Joninės cheminės reakcijos. Joninės cheminės reakcijos Na o2 reakcijos lygtis
2014 m. vasario 02 d. | Vienas komentaras | Lolita Okolnova
Joninės reakcijos- reakcijos tarp jonų tirpale
Pažvelkime į pagrindines neorganines ir kai kurias organinės chemijos reakcijas.
Labai dažnai įvairiose chemijos užduotyse prašoma rašyti ne tik chemines lygtis molekulinės formos, bet ir joninės (pilnos ir sutrumpintos). Kaip jau minėta, tirpaluose vyksta joninės cheminės reakcijos. Dažnai vandenyje medžiagos skyla į jonus.
Užbaigti joninė lygtis cheminė reakcija: visi junginiai yra elektrolitai, perrašome jonine forma, atsižvelgdami į koeficientus:
2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - molekulinės reakcijos lygtis
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - visa joninės reakcijos lygtis
Sutrumpinta joninė cheminės reakcijos lygtis: sumažiname tuos pačius komponentus:
2Na + +2OH - +2H + + SO -2 = 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O
Pagal šio identiškų jonų redukcijos rezultatus aišku, kurie jonai susidarė, kas netirpi ar blogai tirpsta – dujiniai produktai ar reagentai, nuosėdos ar blogai disocijuojančios medžiagos.
Neskyla į jonus vykstant joninėms cheminėms medžiagos reakcijoms:
1. netirpsta vandenyje junginiai (arba sunkiai tirpūs) (žr );
Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3
Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - visa joninės reakcijos lygtis
Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - sutrumpinta joninės reakcijos lygtis
2. dujinės medžiagos, pavyzdžiui, O 2, Cl 2, NO ir kt.:
Na 2 S + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 S
2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - pilnos joninės reakcijos lygtis
S -2 + 2H + = H2S – sutrumpinta joninės reakcijos lygtis
3. mažai disociuojančios medžiagos (H2O, NH4OH);
neutralizacijos reakcija
OH - + H + \u003d H 2 O - sutrumpinta joninės reakcijos lygtis
4. (visi: ir sudaryti iš metalų, ir iš nemetalų);
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - visa joninės reakcijos lygtis
2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - redukuotos joninės reakcijos lygtis
5. organinės medžiagos (organinės rūgštys vadinamos mažai disociuojančiomis medžiagomis)
CH 3 COOH + NaOH \u003d CH 3 COONa + H 2 O
CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - visa joninės reakcijos lygtis
CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - sutrumpinta joninės reakcijos lygtis
Dažnai joninės cheminės reakcijos yra mainų reakcijos.
Jeigu visos reakcijoje dalyvaujančios medžiagos yra jonų pavidalo, tai jų jungimasis susidarant naujai medžiagai nevyksta, todėl reakcija šiuo atveju praktiškai neįmanoma.
Cheminių jonų mainų reakcijų iš redokso reakcijų ypatybė yra ta, kad jos vyksta nekeičiant reakcijoje dalyvaujančių dalelių oksidacijos būsenų.
- egzamine yra klausimas - Jonų mainų reakcijos
- GIA (OGE) tai yra - Jonų mainų reakcijos
9.1. Kas yra cheminės reakcijos
Prisiminkite, kad cheminėmis reakcijomis vadiname bet kokius cheminius gamtos reiškinius. Vykstant cheminei reakcijai vienas sugenda, o susidaro kitas. cheminiai ryšiai. Dėl reakcijos iš kai kurių cheminių medžiagų gaunamos kitos medžiagos (žr. 1 sk.).
Išsipildymas namų darbaiį § 2.5, susipažinote su tradiciniu keturių pagrindinių reakcijų tipų skirstymu iš viso cheminių virsmų rinkinio, tuo pačiu pasiūlėte jų pavadinimus: derinimo, skilimo, pakeitimo ir mainų reakcijos.
Sudėtinių reakcijų pavyzdžiai:
C + O 2 \u003d CO 2; (vienas)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)
Skilimo reakcijų pavyzdžiai:
2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2; (penki)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O. (6)
Pakeitimo reakcijų pavyzdžiai:
CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (devyni)
| Keitimosi reakcijos- cheminės reakcijos, kurių metu pradinės medžiagos tarsi keičiasi savo sudedamosiomis dalimis. |
Mainų reakcijų pavyzdžiai:
Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (vienuolika)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)
Tradicinė cheminių reakcijų klasifikacija neapima visos jų įvairovės – be keturių pagrindinių tipų reakcijų, yra ir daug sudėtingesnių reakcijų.
Kitų dviejų tipų cheminių reakcijų pasirinkimas grindžiamas dviejų svarbiausių necheminių dalelių – elektrono ir protono – dalyvavimu.
Kai kurių reakcijų metu vyksta visiškas arba dalinis elektronų perkėlimas iš vieno atomo į kitą. Šiuo atveju keičiasi pradines medžiagas sudarančių elementų atomų oksidacijos būsenos; iš pateiktų pavyzdžių tai yra 1, 4, 6, 7 ir 8 reakcijos. Šios reakcijos vadinamos redokso.
Kitoje reakcijų grupėje vandenilio jonas (H +), tai yra protonas, pereina iš vienos reaguojančios dalelės į kitą. Tokios reakcijos vadinamos rūgščių-šarmų reakcijos arba protonų perdavimo reakcijos.
Tarp pateiktų pavyzdžių tokios reakcijos yra 3, 10 ir 11 reakcijos. Pagal analogiją šioms reakcijoms redokso reakcijos kartais vadinamos elektronų perdavimo reakcijos. Su RIA susipažinsite § 2, o su KOR – kituose skyriuose.
SUJUNGTINĖS REAKCIJOS, SKILDIMO REAKCIJOS, PAKEITIMO REAKCIJOS, MAITINIMO REAKCIJOS, REDOKSO REAKCIJOS, RŪGŠČIŲ-ŠARMŲ REAKCIJOS.
Parašykite reakcijų lygtis pagal šias schemas:
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 + I2 AlI3; e) CuCl2 + Fe FeCl2 + Cu; e) Mg + H3PO4 Mg3 (PO4)2 + H2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( t); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( t); j) CuSO4 + 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.
Nurodykite tradicinį reakcijos tipą. Atkreipkite dėmesį į redokso ir rūgščių-šarmų reakcijas. Redokso reakcijose nurodykite atomų, kurių elementų oksidacijos būseną keičiasi.
9.2. Redokso reakcijos
Apsvarstykite redokso reakciją, kuri vyksta aukštakrosnėse pramoninės geležies (tiksliau, ketaus) gamybos metu iš geležies rūdos:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2.
Nustatykime atomų, sudarančių ir pradines medžiagas, ir reakcijos produktus, oksidacijos būsenas
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Kaip matote, dėl reakcijos padidėjo anglies atomų oksidacijos būsena, sumažėjo geležies atomų, o deguonies atomų oksidacijos būsena liko nepakitusi. Dėl šios priežasties anglies atomai šioje reakcijoje oksidavosi, tai yra, jie prarado elektronus ( oksiduotas), o geležies atomus – redukcijai, tai yra, jie prijungė elektronus ( atsigavo) (žr. § 7.16). Norint apibūdinti OVR, naudojamos sąvokos oksidatorius Ir reduktorius.
Taigi mūsų reakcijoje oksiduojantys atomai yra geležies atomai, o redukuojantys atomai yra anglies atomai.
Mūsų reakcijoje oksidatorius yra geležies (III) oksidas, o reduktorius yra anglies (II) oksidas.
Tais atvejais, kai oksiduojantys atomai ir redukuojantys atomai yra tos pačios medžiagos dalis (pavyzdys: 6 reakcija iš ankstesnės pastraipos), sąvokos „oksiduojanti medžiaga“ ir „redukuojanti medžiaga“ nenaudojamos.
Taigi tipiškos oksiduojančios medžiagos yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę pridėti elektronų (visus arba iš dalies), sumažindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai daugiausia halogenai ir deguonis, kiek mažesniu mastu siera ir azotas. Iš sudėtingos medžiagos- medžiagos, turinčios aukštesnės oksidacijos būsenų atomus, kurie nėra linkę sudaryti paprastų jonų šiose oksidacijos būsenose: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 ( Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) ir kt.
Tipinės reduktorius yra medžiagos, turinčios atomų, kurie linkę atiduoti visus arba iš dalies elektronus, padidindami jų oksidacijos būseną. Iš paprastų medžiagų tai yra vandenilis, šarminiai ir šarminių žemių metalai, taip pat aliuminis. Iš kompleksinių medžiagų - H 2 S ir sulfidai (S -II), SO 2 ir sulfitai (S + IV), jodidai (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) ir kt.
Apskritai beveik visos sudėtingos ir daugelis paprastų medžiagų gali turėti ir oksiduojančių, ir redukuojančių savybių. Pavyzdžiui:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 yra stiprus reduktorius);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 yra silpnas oksidatorius);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C yra reduktorius);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C yra oksidatorius).
Grįžkime prie reakcijos, kurią aptarėme šio skyriaus pradžioje.
| Fe2O3 | + | = | 2Fe | + |
Atkreipkite dėmesį, kad dėl reakcijos oksiduojantys atomai (Fe + III) virto redukuojančiais atomais (Fe 0), o redukuojantys atomai (C + II) – oksiduojančiais atomais (C + IV). Bet CO 2 bet kokiomis sąlygomis yra labai silpnas oksidatorius, o geležis, nors ir yra reduktorius, tokiomis sąlygomis yra daug silpnesnė už CO. Todėl reakcijos produktai nereaguoja vienas su kitu, o atvirkštinė reakcija nevyksta. Aukščiau pateiktas pavyzdys yra bendro principo, kuris nustato OVR srauto kryptį, iliustracija:
Redokso reakcijos vyksta silpnesnio oksidatoriaus ir silpnesnio redukcijos agento susidarymo kryptimi.
Medžiagų redokso savybes galima palyginti tik tokiomis pačiomis sąlygomis. Kai kuriais atvejais šis palyginimas gali būti atliktas kiekybiškai.
Atlikdami pirmos šio skyriaus pastraipos namų darbus, pastebėjote, kad kai kuriose reakcijos lygtyse (ypač OVR) yra gana sunku rasti koeficientus. Siekiant supaprastinti šią užduotį redokso reakcijų atveju, naudojami šie du metodai:
bet) elektroninio balanso metodas Ir
b) elektronų-jonų balanso metodas.
Dabar studijuosite elektronų balanso metodą, o elektronų jonų balanso metodas dažniausiai mokomasi aukštosiose mokyklose.
Abu šie metodai pagrįsti tuo, kad elektronai cheminėse reakcijose niekur nedingsta ir niekur neatsiranda, tai yra, atomų priimtų elektronų skaičius yra lygus kitų atomų atiduotų elektronų skaičiui.
Paaukotų ir gautų elektronų skaičius elektronų balanso metodu nustatomas pagal atomų oksidacijos būsenos pokytį. Taikant šį metodą, būtina žinoti tiek pradinių medžiagų, tiek reakcijos produktų sudėtį.
Apsvarstykite elektroninio balanso metodo taikymą naudodami pavyzdžius.
1 pavyzdys Sudarykite geležies ir chloro reakcijos lygtį. Yra žinoma, kad tokios reakcijos produktas yra geležies (III) chloridas. Parašykime reakcijos schemą:
Fe + Cl 2 FeCl 3 .
Nustatykime visų elementų, sudarančių reakcijoje dalyvaujančias medžiagas, atomų oksidacijos būsenas:
Geležies atomai dovanoja elektronus, o chloro molekulės juos priima. Mes išreiškiame šiuos procesus elektronines lygtis:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl -I.
Kad pateiktų elektronų skaičius būtų lygus gautų elektronų skaičiui, pirmoji elektroninė lygtis turi būti padauginta iš dviejų, o antroji iš trijų:
| Fe-3 e- \u003d Fe + III, Cl2 + 2 e– = 2Cl –I |
2Fe - 6 e- \u003d 2Fe + III, 3Cl 2 + 6 e– = 6Cl –I. |
Į reakcijos schemą įvedę koeficientus 2 ir 3, gauname reakcijos lygtį:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.
2 pavyzdys Sudarykite baltojo fosforo degimo reakcijos chloro pertekliumi lygtį. Yra žinoma, kad fosforo (V) chloridas susidaro tokiomis sąlygomis:
| +V–I | ||||
| P4 | + | Cl2 | PCl 5. |
Baltojo fosforo molekulės atiduoda elektronus (oksiduojasi), o chloro molekulės juos priima (sumažėja):
| 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 |
Iš pradžių gauti koeficientai (2 ir 20) turėjo bendrą daliklį, kuriuo (kaip būsimi koeficientai reakcijos lygtyje) buvo padalinti. Reakcijos lygtis:
P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.
3 pavyzdys Sudarykite lygtį reakcijai, kuri vyksta skrudinant geležies (II) sulfidą deguonimi.
Reakcijos schema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Šiuo atveju oksiduojasi ir geležies (II), ir sieros (–II) atomai. Geležies(II) sulfido sudėtyje yra šių elementų atomų santykiu 1:1 (žr. indeksus paprasčiausioje formulėje).
Elektroninis balansas:
| 4 | Fe + II - e– = Fe + III S-II-6 e– = S + IV |
Iš viso atiduokite 7 e – |
| 7 | O 2 + 4e - \u003d 2O - II |
Reakcijos lygtis: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.
4 pavyzdys. Sudarykime lygtį reakcijai, kuri vyksta degant geležies (II) disulfidui (piritui) deguonimi.
Reakcijos schema:
| +III –II | +IV –II | |||||
| + | O2 | + |
Kaip ir ankstesniame pavyzdyje, čia taip pat oksiduojami ir geležies (II) atomai, ir sieros atomai, tačiau jų oksidacijos būsena yra I. Šių elementų atomai į pirito sudėtį įeina santykiu 1:2 (žr. indeksus). pagal paprasčiausią formulę). Būtent šiuo atžvilgiu reaguoja geležies ir sieros atomai, į kuriuos atsižvelgiama sudarant elektroninį balansą:
| Fe+III – e– = Fe + III 2S-I-10 e– = 2S +IV |
Iš viso duok 11 e – | |
| O 2 + 4 e– = 2O –II |
Reakcijos lygtis: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.
Yra ir sudėtingesnių OVR atvejų, kai kuriuos iš jų pažinsite atlikę namų darbus.
OKSIDUOTOJO ATOMAS, REDUKTORIAUS ATOMAS, OKSIDATORIAUS MEDŽIAGA, REDUKTORIAUS MEDŽIAGA, ELEKTRONŲ BALANSO METODAS, ELEKTRONINĖS LYGTYBĖS.
1. Padarykite elektroninį balansą kiekvienai OVR lygčiai, pateiktai šio skyriaus 1 dalies tekste.
2. Sudarykite OVR lygtis, kurias atradote atlikdami šio skyriaus 1 dalies užduotį. Šį kartą koeficientams nustatyti naudokite elektroninio balanso metodą. 3. Naudodami elektroninio balanso metodą sudarykite reakcijų lygtis, atitinkančias šias schemas: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O2 Na2O2;
c) Na2O2 + Na Na2O;
d) Al + Br2 AlBr3;
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) Mn2O7 + NH3MnO2 + N2 + H2O;
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. egzoterminės reakcijos. Entalpija
Kodėl vyksta cheminės reakcijos?
Norėdami atsakyti į šį klausimą, prisiminkime, kodėl atskiri atomai jungiasi į molekules, kodėl iš izoliuotų jonų susidaro joninis kristalas, kodėl formuojantis atomo elektroniniam apvalkalui veikia mažiausios energijos principas. Atsakymas į visus šiuos klausimus yra tas pats: nes tai naudinga energetiškai. Tai reiškia, kad tokių procesų metu išsiskiria energija. Atrodytų, kad cheminės reakcijos turėtų vykti dėl tos pačios priežasties. Iš tiesų, gali būti atlikta daug reakcijų, kurių metu išsiskiria energija. Energija išsiskiria, dažniausiai šilumos pavidalu.
Jei egzoterminės reakcijos metu šiluma neturi laiko pasišalinti, tada reakcijos sistema įkaista.
Pavyzdžiui, metano degimo reakcijoje
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
išsiskiria tiek šilumos, kad metanas naudojamas kaip kuras.
Tai, kad šios reakcijos metu išsiskiria šiluma, gali atsispindėti reakcijos lygtyje:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + K.
Šis vadinamasis termocheminė lygtis. Čia yra simbolis „+ K“ reiškia, kad deginant metaną išsiskiria šiluma. Ši šiluma vadinama reakcijos terminis efektas.
Iš kur atsiranda išsiskirianti šiluma?
Jūs žinote, kad cheminių reakcijų metu nutrūksta ir susidaro cheminiai ryšiai. Šiuo atveju ryšiai nutrūksta tarp anglies ir vandenilio atomų CH 4 molekulėse, taip pat tarp deguonies atomų O 2 molekulėse. Tokiu atveju susidaro nauji ryšiai: tarp anglies ir deguonies atomų CO 2 molekulėse ir tarp deguonies ir vandenilio atomų H 2 O molekulėse. Norint nutraukti ryšius, reikia eikvoti energiją (žr. „ryšio energija“, „purškimo energija“). ), o formuojant ryšius išsiskiria energija. Akivaizdu, kad jei „naujieji“ ryšiai yra stipresni už „senuosius“, tada energijos bus išleista daugiau nei sugerta. Skirtumas tarp išsiskiriančios ir sugertos energijos yra reakcijos terminis efektas.
Šiluminis efektas (šilumos kiekis) matuojamas kilodžauliais, pavyzdžiui:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.
Toks rekordas reiškia, kad, dviem moliams vandenilio reaguoti su vienu moliu deguonies ir susidarys du moliai dujinio vandens (garų), išsiskirs 484 kilodžauliai šilumos.
Šiuo būdu, termocheminėse lygtyse koeficientai skaitine tvarka lygūs reagentų ir reakcijos produktų medžiagos kiekiams.
Kas lemia kiekvienos konkrečios reakcijos šiluminį efektą?
Reakcijos terminis efektas priklauso
a) nuo agregatinės būsenos pradinės medžiagos ir reakcijos produktai,
b) apie temperatūrą ir
c) ar cheminė transformacija vyksta esant pastoviam tūriui ar pastoviam slėgiui.
Reakcijos šiluminio poveikio priklausomybė nuo medžiagų agregacijos būsenos atsiranda dėl to, kad perėjimo iš vienos agregacijos būsenos į kitą procesus (kaip ir kai kuriuos kitus fizinius procesus) lydi šilumos išsiskyrimas arba sugėrimas. Tai taip pat galima išreikšti termochemine lygtimi. Pavyzdys yra termocheminė vandens garų kondensacijos lygtis:
H2O (g) \u003d H2O (g) + K.
Termocheminėse lygtyse ir, jei reikia, įprastose cheminėse lygtyse medžiagų suminės būsenos nurodomos raidiniais indeksais:
d) – dujos,
g) – skystis,
(t) arba (cr) yra kieta arba kristalinė medžiaga.
Šiluminio poveikio priklausomybė nuo temperatūros siejama su šilumos talpų skirtumais
pradinės medžiagos ir reakcijos produktai.
Kadangi dėl egzoterminės reakcijos esant pastoviam slėgiui sistemos tūris visada didėja, dalis energijos išleidžiama tūrio didinimo darbams, o išsiskirianti šiluma bus mažesnė nei tos pačios reakcijos atveju. esant pastoviam tūriui.
Šiluminis reakcijų poveikis paprastai apskaičiuojamas reakcijoms, vykstančioms esant pastoviam tūriui 25 °C temperatūroje ir žymimas simboliu K o.
Jei energija išsiskiria tik šilumos pavidalu, o cheminė reakcija vyksta esant pastoviam tūriui, tada reakcijos terminis efektas ( QV) yra lygus pokyčiui vidinė energija(D U) medžiagos, dalyvaujančios reakcijoje, bet su priešingu ženklu:
Q V = - U.
Vidinė kūno energija suprantama kaip bendra tarpmolekulinių sąveikų, cheminių ryšių, visų elektronų jonizacijos energija, nukleonų jungčių energija branduoliuose ir visos kitos žinomos ir nežinomos energijos rūšys, kurias „saugo“ šis kūnas. „–“ ženklas atsiranda dėl to, kad išsiskiriant šilumai sumažėja vidinė energija. T.y
U= – QV .
Jei reakcija vyksta esant pastoviam slėgiui, gali pasikeisti sistemos tūris. Dalis vidinės energijos taip pat išleidžiama darbui didinant apimtis. Tokiu atveju
U = -(Q P + A) = –(Q P + PV),
kur Qp yra reakcijos, vykstančios esant pastoviam slėgiui, terminis efektas. Iš čia
Q P = - AUKŠTYNV .
Vertė, lygi U+PV buvo pavadintas entalpijos pokytis ir žymimas D H.
H=U+PV.
Vadinasi
Q P = - H.
Taigi, kai išsiskiria šiluma, sistemos entalpija mažėja. Iš čia ir kilęs senas šio kiekio pavadinimas: „šilumos kiekis“.
Priešingai nei šiluminis efektas, entalpijos pokytis apibūdina reakciją, neatsižvelgiant į tai, ar ji vyksta esant pastoviam tūriui ar pastoviam slėgiui. Vadinamos termocheminės lygtys, parašytos naudojant entalpijos pokyčius termocheminės lygtys termodinamine forma. Šiuo atveju pateikiama entalpijos pokyčio reikšmė standartinėmis sąlygomis (25 °C, 101,3 kPa), žymima H apie. Pavyzdžiui:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H apie= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (kr) H apie= - 65 kJ.
Reakcijoje išsiskiriančios šilumos kiekio priklausomybė ( K) nuo reakcijos terminio poveikio ( K o) ir medžiagos kiekis ( n B) vienas iš reakcijos dalyvių (medžiaga B – pradinė medžiaga arba reakcijos produktas) išreiškiamas lygtimi:
Čia B yra medžiagos B kiekis, nurodytas koeficientu prieš medžiagos B formulę termocheminėje lygtyje.
Užduotis
Nustatykite deguonyje sudegusios vandenilio medžiagos kiekį, jei išsiskyrė 1694 kJ šilumos.
Sprendimas
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ. |
|
|
Q = 1694 kJ, 6. Kristalinio aliuminio sąveikos su dujiniu chloru reakcijos šiluminis efektas yra 1408 kJ. Užrašykite šios reakcijos termocheminę lygtį ir nustatykite aliuminio masę, reikalingą 2816 kJ šilumos gamybai naudojant šią reakciją. 9.4. endoterminės reakcijos. Entropija Be egzoterminių reakcijų, galimos reakcijos, kurių metu sugeriama šiluma, o jei ji nepaduodama, reakcijos sistema atšaldoma. Tokios reakcijos vadinamos endoterminė. Tokių reakcijų terminis poveikis yra neigiamas. Pavyzdžiui: Taigi energija, išsiskirianti susidarant ryšiams šių ir panašių reakcijų produktuose, yra mažesnė už energiją, reikalingą pradinių medžiagų ryšiams nutraukti.
Paimkime dvi kolbas ir vieną iš jų pripildykime azoto (bespalvės dujos), o kitą – azoto dioksidu (rudosios dujos), kad ir slėgis, ir temperatūra kolbose būtų vienodi. Yra žinoma, kad šios medžiagos tarpusavyje nereaguoja. Tvirtai sujungiame kolbas su kakliukais ir pastatome vertikaliai, kad kolba su sunkesniu azoto dioksidu būtų apačioje (9.1 pav.). Po kurio laiko pamatysime, kad į viršutinę kolbą pamažu sklinda rudas azoto dioksidas, o į apatinę – bespalvis azotas. Dėl to dujos susimaišo, kolbų turinio spalva tampa vienoda. Šiuo būdu,
Ryšių lygtys tarp entropijos ( S) ir kiti dydžiai tiriami fizikos ir fizikinės chemijos kursuose. Entropijos vienetas [ S] = 1 J/K. G= H-T S Spontaniškos reakcijos atsiradimo sąlyga: G< 0. Esant žemai temperatūrai, veiksnys, labiau nulemiantis reakcijos galimybę, yra energijos faktorius, o esant aukštai temperatūrai – entropija. Visų pirma iš aukščiau pateiktos lygties aišku, kodėl netekanti at kambario temperatūra skilimo reakcijos (entropija didėja) pradeda vykti aukštesnėje temperatūroje. ENDOTERMINĖ REAKCIJA, ENTROPIJA, ENERGIJOS FAKTORIUS, ENTROPIJOS FAKTORIUS, GIBBS ENERGIJA. 2CuO (cr) + C (grafitas) \u003d 2Cu (cr) + CO 2 (g) yra -46 kJ. Užrašykite termocheminę lygtį ir apskaičiuokite, kiek energijos jums reikia išleisti, kad tokios reakcijos metu gautumėte 1 kg vario. CaCO 3 (cr) \u003d CaO (cr) + CO 2 (g) - 179 kJ Susidarė 24,6 litro anglies dvideginio. Nustatykite, kiek šilumos buvo iššvaistyta nenaudingai. Kiek gramų kalcio oksido susidarė šiuo atveju? |
Natris yra labiausiai paplitęs gamtoje ir plačiai naudojamas šarminis metalas, užimantis 11 vietą periodinėje lentelėje (jis yra 1 grupėje, pagrindiniame pogrupyje, 3 periode). Sąveikaujant su atmosferos deguonimi susidaro peroksidas Na2O2. Ar galite pasakyti, kad tai natris? Žinoma, ne, nes ši medžiaga nepriklauso oksidų klasei, o jos struktūrinė formulė parašyta tokia forma: Na-O-O-Na. Didesni oksidai yra tie, kuriuose su deguonimi susijęs cheminis elementas turi didžiausią oksidacijos būseną. Natris turi tik vieną oksidacijos būseną +1. Todėl šiam cheminiam elementui „didesnio oksido“ sąvoka neegzistuoja.
Natrio oksidas yra jo Na2O molekulinė formulė. Molinė masė yra 61,9789 g/mol. Natrio oksido tankis yra 2,27 g/cm³. Autorius išvaizda tai balta kieta nedegi medžiaga, kuri lydosi plius 1132 °C temperatūroje, verda plius 1950 °C temperatūroje ir suyra. Ištirpęs vandenyje, oksidas smarkiai su juo reaguoja, todėl susidaro natrio hidroksidas, kuris turėtų būti tinkamai vadinamas hidroksidu. Tai galima apibūdinti reakcijos lygtimi: Na2O + H2O → 2NaOH. Pagrindinis šio reiškinio pavojus cheminis junginys(Na2O) yra tai, kad jis smarkiai reaguoja su vandeniu, todėl susidaro agresyvus šarminis šarmas.
Natrio oksidą galima gauti kaitinant metalą iki ne aukštesnės kaip 180 °C temperatūros aplinkoje, kurioje mažai deguonies: 4Na + O2 → 2Na2O. Šiuo atveju neįmanoma gauti gryno oksido, nes reakcijos produktuose bus iki 20% peroksido ir tik 80% tikslinės medžiagos. Yra ir kitų būdų gauti Na2O. Pavyzdžiui, kaitinant peroksido mišinį su metalo pertekliumi: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Be to, oksidas gaunamas metaliniam natriui reaguojant su jo hidroksidu: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2, taip pat druskai sąveikaujant su šarminiu metalu: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Visos šios reakcijos vyksta esant natrio pertekliui. Be to, kai šarminio metalo karbonatas kaitinamas iki 851 °C, šio metalo oksidas taip pat gali būti gaunamas pagal reakcijos lygtį: Na2CO3 → Na2O + CO2.
Natrio oksidas turi ryškių pagrindinių savybių. Be to, kad smarkiai reaguoja su vandeniu, jis taip pat aktyviai sąveikauja su rūgštimis ir rūgščių oksidais. Dėl reakcijos su vandenilio chlorido rūgštis susidaro druska ir vanduo: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. O sąveikaujant su bespalviais silicio dioksido kristalais susidaro šarminio metalo silikatas: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.
Natrio oksidas, kaip ir kito šarminio metalo – kalio – oksidas, neturi didelės praktinės reikšmės. Ši medžiaga dažniausiai naudojama kaip reagentas, yra svarbi pramoninio (kalkių natrio kalkių) ir skystojo stiklo sudedamoji dalis, tačiau nėra optinių stiklų dalis. Paprastai pramoniniame stikle yra apie 15% natrio oksido, 70% silicio dioksido (silicio dioksido) ir 9% kalkių (Na oksidas veikia kaip srautas, mažinantis silicio dioksido tirpimo temperatūrą. Sodos stiklo lydymosi temperatūra yra žemesnė nei kalio stiklo). -kalkių arba kalio-švino.Jis yra labiausiai paplitęs, naudojamas langų stiklų ir stiklinių tarų (butelių ir stiklainių) gamybai gėrimams, maistui ir kai kurioms kitoms prekėms.Stiklo indai dažnai gaminami iš grūdinto natrio-kalkių-silikato stiklo.
Gaunamas lydant žaliavas - Na karbonatą, kalkes, dolomitą, silicio dioksidą (silicio dioksidą), aliuminio oksidą (aliuminio oksidą), taip pat nedidelį kiekį agentų (pavyzdžiui, Na sulfato, Na chlorido) - stiklinėje krosnyje esant temperatūroms. iki 1675°C. Žali ir rudi buteliai gaminami iš žaliavų, kurių talpos stikluose magnio oksido ir natrio oksido yra mažiau nei langų stikluose.