как узнать продукт реакции

Составление уравнений реакций окисления-восстановления

Для протекания окислительно-восстановительных реакций (ОВР) необходимо одновременное присутствие веществ, взаимно противоположных по своей способности отдавать или присоединять электроны. Кроме этого, протекание некоторых реакций окисления-восстановления возможно лишь при определенных условиях (реакция среды, температура, катализатор, концентрация веществ и др).

Чтобы определить вероятность протекания ОВР обычно пользуются значениями ионизационных потенциалов, сродства к электрону и электроотрицательностей. При количественном определении направления окислительно-восстановительных реакций удобно пользоваться стандартными значениями энергии Гиббса образования исходных или конечных веществ, а также изменением энергии Гиббса или Гельмгольца реакции.
Мерой интенсивности реакций окисления-восстановления являются стандартные окислительно-восстановительные потенциалы.

Алгоритм cоставления уравнений реакций окисления-восстановления

При составлении уравнений реакций окисления-восстановления необходимо придерживаться определенной последовательности:

1. Найти среди исходных веществ окислитель и восстановитель

Для этого прежде всего необходимо расставить степени окисления элементов и сравнить их окислительно-восстановительные свойства.

Расставим степени окисления:

В кислой среде Br — окисляется до Br₂, т.е. отдает 2 электрона и является восстановителем, а Mn +7 восстанавливается до Mn +2 и является окислителем.

2. Записать продукты реакции

Правильно определить продукты реакции помогут ваши знания о строении атомов элементов, их свойствах и свойствах их соединений.

Важно помнить, что в реакциях межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления, свободный кислород, как правило, не выделяется.

Выделение кислорода

Выделение кислорода происходит при взаимодействии пероксидов с сильными окислителями, а также в некоторых реакциях с участием озона и фтора. Например,

Характер среды

Кислая среда

При написании продуктов реакции необходимо учитывать характер среды. Следует помнить, что в кислой среде образуются соли одно-, двух- и трехзарядных катионов – хлориды, бромиды, сульфаты, нитраты.

Для создания кислой среды, как правило используют разбавленную серную кислоту. Соляная и азотная кислоты для подкисления используются реже, т.к. азотная кислота сама является окислителем, а соляная кислота в присутствии сильных окислителей обладает восстановительными свойствами.

Щелочная среда

Щелочную среду создают, как правило, растворами KOH или NaOH. В щелочной среде не могут образовываться кислоты и кислотные оксиды, а образуются соли.

Чтобы не ошибиться при написании продуктов реакций, вначале следует написать продукты окисления и восстановления, а потом только другие вещества, степень окисления которых не изменяется в процессе реакции.

Итак, образуемые в результате реакции продукты, определяются условиями проведения реакции и природой окислителя и восстановителя. Ниже представлены схемы окислительно-восстановительных реакций соединений марганца и хрома в различных средах, а также азотной и серной кислот.

Азотная кислота

В результате реакции азотной кислоты с металлами, в зависимости от ее концентрации и активности металла, образуются нитраты, вода и различные продукты восстановления кислоты, указанные в таблице ниже. См. также химические свойства азотной кислоты

Серная кислота

Разбавленная серная кислота не является окислителем и реагирует с металлами, как обычная кислота. Если металл стоит в электрохимическом ряду напряжения металлов до водорода, то при его взаимодействии с кислотой происходит выделение водорода. Если металл находится после водорода в этом ряду, то взаимодействия не происходит.
Концентрированная серная кислота активными металлами (до Zn) восстанавливается до S и H₂S, а менее активными (расположенные после водорода и в непосредственной близости от него в ряду напряжения металлов) до SO₂. См. также химические свойства серной кислоты

Благородные металлы — золото Au и платина Pt не окисляются даже концентрированной серной кислотой.

А такие достаточно активные металлы, как Al, Fe, Cr при обычных условиях пассивируются и не взаимодействуют с концентрированной H₂SO₄, однако при нагревании реакции становятся возможными.

3. Подобрать коэффициенты

Коэффициенты в ОВР подбирают, учитывая число отданных и принятых электронов. Следует помнить, что общее число электронов, отданных восстановителем, должно равняться общему числу электронов, принятых окислителем.

Существует несколько методов подбора коэффициентов, из которых чаще всего используют Метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). В соответствующих разделах, а также в разделе Задачи к разделу Окислительно-восстановительные реакции приведены примеры составления окислительно-восстановительных реакций.

Источник

Статья по химии для 11 класс на тему «Определение продуктов в окислительно-восстановительных реакциях».

Новые аудиокурсы повышения квалификации для педагогов

Слушайте учебный материал в удобное для Вас время в любом месте

откроется в новом окне

Выдаем Удостоверение установленного образца:

«IQ и EQ как основа успешного обучения»

Статья по химии для 11 класс на тему «Определение продуктов в окислительно-восстановительных реакциях».

11 класс (подготовка к ЕГЭ)

учитель химии МАОУ «Лицей 29» г. Тамбов

Дегтярева Елена Эдуардовна.

Окислительно-восстановительными (ОВР) называются реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов, образующих вещества.

Для того, чтобы определить какое из веществ является окислителем, а какое восстановителем необходимо определить степени окисления атомов в данных веществах.

Соединения элементы, в которых проявляют высокие положительные степени окисления, являются окислителями. Примеры типичных окислителей приведены в таблице 1

Галогены в высших положительных степенях окисления

Галогены в промежуточных положительных степенях окисления

Халькогены и другие неметаллы в положительных степенях окисления

Неметаллы- простые вещества

Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления

Металлы в высших положительных степенях окисления

Металлы в промежуточных положительных степенях окисления

Соединения, с низшей отрицательной степенью окисления проявляют только восстановительные свойства. Примеры типичных окислителей приведены в таблице 2.

Металлы – простые вещества

Неметаллы в низшей отрицательной степени окисления

Металлы в промежуточной положительной степени окисления

Неметаллы- простые вещества

Неметаллы в промежуточных отрицательных степенях окисления

Неметаллы- простые вещества

неметаллы в промежуточных положительной степени окисления

Рассматривая типичные окислители и восстановители, можно заметить, что многие вещества способны проявлять в зависимости от условий как восстановительные, так и окислительные свойства, т.е. обладают двойственностью окислительно-восстановительных свойств. Причин такой двойственности несколько:

1) в состав вещества могут входить элементы, один из которых проявляет свойства окислителя, а другой – восстановителя. Например, хлороводород (и его водный раствор соляная кислота) проявляют окислительные свойства при взаимодействии с металлами за счёт катиона водорода Н + и восстановительные – благодаря наличию атома галогена в в минимальной степени окисления.

С a 0 +2H +1 Cl = Ca +2 Cl ₂ +H ₂ 0

2) вещество может содержать химический элемент в промежуточной степени окисления. Этот элемент может выступить в качестве восстановителя и повысить свою степень окисления, а может проявить и окислительные свойства – понизить степень окисления.

Например: пероксид водорода содержит кислород в промежуточной степени окисления, поэтому в реакциях может выступать в роли окислителя, и в роли восстановителя, а так же участвовать в реакции диспропорционирования. Пероксид водорода восстанавливается в зависимости от среды:

H ₂ O ₂ + 2 e – → 2 OH – ( H ₂ O ₂ – окислитель в нейтральной среде)

H ₂ O ₂ + 2 e – + 2 H + → 2 H ₂ O ( H ₂ O ₂ – окислитель в кислой среде)

H ₂ O ₂ – 2 e – → O ₂ ↑ + 2 H + ( H ₂ O ₂ – восстановитель)

2 KI + H ₂ O ₂ = I ₂ + 2 KOH – нейтральная среда

восстановитель окислитель среда

восстановитель окислитель среда

В окислительно-восстановительных реакциях, сложным является, определить продукт на выходе. Чтобы определить продукты реакции в ОВР необходимо знать, до какой степени окисления восстанавливается или окисляется данное соединение.

1). Кислородсодержащие соединения галогенов при восстановлении переходят в соответствующие галогениды:

NaClO ₃ + восст. → NaCl

Исключение – если в роли восстановителя выступает соответствующий галогенид-анион, то в ходе реакции выделяется свободный галоген:

окислит. восст. среда

2). Свободные галогены являются сильными окислителями и в ходе ОВР, как правило, переходят в соответствующие галогенид-анионы:

3) KMnO ₄ – окислитель, – в зависимости от реакции среды при восстановлении переходит в различные формы:

Источник

4.3.5. Расчеты массы (объема, количества вещества) продуктов реакции, если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси).

Очень часто при проведении реакции между веществами оказывается, что один реагент прореагировал полностью, а другой нет. В таком случае говорят, что вещество, которое полностью израсходовалось, было в недостатке, а то вещество, которое осталось – в избытке. Поскольку избыток реагента не участвует в реакции, количество продукта зависит только от количества вещества, которое было в недостатке.

Предположим, что осуществляется реакция между веществами А и B, которая протекает в соответствии с уравнением:

Для осуществления этой реакции было взято количество вещества A, равное n_A, и количество вещества B, равное n_B. Определить то, какое вещество в избытке, а какое в недостатке, можно, сравнив выражения:

В зависимости от того, какое выражение окажется меньше, то вещество соответственно и будет в недостатке.

Примечание: распространенной ошибкой является то, что вместо выражений (1) сравнивают просто количества веществ. Так делать категорически не допускается! Если n(A) > n(B), то это еще не значит, что вещество A в избытке!

После того, как будет установлено то, какое вещество было в недостатке, расчеты ведутся по его количеству аналогично рассмотренным в главе 4.3.3.

Пример задачи на избыток и недостаток

Нагрели смесь 54 г алюминия и 80 г серы. Вычислите массу образовавшегося сульфида алюминия.

Решение

Запишем уравнение реакции:

Рассчитаем количества веществ алюминия и серы:

n(Al) = m(Al)/M(Al) = 54/27 = 2 моль;

n(S) = m(S)/M(S) = 80/32 = 2,5 моль

Для того чтобы выяснить, какое из исходных веществ в недостатке, разделим количества молей веществ на коэффициенты перед этими веществами в уравнении и сравним рассчитанные выражения:

Значит сера в недостатке. Расчеты далее ведем по количеству вещества серы.

Исходя из уравнения реакции

следует, что количество прореагировавшей серы и образовавшегося в результате реакции сульфида алюминия связаны выражением:

где 3 и 1 – коэффициенты перед S и Al₂S₃ соответственно. Отсюда:

Следовательно, масса сульфида алюминия будет равна:

В случае, если вместо массовой доли чистого вещества дается массовая доля примесей, то учитывая, что:

мы можем записать, что:

Пример задачи на расчет количества продукта, зная массу реагента с примесями

Какой объем углекислого газа (н.у.) выделится при действии избытка соляной кислоты на технический карбонат кальция массой 150 г, содержащий 10% некарбонатных примесей.

Решение:

Запишем уравнение взаимодействия карбоната кальция с соляной кислотой:

Массовая доля примесей в техническом карбонате кальция составляет 10%, значит массовая доля чистого карбоната кальция будет составлять:

ω(CaCO₃) = 100% — ω(прим.) = 100% — 10% = 90%.

Масса чистого карбоната кальция будет равна:

m(CaCO₃) = ω(CaCO₃) ∙ m(CaCO₃ техн.)/100% = 90% ∙ 150 г/100% = 135 г,

Следовательно, количество вещества карбоната кальция равно:

n(CaCO₃) = m(CaCO₃)/M(CaCO₃) = 135 г / 100 г/моль = 1,35 моль

В соответствии с уравнением реакции:

Количества веществ карбоната кальция и углекислого газа равны (одинаковые коэффициенты в уравнении), следовательно:

Тогда, зная, что один моль любого газа при нормальных условиях занимает объем 22,4 л, мы можем рассчитать объем выделившегося CO₂:

V(CO₂) = n(CO₂) ∙ V_m = 1,35 моль ∙ 22,4 л/моль = 30,24 л

Источник

Как составлять уравнения химических реакций

Учимся различать виды химических реакций и составлять их уравнения.

Что такое химические уравнения

Когда химические вещества вступают во взаимодействие, химические связи между их атомами разрушаются и образуются новые, уже в других сочетаниях. В результате одни вещества превращаются в другие.

Рассмотрим реакцию горения метана, происходящую в конфорке газовой плиты:

Молекула метана (CH₄) и две молекулы кислорода (2O₂) вступают в реакцию, образуя молекулу углекислого газа (CO₂) и две молекулы воды (2H₂O). Связи между атомами углерода (С) и водорода (H) в метане, а также между атомами кислорода (O) разрываются, и образуются новые связи между атомами углерода и кислорода в молекуле углекислого газа (CO₂) и между атомами водорода и кислорода в молекуле воды (H₂O).

Картинка даёт наглядное представление о том, что произошло в ходе реакции. Но зарисовывать сложные химические процессы такими схемами неудобно. Вместо этого учёные используют уравнения химических реакций.

Химическое уравнение — это условная запись химической реакции с помощью формул и символов.

Их записывают в виде схемы, в которой отражён процесс превращения. В левой части располагаются формулы реагентов — веществ, вступающих в реакцию. Завершается уравнение продуктами реакции — веществом или веществами, которые получились в результате.

Новые вещества образуются потому, что изменяются связи между атомами, но сами атомы не возникают из ниоткуда и не исчезают в никуда. На рисунке видно, что атом углерода из состава метана перешёл в состав углекислого газа, атом водорода — в состав воды, а атомы кислорода распределились между молекулами углекислого газа и воды. Число атомов не изменилось.

Согласно закону сохранения массы, общая масса реагентов всегда равна общей массе продуктов реакции. Именно поэтому запись химической реакции называют уравнением.

Виды химических реакций

Вещества вступают в реакции по-разному, можно выделить четыре наиболее частых варианта:

Сложное вещество негашёная известь соединяется с водой, и образуется новое сложное вещество — гашёная известь:

Стрелка вверх означает, что образовался газ. Он улетучивается и больше не участвует в реакции.

В примере атомы цинка замещают атомы водорода в составе хлороводорода, и образуется хлорид цинка:

Стрелка вниз означает, что вещество выпало в осадок, поскольку оно нерастворимо.

Коэффициенты в уравнениях химических реакций

Чтобы составить уравнение химической реакции, важно правильно подобрать коэффициенты перед формулами веществ.

Коэффициент в химических уравнениях означает число молекул (формульных единиц) вещества, необходимое для реакции. Он обозначается числом перед формулой (например, 2NaCl в последнем примере).

Коэффициент не следует путать с индексом (числом под символом химического элемента, например, О₂). Индекс обозначает количество атомов этого элемента в молекуле (формульной единице).

Чтобы узнать общее число атомов элемента в формуле, нужно умножить его индекс на коэффициент вещества. В примере на картинке (2H₂O) — четыре атома водорода и два кислорода.

Подобрать коэффициент — значит определить, сколько молекул данного вещества должно участвовать в реакции, чтобы она произошла. Далее мы расскажем, как это сделать.

Алгоритм составления уравнений химических реакций

Для начала составим схему химической реакции. Например, образование оксида магния (MgO) в процессе горения магния (Mg) в кислороде (O₂). Обозначим реагенты и продукт реакции:

Чтобы схема стала уравнением, нужно расставить коэффициенты. В левой части схемы два атома кислорода, а в правой — один. Уравняем их, увеличив число молекул продукта:

Теперь число атомов кислорода до и после реакции одинаковое, а число атомов магния — нет. Чтобы уравнять их, добавим ещё одну молекулу магния. Когда количество атомов каждого из химических элементов в составе веществ уравнено, вместо стрелки можно ставить равно:

Уравнение химической реакции составлено.

Рассмотрим реакцию разложения. Нитрат калия (KNO₃) разлагается на нитрит калия (KNO₂) и кислород (О₂):

В обеих частях схемы по одному атому калия и азота, а атомов кислорода до реакции 3, а после — 4. Необходимо их уравнять.

Для начала удвоим коэффициент перед реагентом:

Теперь в левой части схемы шесть атомов кислорода, два атома калия и два атома азота. В левой по-прежнему по одному атому калия и азота и четыре атома кислорода. Чтобы уравнять их, в правой части схемы нужно удвоить коэффициент перед нитритом калия.

Снова посчитаем число атомов каждого химического элемента в составе веществ до и после реакции: два атома калия, два атома азота и шесть атомов кислорода. Равенство достигнуто.

Химические уравнения не только позволяют предсказать, что произойдёт при взаимодействии тех или иных веществ, но и помогают рассчитать их количественное соотношение, необходимое для реакции.

Источник

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O (образуется вода)

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H₂O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO₃ = CaO + CO₂↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник