Escribe la ecuación de la reacción química. Cómo organizar coeficientes en ecuaciones químicas.
Hablemos de cómo escribir una ecuación química, porque son los elementos principales de esta disciplina. Gracias a un conocimiento profundo de todos los patrones de interacciones y sustancias, puedes controlarlos y aplicarlos en diversos campos de actividad.
Características teóricas
La compilación de ecuaciones químicas es una etapa importante y crucial que se considera en el octavo grado de la escuela secundaria. ¿Qué debería preceder a esta etapa? Antes de que el profesor les diga a sus alumnos cómo escribir una ecuación química, es importante familiarizar a los escolares con el término "valencia", para enseñarles a determinar este valor para metales y no metales utilizando la tabla periódica de elementos.
Recopilación de fórmulas binarias por valencia.
Para entender cómo escribir una ecuación química en términos de valencia, primero debes aprender a formular compuestos que constan de dos elementos usando la valencia. Proponemos un algoritmo que ayudará a afrontar la tarea. Por ejemplo, necesitas escribir una fórmula para el óxido de sodio.
En primer lugar, es importante considerar que el elemento químico que se menciona en último lugar en el nombre debe ocupar el primer lugar en la fórmula. En nuestro caso, el sodio se escribirá primero en la fórmula y el oxígeno en segundo lugar. Recordemos que los compuestos binarios se denominan óxidos, en los que el último (segundo) elemento debe ser necesariamente oxígeno con un estado de oxidación -2 (valencia 2). Además, según la tabla periódica, es necesario determinar las valencias de cada uno de los dos elementos. Para hacer esto, utilizamos ciertas reglas.
Dado que el sodio es un metal que se ubica en el subgrupo principal del grupo 1, su valencia es un valor constante, es igual a I.
El oxígeno es un no metal, ya que es el último en óxido, para determinar su valencia restamos 6 de ocho (el número de grupos) (el grupo en el que se ubica el oxígeno), obtenemos que la valencia del oxígeno es II.
Entre determinadas valencias encontramos el mínimo común múltiplo, luego lo dividimos por la valencia de cada uno de los elementos, obtenemos sus índices. Anotamos la fórmula terminada Na 2 O.
Instrucciones para compilar una ecuación.
Ahora hablemos más sobre cómo escribir una ecuación química. Primero, veamos los puntos teóricos y luego pasemos a ejemplos específicos. Entonces, la elaboración de ecuaciones químicas implica un procedimiento determinado.
- 1ra etapa. Después de leer la tarea propuesta, es necesario determinar qué sustancias químicas deberían estar presentes en el lado izquierdo de la ecuación. Se coloca un signo "+" entre los componentes originales.
- 2da etapa. Después del signo igual, es necesario elaborar una fórmula para el producto de reacción. Al realizar tales acciones, necesitará un algoritmo para compilar fórmulas para compuestos binarios, que discutimos anteriormente.
- 3ra etapa. Verificamos el número de átomos de cada elemento antes y después de la interacción química, si es necesario, colocamos coeficientes adicionales delante de las fórmulas.
Ejemplo de reacción de combustión
Intentemos descubrir cómo hacer una ecuación química para la combustión de magnesio usando un algoritmo. En el lado izquierdo de la ecuación, escribimos la suma de magnesio y oxígeno. No olvidemos que el oxígeno es una molécula diatómica, por lo que debe tener un índice de 2. Después del signo igual, elaboramos la fórmula del producto obtenido tras la reacción. Serán en los que primero se escriba magnesio y en segundo lugar pongamos oxígeno en la fórmula. Además, según la tabla de elementos químicos, determinamos las valencias. El magnesio, que está en el grupo 2 (el subgrupo principal), tiene una valencia II constante, para el oxígeno, restando 8 - 6, también obtenemos valencia II.
El registro del proceso se verá así: Mg+O 2 =MgO.
Para que la ecuación corresponda a la ley de conservación de la masa de sustancias, es necesario ordenar los coeficientes. Primero, verificamos la cantidad de oxígeno antes de la reacción, una vez finalizado el proceso. Como había 2 átomos de oxígeno, y solo se formó uno, en el lado derecho, antes de la fórmula del óxido de magnesio, debes sumar un factor de 2. A continuación, contamos el número de átomos de magnesio antes y después del proceso. Como resultado de la interacción, se obtuvo 2 magnesio, por lo tanto, en el lado izquierdo, también se requiere un coeficiente de 2 frente a una sustancia simple, magnesio.
La forma final de la reacción: 2Mg + O 2 \u003d 2MgO.
Un ejemplo de reacción de sustitución.
Cualquier resumen de química contiene una descripción de diferentes tipos de interacciones.
A diferencia de un compuesto, una sustitución tendrá dos sustancias en los lados izquierdo y derecho de la ecuación. Suponga que necesita escribir la reacción de interacción entre el zinc y Usamos el algoritmo de escritura estándar. Primero, en el lado izquierdo escribimos zinc y ácido clorhídrico a través de la suma, en el lado derecho elaboramos las fórmulas de los productos de reacción resultantes. Dado que en la serie electroquímica de voltajes de los metales el zinc se sitúa antes que el hidrógeno, en este proceso desplaza el hidrógeno molecular del ácido, formando cloruro de zinc. Como resultado, obtenemos la siguiente entrada: Zn+HCL=ZnCl 2 +H 2 .
Ahora pasamos a igualar el número de átomos de cada elemento. Dado que había un átomo en el lado izquierdo del cloro, y después de la interacción quedaron dos, se debe anteponer un factor de 2 a la fórmula del ácido clorhídrico.
Como resultado, obtenemos una ecuación de reacción preparada que corresponde a la ley de conservación de la masa de sustancias: Zn + 2HCL = ZnCl 2 +H 2.
Conclusión
Un resumen de química típico contiene necesariamente varias transformaciones químicas. Ni una sola sección de esta ciencia se limita a una simple descripción verbal de transformaciones, procesos de disolución, evaporación, todo está necesariamente confirmado por ecuaciones. La especificidad de la química radica en el hecho de que todos los procesos que ocurren entre diferentes sustancias inorgánicas u orgánicas se pueden describir mediante coeficientes, índices.
¿En qué se diferencia la química de otras ciencias? Las ecuaciones químicas ayudan no sólo a describir las transformaciones en curso, sino también a realizar cálculos cuantitativos sobre ellas, gracias a los cuales es posible realizar la producción industrial y de laboratorio de diversas sustancias.
Durante las reacciones químicas, a partir de una sustancia se obtienen otras sustancias (no confundir con reacciones nucleares, en las que un elemento químico se convierte en otro).
Cualquier reacción química se describe mediante una ecuación química:
Reactivos → Productos de reacción
La flecha indica la dirección de la reacción.
Por ejemplo:
En esta reacción, el metano (CH 4) reacciona con el oxígeno (O 2), dando como resultado la formación de dióxido de carbono (CO 2) y agua (H 2 O), o mejor dicho, vapor de agua. Este es exactamente el tipo de reacción que ocurre en tu cocina cuando enciendes un quemador de gas. La ecuación debe leerse así: una molécula de gas metano reacciona con dos moléculas de oxígeno gaseoso, lo que da como resultado una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua (vapor).
Los números delante de los componentes de una reacción química se llaman coeficientes de reacción.
Las reacciones químicas son endotérmico(con absorción de energía) y exotérmico(con liberación de energía). La combustión de metano es un ejemplo típico de reacción exotérmica.
Hay varios tipos de reacciones químicas. Los más comunes:
- reacciones compuestas;
- reacciones de descomposición;
- reacciones de sustitución única;
- reacciones de doble sustitución;
- reacciones de oxidación;
- reacciones redox.
Reacciones de conexión
En una reacción compuesta, al menos dos elementos forman un producto:
2Na (t) + Cl 2 (g) → 2NaCl (t)- la formación de sal.
Se debe prestar atención a un matiz esencial de las reacciones compuestas: dependiendo de las condiciones de la reacción o de las proporciones de los reactivos que entran en la reacción, el resultado pueden ser diferentes productos. Por ejemplo, en condiciones normales de combustión de carbón, se obtiene dióxido de carbono:
C (t) + O 2 (g) → CO 2 (g)
Si no hay suficiente oxígeno, se forma monóxido de carbono mortal:
2C (t) + O 2 (g) → 2CO (g)
Reacciones de descomposición
Estas reacciones son, por así decirlo, esencialmente opuestas a las reacciones del compuesto. Como resultado de la reacción de descomposición, la sustancia se descompone en dos (3, 4...) elementos (compuestos) más simples:
- 2H2O (g) → 2H2 (g) + O2 (g)- descomposición del agua
- 2H 2 O 2 (g) → 2H 2 (g) O + O 2 (g)- descomposición del peróxido de hidrógeno
Reacciones de sustitución única
Como resultado de reacciones de sustitución única, el elemento más activo reemplaza al elemento menos activo en el compuesto:
Zn (t) + CuSO 4 (solución) → ZnSO 4 (solución) + Cu (t)
El zinc en la solución de sulfato de cobre desplaza al cobre menos activo, lo que da como resultado una solución de sulfato de zinc.
El grado de actividad de los metales en orden ascendente de actividad:
- Los más activos son los metales alcalinos y alcalinotérreos.
La ecuación iónica para la reacción anterior será:
Zn (t) + Cu 2+ + SO 4 2- → Zn 2+ + SO 4 2- + Cu (t)
El enlace iónico CuSO 4, cuando se disuelve en agua, se descompone en un catión de cobre (carga 2+) y un anión sulfato (carga 2-). Como resultado de la reacción de sustitución se forma un catión zinc (que tiene la misma carga que el catión cobre: 2-). Tenga en cuenta que el anión sulfato está presente en ambos lados de la ecuación, es decir, según todas las reglas matemáticas, se puede reducir. El resultado es una ecuación ion-molecular:
Zn(t) + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu(t)
Reacciones de doble sustitución
En las reacciones de doble sustitución, ya se reemplazan dos electrones. Este tipo de reacciones también se denominan reacciones de intercambio. Estas reacciones tienen lugar en solución para formar:
- sólido insoluble (reacción de precipitación);
- agua (reacciones de neutralización).
Reacciones de precipitación
Al mezclar una solución de nitrato de plata (sal) con una solución de cloruro de sodio, se forma cloruro de plata:
Ecuación molecular: KCl (solución) + AgNO 3 (p-p) → AgCl (t) + KNO 3 (p-p)
Ecuación iónica: K + + Cl - + Ag + + NO 3 - → AgCl (t) + K + + NO 3 -
Ecuación molecular-iónica: Cl - + Ag + → AgCl (t)
Si el compuesto es soluble, estará en solución en forma iónica. Si el compuesto es insoluble, precipitará formando un sólido.
Reacciones de neutralización
Se trata de reacciones entre ácidos y bases, como resultado de las cuales se forman moléculas de agua.
Por ejemplo, la reacción de mezclar una solución de ácido sulfúrico y una solución de hidróxido de sodio (lejía):
Ecuación molecular: H 2 SO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) → Na 2 SO 4 (p-p) + 2H 2 O (l)
Ecuación iónica: 2H + + SO 4 2- + 2Na + + 2OH - → 2Na + + SO 4 2- + 2H 2 O (l)
Ecuación molecular-iónica: 2H + + 2OH - → 2H 2 O (g) o H + + OH - → H 2 O (g)
Reacciones de oxidación
Se trata de reacciones de interacción de sustancias con oxígeno gaseoso del aire, en las que, por regla general, se libera una gran cantidad de energía en forma de calor y luz. Una reacción de oxidación típica es la combustión. Al principio de esta página se da la reacción de interacción del metano con oxígeno:
CH 4 (g) + 2O 2 (g) → CO 2 (g) + 2H 2 O (g)
El metano se refiere a los hidrocarburos (compuestos de carbono e hidrógeno). Cuando un hidrocarburo reacciona con el oxígeno, se libera mucha energía térmica.
Reacciones redox
Son reacciones en las que se intercambian electrones entre los átomos de los reactivos. Las reacciones discutidas anteriormente también son reacciones redox:
- 2Na + Cl 2 → 2NaCl - reacción compuesta
- CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O - reacción de oxidación
- Zn + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu - reacción de sustitución única
Las reacciones redox más detalladas con una gran cantidad de ejemplos de resolución de ecuaciones mediante el método del balance electrónico y el método de la semirreacción se describen en la sección
Esquema de una reacción química.
Hay varias formas de escribir reacciones químicas. Se familiarizó con el esquema de reacción "verbal" del § 13.
Aquí hay otro ejemplo:
azufre + oxígeno -> dióxido de azufre.
Lomonosov y Lavoisier descubrieron la ley de conservación de la masa de sustancias en una reacción química. Está formulado así:
Vamos a explicar por qué masas Las cenizas y el cobre calcinado son diferentes de las masas de papel y cobre antes de calentarse.
En el proceso de quemar papel interviene el oxígeno, que está contenido en el aire (Fig. 48, a).
Por tanto, en la reacción intervienen dos sustancias. Además de las cenizas, se forman dióxido de carbono y agua (en forma de vapor), que pasan al aire y se disipan.
Arroz. 48. Reacciones del papel (a) y el cobre (b) con oxígeno.
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
Destacado químico francés, uno de los fundadores de la química científica. Académico de la Academia de Ciencias de París. Introdujo métodos de investigación cuantitativos (exactos) en química. Determinó experimentalmente la composición del aire y demostró que la combustión es una reacción de una sustancia con oxígeno y el agua es una combinación de hidrógeno con oxígeno (1774-1777).
Compiló la primera tabla de sustancias simples (1789), proponiendo de hecho una clasificación de elementos químicos. Independientemente de M. V. Lomonosov, descubrió la ley de conservación de la masa de sustancias en reacciones químicas.
Arroz. 49. Experiencia que confirma la ley de Lomonosov - Lavoisier: a - el comienzo del experimento; b - el final del experimento
Su masa excede la masa de oxígeno. Por tanto, la masa de ceniza es menor que la masa de papel.
Cuando se calienta el cobre, el oxígeno del aire se "combina" con él (Fig. 48, b). El metal se convierte en una sustancia negra (su fórmula es CuO y su nombre es óxido de cupro (P)). Obviamente, la masa del producto de reacción debe exceder la masa de cobre.
Comente la experiencia mostrada en la Figura 49 y saque una conclusión.
El derecho como forma de conocimiento científico.
El descubrimiento de leyes en química, física y otras ciencias se produce después de que los científicos realizan muchos experimentos y analizan los resultados obtenidos.
La ley es una generalización de conexiones objetivas, independientes del hombre, entre fenómenos, propiedades, etc.
La ley de conservación de la masa de sustancias en una reacción química es la ley más importante de la química. Se aplica a todas las transformaciones de sustancias que ocurren tanto en el laboratorio como en la naturaleza.
Las leyes químicas permiten predecir las propiedades de las sustancias y el curso de las reacciones químicas, para regular los procesos en la tecnología química.
Para explicar la ley se plantean hipótesis que se comprueban mediante experimentos adecuados. Si se confirma una de las hipótesis, se crea una teoría sobre su base. En la escuela secundaria, te familiarizarás con varias teorías que han desarrollado los químicos.
La masa total de sustancias durante una reacción química no cambia porque los átomos de los elementos químicos no aparecen ni desaparecen durante la reacción, sino que solo se produce su reordenamiento. En otras palabras,
el número de átomos de cada elemento antes de la reacción es igual al número de sus átomos después de la reacción. Esto se indica mediante los esquemas de reacción que figuran al principio del párrafo. Reemplacemos las flechas entre los lados izquierdo y derecho con signos iguales:
Estos registros se denominan ecuaciones químicas.
Una ecuación química es un registro de una reacción química utilizando las fórmulas de reactivos y productos, que es consistente con la ley de conservación de la masa de sustancias.
Hay muchos esquemas de reacción que no corresponden a la ley de Lomonosov-Lavoisier.
Por ejemplo, el esquema de reacción para la formación de agua:
H2 + O2 -> H2O.
Ambas partes del esquema contienen la misma cantidad de átomos de hidrógeno, pero una cantidad diferente de átomos de oxígeno.
Convirtamos este esquema en una ecuación química.
Para que haya 2 átomos de oxígeno en el lado derecho, ponemos un coeficiente 2 delante de la fórmula del agua:
H2 + O2 -> H2O.
Ahora hay cuatro átomos de hidrógeno a la derecha. Para que haya el mismo número de átomos de Hidrógeno en el lado izquierdo, escribimos delante de la fórmula del hidrógeno el coeficiente 2. Obtenemos la ecuación química:
2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 0.
Por lo tanto, para convertir un esquema de reacción en una ecuación química, debes elegir los coeficientes para cada sustancia (si es necesario), escribirlos delante de las fórmulas químicas y reemplazar la flecha con un signo igual.
Quizás uno de ustedes escriba esta ecuación: 4H 2 + 20 2 = 4H 2 0. En ella, los lados izquierdo y derecho contienen el mismo número de átomos de cada elemento, pero todos los coeficientes se pueden reducir dividiendo por 2. Esto debería estar hecho.
Esto es interesante
La ecuación química tiene mucho en común con la matemática.
A continuación se muestran varias formas de registrar la reacción considerada.
Convierta el esquema de reacción Cu + O 2 -> CuO en una ecuación química.
Hagamos una tarea más difícil: convierta el esquema de reacción en una ecuación química.
En el lado izquierdo del esquema, 1 átomo de aluminio, y en el derecho, 2. Ante la fórmula del metal, coloque el coeficiente 2:
Hay tres veces más átomos de azufre a la derecha que a la izquierda. Escribimos el coeficiente 3 delante de la fórmula del compuesto de azufre en el lado izquierdo:
Ahora, en el lado izquierdo, el número de átomos de hidrógeno es 3 2 = 6, y en el lado derecho, solo 2. Para que a la derecha sean 6, ante la fórmula del hidrógeno anteponemos el coeficiente 3 (6 : 2 = 3):
Comparemos el número de átomos de oxígeno en ambas partes del esquema. Son iguales: 3 4 = 4 * 3. Reemplacemos la flecha con un signo igual:
conclusiones
Las reacciones químicas se escriben utilizando esquemas de reacción y ecuaciones químicas.
El esquema de reacción contiene las fórmulas de los reactivos y productos, y la ecuación química también contiene los coeficientes.
La ecuación química es consistente con la ley de conservación de la masa de sustancias de Lomonosov-Lavoisier:
la masa de sustancias que entraron en una reacción química es igual a la masa de sustancias formadas como resultado de la reacción.
Los átomos de elementos químicos no aparecen ni desaparecen durante las reacciones, solo se produce su permutación.
?
105. ¿Cuál es la diferencia entre una ecuación química y un esquema de reacción?
106. Ordene los coeficientes que faltan en los registros de reacción:
107. Convierta los siguientes esquemas de reacción en ecuaciones químicas:
108. Realizar las fórmulas de los productos de reacción y las ecuaciones químicas correspondientes:
109. En lugar de puntos, escribe fórmulas de sustancias simples y haz ecuaciones químicas:
Tenga en cuenta que el boro y el carbono están formados por átomos; flúor, cloro, hidrógeno y oxígeno, de moléculas diatómicas, y fósforo (blanco), de moléculas de cuatro átomos.
110. Comente los esquemas de reacción y conviértalos en ecuaciones químicas:
111. ¿Qué masa de cal viva se formó durante la calcinación prolongada de 25 g de tiza, si se sabe que se liberaron 11 g de dióxido de carbono?
Popel P. P., Kriklya L. S., Química: Pdruch. para 7 celdas. zahalnosvit. navch. zakl. - K.: Centro de exposiciones "Academia", 2008. - 136 p.: il.
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En las reacciones químicas, se forman nuevas sustancias a partir de los átomos de las sustancias que han entrado en la reacción, y el número de átomos de cada elemento antes de la reacción es igual al número de átomos de estos elementos después de la reacción, es decir, en los lados izquierdo y derecho de la ecuación, el número de átomos de todos los elementos debe ser el mismo: ley de Conservación de la masa .
Hagamos una ecuación para la disolución de hidróxido de aluminio en exceso de ácido sulfúrico. Esquema de reacción:
Para compilar la ecuación de reacción en el esquema de reacción, es necesario seleccionar los coeficientes. La selección de coeficientes generalmente comienza con la fórmula de la sustancia que contiene la mayor cantidad de átomos del elemento, independientemente de dónde se encuentre la sustancia: a la derecha o a la izquierda del signo igual. Igualar el número de átomos de aluminio:
2 Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O.
Igualar el número de átomos de azufre:
2 Al(OH)3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + H 2 O.
Igualar el número de átomos de hidrógeno:
2 Al(OH)3 + 3 H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 6 H2O.
Calculemos el número de átomos de oxígeno en las partes izquierda y derecha de la ecuación de reacción (comprobamos la exactitud de la selección de los coeficientes).
La ecuación de reacción para las etapas se escribe para mostrar la coherencia en la selección de coeficientes. En la práctica, solo se escribe un esquema que, al seleccionar los coeficientes, se convierte en una ecuación de reacción.
Clasificación de reacciones químicas.
Las reacciones químicas se clasifican según los siguientes criterios:
1. Según el cambio en el número y composición de las sustancias de partida y los productos de reacción, se dividen en los siguientes tipos (o grupos) de reacciones:
− reacciones compuestas;
− reacciones de descomposición;
− reacciones de sustitución;
- reacciones de intercambio.
2 . Según la reversibilidad de la reacción se dividen en:
− reacciones irreversibles;
− reacciones reversibles.
3. Según el efecto térmico, las reacciones se dividen en:
− reacciones exotérmicas;
− reacciones endotérmicas.
4. Según el cambio en los estados de oxidación de los átomos de los elementos durante una reacción química, se dividen en:
− reacciones sin cambiar los estados de oxidación;
- reacciones con un cambio en el grado de oxidación (o redox).
Considere estos tipos de reacciones químicas.
1. Clasificación basada en cambios en el número y composición de las sustancias de partida y productos de reacción.
Reacciones de conexión- son reacciones en las que se forma una nueva sustancia a partir de dos o más sustancias, por ejemplo:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O,
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4,
2Cu + O 2 2CuO,
CaO + H 2 O → Ca (OH) 2,
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 .
Reacciones de descomposición- son reacciones en las que se forman dos o más sustancias nuevas a partir de una sustancia compleja, por ejemplo:
Ca (HCO 3) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O,
Zn(OH)2ZnO + H2O,
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2 ,
CaCO 3 CaO + CO 2 ,
2AgNO 3 2Ag + 2NO 2 + O 2,
4KClO3 3KClO4 + KCl.
Reacciones de sustitución- estas son reacciones entre sustancias simples y complejas, como resultado de las cuales los átomos de una sustancia simple reemplazan a los átomos de una sustancia compleja (al compilar ecuaciones para reacciones de este tipo necesito recordar sobre reglas de sustitución y utilice el Apéndice B1), por ejemplo:
Fe + CuSO 4 → Cu + FeSO 4,
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2,
Cl 2 + 2KI → Yo 2 + 2KCl,
Ca + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + H 2.
Reacciones de intercambio- Se trata de reacciones entre dos sustancias complejas, como resultado de las cuales dos sustancias intercambian sus iones, formando dos nuevas sustancias. Las reacciones de intercambio se producen si como resultado del intercambio iónico se forman sustancias poco solubles (precipitados), sustancias gaseosas o sustancias solubles y ligeramente disociadas (electrolitos débiles), por ejemplo:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2NaCl,
CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + H 2 O,
HCl + NaOH → NaCl + H2O,
(reacción de neutralización).
Al escribir ecuaciones iónicas para reacciones de intercambio, los electrolitos débiles, las sustancias poco solubles y gaseosas se escriben en forma no disociada (en forma de moléculas).
2. Clasificación basada en la reversibilidad.
Las reacciones químicas según su reversibilidad se dividen en reversibles e irreversibles.
Reacciones químicas reversibles.- estas son reacciones químicas que ocurren simultáneamente en dos direcciones mutuamente opuestas, hacia adelante y hacia atrás, por ejemplo: 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3,
norte 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3,
H 2 + Yo 2 ↔ 2HI.
reacciones químicas irreversibles- estas son reacciones químicas que proceden en una dirección y terminan con la transformación completa de los reactivos iniciales en sustancias finales (los productos resultantes abandonan la esfera de reacción, precipitan en forma de precipitado, se liberan en forma de gas, Se forman compuestos poco disociados o la reacción va acompañada de una gran liberación de energía), por ejemplo:
H 2 SO 4 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + 2H 2 O,
AgNO 3 + NaBr → AgBr↓ + NaNO 3,
Cu + 4HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O.
3. Clasificación por calor de reacción.
Según el efecto térmico (Q o ∆Н; ∆Н es el cambio de entalpía (efecto térmico de la reacción)) las reacciones químicas se dividen en exotérmica y endotérmica.
Reacciones químicas exotérmicas (∆N< 0) - estas son reacciones químicas que ocurren con la liberación de calor (energía), el contenido de calor del sistema disminuye, por ejemplo: Fe + S → FeS, ∆Н = − 96 kJ,
C + O 2 → CO 2, ∆H = - 394 kJ.
Reacciones químicas endotérmicas (∆H > 0)- estas son reacciones químicas que ocurren con la absorción de calor (energía), el contenido de calor del sistema aumenta, por ejemplo: 2Hg → 2Hg + O 2, ∆Н = + 18 kJ,
CaCO 3 → CaO + CO 3, ∆Н = + 1200 kJ.
Las reacciones exotérmicas son muchas reacciones compuestas. Muchas reacciones de descomposición son reacciones endotérmicas.
4. Clasificación basada en cambios en los estados de oxidación de los átomos de los elementos de las sustancias reaccionantes.
Las reacciones químicas basadas en cambios en los estados de oxidación de los átomos de los elementos en las moléculas durante una reacción química se dividen en dos grupos:
1. reacciones que transcurren sin cambiar los estados de oxidación de los átomos de los elementos, por ejemplo: .
2. reacciones que ocurren con un cambio en los estados de oxidación de los átomos de los elementos (reacciones redox), por ejemplo:
Reacciones de conexión con la participación de sustancias simples, así como reacciones de sustitución, son reacciones redox.
reacciones de descomposición, Los compuestos de sustancias complejas pueden ocurrir tanto sin cambiar los estados de oxidación de los elementos como con un cambio en los estados de oxidación de los átomos de los elementos.
Reacciones de intercambio siempre ocurren sin cambiar los estados de oxidación (Tabla 2).
Tabla 2 - Ejemplos de reacciones de varios tipos, que ocurren con y sin cambios en los estados de oxidación.
| Reacciones | Sin cambios en el estado de oxidación. | redox |
| Conexiones | CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 | |
| expansiones | t 0 (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O t 0 Cu (OH) 2 CuO + H 2 O | |
| Sustituciones | No | |
| intercambio | BaCl 2 + Na 2 SO 4 →BaSO 4 ↓ + 2NaCl CuO + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + H 2 O | No |
La clasificación de reacciones químicas es de gran importancia en química. Ayuda a generalizar, sistematizar conocimientos sobre reacciones y establecer patrones de su curso.
Cada reacción química se puede caracterizar por varias características, por ejemplo: reacción, ∆Н = - 92 kJ
tiene las siguientes características:
esta es la reacción de 1) compuestos;
2) exotérmico;
3) reversible;
4) redox.
Preguntas y tareas para el autocontrol.
1) ¿Cuánto se necesitará? a) 1 g de hidrógeno; b) 32 g de oxígeno; c) 14 g de nitrógeno en condiciones normales?
2) Calcular la masa en gramos en condiciones normales:
a) 1 litro de nitrógeno; b) 8 litros de CO2; c) 1 m 3 de oxígeno.
3) ¿Cuánto se llevarán? 9,03 × 10 23 moléculas de cloro en condiciones normales?
4) ¿Cuántas moléculas están contenidas? en 16 g de oxígeno?
5) ¿Cuántos moles de ácido sulfúrico(H 2 SO 4) está contenido en 196 g de él?
6) ¿Cuántos moles de carbonato de sodio(Na 2 CO 3) está contenido en 53 g de él?
7) ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio(NaOH) está contenido en 160 g de él?
8) Determinar el estado de oxidación del cloro en los siguientes compuestos:
NaClO, NaClO 2 , NaClO 4 , CaCl 2 , Cl 2 O 7 , KClO 3 , HCl.
9) Determinar el estado de oxidación del fósforo en los siguientes compuestos:
H 3 PO 4, PH 3, KH 2 PO 4, K 2 HPO 4, HPO 3, H 4 P 2 O 7.
10) Determinar el estado de oxidación del manganeso en los siguientes compuestos:
MnO, Mn(OH)4, KMnO4, K2MnO4, K2MnO3.
11) ¿Qué tipos de reacciones químicas conoces? Dar ejemplos.
12) Qué reacción: compuestos, descomposición, sustitución o intercambio se produce durante la formación del agua:
a) como resultado de la combustión de hidrógeno en el aire;
b) como resultado de la interacción del hidrógeno con el óxido de cobre (II);
c) como resultado del calentamiento de hidróxido de hierro (III);
d) en la interacción del bicarbonato de potasio con hidróxido de potasio.
DEFINICIÓN
Reacción química Se llama transformación de sustancias en las que hay un cambio en su composición y (o) estructura.
Muy a menudo, bajo las reacciones químicas se entiende el proceso de transformación de sustancias iniciales (reactivos) en sustancias finales (productos).
Las reacciones químicas se escriben utilizando ecuaciones químicas que contienen las fórmulas de los materiales de partida y los productos de reacción. Según la ley de conservación de la masa, el número de átomos de cada elemento en los lados izquierdo y derecho de la ecuación química es el mismo. Por lo general, las fórmulas de las sustancias de partida se escriben en el lado izquierdo de la ecuación y las fórmulas de los productos, en el derecho. La igualdad del número de átomos de cada elemento en las partes izquierda y derecha de la ecuación se logra colocando coeficientes estequiométricos enteros delante de las fórmulas de las sustancias.
Las ecuaciones químicas pueden contener información adicional sobre las características de la reacción: temperatura, presión, radiación, etc., lo que se indica mediante el símbolo correspondiente encima (o "debajo") del signo igual.
Todas las reacciones químicas se pueden agrupar en varias clases, que tienen determinadas características.
Clasificación de reacciones químicas según el número y composición de las sustancias iniciales y resultantes.
Según esta clasificación, las reacciones químicas se dividen en reacciones de combinación, descomposición, sustitución e intercambio.
Como resultado reacciones compuestas a partir de dos o más sustancias (complejas o simples), se forma una nueva sustancia. En general, la ecuación para dicha reacción química se verá así:
Por ejemplo:
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
Entonces 3 + H 2 O \u003d H 2 Entonces 4
2 mg + O 2 \u003d 2 mgO.
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3
Las reacciones combinadas son en la mayoría de los casos exotérmicas, es decir. fluir con la liberación de calor. Si en la reacción intervienen sustancias simples, estas reacciones suelen ser redox (ORD), es decir, ocurren con un cambio en los estados de oxidación de los elementos. Es imposible decir de manera inequívoca si la reacción de un compuesto entre sustancias complejas puede atribuirse a OVR.
Las reacciones en las que se forman varias otras sustancias nuevas (complejas o simples) a partir de una sustancia compleja se clasifican como reacciones de descomposición. En general, la ecuación para una reacción de descomposición química será la siguiente:
Por ejemplo:
CaCO3 CaO + CO2 (1)
2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2 (2)
CuSO 4 × 5H 2 O \u003d CuSO 4 + 5H 2 O (3)
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O (4)
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (5)
2SO 3 \u003d 2SO 2 + O 2 (6)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O (7)
La mayoría de las reacciones de descomposición proceden con calentamiento (1,4,5). Es posible la descomposición por corriente eléctrica (2). La descomposición de hidratos cristalinos, ácidos, bases y sales de ácidos que contienen oxígeno (1, 3, 4, 5, 7) se produce sin cambiar los estados de oxidación de los elementos, es decir. estas reacciones no se aplican a OVR. Las reacciones de descomposición de OVR incluyen la descomposición de óxidos, ácidos y sales formadas por elementos en estados de oxidación superiores (6).
Las reacciones de descomposición también se encuentran en química orgánica, pero con otros nombres: craqueo (8), deshidrogenación (9):
C 18 H 38 \u003d C 9 H 18 + C 9 H 20 (8)
C 4 H 10 \u003d C 4 H 6 + 2H 2 (9)
En reacciones de sustitución una sustancia simple interactúa con una compleja, formando una nueva sustancia simple y una nueva sustancia compleja. En general, la ecuación para una reacción de sustitución química será la siguiente:
Por ejemplo:
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3 (1)
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (2)
2KBr + Cl 2 \u003d 2KCl + Br 2 (3)
2KSlO 3 + l 2 = 2KlO 3 + Cl 2 (4)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 (5)
Ca 3 (RO 4) 2 + ZSiO 2 = ZCaSiO 3 + P 2 O 5 (6)
CH4 + Cl2 = CH3Cl + Hcl (7)
Las reacciones de sustitución son en su mayoría reacciones redox (1 - 4, 7). Son pocos los ejemplos de reacciones de descomposición en las que no hay cambios en los estados de oxidación (5, 6).
Reacciones de intercambio Se denominan reacciones que se producen entre sustancias complejas, en las que intercambian sus partes constituyentes. Generalmente este término se usa para reacciones que involucran iones en solución acuosa. En general, la ecuación para una reacción de intercambio químico será la siguiente:
AB + CD = AD + CB
Por ejemplo:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O (1)
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O (2)
NaHCO 3 + HCl = NaCl + H 2 O + CO 2 (3)
AgNO 3 + KBr = AgBr ↓ + KNO 3 (4)
CrCl 3 + ZNaOH = Cr(OH) 3 ↓+ ZNaCl (5)
Las reacciones de intercambio no son redox. Un caso especial de estas reacciones de intercambio son las reacciones de neutralización (reacciones de interacción de ácidos con álcalis) (2). Las reacciones de intercambio se desarrollan en la dirección en la que al menos una de las sustancias se elimina de la esfera de reacción en forma de una sustancia gaseosa (3), un precipitado (4, 5) o un compuesto de baja disociación, generalmente agua (1, 2).
Clasificación de reacciones químicas según cambios en los estados de oxidación.
Dependiendo del cambio en los estados de oxidación de los elementos que componen los reactivos y productos de reacción, todas las reacciones químicas se dividen en redox (1, 2) y las que ocurren sin cambiar el estado de oxidación (3, 4).
2 mg + CO 2 \u003d 2 mgO + C (1)
Mg 0 - 2e \u003d Mg 2+ (reductor)
C 4+ + 4e \u003d C 0 (agente oxidante)
FeS 2 + 8HNO 3 (conc) = Fe(NO 3) 3 + 5NO + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O (2)
Fe 2+ -e \u003d Fe 3+ (reductor)
N 5+ + 3e \u003d N 2+ (agente oxidante)
AgNO 3 + HCl \u003d AgCl ↓ + HNO 3 (3)
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 ↓ + H2O (4)
Clasificación de reacciones químicas por efecto térmico.
Dependiendo de si se libera o absorbe calor (energía) durante la reacción, todas las reacciones químicas se dividen condicionalmente en exo - (1, 2) y endotérmica (3), respectivamente. La cantidad de calor (energía) liberada o absorbida durante una reacción se llama calor de reacción. Si la ecuación indica la cantidad de calor liberado o absorbido, entonces dichas ecuaciones se denominan termoquímicas.
N2 + 3H2 = 2NH3 +46,2 kJ (1)
2 mg + O 2 = 2 mgO + 602,5 kJ (2)
N 2 + O 2 \u003d 2NO - 90,4 kJ (3)
Clasificación de reacciones químicas según la dirección de la reacción.
Según la dirección de la reacción, se distinguen reversibles (procesos químicos cuyos productos pueden reaccionar entre sí en las mismas condiciones en las que se obtienen, con la formación de sustancias de partida) e irreversibles (procesos químicos, cuyos productos no son capaces de reaccionar entre sí para formar sustancias de partida).
Para reacciones reversibles, la ecuación en forma general suele escribirse de la siguiente manera:
A + B ↔ AB
Por ejemplo:
CH 3 COOH + C 2 H 5 OH ↔ H 3 COOS 2 H 5 + H 2 O
Ejemplos de reacciones irreversibles son las siguientes reacciones:
2KSlO 3 → 2KSl + ZO 2
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O
La evidencia de la irreversibilidad de la reacción pueden ser los productos de reacción de una sustancia gaseosa, un precipitado o un compuesto de baja disociación, generalmente agua.
Clasificación de reacciones químicas por la presencia de un catalizador.
Desde este punto de vista, se distinguen reacciones catalíticas y no catalíticas.
Un catalizador es una sustancia que acelera una reacción química. Las reacciones que involucran catalizadores se llaman catalíticas. Algunas reacciones son generalmente imposibles sin la presencia de un catalizador:
2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 (catalizador MnO 2)
A menudo, uno de los productos de reacción sirve como catalizador que acelera esta reacción (reacciones autocatalíticas):
MeO + 2HF \u003d MeF 2 + H 2 O, donde Me es un metal.
Ejemplos de resolución de problemas
EJEMPLO 1
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