Reazioni chimiche ioniche. Reazioni chimiche ioniche Equazione di reazione di Na o2
02-febbraio-2014 | Un commento | Lolita Okolnova
Reazioni ioniche- reazioni tra ioni in soluzione
Diamo un'occhiata alle reazioni di base della chimica inorganica e di alcune sostanze chimiche organiche.
Molto spesso in vari compiti in chimica viene chiesto loro di scrivere non solo equazioni chimiche in forma molecolare, ma anche in forma ionica (completa e abbreviata). Come già notato, le reazioni chimiche ioniche si verificano in soluzioni. Spesso, le sostanze si scindono in ioni nell'acqua.
Completare equazione ionica reazione chimica: tutti i composti sono elettroliti, riscriviamo in forma ionica, tenendo conto dei coefficienti:
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - equazione di reazione molecolare
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - equazione di reazione ionica completa
Equazione ionica abbreviata di una reazione chimica: riduciamo le stesse componenti:
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O
Secondo i risultati di questa riduzione di ioni identici, è chiaro quali ioni hanno formato ciò che è insolubile o scarsamente solubile: prodotti o reagenti gassosi, precipitati o sostanze scarsamente dissocianti.
Non si decompone in ioni nelle reazioni chimiche ioniche di una sostanza:
1. insolubile in acqua composti (o poco solubili) (vedi );
Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3
Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - equazione di reazione ionica completa
Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - equazione di reazione ionica abbreviata
2. sostanze gassose, ad esempio O 2, Cl 2, NO, ecc.:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S
2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - equazione di reazione ionica completa
S -2 + 2H + = H2S - equazione di reazione ionica abbreviata
3. sostanze a bassa dissociazione (H2O, NH4OH);
reazione di neutralizzazione
OH - + H + \u003d H 2 O - equazione di reazione ionica abbreviata
4. (tutti: entrambi formati da metalli e non metalli);
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - equazione di reazione ionica completa
2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - equazione di reazione ionica ridotta
5. sostanze organiche (gli acidi organici sono indicati come sostanze a bassa dissociazione)
CH 3 COOH + NaOH \u003d CH 3 COONa + H 2 O
CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - equazione di reazione ionica completa
CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - equazione di reazione ionica abbreviata
Spesso sono reazioni chimiche ioniche reazioni di scambio.
Se tutte le sostanze che partecipano alla reazione sono sotto forma di ioni, non si verifica il loro legame con la formazione di una nuova sostanza, quindi la reazione in questo caso non è praticamente fattibile.
Una caratteristica distintiva delle reazioni chimiche di scambio ionico dalle reazioni redox è che procedono senza modificare gli stati di ossidazione delle particelle coinvolte nella reazione.
- nell'esame è una domanda - Reazioni di scambio ionico
- nel GIA (OGE) è - Reazioni di scambio ionico
9.1. Cosa sono le reazioni chimiche
Ricordiamo che chiamiamo reazioni chimiche qualsiasi fenomeno chimico della natura. Durante una reazione chimica, uno si rompe e l'altro si forma. legami chimici. Come risultato della reazione, da alcune sostanze chimiche si ottengono altre sostanze (vedi Cap. 1).
Soddisfacente compiti a casa al § 2.5, hai preso dimestichezza con la tradizionale separazione di quattro tipi principali di reazioni dall'insieme delle trasformazioni chimiche, mentre ne hai suggerito i nomi: reazioni di combinazione, decomposizione, sostituzione e scambio.
Esempi di reazioni composte:
C + O 2 \u003d CO 2; (uno)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)
Esempi di reazioni di decomposizione:
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)
Esempi di reazioni di sostituzione:
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (otto)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)
| Reazioni di scambio- reazioni chimiche in cui le sostanze iniziali, per così dire, scambiano le loro parti costitutive. |
Esempi di reazioni di scambio:
Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2 H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (undici)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)
La classificazione tradizionale delle reazioni chimiche non copre tutta la loro diversità: oltre alle reazioni dei quattro tipi principali, esistono anche molte reazioni più complesse.
La selezione di altri due tipi di reazioni chimiche si basa sulla partecipazione ad esse delle due più importanti particelle non chimiche: l'elettrone e il protone.
Durante alcune reazioni, c'è un trasferimento completo o parziale di elettroni da un atomo all'altro. In questo caso cambiano gli stati di ossidazione degli atomi degli elementi che compongono le sostanze iniziali; degli esempi forniti, queste sono le reazioni 1, 4, 6, 7 e 8. Queste reazioni sono chiamate redox.
In un altro gruppo di reazioni, uno ione idrogeno (H +), cioè un protone, passa da una particella che reagisce a un'altra. Tali reazioni sono chiamate reazioni acido-base o reazioni di trasferimento di protoni.
Tra gli esempi forniti, tali reazioni sono le reazioni 3, 10 e 11. Per analogia con queste reazioni, a volte vengono chiamate reazioni redox reazioni di trasferimento di elettroni. Conoscerai RIA nel § 2 e KOR - nei capitoli seguenti.
REAZIONI COMPOSTE, REAZIONI DI DECOMPOSIZIONE, REAZIONI DI SOSTITUZIONE, REAZIONI DI SCAMBIO, REAZIONI REDOX, REAZIONI ACIDO-BASE.
Scrivi le equazioni di reazione corrispondenti ai seguenti schemi:
a) HgO Hg + O 2 ( T); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( T);
d) Al + I 2 Al 3; e) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4) 2 + H 2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( T); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Specificare il tipo tradizionale di reazione. Notare le reazioni redox e acido-base. Nelle reazioni redox, indica gli atomi di cui gli elementi cambiano i loro stati di ossidazione.
9.2. Reazioni redox
Considera la reazione redox che si verifica negli altiforni durante la produzione industriale di ferro (più precisamente, ghisa) dal minerale di ferro:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Determiniamo gli stati di ossidazione degli atomi che costituiscono sia i materiali di partenza che i prodotti di reazione
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Come puoi vedere, lo stato di ossidazione degli atomi di carbonio è aumentato come risultato della reazione, lo stato di ossidazione degli atomi di ferro è diminuito e lo stato di ossidazione degli atomi di ossigeno è rimasto invariato. Di conseguenza, gli atomi di carbonio in questa reazione hanno subito l'ossidazione, cioè hanno perso elettroni ( ossidato), e gli atomi di ferro alla riduzione, cioè attaccavano gli elettroni ( recuperato) (vedi § 7.16). Per caratterizzare l'OVR, vengono utilizzati i concetti agente ossidante e agente riducente.
Pertanto, nella nostra reazione, gli atomi ossidanti sono atomi di ferro e gli atomi riducenti sono atomi di carbonio.
Nella nostra reazione, l'agente ossidante è l'ossido di ferro (III) e l'agente riducente è l'ossido di carbonio (II).
Nei casi in cui atomi ossidanti e atomi riducenti fanno parte della stessa sostanza (esempio: reazione 6 del paragrafo precedente), i concetti "sostanza ossidante" e "sostanza riducente" non vengono utilizzati.
Pertanto, tipici agenti ossidanti sono sostanze che includono atomi che tendono ad aggiungere elettroni (in tutto o in parte), abbassando il loro stato di ossidazione. Tra le sostanze semplici, queste sono principalmente alogeni e ossigeno, in misura minore zolfo e azoto. A partire dal sostanze complesse- sostanze che includono atomi in stati di ossidazione superiori che non sono inclini a formare ioni semplici in questi stati di ossidazione: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 ( Cl + V), KClO 4 (Cl + VII), ecc.
Tipici agenti riducenti sono sostanze che contengono atomi che tendono a donare elettroni in tutto o in parte, aumentando il loro stato di ossidazione. Tra le sostanze semplici, si tratta di idrogeno, metalli alcalini e alcalino terrosi, nonché alluminio. Delle sostanze complesse - H 2 S e solfuri (S -II), SO 2 e solfiti (S + IV), ioduri (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III), ecc.
In generale, quasi tutte le sostanze complesse e molte semplici possono presentare proprietà sia ossidanti che riducenti. Ad esempio:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 è un forte agente riducente);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 è un agente ossidante debole);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C è l'agente riducente);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C è un agente ossidante).
Torniamo alla reazione discussa da noi all'inizio di questa sezione.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Si noti che come risultato della reazione, gli atomi ossidanti (Fe + III) si sono trasformati in atomi riducenti (Fe 0) e gli atomi riducenti (C + II) si sono trasformati in atomi ossidanti (C + IV). Ma la CO 2 in qualsiasi condizione è un agente ossidante molto debole e il ferro, sebbene sia un agente riducente, è molto più debole della CO in queste condizioni. Pertanto, i prodotti di reazione non reagiscono tra loro e non si verifica la reazione inversa. L'esempio sopra è un'illustrazione del principio generale che determina la direzione del flusso OVR:
Le reazioni redox procedono nella direzione della formazione di un agente ossidante più debole e di un agente riducente più debole.
Le proprietà redox delle sostanze possono essere confrontate solo nelle stesse condizioni. In alcuni casi, questo confronto può essere effettuato quantitativamente.
Facendo i compiti per il primo paragrafo di questo capitolo, hai visto che è abbastanza difficile trovare coefficienti in alcune equazioni di reazione (soprattutto OVR). Per semplificare questo compito nel caso di reazioni redox, vengono utilizzati i due metodi seguenti:
un) metodo della bilancia elettronica e
B) metodo dell'equilibrio elettroni-ioni.
Studierai ora il metodo del bilanciamento degli elettroni e il metodo del bilanciamento degli ioni-elettroni è solitamente studiato negli istituti di istruzione superiore.
Entrambi questi metodi si basano sul fatto che gli elettroni nelle reazioni chimiche non scompaiono da nessuna parte e non compaiono da nessuna parte, cioè il numero di elettroni accettati dagli atomi è uguale al numero di elettroni ceduti da altri atomi.
Il numero di elettroni donati e ricevuti nel metodo del bilancio elettronico è determinato dal cambiamento nello stato di ossidazione degli atomi. Quando si utilizza questo metodo, è necessario conoscere la composizione sia dei materiali di partenza che dei prodotti di reazione.
Considerare l'applicazione del metodo della bilancia elettronica utilizzando esempi.
Esempio 1 Facciamo un'equazione per la reazione del ferro con il cloro. È noto che il prodotto di tale reazione è il cloruro di ferro (III). Scriviamo lo schema di reazione:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Determiniamo gli stati di ossidazione degli atomi di tutti gli elementi che compongono le sostanze che partecipano alla reazione:
Gli atomi di ferro donano elettroni e le molecole di cloro li accettano. Esprimiamo questi processi equazioni elettroniche:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.
Affinché il numero di elettroni dati sia uguale al numero di quelli ricevuti, la prima equazione elettronica deve essere moltiplicata per due e la seconda per tre:
| Fe-3 e- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Inserendo i coefficienti 2 e 3 nello schema di reazione, otteniamo l'equazione di reazione:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
Esempio 2 Componiamo un'equazione per la reazione di combustione del fosforo bianco in eccesso di cloro. È noto che il cloruro di fosforo (V) si forma in queste condizioni:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl 5 . |
Le molecole di fosforo bianco donano elettroni (si ossidano) e le molecole di cloro li accettano (ridotto):
| P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
1 10 |
2 20 |
P4-20 e– = 4P + V Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
P4-20 e– = 4P + V 10Cl 2 + 20 e– = 20Cl –I |
I fattori inizialmente ottenuti (2 e 20) avevano un divisore comune, per il quale (come coefficienti futuri nell'equazione di reazione) erano divisi. Equazione di reazione:
P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.
Esempio 3 Componiamo un'equazione per la reazione che si verifica durante la tostatura del solfuro di ferro (II) in ossigeno.
Schema di reazione:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
In questo caso, vengono ossidati sia gli atomi di ferro (II) che di zolfo (–II). La composizione del solfuro di ferro (II) contiene atomi di questi elementi in un rapporto di 1:1 (vedi indici nella formula più semplice).
Saldo elettronico:
| 4 | Fe + II - e– = Fe+III S-II-6 e– = S + IV |
Totale regalato 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O - II |
Equazione di reazione: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
Esempio 4. Componiamo un'equazione per la reazione che si verifica durante la cottura del disolfuro di ferro (II) (pirite) in ossigeno.
Schema di reazione:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Come nell'esempio precedente, anche qui vengono ossidati sia gli atomi di ferro(II) che gli atomi di zolfo, ma con uno stato di ossidazione di I. Gli atomi di questi elementi sono inclusi nella composizione della pirite in un rapporto di 1:2 (vedi indici nella formula più semplice). È a questo proposito che reagiscono gli atomi di ferro e zolfo, di cui si tiene conto durante la compilazione della bilancia elettronica:
| Fe+III – e– = Fe+III 2S-I-10 e– = 2S +IV |
Totale dare 11 e – | |
| O 2 + 4 e– = 2O –II |
Equazione di reazione: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Ci sono anche casi più complessi di OVR, ne conoscerai alcuni facendo i compiti.
ATOMO OSSIDANTE, ATOMO RIDUTTORE, SOSTANZA OSSIDANTE, SOSTANZA RIDUTTORE, METODO DI BILANCIAMENTO ELETTRONICO, EQUAZIONI ELETTRONICHE.
1. Fare un bilancio elettronico per ciascuna equazione OVR indicata nel testo del § 1 di questo capitolo.
2. Componi le equazioni dell'OVR che hai scoperto completando il compito per il § 1 di questo capitolo. Questa volta, usa il metodo del saldo elettronico per piazzare le quote. 3. Utilizzando il metodo della bilancia elettronica, comporre le equazioni di reazione corrispondenti ai seguenti schemi: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na 2 O 2 + Na Na 2 O;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
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);
m) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( 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. reazioni esotermiche. Entalpia
Perché si verificano reazioni chimiche?
Per rispondere a questa domanda, ricordiamo perché i singoli atomi si combinano in molecole, perché un cristallo ionico è formato da ioni isolati, perché il principio di minima energia opera durante la formazione del guscio elettronico di un atomo. La risposta a tutte queste domande è la stessa: perché è energeticamente benefica. Ciò significa che l'energia viene rilasciata durante tali processi. Sembrerebbe che le reazioni chimiche debbano procedere per lo stesso motivo. In effetti, possono essere eseguite molte reazioni, durante le quali viene rilasciata energia. L'energia viene rilasciata, di solito sotto forma di calore.
Se il calore non ha il tempo di essere rimosso durante una reazione esotermica, il sistema di reazione si riscalda.
Ad esempio, nella reazione di combustione del metano
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
viene rilasciato così tanto calore che il metano viene utilizzato come combustibile.
Il fatto che il calore venga rilasciato in questa reazione può essere riflesso nell'equazione di reazione:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.
Questo cosiddetto equazione termochimica. Qui il simbolo "+ Q" significa che quando il metano viene bruciato, viene rilasciato calore. Questo calore è chiamato l'effetto termico della reazione.
Da dove viene il calore rilasciato?
Sai che nelle reazioni chimiche i legami chimici si rompono e si formano. In questo caso, i legami si rompono tra gli atomi di carbonio e di idrogeno nelle molecole di CH 4, così come tra gli atomi di ossigeno nelle molecole di O 2. In questo caso si formano nuovi legami: tra gli atomi di carbonio e di ossigeno nelle molecole di CO 2 e tra gli atomi di ossigeno e di idrogeno nelle molecole di H 2 O. Per rompere i legami, è necessario spendere energia (vedi "energia di legame", "energia di atomizzazione" ), e quando si formano legami, viene rilasciata energia. Ovviamente, se i "nuovi" legami sono più forti di quelli "vecchi", verrà rilasciata più energia di quella assorbita. La differenza tra l'energia rilasciata e quella assorbita è l'effetto termico della reazione.
L'effetto termico (quantità di calore) si misura in kilojoule, ad esempio:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Tale record significa che verranno rilasciati 484 kilojoule di calore se due moli di idrogeno reagiscono con una mole di ossigeno e si formano due moli di acqua gassosa (vapore).
In questo modo, nelle equazioni termochimiche, i coefficienti sono numericamente uguali alle quantità della sostanza dei reagenti e dei prodotti di reazione.
Cosa determina l'effetto termico di ciascuna reazione specifica?
L'effetto termico della reazione dipende
a) da stati aggregati materie prime e prodotti di reazione,
b) sulla temperatura e
c) se la trasformazione chimica avvenga a volume costante oa pressione costante.
La dipendenza dell'effetto termico di una reazione dallo stato di aggregazione delle sostanze è dovuta al fatto che i processi di transizione da uno stato di aggregazione all'altro (come alcuni altri processi fisici) sono accompagnati dal rilascio o dall'assorbimento di calore. Questo può anche essere espresso da un'equazione termochimica. Un esempio è l'equazione termochimica della condensazione del vapore acqueo:
H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + Q.
Nelle equazioni termochimiche e, se necessario, nelle equazioni chimiche ordinarie, gli stati aggregati delle sostanze sono indicati utilizzando indici di lettere:
(d) - gas,
(g) - liquido,
(t) o (cr) è una sostanza solida o cristallina.
La dipendenza dell'effetto termico dalla temperatura è associata a differenze nelle capacità termiche
materie prime e prodotti di reazione.
Poiché, a seguito di una reazione esotermica a pressione costante, il volume del sistema aumenta sempre, parte dell'energia viene spesa per fare lavori per aumentare il volume e il calore rilasciato sarà inferiore rispetto al caso della stessa reazione a volume costante.
Gli effetti termici delle reazioni sono generalmente calcolati per reazioni che procedono a volume costante a 25 °C e sono indicati dal simbolo Q o.
Se l'energia viene rilasciata solo sotto forma di calore e la reazione chimica procede a volume costante, l'effetto termico della reazione ( QV) è uguale alla modifica Energia interna(d u) sostanze partecipanti alla reazione, ma con segno opposto:
QV = - u.
L'energia interna di un corpo è intesa come l'energia totale delle interazioni intermolecolari, dei legami chimici, dell'energia di ionizzazione di tutti gli elettroni, dell'energia di legame dei nucleoni nei nuclei e di tutti gli altri tipi noti e sconosciuti di energia "immagazzinati" da questo corpo. Il segno "–" è dovuto al fatto che quando il calore viene rilasciato, l'energia interna diminuisce. Questo è
u= – QV .
Se la reazione procede a pressione costante, il volume del sistema potrebbe cambiare. Parte dell'energia interna viene spesa anche nel lavoro per aumentare il volume. In questo caso
U = -(QP+A) = –(QP + PV),
dove Qpè l'effetto termico di una reazione che procede a pressione costante. Da qui
Q P = - SUV .
Un valore pari a U+PV Fu chiamato cambiamento di entalpia e indicato con D h.
H=U+PV.
Quindi
Q P = - h.
Pertanto, quando viene rilasciato calore, l'entalpia del sistema diminuisce. Da qui il vecchio nome di questa quantità: "contenuto di calore".
Contrariamente all'effetto termico, la variazione di entalpia caratterizza la reazione, indipendentemente dal fatto che proceda a volume costante o pressione costante. Vengono chiamate equazioni termochimiche scritte usando il cambiamento di entalpia equazioni termochimiche in forma termodinamica. In questo caso viene dato il valore della variazione di entalpia in condizioni standard (25°C, 101,3 kPa), indicato H circa. Ad esempio:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H circa= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H circa= - 65 kJ.
La dipendenza dalla quantità di calore rilasciata nella reazione ( Q) dall'effetto termico della reazione ( Q o) e la quantità di sostanza ( n B) uno dei partecipanti alla reazione (sostanza B - la sostanza di partenza o il prodotto di reazione) è espresso dall'equazione:
Qui B è la quantità di sostanza B, data dal coefficiente davanti alla formula della sostanza B nell'equazione termochimica.
Compito
Determinare la quantità di sostanza idrogeno bruciata in ossigeno se sono stati rilasciati 1694 kJ di calore.
Soluzione
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. L'effetto termico della reazione di interazione dell'alluminio cristallino con il cloro gassoso è 1408 kJ. Annotare l'equazione termochimica per questa reazione e determinare la massa di alluminio necessaria per produrre 2816 kJ di calore utilizzando questa reazione. 9.4. reazioni endotermiche. Entropia Oltre alle reazioni esotermiche, sono possibili reazioni nel corso delle quali il calore viene assorbito e, se non viene fornito, il sistema di reazione viene raffreddato. Tali reazioni sono chiamate Endotermico. L'effetto termico di tali reazioni è negativo. Ad esempio: Pertanto, l'energia rilasciata durante la formazione dei legami nei prodotti di queste e reazioni simili è inferiore all'energia richiesta per rompere i legami nei materiali di partenza.
Prendiamo due flaconi e riempiamo uno di azoto (gas incolore) e l'altro con biossido di azoto (gas marrone) in modo che sia la pressione che la temperatura nei flaconi siano uguali. È noto che queste sostanze non entrano in una reazione chimica tra loro. Colleghiamo saldamente le boccette con i loro colli e le posizioniamo verticalmente, in modo che la boccetta con biossido di azoto più pesante sia sul fondo (Fig. 9.1). Dopo un po', vedremo che il biossido di azoto marrone si diffonde gradualmente nel pallone superiore e l'azoto incolore penetra in quello inferiore. Di conseguenza, i gas vengono miscelati e il colore del contenuto dei flaconi diventa lo stesso. In questo modo,
Equazioni di relazione tra entropia ( S) e altre grandezze vengono studiate nei corsi di fisica e chimica fisica. Unità di entropia [ S] = 1 J/K. G= H-T S La condizione per il verificarsi spontaneo della reazione: G< 0. Alle basse temperature il fattore che determina la possibilità di una reazione in misura maggiore è il fattore energia, alle alte temperature quello dell'entropia. Dall'equazione di cui sopra, in particolare, è chiaro il motivo per cui non scorre a temperatura ambiente le reazioni di decomposizione (aumento dell'entropia) iniziano a procedere ad una temperatura elevata. REAZIONE ENDOTERMICA, ENTROPIA, FATTORE ENERGETICO, FATTORE ENTROPIA, ENERGIA GIBBS. 2CuO (cr) + C (grafite) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) è -46 kJ. Annota l'equazione termochimica e calcola quanta energia devi spendere per ottenere 1 kg di rame in una tale reazione. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Si sono formati 24,6 litri di anidride carbonica. Determina quanto calore è stato sprecato inutilmente. Quanti grammi di ossido di calcio si sono formati in questo caso? |
Il sodio è il metallo alcalino più comune e diffuso in natura, occupando l'11° posto nella tavola periodica (è nel 1° gruppo, il sottogruppo principale, il 3° periodo). Quando interagisce con l'ossigeno atmosferico, forma perossido Na2O2. Puoi dire che è sodio? Certamente no, poiché questa sostanza non appartiene alla classe degli ossidi, e la sua formula strutturale è scritta in questa forma: Na-O-O-Na. Gli ossidi superiori sono quelli in cui l'elemento chimico associato all'ossigeno ha il più alto stato di ossidazione. Il sodio ha un solo stato di ossidazione, +1. Pertanto, per questo elemento chimico, il concetto di "ossido superiore" non esiste.
L'ossido di sodio è la formula molecolare del suo Na2O. La massa molare è 61,9789 g/mol. La densità dell'ossido di sodio è 2,27 g/cm³. Di aspetto esterioreè una sostanza solida bianca non combustibile che fonde ad una temperatura di più 1132°C, bolle ad una temperatura di più 1950°C e si decompone. Quando disciolto in acqua, l'ossido reagisce violentemente con esso, dando luogo alla formazione di idrossido di sodio, che dovrebbe essere propriamente chiamato idrossido. Questo può essere descritto dall'equazione di reazione: Na2O + H2O → 2NaOH. Il pericolo principale di questo composto chimico(Na2O) è che reagisce violentemente con l'acqua, provocando la formazione di un alcali caustico aggressivo.
L'ossido di sodio si ottiene riscaldando il metallo ad una temperatura non superiore a 180 °C in un ambiente a basso contenuto di ossigeno: 4Na + O2 → 2Na2O. In questo caso, non è possibile ottenere ossido puro, poiché i prodotti di reazione conterranno fino al 20% di perossido e solo l'80% della sostanza bersaglio. Ci sono altri modi per ottenere Na2O. Ad esempio, quando si riscalda una miscela di perossido con un eccesso di metallo: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Inoltre, l'ossido si ottiene dalla reazione del sodio metallico con il suo idrossido: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, nonché dall'interazione del sale con un metallo alcalino: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Tutte queste reazioni procedono con un eccesso di sodio. Inoltre, quando un carbonato di metallo alcalino viene riscaldato a 851 ° C, è possibile ottenere anche un ossido di questo metallo secondo l'equazione di reazione: Na2CO3 → Na2O + CO2.
L'ossido di sodio ha proprietà di base pronunciate. Oltre a reagire violentemente con l'acqua, interagisce attivamente anche con acidi e ossidi di acidi. Come risultato della reazione con acido cloridrico si formano sale e acqua: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. E quando si interagisce con cristalli incolori di biossido di silicio, si forma un silicato di metallo alcalino: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.
L'ossido di sodio, come l'ossido di un altro metallo alcalino, il potassio, non ha grande importanza pratica. Questa sostanza viene solitamente utilizzata come reagente, è un componente importante del vetro industriale (calce di sodio) e liquido, ma non fa parte dei vetri ottici. Tipicamente, il vetro industriale contiene circa il 15% di ossido di sodio, il 70% di silice (biossido di silicio) e il 9% di calce (l'ossido di Na funge da flusso per abbassare la temperatura alla quale la silice si scioglie. Il vetro di soda ha un punto di fusione inferiore rispetto al vetro di potassio. -calce o piombo di potassio.È il più comune, utilizzato per la fabbricazione di vetri per finestre e contenitori di vetro (bottiglie e barattoli) per bevande, cibo e altri beni.La vetreria è spesso realizzata in vetro temperato soda-calce-silicato.
Ottenuto dalla fusione di materie prime - carbonato di Na, calce, dolomite, biossido di silicio (silice), ossido di alluminio (allumina), nonché una piccola quantità di agenti (ad esempio solfato di Na, cloruro di Na) - in una fornace di vetro a temperature fino a 1675°C. Le bottiglie verdi e marroni sono realizzate con materie prime contenenti meno ossido di magnesio e ossido di sodio nel vetro dei contenitori rispetto al vetro delle finestre.