Кислород: химия кислорода
Кислород
Положение в периодической системе химических элементов
Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение кислорода
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :
+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Физические свойства и нахождение в природе
Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.
Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Способы получения кислорода
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
- Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2 :
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода:
2HgO → 2Hg + O2
Соединения кислорода
Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.
Степень окисления | Типичные соединения |
+2 | Фторид кислорода OF2 |
+1 | Пероксофторид кислорода O2F2 |
-1 | Пероксид водорода H2O2
Пероксид натрия Na2O2 и др. |
-2 | Вода H2O
Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др. Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды |
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):
N2 + O2→ 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 → 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2→ Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:
K + O2→ KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2→ 2ZnO
Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2→ 2FeO
4Fe + 3O2→ 2Fe2O3
3Fe + 2O2→ Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде:
Графит также горит:
Графит также горит, например, в жидком кислороде:
Графитовые стержни под напряжением:
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2
Ca3P2 + 4O2→ 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
- летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2→ 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2→ 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2→ 4NO + 6H2O
- прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2
- некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2→ 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):
Кислород окисляет азотистую кислоту :
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2→ 2CO + 4H2O
CH4 + O2→ C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
Урок 12. Составление уравнений химических реакций
В уроке 12 «Составление уравнений химических реакций» из курса «Химия для чайников» мы научимся составлять уравнения химических реакций и правильно расставлять в них коэффициенты.
Составлять химические уравнения и производить расчеты по ним нужно, опираясь на закон сохранения массы веществ при химических реакциях. Рассмотрим, как можно составить химическое уравнение, на примере реакции меди с кислородом.
Слева запишем названия исходных веществ, справа — продуктов реакции. Если веществ два и более, соединяем их знаком «+». Между левой и правой частями пока поставим стрелку:
медь + кислород → соединение меди с кислородом.
Подобное выражение называют схемой химической реакции. Запишем эту схему при помощи химических формул:
Число атомов кислорода в левой части схемы равно двум, а в правой — одному. Так как при химических реакциях атомы не исчезают, а происходит только их перегруппировка, то число атомов каждого элемента до реакции и после реакции должно быть одинаковым. Чтобы уравнять число атомов кислорода в левой и правой частях схемы, перед формулой CuO ставим коэффициент 2:
Теперь число атомов меди после реакции (в правой части схемы) равно двум, а до реакции (в левой части схемы) — только одному, поэтому перед формулой меди Cu так же поставим коэффициент 2. В результате произведенных действий число атомов каждого вида в левой и правой частях схемы одинаково, что дает нам основание заменить стрелку на знак «=» (равно). Схема превратилась в уравнение химической реакции:
Это уравнение читается так: два купрум плюс о-два равно два купрум-о (рис. 60).
Рассмотрим еще один пример химической реакции между веществами СН4 (метан) и кислородом. Составим схему реакции, в которой слева запишем формулы метана и кислорода, а справа — формулы продуктов реакции — воды и соединения углерода с кислородом (углекислый газ):
Обратите внимание, что в левой части схемы число атомов углерода равно их числу в правой части. Поэтому уравнивать нужно числа атомов водорода и кислорода. Чтобы уравнять число атомов водорода, поставим перед формулой воды коэффициент 2:
Теперь число атомов водорода справа стало 2×2=4 и слева — также четыре. Далее посчитаем число атомов кислорода в правой части схемы: два атома кислорода в молекуле углекислого газа (1×2=2) и два атома кислорода в двух молекулах воды (2×1=2), суммарно 2+2=4. В левой части схемы кислорода только два атома в молекуле кислорода. Для того чтобы уравнять число атомов кислорода, поставим коэффициент 2 перед формулой кислорода:
В результате проведенных действий число атомов всех химических элементов до реакции равно их числу после реакции. Уравнение составлено. Читается оно так: це-аш-четыре плюс два о-два равно це-о-два плюс два аш-два-о (рис. 61).
Данный способ расстановки коэффициентов называют методом подбора.
В химии существуют и другие методы уравнивания чисел атомов элементов в левой и правой частях уравнений реакций, с которыми мы познакомимся позднее.
Краткие выводы урока:
Для составления уравнений химических реакций необходимо соблюдать следующий порядок действий.
- Установить состав исходных веществ и продуктов реакции.
- Записать формулы исходных веществ слева, продуктов реакции — справа.
- Между левой и правой частями уравнения сначала поставить стрелку.
- Расставить коэффициенты, т. е. уравнять числа атомов каждого химического элемента до и после реакции.
- Связать левую и правую части уравнения знаком «=» (равно).
Надеюсь урок 12 «Составление уравнений химических реакций» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.
Как составлять химические уравнения с кислородом
ХИМИЯ – это область чудес, в ней скрыто счастье человечества,
величайшие завоевания разума будут сделаны
именно в этой области.(М. ГОРЬКИЙ)
Таблица
Менделеева
Универсальная таблица растворимости
Коллекция таблиц к урокам по химии
Составление уравнений химических реакций
Урок посвящен изучению алгоритма составления уравнения химической реакции. В ходе урока вы научитесь составлять схему и уравнение химической реакции, зная формулы исходных веществ и продуктов реакции.
I. Схема химической реакции
Сущность химической реакции с позиции атомно-молекулярной теории заключается в том, что продукты реакции образуются из тех же атомов, которые входили в состав исходных веществ.
Пример 1. При разложении воды образуются простые вещества – водород и кислород (Рис.1.).
Рис. 1. Разложение воды под действие электрического тока
Запишем формулу исходного вещества воды слева, а формулы продуктов реакции – водорода и кислорода – справа. Между ними поставим стрелку:
Эта запись является схемой реакции.
Схема реакции показывает только состав исходных веществ и продуктов реакции, но не может полностью отражать сущность реакции. В состав молекулы воды входит один атом кислорода, а в состав простого вещества кислорода входят два атома. Это значит, что не выполняется закон сохранения массы веществ.
II. Химические уравнения реакций
Химическое уравнение – это условная запись химической реакции посредством химических формул и коэффициентов.
В результате химического взаимодействия серы и железа получено вещество – сульфид железа (II) – оно отличается от исходной смеси. Ни железо, ни сера не могут быть визуально обнаружены в нем. Невозможно их разделить и с помощью магнита. Произошло химическое превращение.
Запишем протекающую реакцию в виде уравнения химической реакции:
Рассмотрим еще один пример: 2Н2О = 2Н2 + О2
Чтобы не было противоречий с законом сохранения массы веществ, нужно уравнять число атомов каждого химического элемента слева и справа от стрелки.
Чтобы образовалась одна молекула кислорода, в реакцию должны вступить две молекулы воды. Поставив коэффициент «2» перед формулой воды. Теперь уравняем количество атомов водорода, поставив коэффициент «2» перед формулой Н2, вместо стрелки поставим знак равенства:
Эта запись является уравнением химической реакции. В отличие от схемы реакции, уравнение учитывает, что число атомов каждого химического элемента в реакции не меняется.
Цифры, стоящие перед формулой вещества, называются коэффициентами. Коэффициент показывает количество молекул вещества.
Прочитать записанное уравнение можно так: «Из двух молекул воды образуется две молекулы водорода и 1 молекула кислорода».
Составим уравнение химической реакции взаимодействия фосфора и кислорода
1. В левой части уравнения записываем химические формулы реагентов (веществ, вступающих в реакцию). Помните! Молекулы большинства простых газообразных веществ двухатомны – H2; N2; O2; F2; Cl2; Br2; I2. Между реагентами ставим знак «+», а затем стрелку:
2. В правой части (после стрелки) пишем химическую формулу продукта (вещества, образующегося при взаимодействии). Помните! Химические формулы необходимо составлять, используя валентности атомов химических элементов:
3. Согласно закону сохранения массы веществ число атомов до и после реакции должно быть одинаковым. Это достигается путём расстановки коэффициентов перед химическими формулами реагентов и продуктов химической реакции.
- Вначале уравнивают число атомов, которых в реагирующих веществах (продуктах) содержится больше.
- В данном случае это атомы кислорода.
- Находим наименьшее общее кратное чисел атомов кислорода в левой и правой частях уравнения. Наименьшее кратное для атомов натрия –10:
[spoiler title=”источники:”]
http://kardaeva.ru/88-dlya-uchenika/8-klass/124-sostavlenie-uravnenij-khimicheskikh-reaktsij
[/spoiler]
Химические свойства кислорода. Оксиды. Применение. Круговорот кислорода в природе
Данный урок посвящен изучению химических свойств простого вещества кислорода. Из материалов урока вы узнаете, на каких свойствах кислорода основано его применение в металлургии, медицине, пищевой промышленности и других областях.
I. Химические свойства кислорода
Кислород энергично реагирует со многими веществами: простыми – металлами и неметаллами и сложными.
Химические реакции взаимодействия веществ с кислородом называются реакциями окисления.
Химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением тепла и света называется реакцией горения.
Продуктами реакций взаимодействия веществ с кислородом, в большинстве случаев, являются оксиды.
Оксиды – это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород.
Общая формула оксидов: ЭхОу , где Э – это химический элемент в валентности = Nгруппы(для элементов главных подгрупп «А»), О – это кислород в валентности (II), Х и У – это индексы, полученные исходя из валентностей элемента.
1. С большинством металлов кислород реагирует уже при комнатной температуре, образуя оксиды.
- Железо сгорает в кислороде при температуре с треском и разбрасыванием искр, при этом образуется железная окалина Fe3O4 – это соединение двух оксидов железа: FeOв валентности (II) и Fe2O3в валентности (III):
3Fe + 2O2 = FeO· Fe2O3(железная окалина Fe3O4)
- А вот медь не горит в кислороде, а окисляется кислородом при нагревании. При этом образуется оксид меди (II): 2Cu + O2 = 2CuO
- Взаимодействия кислорода с магнием.
Видео – эксперимент: “Взаимодействие кислорода с магнием”
В атмосфере кислорода магний вспыхивает ослепительным белым пламенем.При горении магния выделяются ультрафиолетовые лучи. 2Mg + O2= 2MgO
2. С неметаллами (за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагирует, как правило, при нагревании. Так, с фосфором он реагирует при температуре ~ 60 °С, образуя Р2О5, с серой – при температуре около 250 °С.
- Взаимодействие с серой: S + О2 = SO2
В чистом кислороде сера сгорает быстрее, чем на воздухе.
- С графитом кислород реагирует при 700 °С: С + О2 = СО2.
Если сжечь уголь в сосуде с кислородом, то в этом случае уголь сгорит быстрее, чем на воздухе. То есть, скорость горения угля в кислороде выше, чем на воздухе.
- Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 ° С или в электрическом разряде: N2 + О2= 2NО
- Горение фосфора в кислороде: 4P + 5O2 = 2P2O5
3. Кислород реагирует и со многими сложными соединениями, например с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре: 2NО + О2 = 2NО2
Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу: 2Н2S + О2 = 2S+ 2Н2О
или оксид серы (IV): 2Н2S + ЗО2 = 2SО2 + 2Н2О в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.
Алгоритм составления реакций взаимодействия веществ с кислородом
II. Применение кислорода
Применение любого вещества связано с его свойствами. Так и применение кислорода обусловлено, в основном, его способностями поддерживать дыхание и обеспечивать горение.
Рассмотрим основные области применения кислорода.
1. В металлургии, для резки и сварки металлов
Кислород используют в металлургии при производстве стали. Также, во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородо-воздушную смесь, т.е. обогащают воздух кислородом.
Рис. 1. Производство стали
Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов. Горючий газ ацетилен, сгорая в токе кислорода, позволяет получить температуру выше 3000°С! Это приблизительно вдвое больше температуры плавления железа.
2. Окислитель топлива
Кислород, входящий в состав воздуха, применяют для сжигания топлива: например, в двигателях автомобилей, тепловозов и теплоходов.
В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива.
3. Применение в медицинских целях
В медицине кислород тоже нашел свое применение. Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек. Однако чистым кислородом при нормальном давлении долго дышать нельзя – это опасно для здоровья.
4. Применение в пищевой промышленности
В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ. Пропелленты — газы, выдавливающие пищевые продукты из ёмкости (контейнера, баллончика со спреем, танка или хранилища для сыпучих продуктов).
5. Биологическая роль
Кислород выполняет бесценную биологическую роль.
Кислород необходим практически всем живым существам для дыхания. Дыхание – это окислительно-восстановительный процесс, где кислород является окислителем. С помощью дыхания живые существа вырабатывают энергию, необходимую для поддержания жизни.
III. Круговорт кислорода в природе
В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза, который происходит в зелёных растениях на свету. В целях сохранения кислорода в воздухе вокруг городов и крупных промышленных центров создаются зоны зелёных насаждений.
10 удивительных фактов о кислороде, которые должен знать каждый
Наша планета поддерживает жизнь благодаря наличию воды, атмосферы и ее защитных слоев. Земля могла бы быть каменной пустыней, если бы не кислород — элемент, питающий жизнь на нашей планете. Вот интересные факты о газе, который содержится в нашей атмосфере в количестве 21 % ее объема.
1. Кислород не горит
Как ни удивительно, это чистая правда. Кислород способствует горению других элементов, но не горит сам. И хорошо, ведь если бы это было не так, одной горящей, спички было бы достаточно, чтобы сжечь весь кислород в атмосфере нашей планеты.
2. Кислород хорошо растворяется
Он растворяется в воде почти в два раза лучше, чем азот. Если бы у этого элемента была такая же растворимость, как у азота, в морях, озерах и реках было бы намного меньше кислорода, что сделало бы жизнь намного труднее для огромного количества живых организмов.
3. Вес кислорода
Этот газ отвечает за почти две трети веса большинства живых организмов, главным образом потому, что живые существа состоят из большого количества воды, а 88,9 % веса воды составляет кислород.
4. Нестабильный газ
Кислород (O) нестабилен в атмосфере нашей планеты и регулярно исчезает, поэтому его запас должен постоянно пополняться фотосинтезом. Без растительности и водорослей наша атмосфера почти не содержала бы O.
Кстати, говоря о водорослях, зеленые морские водоросли обеспечивают приблизительно 70 % кислорода, произведенного на Земле посредством фотосинтеза, остальные 30 % произведены оставшимися зелеными растениями.
5. Инопланетная жизнь
Если мы обнаружим какие-либо другие планеты с атмосферами, богатыми кислородом, можно быть практически уверенными, что на этих планетах присутствует жизнь. Значительное количество O наблюдается только там, где оно может пополняться живыми организмами.
6. Земная кора
Всего пять химических элементов составляют более 90 % веса земной коры. Почти половина этого веса — кислород. Кремний, алюминий, железо и кальций — оставшиеся элементы.
7. Холод
Мировые океаны содержат немало растворенного в воде кислорода, который поддерживает жизнь. Полярные океаны, будучи самыми холодными, содержат больше растворенного кислорода и поэтому поддерживают огромное количество живых организмов.
8. Озон
Озон (O3) – аллотропная форма кислорода, которая реагирует лучше, чем обычный кислород. Озон выделяется в природе во время крупных электрических выбросов (штормы и грозы с молниями) или ультрафиолетовым излучением в верхних слоях атмосферы Земли. Озон действует как защитный слой, предохраняющий нас от вредного воздействия ультрафиолетовых лучей. Иногда озон вместо хлора используется в обработке питьевой воды.
9. Вода
Вода (H2O) является самой широко известной молекулой, содержащей кислород. Другие известные молекулы являются оксидами, например, оксид железа, или ржавчина (Fe2O3), углекислый газ (CO2), окись алюминия (Al2O3) и кварц (SiO2).
10. Яд или афродизиак?
Слишком большое количество кислорода может оказаться токсичным. Это опасно во время подводного плавания, когда в легкие попадает большее количество О, чем обычно.
Кроме того, кислород, по мнению многих, вызывает состояние эйфории, но его воображаемые эффекты на спортивных состязаниях не доказаны с медицинской точки зрения.
IV. Выполните тест
V. Лабиринт “Кислород”
VI. Кроссворд
ЦОРы
Видео: “Горение магния в кислороде”
Видео-презентация:“Круговорот кислорода в природе”
Видео: “Горение фосфора в кислороде”
Домашнее задание
- Параграф 23,24
- Стр. 80 упр. 5-7 (письменно)
- Выполните тест
- ИДЗ
Химия – это наука о веществах, их свойствах и превращениях.
То есть, если с окружающими нас веществами ничего не происходит, то это не относится к химии. Но что значит, «ничего не происходит»? Если в поле нас вдруг застала гроза, и мы все промокли, как говорится «до нитки», то это ли не превращение: ведь одежда была сухой, а стала мокрой.
Если, к примеру взять железный гвоздь, обработать его напильником, а затем собрать железные опилки (Fe), то это ли так же не превращение: был гвоздь – стал порошок. Но если после этого собрать прибор и провести получение кислорода (О2): нагреть перманганат калия (КМпО4) и собрать в пробирку кислород, а затем в неё поместить раскалённые «до красна» эти железные опилки, то они вспыхнут ярким пламенем и после сгорания превратятся в порошок бурого цвета. И это так же превращение. Так где же химия? Несмотря на то, что в этих примерах меняется форма (железный гвоздь) и состояние одежды (сухая, мокрая) – это не превращения. Дело в том, что сам по себе гвоздь как был веществом (железо), так им и остался, несмотря на другую свою форму, а воду от дождя как впитала наша одежда, так потом его и испарила в атмосферу. Сама вода не изменилась. Так что же такое превращения с точки зрения химии?
Превращениями с точки зрения химии называются такие явления, которые сопровождаются изменением состава вещества. Возьмём в качестве примера тот же гвоздь. Не важно, какую форму он принял после обработки напильником, но после того как собранные от него железные опилки поместили в атмосферу кислорода – он превратился в оксид железа (Fe2O3). Значит, что-то всё-таки изменилось? Да, изменилось. Было вещество гвоздь, но под воздействием кислорода сформировалось новое вещество – оксид элемента железа. Молекулярное уравнение этого превращения можно отобразить следующими химическими символами:
4Fe + 3O2 = 2Fe2O3 (1)
Для непосвящённого в химии человека сразу возникают вопросы. Что такое «молекулярное уравнение», что такое Fe? Почему поставлены цифры «4», «3», «2»? Что такое маленькие цифры «2» и «3» в формуле Fe2O3 ? Это значит, наступило время во всём разобраться по порядку.
Знаки химических элементов.
Несмотря на то, что химию начинают изучать в 8-м классе, а некоторые даже раньше, многим известен великий русский химик Д. И. Менделеев. И конечно же, его знаменитая «Периодическая система химических элементов». Иначе, проще, её называют «Таблица Менделеева».
В этой таблице, в соответствующем порядке, располагаются элементы. К настоящему времени их известно около 120. Названия многих элементов нам были известны ещё давно. Это: железо, алюминий, кислород, углерод, золото, кремний. Раньше мы не задумываясь применяли эти слова, отождествляя их с предметами: железный болт, алюминиевая проволока, кислород в атмосфере, золотое кольцо и т.д. и т.д. Но на самом деле все эти вещества (болт, проволока, кольцо) состоят из соответствующих им элементов. Весь парадокс состоит в том, что элемент нельзя потрогать, взять в руки. Как же так? В таблице Менделеева они есть, а взять их нельзя! Да, именно так. Химический элемент – это абстрактное (то есть отвлечённое) понятие, и используется в химии, впрочем как и в других науках, для расчётов, составления уравнений, при решении задач. Каждый элемент отличается от другого тем, что для него характерна своя электронная конфигурация атома. Количество протонов в ядре атома равно количеству электронов в его орбиталях. К примеру, водород – элемент №1. Его атом состоит из 1-го протона и 1-го электрона. Гелий – элемент №2. Его атом состоит из 2-х протонов и 2-х электронов. Литий – элемент №3. Его атом состоит из 3-х протонов и 3-х электронов. Дармштадтий – элемент №110. Его атом состоит из 110-и протонов и 110-и электронов.
Каждый элемент обозначается определённым символом, латинскими буквами, и имеет определённое прочтение в переводе с латинского. Например, водород имеет символ «Н», читается как «гидрогениум» или «аш». Кремний имеет символ «Si» читается как «силициум». Ртуть имеет символ «Нg» и читается как «гидраргирум». И так далее. Все эти обозначения можно найти в любом учебнике химии за 8-й класс. Для нас сейчас главное уяснить то, что при составлении химических уравнений, необходимо оперировать указанными символами элементов.
Простые и сложные вещества.
Обозначая единичными символами химических элементов различные вещества (Hg ртуть, Fe железо, Cu медь, Zn цинк, Al алюминий) мы по сути обозначаем простые вещества, то есть вещества, состоящие из атомов одного вида (содержащие одно и то же количество протонов и нейтронов в атоме). Например, если во взаимодействие вступают вещества железо и сера, то уравнение примет следующую форму записи:
Fe + S = FeS (2)
К простым веществам относятся металлы (Ва, К, Na, Mg, Ag), а так же неметаллы (S, P, Si, Cl2, N2, O2, H2). Причём следует обратить
особое внимание на то, что все металлы обозначаются единичными символами: К, Ва, Са, Аl, V, Mg и т.д., а неметаллы – либо простыми символами: C,S,P или могут иметь различные индексы, которые указывают на их молекулярное строение: H2, Сl2, О2, J2, P4, S8. В дальнейшем это будет иметь очень большое значение при составлении уравнений. Совсем не трудно догадаться, что сложными веществами являются вещества, образованные из атомов разного вида, например,
1). Оксиды:
оксид алюминия Al2O3,
оксид натрия Na2O,
оксид меди CuO,
оксид цинка ZnO,
оксид титана Ti2O3 ,
угарный газ или оксид углерода (+2) CO,
оксид серы (+6) SO3
2). Основания:
гидроксид железа (+3) Fe(OH)3,
гидроксид меди Cu(OH)2 ,
гидроксид калия или щёлочь калия КOH,
гидроксид натрия NaOH.
3). Кислоты:
соляная кислота HCl,
сернистая кислота H2SO3,
азотная кислота HNO3
4). Соли:
тиосульфат натрия Na2S2O3,
сульфат натрия или глауберова соль Na2SO4 ,
карбонат кальция или известняк СаCO3,
хлорид меди CuCl2
5). Органические вещества:
ацетат натрия СН3СООNa,
метан СН4,
ацетилен С2Н2 ,
глюкоза С6Н12О6
Наконец, после того как мы выяснили структуру различных веществ, можно приступать к составлению химических уравнений.
Химическое уравнение.
Само слово «уравнение» производное от слова «уравнять», т.е. разделить нечто на равные части. В математике уравнения составляют чуть ли не самую сущность этой науки. К примеру, можно привести такое простое уравнение, в котором левая и правая части будут равны «2» :
40 : (9 + 11) = (50 х 2) : ( 80 – 30 );
И в химических уравнениях тот же принцип: левая и правая части уравнения должны соответствовать одинаковым количествам атомов, участвующим в них элементов. Или, если приводится ионное уравнение, то в нём число частицтак же должно соответствовать этому требованию. Химическим уравнением называется условная запись химической реакции с помощью химических формул и математических знаков . Химическое уравнение по своей сути отражает ту или иную химическую реакцию, то есть процесс взаимодействия веществ, в процессе которых возникают новые вещества. Например, необходимо написать молекулярное уравнение реакции, в которой принимают участие хлорид бария ВаСl2 и серная кислота H2SO4. В результате этой реакции образуется нерастворимый осадок – сульфат бария ВаSO4 и соляная кислота НСl :
ВаСl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2НСl (3)
Прежде всего необходимо уяснить, что большая цифра «2», стоящая перед веществом НСlназывается коэффициентом, а малые цифры «2», «4» под формулами ВаСl2, H2SO4 ,BaSO4 называются индексами. И коэффициенты и индексы в химических уравнениях выполняют роль множителей, а не слагаемых. Что бы правильно записать химическое уравнение, необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции. Теперь приступим к подсчёту атомов элементов в левой и правой частях уравнения. В левой части уравнения: в веществе ВаСl2 содержатся 1 атом бария (Ва), 2 атома хлора (Сl). В веществе H2SO4: 2 атома водорода (Н), 1 атом серы (S) и 4 атома кислорода (О) . В правой части уравнения: в веществе BaSO4 1 атом бария (Ва) 1 атом серы (S) и 4 атома кислорода (О), в веществе НСl: 1 атом водорода (Н) и 1 атом хлора (Сl). Откуда следует, что в правой части уравнения количество атомов водорода и хлора вдвое меньше, чем в левой части. Следовательно, перед формулой НСl в правой части уравнения необходимо поставить коэффициент «2». Если теперь сложить количества атомов элементов, участвующих в данной реакции, и слева и справа, то получим следующий баланс:
В обеих частях уравнения количества атомов элементов, участвующих в реакции, равны, следовательно оно составлено правильно.
Химические уравнение и химические реакции
Как мы уже выяснили, химические уравнения являются отражением химических реакций. Химическими реакциями называются такие явления, в процессе которых происходит превращение одних веществ в другие. Среди их многообразия можно выделить два основных типа:
1). Реакции соединения
2). Реакции разложения.
В подавляющем своём большинстве химические реакции принадлежат к реакциям присоединения, поскольку с отдельно взятым веществом редко могут происходить изменения в его составе, если оно не подвергается воздействиям извне (растворению, нагреванию, действию света). Ничто так не характеризует химическое явление, или реакцию, как изменения, происходящие при взаимодействии двух и более веществ. Такие явления могут осуществляться самопроизвольно и сопровождаться повышением или понижением температуры, световыми эффектами, изменением цвета, образованием осадка, выделением газообразных продуктов, шумом.
Для наглядности приведём несколько уравнений, отражающих процессы реакций соединения, в процессе которых получаются хлорид натрия (NaCl), хлорид цинка (ZnCl2), осадок хлорида серебра (AgCl), хлорид алюминия (AlCl3)
Cl2 + 2Nа = 2NaCl (4)
СuCl2+ Zn= ZnCl2 + Сu (5)
AgNO3 + КCl = AgCl+ 2KNO3 (6)
3HCl+ Al(OH)3 = AlCl3 + 3Н2О (7)
Cреди реакций соединения следует особым образом отметить следующие: замещения (5), обмена (6), и как частный случай реакции обмена – реакцию нейтрализации (7).
К реакциям замещения относятся такие, при осуществлении которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. В примере (5) атомы цинка замещают из раствора СuCl2 атомы меди, при этом цинк переходит в растворимую соль ZnCl2, а медь выделяется из раствора в металлическом состоянии.
К реакциям обмена относятся такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.В случае реакции (6) растворимые соли AgNO3 и КCl при сливании обоих растворов образуют нерастворимый осадок соли AgCl. При этом они обмениваются своими составными частями – катионами и анионами. Катионы калия К+ присоединяются к анионам NO3, а катионы серебра Ag+ – к анионам Cl–.
К особому, частному случаю, реакций обмена относится реакция нейтрализации. К реакциям нейтрализации относятся такие реакции, в процессе которых кислоты реагируют с основаниями, в результате образуется соль и вода. В примере (7) соляная кислота HCl, реагируя с основанием Al(OH)3 образует соль AlCl3 и воду. При этом катионы алюминия Al3+ от основания обмениваются с анионами Сl– от кислоты. В итоге происходит нейтрализация соляной кислоты.
К реакциям разложения относятся такие, при котором из одного сложного образуются два и более новых простых или сложных веществ, но более простого состава. В качестве реакций можно привести такие, в процессе которых разлагаются 1). Нитрат калия(КNO3) с образованием нитрита калия (КNO2) и кислорода (O2); 2). Перманганат калия (KMnO4): образуются манганат калия (К2МnO4), оксид марганца (MnO2) и кислород (O2); 3). Карбонат кальция или мрамор; в процессе образуются углекислый газ (CO2) и оксид кальция (СаО)
2КNO3 =2КNO2 + O2 (8)
2KMnO4 = К2МnO4 + MnO2 + O2 (9)
СаCO3 = CaO + CO2 (10)
В реакции (8) из сложного вещества образуется одно сложное и одно простое. В реакции (9) – два сложных и одно простое. В реакции (10) – два сложных вещества , но более простых по составу
Разложению подвергаются все классы сложных веществ:
1). Оксиды: оксид серебра 2Ag2O = 4Ag + O2 (11)
2). Гидроксиды: гидроксид железа 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O (12)
3). Кислоты: серная кислота H2SO4 = SO3 + H2O (13)
4). Соли: карбонат кальция СаCO3 = СаO + CO2 (14)
5). Органические вещества: спиртовое брожение глюкозы
С6Н12О6 = 2С2Н5ОH + 2CO2 (15)
Согласно другой классификации, все химические реакции можно разделить на два типа: реакции, идущие с выделением теплоты, их называют экзотермические, и реакции, идущие с поглощением теплоты – эндотермические. Критерием таких процессов является тепловой эффект реакции. Как правило, к экзотермическим реакциям относятся реакции окисления, т.е. взаимодействия с кислородом, например сгорание метана:
СН4 + 2O2 = СО2 + 2Н2О + Q (16)
а к эндотермическим реакциям – реакции разложения, уже приводимые выше (11) – (15). Знак Q в конце уравнения указывает на то, выделяется ли теплота в процессе реакции (+Q) или поглощается (-Q):
СаCO3 = СаO+CO2 – Q (17)
Можно так же рассматривать все химические реакции по типу изменения степени окисления, участвующих в их превращениях элементов. К примеру, в реакции (17) участвующие в ней элементы не меняют свои степени окисления:
Са+2C+4O3-2 = Са+2O-2+C+4O2-2 (18)
А в реакции (16) элементы меняют свои степени окисления:
2Mg0 + O20 = 2Mg+2O-2
Реакции такого типа относятся к окислительно-восстановительным. Они будут рассматриваться отдельно. Для составления уравнений по реакциям такого типа необходимо использовать метод полуреакцийи применять уравнение электронного баланса.
После приведения различных типов химических реакций, можно приступать к принципу составлений химических уравнений, иначе, подбору коэффициентов в левой и правой их частях.
СЛОЖНА-А-А 🙀 Ты же знаешь, что если не разобраться в теме сейчас, то потом придется исправлять оценки. Беги на бесплатное онлайн-занятие с репетитором (подробности тут + 🎁).
Механизмы составления химических уравнений.
К какому бы типу ни относилась та или иная химическая реакция, её запись ( химическое уравнение) должна соответствовать условию равенства количества атомов до реакции и после реакции.
Существуют такие уравнения (17), которые не требуют уравнивания, т.е. расстановки коэффициентов. Но в большинстве случаях, как в примерах (3), (7), (15), необходимо предпринимать действия, направленные на уравнивание левой и правой частей уравнения. Какими же принципами необходимо руководствоваться в таких случаях? Существует ли какая ни будь система в подборе коэффициентов? Существует, и не одна. К таковым системам относятся:
1). Подбор коэффициентов по заданным формулам.
2). Составление по валентностям реагирующих веществ.
3). Составление по степеням окисления реагирующих веществ.
В первом случае полагается, что нам известны формулы реагирующих веществ как до реакции, так и после. К примеру, дано следующее уравнение:
N2 + О2 →N2О3 (19)
Принято считать, что пока не установлено равенство между атомами элементов до реакции и после, знак равенства (=) в уравнении не ставится, а заменяется стрелкой (→). Теперь приступим к собственно уравниванию. В левой части уравнения имеются 2 атома азота (N2) и два атома кислорода (О2), а в правой – два атома азота (N2) и три атома кислорода (О3). По количеству атомов азота его уравнивать не надо, но по кислороду необходимо добиться равенства, поскольку до реакции их участвовало два атома, а после реакции стало три атома. Составим следующую схему:
до реакции после реакции
О2 О3
Определим наименьшее кратное между данными количествами атомов, это будет «6».
О2 О3
6 /
Разделим это число в левой части уравнения по кислороду на «2». Получим число «3», поставим его в решаемое уравнение:
N2 + 3О2 →N2О3
Так же разделим число «6» для правой части уравнения на «3». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
N2 + 3О2 → 2N2О3
Количества атомов кислорода и в левой и в правой частях уравнения стали равны, соответственно по 6 атомов:
3О2 → 2О3
Но количество атомов азота в обеих частях уравнения не будут соответствовать друг другу:
N2→ 2N2
В левой – два атома, в правой – четыре атома. Следовательно, что бы добиться равенства, необходимо удвоить количество азота в левой части уравнения, поставив коэффициент «2»:
2N2→ 2N2
Таким образом, равенство по азоту соблюдено и в целом, уравнение примет вид:
2N2 + 3О2 → 2N2О3
Теперь в уравнении можно вместо стрелки поставит знак равенства:
2N2 + 3О2 = 2N2О3 (20)
Приведём другой пример. Дано следующее уравнение реакции:
Р + Cl2→ РCl5
В левой части уравнения имеется 1 атом фосфора (Р) и два атома хлора (Cl2), а в правой – один атом фосфора (Р) и пять атомов кислорода (Cl5). По количеству атомов фосфора его уравнивать не надо, но по хлору необходимо добиться равенства, поскольку до реакции их участвовало два атома, а после реакции стало пять атома. Составим следующую схему:
до реакции после реакции
Cl2 Cl5
Определим наименьшее кратное между данными количествами атомов, это будет «10».
Cl2 Cl5
10 /
Разделим это число в левой части уравнения по хлору на «2». Получим число «5», поставим его в решаемое уравнение:
Р + 5Cl2→ РCl5
Так же разделим число «10» для правой части уравнения на «5». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
Р + 5Cl2→ 2РCl5
Количества атомов хлора и в левой и в правой частях уравнения стали равны, соответственно по 10 атомов:
5Cl2→ 2Cl5
Но количество атомов фосфора в обеих частях уравнения не будут соответствовать друг другу:
Р → 2Р
Следовательно, что бы добиться равенства, необходимо удвоить количество фосфора в левой части уравнения, поставив коэффициент «2»:
2Р → 2Р
Таким образом, равенство по фосфору соблюдено и в целом, уравнение примет вид:
2Р + 5Cl2= 2РCl5 (21)
При составлении уравнений по валентностям необходимо дать определение валентности и установить значения для наиболее известных элементов. Валентность – это одно из ранее применяемых понятий, в настоящее время в ряде школьных программ не используется. Но при его помощи легче объяснить принципы составления уравнений химических реакций. Под валентностью понимают число химических связей, которые тот или иной атом может образовывать с другим, или другими атомами. Валентность не имеет знака ( + или – ) и обозначается римскими цифрами, как правило, над символами химических элементов, например:
I II III IV V
H O N S Р
Откуда берутся эти значения? Как их применять при составлении химических уравнений? Числовые значения валентностей элементов совпадают с их номером группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева (Таблица 1).
Для других элементов значения валентностей могут иметь иные значения, но никогда не больше номера группы, в которой они расположены. Причём для чётных номеров групп (IV и VI ) валентности элементов принимают только чётные значения, а для нечётных – могут иметь как чётные, так и нечётные значения (Таблица.2).
Конечно же, в значениях валентностей для некоторых элементов имеются исключения, но в каждом конкретном случае эти моменты обычно оговариваются. Теперь рассмотрим общий принцип составления химических уравнений по заданным валентностям для тех или иных элементов. Чаще всего данный метод приемлем в случае составления уравнений химических реакций соединения простых веществ, например, при взаимодействии с кислородом (реакции окисления). Допустим, необходимо отобразить реакцию окисления алюминия. Но напомним, что металлы обозначаются единичными атомами (Al), а неметаллы, находящиеся в газообразном состоянии – с индексами «2» – (О2). Сначала напишем общую схему реакции:
Al + О2 →AlО
На данном этапе ещё не известно, какое правильное написание должно быть у оксида алюминия. И вот именно на данном этапе нам на помощь придёт знание валентностей элементов. Для алюминия и кислорода проставим их над предполагаемой формулой этого оксида:
III II
Al О
После чего «крест»-на-«крест» у этих символов элементов поставим внизу соответствующие индексы:
III II
Al2 О3
Состав химического соединения Al2О3 определён. Дальнейшая схема уравнения реакции примет вид:
Al+ О2 →Al2О3
Остаётся только уравнять левую и правую его части. Поступим таким же способом, как в случае составления уравнения (19). Количества атомов кислорода уравняем, прибегая к нахождению наименьшего кратного:
до реакции после реакции
О2 О3
6 /
Разделим это число в левой части уравнения по кислороду на «2». Получим число «3», поставим его в решаемое уравнение. Так же разделим число «6» для правой части уравнения на «3». Получим число «2», так же поставим его в решаемое уравнение:
Al + 3О2 → 2Al2О3
Что бы добиться равенства по алюминию, необходимо скорректировать его количество в левой части уравнения, поставив коэффициент «4»:
4Al + 3О2 → 2Al2О3
Таким образом, равенство по алюминию и кислороду соблюдено и в целом, уравнение примет окончательный вид:
4Al + 3О2 = 2Al2О3 (22)
Применяя метод валентностей, можно прогнозировать, какое вещество образуется в процессе химической реакции, как будет выглядеть его формула. Допустим, в реакцию соединения вступили азот и водород с соответствующими валентностями III и I. Напишем общую схему реакции:
N2 + Н2 → NН
Для азота и водорода проставим валентности над предполагаемой формулой этого соединения:
III I
N Н
Как и прежде «крест»-на-«крест» у этих символов элементов поставим внизу соответствующие индексы:
III I
N Н3
Дальнейшая схема уравнения реакции примет вид:
N2 + Н2 → NН3
Уравнивая уже известным способом, через наименьшее кратное для водорода, равное «6»,получим искомые коэффициенты, и уравнение в целом:
N2 + 3Н2 = 2NН3 (23)
При составлении уравнений по степеням окисления реагирующих веществ необходимо напомнить, что степенью окисления того или иного элемента называется число принятых или отданных в процессе химической реакции электронов. Степень окисления в соединениях в основном, численно совпадает со значениями валентностей элемента. Но отличаются знаком. Например, для водорода валентность равна I, а степень окисления (+1) или (-1). Для кислорода валентность равна II, а степень окисления (-2). Для азота валентности равны I,II,III,IV,V, а степени окисления (-3), (+1), (+2), (+3), (+4), (+5) и т.д. Степени окисления наиболее часто применяемых в уравнениях элементов, приведены в таблице 3.
В случае реакций соединения принцип составления уравнений по степеням окисления такой же, как и при составлении по валентностям. Например, приведём уравнение реакции окисления хлора кислородом, в которой хлор образует соединение со степенью окисления +7. Запишем предполагаемое уравнение:
Cl2 + О2 →ClО
Поставим над предполагаемым соединением ClО степени окисления соответствующих атомов:
+7 -2
Cl О
Как и в предыдущих случаях установим, что искомая формула соединения примет вид:
+7 -2
Cl2О7
Уравнение реакции примет следующий вид:
Cl2 + О2 → Cl2О7
Уравнивая по кислороду, найдя наименьшее кратное между двумя и семи, равное «14», установим в итоге равенство:
2Cl2 + 7О2 = 2Cl2О7 (24)
Несколько иной способ необходимо применять со степенями окисления при составлении реакций обмена, нейтрализации, замещения. В ряде случаев предоставляется затруднительным узнать: какие соединения образуются при взаимодействии сложных веществ?
Как узнать: что получится в процессе реакции?
Действительно, как узнать: какие продукты реакции могут возникнут в ходе конкретной реакции? К примеру, что образуется при взаимодействии нитрата бария и сульфата калия?
Ва(NО3) 2 + К2SO4 → ?
Может быть ВаК2(NО3) 2 + SO4 ?Или Ва + NО3SO4 + К2? Или ещё что-то? Конечно же, в процессе этой реакции образуются соединения: ВаSO4 и КNО3 . А откуда это известно? И как правильно написать формулы веществ? Начнём с того, что чаще всего упускается из вида: с самого понятия «реакция обмена». Это значит, что при данных реакциях вещества меняются друг с другом составными частями. Поскольку реакции обмена в большинстве своём осуществляются межу основаниями, кислотами или солями, то частями, которыми они будут меняться, являются катионы металлов ( Na+, Mg2+,Al3+,Ca2+,Cr3+), ионов Н+ или ОН–, анионов – остатков кислот,(Cl–, NO32-,SO32-, SO42-, CO32-, PO43-). В общем виде реакцию обмена можно привести в следующей записи:
Kt1An1 + Kt2An1 = Kt1An2 + Kt2An1 (25)
Где Kt1 и Kt2 – катионы металлов (1) и (2), а An1 и An2 – соответствующие им анионы (1) и (2). При этом обязательно надо учитывать, что в соединениях до реакции и после реакции на первом месте всегда устанавливаются катионы, а анионы – на втором. Следовательно, если в реакцию вступит хлорид калия и нитрат серебра, оба в растворённом состоянии
KCl + AgNO3→
то в процессе её образуются вещества KNO3 и AgClи соответствующее уравнение примет вид:
KCl + AgNO3=KNO3 + AgCl (26)
При реакциях нейтрализации протоны от кислот (Н+) будут соединяться с анионами гидроксила (ОН–) с образованием воды (Н2О):
НCl + КОН = КCl + Н2O (27)
Степени окисления катионов металлов и заряды анионов кислотных остатков указаны в таблице растворимости веществ (кислот, солей и оснований в воде). По горизонтали приведены катионы металлов, а по вертикали – анионы кислотных остатков.
Исходя из этого, при составлении уравнения реакции обмена, необходимо вначале в левой его части установить степени окисления принимающих в этом химическом процессе частиц. Например, требуется написать уравнение взаимодействия между хлоридом кальция и карбонатом натрия.Составим исходную схему этой реакции:
СаCl + NаСО3 →
Над катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Са2+Cl– + Nа+СО32- →
Совершив уже известное действие «крест»-на-«крест», определим реальные формулы исходных веществ:
СаCl2 + Nа2СО3 →
Исходя из принципа обмена катионами и анионами (25), установим предварительные формулы образующихся в ходе реакции веществ:
СаCl2 + Nа2СО3 → СаСО3 + NаCl
Над их катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Са2+СО32- + Nа+Cl–
Формулы веществ записаны правильно, в соответствии с зарядами катионов и анионов. Составим полное уравнение, уравняв левую и правую его части по натрию и хлору:
СаCl2 + Nа2СО3 = СаСО3 + 2NаCl (28)
В качестве другого примера приведём уравнение реакции нейтрализации между гидроксидом бария и ортофосфорной кислотой:
ВаОН + НРО4 →
Над катионами и анионами проставим соответствующие заряды:
Ва2+ ОН– + Н+РО43- →
Определим реальные формулы исходных веществ:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 →
Исходя из принципа обмена катионами и анионами (25), установим предварительные формулы образующихся в ходе реакции веществ, учитывая, что при реакции обмена одним из веществ обязательно должна быть вода:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 → Ва2+ РО43- + Н2O
Определим правильную запись формулы соли, образовавшейся в процессе реакции:
Ва(ОН)2 + Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Уравняем левую часть уравнения по барию:
3Ва (ОН)2 + Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Поскольку в правой части уравнения остаток ортофосфорной кислоты взят дважды, (РО4)2, то слева необходимо также удвоить её количество:
3Ва (ОН)2 + 2Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + Н2O
Осталось привести в соответствие количество атомов водорода и кислорода в правой части у воды. Так как слева общее количество атомов водорода равно 12, то справа оно так же должно соответствовать двенадцати, поэтому перед формулой воды необходимо поставить коэффициент «6» (поскольку в молекуле воды уже имеется 2 атома водорода). По кислороду так же соблюдено равенство: слева 14 и справа 14. Итак, уравнение имеет правильную форму записи:
3Ва (ОН)2 + 2Н3РО4 → Ва3(РО4)2 + 6Н2O (29)
Возможность осуществления химических реакций
Мир состоит из великого множества веществ. Неисчислимо так же количество вариантов химических реакций между ними. Но можем ли мы, написав на бумаге то или иное уравнение утверждать, что ему будет соответствовать химическая реакция? Существует ошибочное мнение, что если правильно расставить коэффициенты в уравнении, то оно будет осуществимо и на практике. Например, если взять раствор серной кислоты и опустить в него цинк, то можно наблюдать процесс выделения водорода:
Zn+ H2SO4 = ZnSO4 + H2 (30)
Но если в этот же раствор опустить медь, то процесс выделения газа наблюдаться не будет. Реакция не осуществима.
Cu+ H2SO4≠
В случае, если будет взята концентрированная серная кислота, она будет реагировать с медью:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2Н2O (31)
В реакции (23) между газами азотом и водородом наблюдается термодинамическое равновесие, т.е. сколько молекул аммиака NН3 образуется в единицу времени, столько же их и распадётся обратно на азот и водород. Смещение химического равновесия можно добиться повышением давления и понижением температуры
N2 + 3Н2 = 2NН3
Если взять раствор гидроксида калия и прилить к нему раствор сульфата натрия, то никаких изменений наблюдаться не будет, реакция будет не осуществима:
КОН + Na2SO4 ≠
Раствор хлорида натрия при взаимодействии с бромом не будет образовывать бром, несмотря на то, что данная реакция может быть отнесена к реакции замещения:
NаCl + Br2≠
В чём же причины таких несоответствий? Дело в том, что оказывается недостаточно только правильно определять формулы соединений, необходимо знать специфику взаимодействия металлов с кислотами, умело пользоваться таблицей растворимости веществ, знать правила замещения в ряду активности металлов и галогенов. В этой статье излагаются только самые основные принципы как расставить коэффициенты в уравнениях реакций, как написать молекулярные уравнения, как определить состав химического соединения.
Химия, как наука, чрезвычайно разнообразна и многогранна. В приведённой статье отражена лишь малая часть процессов, происходящих в реальном мире. Не рассмотрены типы окислительно-восстановительных реакций, термохимические уравнения, электролиз, процессы органического синтеза и многое, многое другое. Но об этом в следующих статьях.
Молодец! Раз ты дочитал это до конца, вероятно, ты все отлично усвоил. Но если вдруг что-то еще непонятно – попробуй онлайн-занятие с репетитором (подробности тут + 🎁).
© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
1. Положение кислорода в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение кислорода
3. Физические свойства кислорода и нахождение в природе
4. Способы получения кислорода
5. Химические свойства кислорода
5.1. Взаимодействие с простыми веществами
5.1.1. Взаимодействие с галогенами
5.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
5.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором
5.1.4. Взаимодействие с азотом
5.1.5. Взаимодействие с металлами
5.1.6. Взаимодействие с углеродом
5.2. Взаимодействие со сложными веществами
Кислород
Положение в периодической системе химических элементов
Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение кислорода
Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии:
+8O 1s22s22p4 1s 2s 2p
Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.
Физические свойства и нахождение в природе
Кислород О2 — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183оС.
Озон О3 — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.
Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.
В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.
Способы получения кислорода
В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.
Лабораторные способы получения кислорода:
- Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:
Разложение перманганата калия:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO2:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):
2H2O2 → 2H2O + O2
2HgO → 2Hg + O2
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Соединения кислорода
Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.
Соединения кислорода:
Степень окисления | Типичные соединения |
+2 | Фторид кислорода OF2 |
+1 | Пероксофторид кислорода O2F2 |
-1 | Пероксид водорода H2O2
Пероксид натрия Na2O2 и др. |
-2 | Вода H2O
Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др. Кислородсодержащие кислоты Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды |
Химические свойства
При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.
1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.
1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:
O2 + 2F2 → 2OF2
С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.
1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:
S + O2 → SO2
Si + O2 → SiO2
1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:
При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):
4P + 3O2 → 2P2O3
Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):
4P + 5O2 → 2P2O5
1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):
N2 + O2→ 2NO
1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:
2Ca + O2 → 2CaO
Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:
2Na + O2→ Na2O2
А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:
K + O2→ KO2
Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.
Цинк окисляется до оксида цинка (II):
2Zn + O2→ 2ZnO
Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:
2Fe + O2→ 2FeO
4Fe + 3O2→ 2Fe2O3
3Fe + 2O2→ Fe3O4
1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):
C + O2 → CO2
при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:
2C + O2 → 2CO
Алмаз горит при высоких температурах:
Горение алмаза в жидком кислороде:
Графит также горит:
Графит также горит, например, в жидком кислороде:
Графитовые стержни под напряжением:
2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:
4FeS + 7O2→ 2Fe2O3 + 4SO2
Al4C3 + 6O2→ 2Al2O3 + 3CO2
Ca3P2 + 4O2→ 3CaO + P2O5
2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:
- летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды:
2H2S + 3O2→ 2H2O + 2SO2
Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:
4NH3 + 3O2→ 2N2 + 6H2O
Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2→ 4NO + 6H2O
- прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):
CS2 + 3O2→ CO2 + 2SO2
- некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):
2CO + O2→ 2CO2
2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.
Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3
Кислород окисляет азотистую кислоту:
2HNO2 + O2 → 2HNO3
2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:
CH4 + 2O2→ CO2 + 2H2O
2CH4 + 3O2→ 2CO + 4H2O
CH4 + O2→ C + 2H2O
Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)
2CH2=CH2 + O2 → 2CH3-CH=O