Как составить химическую реакцию типа разложения

Реакции разложения

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Разложение солей

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Разложение перманганата калия

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

Как составить уравнение химической реакции: пошаговая инструкция

Превращение одних веществ в другие — обычное явление, которое происходит в ходе химических реакций. Для того чтобы обозначить, как протекают такие процессы, используют специальную систему уравнений. Так, например, горение метана (мы можем наблюдать его каждый день, когда зажигаем газовую плиту) протекает по следующей схеме:

СН4 + 2О2 → СО2 + Н2О

Расшифровать уравнение реакции можно следующим образом. Две молекулы кислорода соединяются с молекулой метана и в результате формируют две молекулы воды и молекулу углекислого газа. Можно отметить, что во время протекания реакции связи между некоторыми атомами (например, водорода и углерода) разрываются. Вместо них появляются новые, благодаря которым и формируются углекислород и вода.

Особенности записи формул химических реакций

Уравнения химических реакций: способы решения заданий

Для удобства записи уравнения химических реакций делают предельно схематичными: их записывают только при помощи латинских букв и цифр. В левой части уравнения указываются реагенты (те вещества, которые взаимодействуют между собой), а в правой — так называемые продукты реакции (те вещества, которые формируются после завершения процесса). При записи уравнения важно помнить о двух правилах.

1. Атомы не исчезают никуда и не появляются из ниоткуда (соответственно, их число в обоих частях формулы должно быть одинаковым).
2. Общая масса реагентов не может отличаться от итоговой массы продуктов реакции (именно по этой причине записи протекания реакций называют уравнениями).

Какими бывают химические реакции

Выделяют четыре варианта взаимодействия химических веществ друг с другом.

Тип реакции	Пример	Особенности
Соединения	Формула образования воды: 2H2 + O2 = 2H2O	Несколько реагентов (простых или сложных веществ) создают один продукт.
Разложения	При нагревании известняка он разделяется на углекислый газ и негашеную известь: Стрелка, направленная вверх, показывает, что сформировавшийся газ улетучился и больше не участвует в процессе.	Одно вещество распадается на несколько простых компонентов.
Замещения	При образовании хлорида цинка атомы цинка встают на место атомов водорода, который включен в состав хлороводорода: Zn + 2HCl = H2↓ + ZnCl2 Направленная вниз стрелка показывает, что вещество осталось в осадке.	В таких реакциях обязательно участвуют простое и сложное вещества. При более активные атомы простого вещества вытесняют (замещают) компоненты сложного.
Обмена	CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl	В таких реакциях обязательно участвуют два сложных вещества, которые обмениваются атомами. Важно помнить: в уравнениях обмена обязательно формируются газ, осадок или вода.

Как расставить коэффициенты в химических уравнениях

Чтобы уравнение реакции было верным, крайне важно правильно расставить в нем коэффициенты. С помощью этих цифр указывается, какое число молекул необходимо для протекания реакции. Внешне коэффициент выглядит как число, поставленное перед формулой вещества (например, 2NaCl). Важно не перепутать их с индексами: последние как раз ставятся под символом химического элемента и указывают на количество атомов (например, H2).

Если вам требуется узнать, сколько атомов конкретного вещества участвует в реакции, следует индекс умножит на коэффициент. Например, при использовании двух молекул воды (2H₂O) речь идет о четырех атомах водорода и двух атомах кислорода. При решении уравнения реакции задача ученика — подобрать коэффициент и узнать, сколько молекул участвует в процессе.

Помочь разобраться в этом нелегком деле могут наши репетиторы по химии в Москве. Ведь, согласитесь, поспеть за школьной программой порой непросто и некоторые темы требуют более детального изучения, чем отведенные несколько школьных уроков.

Как составить уравнение химической реакции: пошаговая инструкция

1. Подготовьте схему реакции. Для этого потребуется выделить реагенты и продукты реакции. Например, для формирования оксида магния схема будет выглядеть так: Mg + O2 → MgO.
2. Расставьте коэффициенты. Из предыдущего примера видно, что в левой части уравнения представлено два атома кислорода, а в правой — только один. Поэтому в продукте реакции нужно увеличить количество молекул: Mg + O₂ → 2MgO. Теперь у нас есть равное количество атомов кислорода, а вот с магнием возникла проблема. Уравняем и его число: 2Mg + O₂ = 2MgO. Обратите внимание, что знак равно можно ставить только после того, как уравнение решено, до этого используется символ горизонтальной стрелки.

Уравнения химических реакций: способы решения заданий

В качестве завершающего примера предложим реакцию разложения нитрата калия. Он образует два вещества: кислород и нитрит калия. Схема реакции выглядит следующим образом: KNO₃ → KNO₂ + О₂. Если с атомами азота и калия все в порядке, то кислорода до момента начала реакции было три, а вот по завершении разложения стало уже четыре. Чтобы уравнять части поставим перед реагентом удвоенный коэффициент: 2KNO₃ → KNO₂ + О₂.

Теперь нужно разобраться с цифрами. До реакции мы имеем по два атома азота и калия и шест атомов кислорода. После же разложения атомов азота и калия по одному, а атомов кислорода всего четыре. Чтобы создать равенство, потребуется поставить удвоенный коэффициент перед нитритом калия в продуктах реакции: 2KNO₃ = 2KNO₂ + О₂. В итоге мы получили равное количество атомов в обеих частях: по два калия и азота и шесть кислорода. Важность уравнений состоит в том, что они не только дают определить, какие вещества получатся в ходе протекания реакции, но и позволяют понять количественное соотношение используемых реагентов.

Как решать химические уравнения – схемы и примеры решения для разных реакций

Основные термины и понятия

Составление уравнений химических реакций невозможно без знания определённых обозначений, показывающих, как проходит реакция. Объединение атомов, имеющих одинаковый ядерный заряд, называют химическим элементом. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Первые совпадают с числом атомного номера элемента, а значение вторых может варьироваться. Простейшими веществами называют элементы, состоящие из однотипных атомов.

Любой химический элемент описывается с помощью символов, условно обозначающих структуру веществ. Формулы являются неотъемлемой частью языка науки. Именно на их основе составляют уравнения и схемы. По своей сути они отражают количественный и качественный состав элементов. Например, запись HNO3 сообщает, что в соединении содержится одна молекула азотной кислоты, а оно само состоит из водорода, азота и кислорода. При этом в состав одного моля азотной кислоты входит по одному атому водорода и азота и 3 кислорода.

Символика элементов, условное обозначение, представляет собой химический язык. В значке содержится информация о названии, массовом числе и порядковом номере. Международное обозначение принято, согласно периодической таблице Менделеева, разработанной в начале 1870 года.

Взаимодействующие между собой вещества называются реагентами, а образующиеся в процессе реакции — продуктами. Составление и решение химических уравнений фактически сводится к определению результатов реакций, поэтому просто знать формулы веществ мало, нужно ещё уметь подбирать коэффициенты. Располагаются они перед формулой и указывают на количество молекул или атомов, принимающих участие в процессе. С правой стороны от химического вещества ставится индекс, указывающий место элемента в системе.

Записывают уравнения в виде цепочки, в которой указываются все стадии превращения вещества начиная с левой части. Вначале пишут формулы элементов в исходном состоянии, а затем последовательно их преобразование.

Виды химических реакций

Химические явления характеризуются тем, что из двух и более элементов образуются новые вещества. Уравнения описывают эти процессы. Впервые с объяснениями протекания реакций знакомят в восьмом классе средней образовательной школы на уроках неорганической химии. Ученикам демонстрируют опыты, в которых явно наблюдаются различия в протекании реакций.

Всего существует 4 типа химического взаимодействия веществ:

1. Соединение. В реакцию могут вступать 2 простых вещества: металл и неметалл или неметалл и неметалл. Например, алюминий с серой образуют сульфид алюминия. Кислород, взаимодействуя с водородом, превращается в воду. Объединятся могут 2 оксида с растворимым основанием, как оксид кальция с водой: CaO + H2O = Ca (OH)2 или основной оксид с кислотным: CaO + SO3 = CaSO4.
2. Разложение. Это процесс обратный реакции соединения: было одно вещество, а стало несколько. Например, при пропускании электрического тока через воду получается водород и кислород, а при нагревании известняка 2 оксида: CaCO3 = CaO + CO2.
3. Замещение. В реакцию вступают 2 элемента. Один из них простой, а второй сложный. В итоге образуются 2 новых соединения, при котором атом простого вещества заменяет сложный, как бы вытесняя его. Условие протекания процесса: простое вещество должно быть более активным, чем сложное. Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Величину активности можно узнать из таблицы ряда электрохимических напряжений.
4. Обмен. В этом случае между собой реагируют 2 сложных элемента, обменивающиеся своими составными частями. Условием осуществления такого типа реакции является обязательное образование воды, газа или осадка. Например, CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O. Чтобы узнать, смогут ли вещества прореагировать, используют таблицу растворимости.

Основными признаками химических реакций является изменение цвета, выделение газа или образование осадка. Различают их по числу веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся продуктов. Правильное определение типа реакции особо важно при составлении химических уравнений, а также определения свойств и возможностей веществ.

Окислительно-восстановительный процесс

Составление большинства реакций сводится к подбору коэффициентов. Но при этом могут возникнуть трудности с установлением равновесия, согласно закону сохранения массы веществ. Чаще всего такая ситуация возникает при решении заданий, связанных с расстановкой количества атомов в уравнениях окислительно-восстановительных процессов.

Под ними принято понимать превращения, протекающие с изменением степени окисления элементов. При окислении происходит процесс передачи атомом электронов, сопровождающийся приобретением им положительного заряда или ионом, после чего он становится нейтральным. При этом также происходит процесс восстановления, связанный с присоединением элементарных частиц атомом.

Для составления уравнений необходимо определить восстановитель, окислитель и число участвующих в реакции электронов. Коэффициенты же подбирают с помощью метода электронно-ионного баланса (полуреакций). Его суть состоит в установлении равенства путём уравнивания количества электронов, отдаваемых одним элементом и принимаемым другим.

Классический алгоритм

В основе решения задач этим методом — закон сохранения массы. Согласно ему, совокупная масса элементов до реакции и после остаётся неизменной. Другими словами, происходит перегруппировка частиц. Если рассматривать решение химического уравнения поэтапно, оно будет состоять из трёх шагов:

1. Написания формул элементов, вступающих в реакцию с левой стороны.
2. Указания справа формулы образующихся веществ.
3. Уравнивания числа атомов с добавлением коэффициентов.

Перед тем как переходить к сложным соединениям, лучше всего потренироваться на простых. Например, нужно составить уравнение, описывающее взаимодействие двух сложных веществ: гидроксида натрия и серной кислоты. При таком соединении образуется сульфат натрия и вода.

Согласно алгоритму, в левой части уравнения необходимо записать реагенты, а в правой продукты реакции: NaOH + H2SO 4 → Na 2SO4 + H2O. Теперь следует уравнять коэффициенты. Начинают с первого элемента. В примере это натрий. В правой части содержится 2 его атома, а в левой один, поэтому необходимо возле реагента поставить цифру 2. Затем нужно уровнять водород. В результате получится выражение: 2 NaOH + H2SO 4 → Na2 SO4 +2H2O.

Ещё одним наглядным примером является процесс реакции тринитротолуола с кислородом. При их взаимодействии образуется: C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2. Исходя из того, что слева находится нечётное число атомов H и N, а справа чётное, нужно их уравнять: 2C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2.

Теперь становится понятным, что 14 и 10 атомов углерода и водорода должны образовать 14 долей диоксида и 5 молекул воды. При этом 6 атомов азота превратятся в 3. Итоговое уравнение будет выглядеть как 2C7H5N3O6 + 10,5O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2.

Перед тем как начинать тренировку по составлению уравнений, следует научиться расставлять валентность. Это параметр, равный числу соединившихся атомов каждого элемента. Фактически это способность к соединению. Например, в формуле NH3 валентность атома азота равна 3, а водорода 1.

Решение методом полуреакций

Алгоритм для решения примеров химических уравнений проще рассмотреть на конкретном задании. Пускай необходимо описать процесс окисления пирита азотной кислоты с малой концентрацией: FeS2 + HNO3. Решать этот пример необходимо в следующей последовательности:

1. Определить продукты реакции. Так как кислота является сильным окислителем, сера получит максимальную степень оксидации S6+, а железо Fe3+. HNO3 может восстановиться до одного из двух состояний NO2 или NO.
2. Исходя из состава ионов и правила, что вещества, переходящие в газовую форму или плохо растворимые, записываются в молекулярном виде, верным будет записать: FeS2 — Fe3+ + 2SO2−4. Гидролизом можно пренебречь.
3. В записи уравнивают кислород. Для этого в левую часть добавляют 8 молекул воды, а в правую 16 ионов водорода: FeS2 + 8H20 — Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+. Так как заряда в левой части нет, а в правой он равный +15, то серное железо должно будет отдать 15 электронов. Значит, уравнение примет вид: FeS2 + 8H20 — 15e → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+.
4. Теперь переходят к реакции восстановления нитрата иона: NO-3 →NO. Для её составления нужно отнять у оксида азота 2 атома кислорода. Делают это путём прибавления к левой части 4 ионов водорода, а правой — 2 молекул воды. В итоге получится: NO-3 + 4H+ → NO + 2H2O.
5. Полученную формулу уравнивают добавлением к левой части 3 электронов: NO-3 + 4H+ 3e → NO + 2H2O.
6. Объединяют найденные выражения и записывают результат: FeS2 + 8H20 + 5NO-3 + 20H+ → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+ + 5NO + 10H2O.

Уравнение можно сократить на 16H + и 8H2O. В итоге получится сокращённое выражение окислительно-восстановительной реакции: FeS2 + 5NO – 3 + 4 H + = Fe3 + + 2SO 2- 4 + 5NO + 2H2O.

Добавив в обе части нужное количество ионов, записывают молекулярное уравнение: FeS2 + 8HNO3 = Fe (NO 3) 3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O.

Такой алгоритм считается классическим, но для упрощения понимания лучше использовать способ электронного баланса. Процесс восстановления переписывают как N5+ + 3e → N2+. Степень же окисления составить сложнее. Сере нужно приписать степень 2+ и учесть, что на 1 атом железа приходится 2 атома серы: FeS2 → Fe3++ 2S6+. Запись общего баланса будет выглядеть: FeS2 + 5N5+ = Fe3+ + 2S6+ + 5N2+.

Пять молекул потратятся на окисление серного железа, а ещё 3 на образование Fe (NO3)3. После уравнения двух сторон запись реакции примет вид, аналогичный полученному с использованием предыдущего метода.

Использование онлайн-расчёта

Простые уравнения решать самостоятельно довольно просто. Но состоящие из сложных веществ могут вызвать трудности даже у опытных химиков. Чтобы получить точную формулу и не подбирать вручную коэффициенты, можно воспользоваться онлайн-калькуляторами. При этом их использовать сможет даже пользователь, не особо разбирающийся в науке.

Чтобы расстановка коэффициентов в химических уравнениях онлайн происходила автоматически, нужно лишь подключение к интернету и исходные данные. Система самостоятельно вычислит продукты реакции и уравняет обе стороны формулы. Интересной особенностью таких сайтов является не только быстрый и правильный расчёт, но и описание правил с алгоритмами, по которому выполняются действия.

После загрузки калькулятора в веб-обозревателе единственное, что требуется от пользователя — правильно ввести реагенты в специальные формы латинскими буквами и нажать кнопку «Уравнять». Иногда возникает ситуация, когда запись сделана верно, но коэффициенты не расставляются. Это происходит, если суммы в уравнении могут быть подсчитаны разными способами. Характерно это для реакций окисления. В таком случае нужно заменить фрагменты молекул на любой произвольный символ. Таким способом можно не только рассчитать непонятное уравнение, но и выполнить проверку своих вычислений.

[spoiler title=”источники:”]

http://egevpare.ru/%D1%83%D1%80%D0%B0%D0%B2%D0%BD%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D1%8F-%D1%85%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D1%85-%D1%80%D0%B5%D0%B0%D0%BA%D1%86%D0%B8%D0%B9-%D1%81%D0%BF%D0%BE%D1%81%D0%BE%D0%B1/

http://nauka.club/khimiya/khimicheskie-uravneniya.html

[/spoiler]

Химическое уравнение — это условная запись химического превращения с помощью химических формул и математических знаков

При составлении химических уравнений используют математические знаки «+», «−», «=», а также числа — они выступают в качестве коэффициентов и индексов.

Коэффициенты показывают число частиц (атомов или молекул), а индексы — число атомов, которые входят в состав молекулы.

Химическую реакцию можно изобразить в виде схемы:

На схеме протекание реакции представлено нагляднее, но сложные химические процессы изобразить таким способом сложно. Поэтому их записывают в виде химического уравнения.

Вещества, которые вступают в реакцию, называют исходными веществами, или реагентами. Вещества, которые образуются в результате, называют продуктами реакции.

Давайте разберем этот пример химического уравнения. Здесь видно, что из двух молекул водорода и одной молекулы кислорода образуются две молекулы воды. Реагенты в данном случае — водород и кислород, продукт реакции — вода.

Новые вещества образуются вследствие перегруппировки исходных атомов. В результате химической реакции атомы химических элементов никуда не исчезают и не возникают новые, их число остается неизменным — это следует из закона сохранения массы веществ.

Закон сохранения массы веществ лежит в основе химии и используется при составлении уравнений химических реакций.

Алгоритм составления уравнения химической реакции

Рассмотрим, как составлять уравнения химических реакций, на примере взаимодействия магния и кислорода с образованием оксида магния.

1. Записываем химические формулы исходных веществ в левой части уравнения. Напоминаем: молекулы H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ двухатомны. Между исходными веществами ставим «+», а затем знак «=».

   

2. После знака равенства записываем химическую формулу продукта. Химическую формулу необходимо составить с учетом валентностей химических элементов.

   

3. Согласно закону сохранения массы веществ, число атомов каждого химического элемента до и после реакции должно быть одинаковым. Давайте посмотрим, как расставлять коэффициенты в химических уравнениях, чтобы закон выполнялся.

   Из составленной химической реакции видно, что количество атомов магния слева и справа от знака равенства одинаково, но атомов кислорода слева два, а справа один.

   Чтобы уравнять число атомов в химическом уравнении, находим наименьшее общее кратное (НОК), в нашем случае — 2. А затем делим НОК на количество атомов кислорода в реагентах и полученное число записываем в виде коэффициента.

   

   Это важно

   Коэффициент 1 в уравнении химической реакции не указывается, но при подсчете суммы коэффициентов в уравнении его необходимо учитывать.

4. Проверим количество атомов магния до и после знака «=». Если перед химической формулой уже стоит коэффициент, то для подсчета количества атомов необходимо умножить коэффициент на индекс, который относится к этому химическому элементу.

   

5. Чтобы уравнять количество атомов магния в химической реакции, посчитаем НОК и разделим его на количество атомов с каждой стороны от знака «=». Результат деления и будет являться коэффициентом (повторяем расстановку коэффициентов в химическом уравнении из 3-го пункта).

   

6. Получаем уравнение химической реакции, в котором в исходных веществах и продуктах реакции по 2 атома магния и кислорода.

   

Сумма коэффициентов в этом химическом уравнении равна 5 (2 + 1 + 2 = 5).

Коэффициенты, которые стоят в химическом уравнении перед веществами, указывают на мольное соотношение исходных веществ и продуктов реакции, по которому и производятся расчеты.

Типы химических реакций

Химические реакции можно классифицировать по различным признакам:

1. По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции.

2. По изменению степени окисления.

3. По тепловому эффекту.

4. По агрегатному состоянию.

5. По наличию или отсутствию катализатора.

6. По обратимости.

По числу и составу исходных веществ и продуктов реакции

По этому признаку выделяют 4 типа реакций: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена.

Реакции соединения — это реакции, в результате которых из нескольких более простых веществ образуется одно более сложное.

Например, простые вещества барий и кислород взаимодействуют с образованием сложного вещества оксида бария:

2Ba + O₂ = 2BaO.

Также к реакциям соединения относится взаимодействие оксида натрия с водой с образованием более сложного вещества гидроксида натрия. Оно более сложное, так как состоит уже из трех атомов химических элементов, в отличие от веществ-реагентов, которые состоят из двух атомов:

Na₂O + H₂O = 2NaOH.

Реакции разложения — это реакции, в результате которых из одного более сложного вещества образуется несколько более простых веществ. Является процессом, обратным реакции соединения.

Пример такой реакции — разложение нитрата серебра на несколько более простых веществ: серебро, оксид азота (IV) и кислород.

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑.

Реакции замещения — это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного химического элемента в сложном веществе. Также возможно замещение функциональных групп в сложном веществе.

Например, замещение атомов водорода в молекуле соляной кислоты на атомы цинка:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑.

Реакции обмена — это реакции между двумя сложными веществами, в результате которых вещества обмениваются своими составными частями.

Например, NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O.

Для наглядности показали все типы химических реакций по этому признаку на схеме:

По изменению степени окисления

По этому признаку выделяют два вида реакций:

• реакции, протекающие без изменения степени окисления;

• окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, протекающие с изменением степени окисления нескольких элементов.

В ОВР всегда участвуют вещество-окислитель и вещество-восстановитель. Другие исходные вещества, принимающие участие в реакции, выступают в качестве среды, в которой протекает эта реакция.

Окислитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции принимает электроны, тем самым понижая свою степень окисления.

Восстановитель — вещество, в состав которого входит ион или атом, который в процессе реакции отдает электроны, тем самым повышая свою степень окисления.

Из определений можно сделать вывод, что в ходе реакции протекает два процесса: принятие электронов (восстановление) и отдача электронов (окисление). Протекают они одновременно.

По тепловому эффекту

По тепловому эффекту реакции делятся на эндотермические и экзотермические.

Эндотермические реакции протекают с поглощением теплоты (−Q). Буквой Q обозначается количество теплоты.

К таким реакциям относятся практически все реакции разложения. Пример:

CaCO₃ = CaO + CO₂ − Q.

Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (+Q).

К таким реакциям относятся практически все реакции соединения. Пример:

2H₂ + O₂ = 2H₂O + Q.

По агрегатному состоянию исходных веществ

По этому признаку все реакции разделяют на гомогенные и гетерогенные.

Гомогенные реакции протекают в одной фазе.

К гомогенным реакциям относятся те, исходные вещества которых находятся либо в жидком агрегатном состоянии, либо в газообразном. Например, взаимодействие двух газообразных веществ — водорода и хлора:

H₂(г) + Cl₂(г) = 2HCl.

Агрегатное состояние указывается в правом нижнем углу: «г» — газообразное, «ж» — жидкое, «тв» — твердое.

Гетерогенные реакции протекают на границе раздела фаз.

Как правило, такие реакции протекают между веществами, которые находятся в разных агрегатных состояниях:

2Na(тв) + 2H₂O(ж) = 2NaOH + H₂.

Также к гетерогенным относятся реакции между двумя несмешивающимися жидкостями. Собрали несколько примеров гетерогенных реакций:

По наличию или отсутствию катализатора

По этому признаку выделяют реакции каталитические и некаталитические.

Каталитические реакции — реакции, протекающие с участием катализатора

Катализатор — вещество, которое ускоряет реакцию, участвует в ней, но остается неизменным после окончания этой реакции.

Наличие катализатора указывается над знаком равенства как kat или формула конкретного вещества, выступающего в роли катализатора.

Например:

Некаталитические реакции — реакции, протекающие без участия катализатора.

По обратимости

Различают обратимые и необратимые реакции.

Обратимые реакции — реакции, протекающие в двух противоположных направлениях.

При составлении уравнений обратимых реакций вместо знака равенства используют знак «⇄».

К обратимым реакциям относят реакции ионного обмена, диссоциации электролитов и многие другие:

H₂ + I₂ ⇄ 2HI.

Необратимые реакции — реакции, которые протекают только в одном направлении.

Чтобы научиться составлять уравнения химических реакций, нужно только одно — практика. Много практики школьники получают на онлайн-курсах по химии в Skysmart. Интересные задания на интерактивной платформе, примеры из жизни и опытные преподаватели обязательно приведут к желаемому результату — и просто помогут полюбить химию.

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2Ag₂O = 4Ag + O₂

2HgO = 2Hg + O₂

4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + O₂

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

2Cr(OH)₃ = Cr₂O₃ + 3H₂O

Mn(OH)₂ = MnO + H₂O

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например, кремниевая кислота:

H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

H₂SO₃ = H₂O + SO₂↑

H₂CO₃ = H₂O + CO₂↑

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

K₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2KHCO₃

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

2HNO₂ = H₂O + NO₂↑ + NO↑

При нагревании выше 100^оС продукты распада несколько отличаются:

3HNO₂ = H₂O + HNO₃↑ + 2NO↑

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

4HNO₃ = 2H₂O + 4NO₂ + O₂

Разложение солей

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 ^оС разлагается:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например, разложение нитрата калия:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 ^оС:

Ca(NO₃)₂ → Ca(NO₂)₂ + O₂

Mg(NO₃)₂ → Mg(NO₂)₂ + O₂

Ba(NO₃)₂ → Ba(NO₂)₂ + O₂

Sr(NO₃)₂ → Sr(NO₂)₂ + O₂

При более сильном нагревании (выше 500^оС)  нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

2Ca(NO₃)₂ → 2CaО + 4NO₂ + O₂

2Mg(NO₃)₂ → 2MgО + 4NO₂ + O₂

2Sr(NO₃)₂ → 2SrО + 4NO₂ + O₂

2Ba(NO₃)₂ → 2BaО + 4NO₂ + O₂

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2Cu(NO₃)₂ → 2CuО + 4NO₂ + O₂

2Pb(NO₃)₂ → 2PbО + 4NO₂ + O₂

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂ + O₂

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Hg(NO₃)₂ → Hg + 2NO₂ + O₂

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270^оС оксида азота (I) и воды:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Li₂CO₃ → Li₂O + CO₂

CaCO₃ → CaO + CO₂

MgCO₃ → MgO + CO₂

Карбонат аммония разлагается при 30^оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:

(NH₄)₂CO₃ → NH₄HCO₃ + NH₃

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

NH₄HCO₃ → NH₃ + CO₂ + H₂O

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

2KHCO₃ → K₂CO₃ + H₂O + CO₂

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100^оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

При нагревании до 1200^оС образуются оксиды:

Ca(HCO₃)₂ → CaO + H₂O + 2CO₂

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

2MgSO₄ → 2MgO + 2SO₂ + O₂

2CuSO₄ → 2CuO + 2SO₂ + O₂

2BaSO₄ → 2BaO + 2SO₂ + O₂

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

2Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe₂O₃ + 6SO₂ + 3O₂

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Ag₂SO₄ → 2Ag + SO₂ + O₂

2HgSO₄ → 2Hg + 2SO₂ + O₂

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

2Na₂HPO₄ →  H₂O + Na₄P₂O₇

2K₂HPO₄ →  H₂O + K₄P₂O₇

2CaHPO₄ →  H₂O + Ca₂P₂O₇

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

4Na₂SO₃ →  Na₂S + 3Na₂SO₄

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

NH₄Cl →  NH₃ + HCl

NH₄Br →  NH₃ + HBr

NH₄l →  NH₃ + Hl

NH₄H₂PO₄ →  NH₃ + H₃PO₄

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Разложение перманганата калия

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

KClO₄ → KCl + 2O₂