Как научиться расставлять коэффициенты в химии 8 класс


Как расставлять коэффициенты в химических уравнениях

Уравнением реакции в химии называется запись химического процесса с помощью химических формул и математических знаков.

Такая запись является схемой химической реакции. Когда возникает знак «=», то это называется «уравнение». Попробуем его решить.

...

Вконтакте

Facebook

Twitter

Google+

Мой мир

Пример разбора простых реакций

В кальции один атом, так как коэффициент не стоит. Индекс здесь тоже не написан, значит, единица. С правой стороны уравнения Са тоже один. По кальцию нам не надо работать.

Это интересно: алканы — химические свойства предельных углеводородов.

Видео: Коэффициенты в уравнениях химических реакций.

Смотрим следующий элемент — кислород. Индекс 2 говорит о том, что здесь 2 иона кислорода. С правой стороны нет индексов, то есть одна частица кислорода, а с левой — 2 частицы. Что мы делаем? Никаких дополнительных индексов или исправлений в химическую формулу вносить нельзя, так как она написана правильно.

Коэффициенты — это то, что написано перед наименьшей частью. Они имеют право меняться. Для удобства саму формулу не переписываем. С правой части один умножаем на 2, чтобы получить и там 2 иона кислорода.

После того как мы поставили коэффициент, получилось 2 атома кальция. С левой стороны только один. Значит, теперь перед кальцием мы должны поставить 2.

Теперь проверяем итог. Если количество атомов элементов равно с обеих сторон, то можем поставить знак «равно».

Другой наглядный пример: два водорода слева, и после стрелочки у нас тоже два водорода.

Смотрим дальше:

  • Два кислорода до стрелочки, а после стрелочки индексов нет, значит, один.
  • Слева больше, а справа меньше.
  • Ставим коэффициент 2 перед водой.

Умножили всю формулу на 2, и теперь у нас изменилось количество водорода. Умножаем индекс на коэффициент, и получается 4. А с левой стороны осталось два атома водорода. И чтобы получить 4, мы должны водород умножить на два.

Видео: Расстановка коэффициентов в химическом уравнении

Вот тот случай, когда элемент в одной и в другой формуле с одной стороны, до стрелочки.

Один ион серы слева, и один ион — справа. Две частицы кислорода, плюс еще две частицы кислорода. Значит, что с левой стороны 4 кислорода. Справа же находится 3 кислорода. То есть с одной стороны получается четное число атомов, а с другой — нечетное. Если же мы умножим нечетное в два раза, то получим четное число. Доводим сначала до четного значения. Для этого умножаем на два всю формулу после стрелочки. После умножения получаем шесть ионов кислорода, да еще и 2 атома серы. Слева же имеем одну микрочастицу серы. Теперь уравняем ее. Ставим слева уравнения перед серой 2.

Уравняли.

Сложные реакции

Этот пример более сложный, так как здесь больше элементов вещества.

Это называется реакцией нейтрализации. Что здесь нужно уравнивать в первую очередь:

  • С левой стороны один атом натрия.
  • С правой стороны индекс говорит о том, что здесь 2 натрия.

Напрашивается вывод, что надо умножить всю формулу на два.

Видео: Составление уравнений химических реакций

Теперь смотрим, сколько серы. С левой и правой стороны по одной. Обращаем внимание на кислород. С левой стороны мы имеем 6 атомов кислорода. С другой стороны – 5. Меньше справа, больше слева. Нечетное количество надо довести до четного значения. Для этого формулу воды умножаем на 2, то есть из одного атома кислорода делаем 2.

Теперь с правой стороны уже 6 атомов кислорода. С левой стороны также 6 атомов. Проверяем водород. Два атома водорода и еще 2 атома водорода. То есть будет четыре атома водорода с левой стороны. И с другой стороны также четыре атома водорода. Все элементы уравнены. Ставим знак «равно».

Видео: Химические уравнения. Как составлять химические уравнения.

Следующий пример.

Здесь пример интересен тем, что появились скобки. Они говорят о том, что если множитель стоит за скобкой, то каждый элемент, стоящий в скобках, умножается на него. Начать необходимо с азота, так как его меньше, чем кислорода и водорода. Слева азот один, а справа, с учетом скобок, его два.

Справа два атома водорода, а нужно четыре. Мы выходим из положения, просто умножая воду на два, в результате чего получили четыре водорода. Отлично, водород уравняли. Остался кислород. До реакции присутствует 8 атомов, после — тоже 8.

Отлично, все элементы уравнены, можем ставить «равно».

Последний пример.

На очереди у нас барий. Он уравнен, его трогать не нужно. До реакции присутствует два хлора, после нее — всего один. Что же нужно сделать? Поставить 2 перед хлором после реакции.

Видео: Балансирование химических уравнений.

Теперь за счет коэффициента, который только что поставлен, после реакции получилось два натрия, и до реакции тоже два. Отлично, все остальное уравнено.

Также уравнивать реакции можно методом электронного баланса. Этот метод имеет ряд правил, по которым его можно осуществлять. Следующим действием мы должны расставить степени окисления всех элементов в каждом веществе для того, чтобы понять где произошло окисление, а где восстановление.

Видео: Как поставить коэффициенты в химических уравнениях

Grade 8 Curriculum

Ниже приведены необходимые навыки со ссылками на ресурсы, которые помогут с этим навыком. Мы также поощряем много упражнений и книжную работу. Curriculum Home

Важно: это только руководство.
Обратитесь в местный орган управления образованием, чтобы узнать их требования.

8 класс | Числа

☐ Двоичные числа

☐ Что такое шестнадцатеричные числа

☐ Преобразование из десятичного в другое базовое число и наоборот.

☐ Округлите число до необходимого количества десятичных разрядов или до необходимого количества значащих цифр.

☐ Поймите, что существуют другие системы счисления, такие как римские цифры, и узнайте, как переводить из одной системы в другую.

☐ Поймите, что подразумевается под сурдом, и что если вы не можете упростить число, чтобы удалить квадратный корень (или кубический корень и т. Д.), То это сурд.

☐ Вычислите квадратный корень с помощью «метода предположений».

☐ Ознакомьтесь с различными методами округления и когда их использовать

8 класс | Проценты

☐ Чтение, запись и идентификация процентов меньше 1% и больше 100%

☐ Применить проценты к: * Налог * Простой интерес * Цена продажи * Комиссия * Процентные ставки * Чаевые

☐ Разберитесь, что подразумевается под процентной ошибкой и как ее вычислить.

☐ Поймите, что подразумевается под процентными пунктами и базисными пунктами.

☐ Поймите, что подразумевается под процентным изменением (процентное увеличение или процентное уменьшение) и как его рассчитать.

☐ Разберитесь, что подразумевается под разницей в процентах и ​​как ее рассчитать.

8 класс | Коэффициенты

☐ Знайте, как разделить количество в заданном соотношении, например, Делить прибыль компании в соотношении инвестиций партнеров

8 класс | Измерение

☐ Решите уравнения / пропорции для преобразования в эквивалентные измерения в рамках метрической системы измерения

☐ Знайте метрические единицы измерения скорости (скорости): метры в секунду (мс-1) и километры в час (кмч-1)

☐ Распознавать разницу между выражениями «вес» и «масса» и знать правильную метрическую единицу измерения веса (Ньютон)

☐ Решайте уравнения / пропорции, чтобы преобразовать в эквивалентные измерения из метрической системы измерения в обычную и наоборот.

☐ Решение уравнений / пропорций для преобразования в эквивалентные измерения в рамках стандартной системы измерений США

☐ Знайте стандартные американские единицы скорости (скорости): футы в секунду (кадр / с) и мили в час (миль / час).

☐ Распознавать разницу между выражениями «вес» и «масса» и знать правильную стандартную единицу измерения веса в США (фунт-сила)

☐ Знать метрические единицы ускорения и знать, как рассчитать ускорение с учетом начальной скорости, конечной скорости и временного интервала.

☐ Преобразование из градусов Фаренгейта в Цельсия и наоборот.

,{-2} \) зависимость. Следовательно, поведение раствора электролита значительно отличается от поведения идеального раствора. В самом деле, именно поэтому для расчета отклонений от идеального поведения мы используем активность отдельных компонентов, а не концентрацию. В 1923 году Питер Дебай и Эрих Хюккель разработали теорию, которая позволила нам вычислить средний коэффициент ионной активности раствора, \ (\ gamma _ {\ pm} \), и могла объяснить, как поведение ионов в растворе способствует этому. постоянная.

Предположения теории Дебая-Хюккеля

Теория Дебая-Хюккеля основана на трех предположениях о том, как ионы действуют в растворе:

  1. В растворе электролиты полностью диссоциируют на ионы.
  2. Растворы электролитов очень разбавленные, порядка 0,01 М.
  3. Каждый ион в среднем окружен ионами противоположного заряда.

Дебай и Хюккель разработали следующее уравнение для расчета среднего коэффициента ионной активности \ (\ gamma _ {\ pm} \):

\ [\ log \ gamma _ {\ pm} = - \ dfrac {1.{3/2}} \ mid z _ {+} z _ {-} \ mid \ sqrt {I} \ label {1} ​​\]

где

  • \ (\ varepsilon \) - диэлектрическая проницаемость,
  • \ (z _ {+} \) и \ (z _ {-} \) - заряды катиона и аниона соответственно, а
  • \ (I \) - ионная сила раствора.

Уравнение \ (\ ref {1} \) известно как предельный закон Дебая-Хюккеля . Ионная сила рассчитывается по следующей формуле:

\ [I = \ dfrac {1} {2} \ sum_ {i} m_ {i} z_ {i} ^ {2} \ label {2} \]

где \ (m_ {i} \) и \ (z_ {i} \) - молярность и заряд i-го иона в электролите.Поскольку большинство исследуемых нами растворов электролитов являются водными \ ((\ varepsilon = 78,54) \) и имеют температуру 298 K, предельный закон в уравнении \ ref {1} уменьшается до

.

\ [\ log \ gamma _ {\ pm} = - 0,509 \ mid z _ {+} z _ {-} \ mid \ sqrt {I} \ label {3} \]

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Рассчитайте ионную силу, средний коэффициент ионной активности \ (\ gamma _ {\ pm} \) и среднюю ионную моляльность \ (m _ {\ pm} \) для 0,02 моль водного раствора хлорида цинка, \ (\ ce {ZnCl2} \).{−0.10188} ≈0.7909 \ nonumber \]

\ [a_ ± = 0,7909 \ умножить на 0,2785 \, m = 0,2203 \, m \ nonumber \]

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Пример коэффициентов активности. https://www.youtube.com/watch?v=MZCNooIEzQQ

Кинетический солевой эффект - это влияние солей, установленных в растворе, на скорость реакции.

Кинетический солевой эффект

В биологических системах соли влияют на то, насколько хорошо функционируют белки и ДНК. Соли образуются ионными связями между металлом и электромагнитным атомом (атомами).o \ rightarrow Продукт \ label {2A} \]

Кинетический солевой эффект описывает способ, которым соли стабилизируют реагенты. Например, в приведенной выше реакции каждый реагент имеет заряд. Отрицательно заряженный реагент стабилизируется положительными зарядами соли, а положительно заряженный реагент стабилизируется отрицательными зарядами соли. В результате скорость, с которой соединяются реагенты, уменьшается, тем самым уменьшая скорость образования E. Поскольку заряженный промежуточный продукт также стабилизируется в растворе, период полураспада промежуточного продукта в состоянии равновесия увеличивается, смещая реакцию в сторону образования продукта.o} + 2Z_AZ_B \ sqrt {I} \ label {3A} \]

где

  • Z - заряд катиона и иона соли. Z A Z B - стоимость продукта.
  • I - ионная сила. I также зависит от растворимости соли в реакционной смеси. Ионная сила прямо пропорциональна растворимости соли. Изменение ионной силы влияет на сольватацию реагентов и промежуточных продуктов, тем самым изменяя ΔS и влияя на скорость реакции.o}} \) - константа скорости без соли в реакционной смеси.
  • A также является константой для растворителя, в котором находится раствор. Значение A для воды составляет 0,509 при 298 К.

Взаимосвязь между Z A Z B , I и скоростью реакции представлена ​​в табличной форме ниже:

Z A Z B Скорость реакции
+ Увеличивает (наличие соли в реакционной смеси)
- Уменьшается (увеличивается ионная сила)

Примечание: I = 0 при очень разбавленных концентрациях соли или если соль инертна.

Ссылки

  1. Аткинс, П.В. Физическая химия. 5-е изд. Нью-Йорк: WH Freeman, 1994.
  2. .
  3. Чанг, Раймонд. Физическая химия для биологических наук. Саусалито, Калифорния: Университетские научные книги, 2005.

Авторы

  • Константин Маллей (UCD)
  • Артика Сингх (UCD)
,

19.4: Изменения энтропии в химических реакциях

Цели обучения

  • Для расчета изменения энтропии химической реакции

Мы видели, что энергия, выделяемая (или поглощаемая) в результате реакции и отслеживаемая по изменению температуры окружающей среды, может использоваться для определения энтальпии реакции (например, с помощью калориметра). К сожалению, нет сопоставимого простого способа экспериментально измерить изменение энтропии реакции.Предположим, мы знаем, что энергия входит в систему (или выходит из нее), но при этом не наблюдаем никаких изменений температуры. Что происходит в такой ситуации? Изменения внутренней энергии, которые не сопровождаются изменением температуры, могут отражать изменения энтропии системы.

Например, рассмотрим воду при ° 0C при давлении 1 атм.

  • Это условие температуры и давления, при котором жидкая и твердая фазы воды находятся в равновесии (также известное как точка плавления льда)

\ [\ ce {h3O (s) \ rightarrow h3O (l)} \ label {19.4.1} \]

  • При такой температуре и давлении мы имеем ситуацию (по определению), когда у нас есть немного льда и немного жидкой воды
  • Если в систему вводится небольшое количество энергии, равновесие сместится немного вправо (т.е. в пользу жидкого состояния)
  • Аналогично, если из системы будет отведено небольшое количество энергии, равновесие сместится влево (больше льда)

Однако в обеих вышеупомянутых ситуациях изменение энергии не сопровождается изменением температуры (температура не изменится, пока мы не перестанем иметь состояние равновесия; i.е. весь лед растаял или вся жидкость замерзла)

Поскольку количественный термин, который связывает количество подводимой тепловой энергии с повышением температуры, является теплоемкостью, может показаться, что каким-то образом информация о теплоемкости (и ее изменении с температурой) позволит нам определить изменение энтропии в системе. Фактически, значения «стандартной молярной энтропии» вещества имеют единицы Дж / моль К, те же единицы, что и для молярной теплоемкости.

Стандартная молярная энтропия, S 0

Энтропия вещества имеет абсолютное значение 0 энтропии при 0 К.

  • Стандартные молярные энтропии указаны для эталонной температуры (например, 298 K) и давления 1 атм (т. Е. Энтропии чистого вещества при 298 K и давлении 1 атм). Таблица стандартных молярных энтропий при 0K была бы довольно бесполезной, потому что она была бы 0 для каждого вещества (да!). Стандартные значения молярной энтропии перечислены для множества веществ в таблице T2.
  • При сравнении стандартных молярных энтропий для вещества, которое является твердым телом, жидкостью или газом при 298 K и давлении 1 атм, газ будет иметь большую энтропию, чем жидкость, а жидкость будет иметь большую энтропию, чем твердое вещество
  • В отличие от энтальпий образования , стандартные молярные энтропии элементов не равны 0.0 (реактивы) \]

    Пример \ (\ PageIndex {1} \): Процесс Хабера

    Рассчитайте изменение энтропии, связанное с процессом Габера для производства аммиака из азота и газообразного водорода.

    \ [\ ce {N2 (g) + 3h3 (g) \ rightleftharpoons 2Nh4 (g)} \ nonumber \]

    При 298K в качестве стандартной температуры:

    • S 0 (NH 3 ) = 192,5 Дж / моль K
    • S 0 (H 2 ) = 130,6 Дж / моль K
    • S 0 (N 2 ) = 191.5 Дж / моль K

    Решение

    Из полученного уравнения можно записать уравнение для ΔS 0 (изменение стандартной молярной энтропии реакции):

    ΔS 0 = 2 * S 0 (NH 3 ) - [S 0 (N 2 ) + (3 * S 0 (H 2 ))]

    ΔS 0 = 2 * 192,5 - [191,5 + (3 * 130,6)]

    ΔS 0 = -198,3 Дж / моль K

    Похоже, что процесс приводит к уменьшению на энтропии - i.е. уменьшение беспорядка. Это ожидается, потому что мы на уменьшаем количество молекул газа на . Другими словами, N 2 ( г, ) используется для плавания независимо от молекул газа H 2 . После реакции они связаны друг с другом и не могут свободно плавать друг от друга. (Думаю, вы можете рассматривать брак как процесс с отрицательной энтропией!)

    Чтобы вычислить ΔS ° для химической реакции из стандартных мольных энтропий, мы используем знакомое правило «продукты минус реагенты», в котором абсолютная энтропия каждого реагента и продукта умножается на его стехиометрический коэффициент в сбалансированном химическом уравнении.Пример \ (\ PageIndex {2} \) иллюстрирует эту процедуру сжигания жидкого углеводородного изооктана (C 8 H 18 ; 2,2,4-триметилпентан).

    ΔS ° для реакции можно рассчитать из абсолютных значений энтропии с использованием того же правила «продукты минус реагенты», которое использовалось для расчета ΔH °.

    Пример \ (\ PageIndex {2} \): сжигание октана

    Используйте данные в таблице T2, чтобы рассчитать ΔS ° для реакции горения жидкого изооктана с O 2 (г) с получением CO 2 (г) и H 2 O (г) при 298 К.

    Дано : стандартные молярные энтропии, реагенты и продукты

    Запрошено : ΔS °

    Стратегия :

    Напишите сбалансированное химическое уравнение реакции и найдите соответствующие количества в таблице T2. Вычтите сумму абсолютных энтропий реагентов из суммы абсолютных энтропий продуктов, каждая из которых умножена на соответствующие стехиометрические коэффициенты, чтобы получить ΔS ° для реакции.\ circ (\ mathrm {O_2})]
    \\ & = \ left \ {[8 \ textrm {mol} \ mathrm {CO_2} \ times213.8 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] + [9 \ textrm {mol} \ mathrm {H_2O} \ times188.8 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] \ right \}
    \\ & - \ left \ {[1 \ textrm { mol} \ mathrm {C_8H_ {18}} \ times329.3 \; \ mathrm {J / (mol \ cdot K)}] + \ left [\ dfrac {25} {2} \ textrm {mol} \ mathrm {O_2 } \ times205.2 \ textrm {J} / (\ mathrm {mol \ cdot K}) \ right] \ right \} \\ & = 515.3 \; \ mathrm {J / K} \ end {align *}

    ΔS ° положительно, как и ожидалось для реакции горения, в которой одна большая молекула углеводорода превращается во множество молекул газообразных продуктов.

    Упражнение \ (\ PageIndex {2} \)

    Используйте данные в Таблице T2, чтобы рассчитать ΔS ° для реакции H 2 (г) с жидким бензолом (C 6 H 6 ) с образованием циклогексана (C 6 H 12 ).

    Ответ

    −361,1 Дж / К

    ,

    Смотрите также