктите на реакцията не реагират помежду си и обратната реакция не настъпва. Горният пример е илюстрация на общия принцип, който определя посоката на потока OVR:
Редокс реакциите протичат в посока на образуване на по-слаб окислител и по-слаб редуктор.
Редокс свойствата на веществата могат да се сравняват само при едни и същи условия. В някои случаи това сравнение може да се направи количествено.
Когато правите домашната си работа за първия параграф на тази глава, вие видяхте, че е доста трудно да се намерят коефициенти в някои уравнения на реакцията (особено OVR). За да се опрости тази задача в случай на редокс реакции, се използват следните два метода:
а) метод на електронен баланси
б) метод на електронно-йонен баланс.
Сега ще изучавате метода на електронния баланс, а методът на електронно-йонния баланс обикновено се изучава във висшите учебни заведения.
И двата метода се основават на факта, че електроните в химичните реакции не изчезват никъде и не се появяват никъде, тоест броят на електроните, приети от атомите, е равен на броя на електроните, отдадени от други атоми.
Броят на дарените и получени електрони в метода на електронния баланс се определя от промяната в степента на окисление на атомите. Когато се използва този метод, е необходимо да се знае съставът както на изходните материали, така и на реакционните продукти.
Помислете за прилагането на метода на електронния баланс, като използвате примери.
Пример 1Нека направим уравнение за реакцията на желязото с хлора. Известно е, че продуктът от такава реакция е железен(III) хлорид. Нека напишем реакционната схема:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Нека определим степените на окисление на атомите на всички елементи, които съставляват веществата, участващи в реакцията:
Железните атоми даряват електрони, а хлорните молекули ги приемат. Ние изразяваме тези процеси електронни уравнения:
Fe-3 д- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 е-\u003d 2Cl -I.
За да бъде броят на дадените електрони равен на броя на получените, първото електронно уравнение трябва да се умножи по две, а второто по три:
| Fe-3 д- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 д– = 2Cl –I |
2Fe - 6 д- \u003d 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 д– = 6Cl –I. |
Въвеждайки коефициентите 2 и 3 в реакционната схема, получаваме уравнението на реакцията:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Пример 2Нека съставим уравнение за реакцията на изгаряне на бял фосфор в излишък от хлор. Известно е, че фосфор (V) хлорид се образува при следните условия:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl 5 . |
Молекулите на белия фосфор даряват електрони (окисляват се), а молекулите на хлора ги приемат (намалени):
| P4-20 д– = 4P + V Cl2 + 2 д– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 д– = 4P + V Cl2 + 2 д– = 2Cl –I |
P4-20 д– = 4P + V 10Cl 2 + 20 д– = 20Cl –I |
Първоначално получените фактори (2 и 20) са имали общ делител, на който (като бъдещи коефициенти в уравнението на реакцията) са били разделени. Реакционно уравнение:
P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.
Пример 3Нека съставим уравнение за реакцията, която протича при изпичане на железен(II) сулфид в кислород.
Схема на реакция:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
В този случай атомите на желязо(II) и сяра(–II) се окисляват. Съставът на железния (II) сулфид съдържа атоми на тези елементи в съотношение 1:1 (виж индексите в най-простата формула).
Електронен баланс:
| 4 | Fe + II - д– = Fe + III S-II-6 д– = S + IV |
Раздавам общо 7 д – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O -II |
Реакционно уравнение: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Пример 4. Нека съставим уравнение за реакцията, която протича при изпичането на железен (II) дисулфид (пирит) в кислород.
Схема на реакция:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Както в предишния пример, тук също се окисляват както атомите на желязо(II), така и атоми на сяра, но със степен на окисление I. Атомите на тези елементи са включени в състава на пирита в съотношение 1:2 (виж индексите в най-простата формула). Именно в това отношение реагират атомите на желязо и сяра, което се взема предвид при съставянето на електронния баланс:
| Fe+III – д– = Fe + III 2S-I-10 д– = 2S +IV |
Общо дават 11 д – | |
| O 2 + 4 д– = 2O –II |
Реакционно уравнение: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Има и по-сложни случаи на OVR, с някои от тях ще се запознаете, като си направите домашното.
АТОМ ОКИСИТЕЛ, АТОМ РЕДУКТОР, ОКИСИТЕЛНО ВЕЩЕСТВО, РЕДУКТОР ВЕЩЕСТВО, МЕТОД НА ЕЛЕКТРОНЕН БАЛАНС, ЕЛЕКТРОННИ УРАВНЕНИЯ.
1. Направете електронен баланс за всяко уравнение на OVR, дадено в текста на § 1 от тази глава.
2. Съставете уравненията на OVR, които открихте при изпълнение на задачата за § 1 от тази глава. Този път използвайте метода на електронния баланс, за да поставите коефициентите. 3. Използвайки метода на електронния баланс, съставете уравненията на реакцията, съответстващи на следните схеми: а) Na + I 2 NaI;
б) Na + O 2 Na 2 O 2;
в) Na2O2 + Na Na2O;
d) Al + Br2AlBr3;
д) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( т);
д) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( т);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( т);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( т);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( т);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( т);
m) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( т);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( т)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( т);
в) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( т);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( т);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( т).
9.3. екзотермични реакции. енталпия
Защо възникват химични реакции?
За да отговорим на този въпрос, нека си припомним защо отделните атоми се комбинират в молекули, защо от изолирани йони се образува йонен кристал, защо принципът на най-малката енергия действа при образуването на електронната обвивка на атома. Отговорът на всички тези въпроси е един и същ: защото е енергийно полезен. Това означава, че при такива процеси се отделя енергия. Изглежда, че химическите реакции трябва да протичат по същата причина. Всъщност могат да се осъществят много реакции, по време на които се освобождава енергия. Освобождава се енергия, обикновено под формата на топлина.
Ако топлината няма време да бъде отстранена по време на екзотермична реакция, тогава реакционната система се нагрява.
Например в реакцията на горене на метан
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H2O (g)
отделя се толкова много топлина, че метанът се използва като гориво.
Фактът, че топлината се отделя при тази реакция, може да бъде отразен в уравнението на реакцията:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + В.
Това т.нар термохимично уравнение. Тук символът "+ В" означава, че при изгаряне на метан се отделя топлина. Тази топлина се нарича топлинният ефект на реакцията.
Откъде идва отделената топлина?
Знаете, че при химичните реакции химическите връзки се разрушават и образуват. В този случай връзките се прекъсват между въглеродните и водородните атоми в молекулите на CH 4, както и между кислородните атоми в молекулите на O 2. В този случай се образуват нови връзки: между въглеродните и кислородните атоми в молекулите на CO 2 и между кислородните и водородните атоми в молекулите на H 2 O. За да разкъсате връзките, трябва да изразходвате енергия (вижте „енергия на връзката“, „енергия на атомизация“ ), а при образуване на връзки се освобождава енергия. Очевидно, ако "новите" връзки са по-силни от "старите", тогава повече енергия ще бъде освободена, отколкото погълната. Разликата между освободената и погълнатата енергия е топлинният ефект на реакцията.
Топлинният ефект (количеството топлина) се измерва в килоджаули, например:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Такъв рекорд означава, че ще се отделят 484 килоджаула топлина, ако два мола водород взаимодействат с един мол кислород и се образуват два мола газообразна вода (пара).
По този начин, в термохимичните уравнения коефициентите са числено равни на количествата на веществото на реагентите и реакционните продукти.
Какво определя топлинния ефект на всяка конкретна реакция?
Топлинният ефект на реакцията зависи
а) от агрегатни състоянияизходни материали и реакционни продукти,
б) на температура и
в) дали химическата трансформация се извършва при постоянен обем или при постоянно налягане.
Зависимостта на топлинния ефект на дадена реакция от състоянието на агрегиране на веществата се дължи на факта, че процесите на преход от едно агрегатно състояние в друго (както някои други физични процеси) се придружават от отделяне или поглъщане на топлина. Това може да се изрази и с термохимично уравнение. Пример е термохимичното уравнение на кондензацията на водна пара:
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + В.
В термохимичните уравнения и, ако е необходимо, в обикновените химически уравнения, агрегатните състояния на веществата се обозначават с помощта на буквени индекси:
(d) - газ,
(g) - течност,
(t) или (cr) е твърдо или кристално вещество.
Зависимостта на топлинния ефект от температурата е свързана с разлики в топлинните мощности
изходни материали и реакционни продукти.
Тъй като в резултат на екзотермична реакция при постоянно налягане обемът на системата винаги се увеличава, част от енергията се изразходва за извършване на работа за увеличаване на обема и отделената топлина ще бъде по-малка, отколкото в случая на същата реакция при постоянен обем.
Топлинните ефекти на реакциите обикновено се изчисляват за реакции, протичащи при постоянен обем при 25 °C и се обозначават със символа Во.
Ако енергията се отделя само под формата на топлина и химическата реакция протича при постоянен обем, тогава топлинният ефект на реакцията ( QV) е равно на промяната вътрешна енергия(Д У) вещества, участващи в реакцията, но с обратен знак:
Q V = - У.
Вътрешната енергия на тялото се разбира като общата енергия на междумолекулните взаимодействия, химичните връзки, енергията на йонизация на всички електрони, енергията на връзката на нуклоните в ядрата и всички други известни и неизвестни видове енергия, „съхранена“ от това тяло. Знакът "-" се дължи на факта, че при отделяне на топлина вътрешната енергия намалява. Това е
У= – QV .
Ако реакцията протича при постоянно налягане, тогава обемът на системата може да се промени. Част от вътрешната енергия също се изразходва за работата по увеличаване на обема. В такъв случай
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
където Qpе топлинният ефект на реакция, протичаща при постоянно налягане. Оттук
Q P = - U-PV .
Стойност, равна на U+PVбеше наречен промяна на енталпиятаи се обозначава с D Х.
Н=U+PV.
Следователно
Q P = - Х.
По този начин, когато се отдели топлина, енталпията на системата намалява. Оттук и старото име на това количество: „топлинно съдържание“.
За разлика от термичния ефект, промяната в енталпията характеризира реакцията, независимо дали протича при постоянен обем или постоянно налягане. Термохимичните уравнения, написани чрез промяна на енталпията, се наричат термохимични уравнения в термодинамична форма. В този случай се дава стойността на промяната в енталпията при стандартни условия (25 ° C, 101,3 kPa), обозначена H около. Например:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H около= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H около= - 65 kJ.
Зависимостта на количеството топлина, отделена в реакцията ( В) от топлинния ефект на реакцията ( Во) и количеството вещество ( нБ) един от участниците в реакцията (вещество Б - изходно вещество или реакционен продукт) се изразява с уравнението:
Тук B е количеството вещество B, дадено от коефициента пред формулата на вещество B в термохимичното уравнение.
Задача
Определете количеството водородно вещество, изгорено в кислорода, ако се отдели 1694 kJ топлина.
Решение
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Топлинният ефект от реакцията на взаимодействие на кристален алуминий с газообразен хлор е 1408 kJ. Запишете термохимичното уравнение за тази реакция и определете масата на алуминия, необходима за производството на 2816 kJ топлина, използвайки тази реакция. 9.4. ендотермични реакции. Ентропия Освен екзотермични реакции са възможни реакции, в хода на които се абсорбира топлина, а ако не се подаде, реакционната система се охлажда. Такива реакции се наричат ендотермичен. Топлинният ефект на такива реакции е отрицателен. Например: Така енергията, освободена при образуването на връзки в продуктите на тези и подобни реакции, е по-малка от енергията, необходима за разрушаване на връзките в изходните материали.
Нека вземем две колби и напълним едната от тях с азот (безцветен газ), а другата с азотен диоксид (кафяв газ), така че както налягането, така и температурата в колбите да са еднакви. Известно е, че тези вещества не влизат в химична реакция помежду си. Свързваме плътно колбите с гърлата им и ги поставяме вертикално, така че колбата с по-тежкия азотен диоксид да е на дъното (фиг. 9.1). След известно време ще видим, че кафявият азотен диоксид постепенно се разпространява в горната колба, а безцветният азот прониква в долната. В резултат на това газовете се смесват и цветът на съдържанието на колбите става същият. По този начин,
Уравнения на връзката между ентропията ( С) и други величини се изучават в курсовете по физика и физическа химия. Ентропийна единица [ С] = 1 J/K. G= H-T С Условието за спонтанна поява на реакцията: г< 0. При ниски температури факторът, определящ в по-голяма степен възможността за реакция, е енергийният фактор, а при високи – ентропийният. От горното уравнение, по-специално, става ясно защо непротичащият при стайна температурареакциите на разлагане (ентропията се увеличава) започват да протичат при повишена температура. ЕНДОТЕРМИЧНА РЕАКЦИЯ, ЕНТРОПИЯ, ЕНЕРГИЙЕН ФАКТОР, ЕНТРОПИЯ ФАКТОР, ЕНЕРГИЯ НА ГИБС. 2CuO (cr) + C (графит) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) е -46 kJ. Запишете термохимичното уравнение и изчислете колко енергия трябва да изразходвате, за да получите 1 кг мед при такава реакция. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Образувани са 24,6 литра въглероден диоксид. Определете колко топлина е изгубена безполезно. Колко грама калциев оксид се образуват в този случай? |
Натрият е най-разпространеният и широко използван алкален метал в природата, заемащ 11-то място в периодичната таблица (той е в 1-ва група, основна подгрупа, 3-ти период). Когато взаимодейства с атмосферния кислород, той образува Na2O2 пероксид. Можете ли да кажете, че е натрий? Разбира се, не, тъй като това вещество не принадлежи към класа на оксидите и структурната му формула е написана в тази форма: Na-O-O-Na. По-високите оксиди са тези, при които химичният елемент, свързан с кислорода, има най-висока степен на окисление. Натрият има само една степен на окисление, +1. Следователно за този химичен елемент понятието "по-висок оксид" не съществува.
Натриевият оксид е молекулната формула на неговия Na2O. Моларната маса е 61,9789 g/mol. Плътността на натриевия оксид е 2,27 g/cm³. от външен видтова е бяло твърдо незапалимо вещество, което се топи при температура от плюс 1132 ° C, кипи при температура от плюс 1950 ° C и се разлага. Когато се разтваря във вода, оксидът реагира бурно с него, което води до образуването на натриев хидроксид, който правилно трябва да се нарича хидроксид. Това може да се опише с уравнението на реакцията: Na2O + H2O → 2NaOH. Основната опасност от това химично съединение(Na2O) е, че реагира бурно с вода, което води до образуването на агресивна каустична основа.
Натриевият оксид може да се получи чрез нагряване на метала до температура не по-висока от 180 °C в среда с ниско съдържание на кислород: 4Na + O2 → 2Na2O. В този случай не е възможно да се получи чист оксид, тъй като реакционните продукти ще съдържат до 20% пероксид и само 80% от целевото вещество. Има и други начини за получаване на Na2O. Например, при нагряване на смес от пероксид с излишък от метал: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. В допълнение, оксидът се получава чрез реакцията на метален натрий с неговия хидроксид: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, както и чрез взаимодействие на солта с алкален метал: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Всички тези реакции протичат с излишък на натрий. Освен това, когато карбонат на алкален метал се нагрява до 851 ° C, оксид на този метал може да се получи и съгласно уравнението на реакцията: Na2CO3 → Na2O + CO2.
Натриевият оксид има изразени основни свойства. Освен че реагира бурно с вода, той също така активно взаимодейства с киселини и киселинни оксиди. В резултат на реакцията с солна киселинасе образуват сол и вода: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. И при взаимодействие с безцветни кристали силициев диоксид се образува силикат на алкален метал: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.
Натриевият оксид, подобно на оксида на друг алкален метал, калий, няма голямо практическо значение. Това вещество обикновено се използва като реагент, е важен компонент на промишленото (натриева вар) и течното стъкло, но не е част от оптичните стъкла. Обикновено индустриалното стъкло съдържа около 15% натриев оксид, 70% силициев диоксид (силициев диоксид) и 9% вар (Na оксидът служи като поток за понижаване на температурата, при която силициев диоксид се топи. Натриевото стъкло има по-ниска точка на топене от поташното стъкло. -вар или калиево-оловно.Той е най-разпространеният, използва се за производство на стъклопакети и стъклени съдове (бутилки и буркани) за напитки, храни и някои други стоки.Стъклените изделия често се изработват от закалено натриева-варо-силикатно стъкло.
Получава се чрез топене на суровини - Na карбонат, вар, доломит, силициев диоксид (силициев диоксид), алуминиев оксид (алуминиев оксид), както и малко количество агенти (например Na сулфат, Na хлорид) - в стъклена пещ при температури до 1675°С. Зелените и кафявите бутилки са направени от суровини, съдържащи по-малко магнезиев оксид и натриев оксид в стъклото за контейнери, отколкото в стъклото за прозорци.