Составление химических уравнений

 

Включает три этапа:

 

1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа), соединив их по смыслу знаками "+" и "®":

 

HgO ® Hg + O₂

 

2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:

 

2HgO ® 2Hg + O₂

 

3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.

 

Расчеты по химическим уравнениям

 

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной. Выходом реакции () называют отношение реальной массы продукта (m_p) к теоретически возможной (m_т), выраженное в долях единицы или в процентах.

 

= (m_p / m_т) • 100%

 

Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за 100% (количественный выход).

 

Пример 1

Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции составил 82% от теоретического?

 

Решение

CuO + H₂ ® Cu + H₂O

 

1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может образовать Х г Cu

 

2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:

 

6,4 г –– 100% выход (теоретический)

Х г –– 82%

X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г

 

Пример 2

Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14 г концентрата руды, содержащей WO₃ и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?

 

Решение

a) Определим массу (г) WO₃ в 33,14 г концентрата руды

 

(WO₃)= 1,0 - 0,3 = 0,7

m(WO₃) = (WO₃) • m_руды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г

 

b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO₃ порошком алюминия.

 

WO₃ + 2Al ® Al₂O₃ + W

 

При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO₃ образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г WO₃ –– Х г W

 

X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г W

 

c) Рассчитаем практический выход вольфрама

 

18,7 г W –– 100%

12,72 г W –– Y%

Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%

 

Пример 3.

Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих 20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?

 

Решение.

BaCl₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄¯ + 2NaCl

 

Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.

 

1. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.

Обозначим количество г Na₂SO₄ –– X.

208 г (1моль) BaCl₂ реагирует с 132 г (1 моль) Na₂SO₄; 20,8 г –– с Х г

 

X = (20,8 • 132) / 208 = 13,2 г Na₂SO₄

 

Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl₂ затратится 13,2 г Na₂SO₄, а дано 18,0 г Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления следует вести по BaCl₂, взятому в недостатке.

 

2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO₄. 208 г (1 моль) BaCl₂ образует 233 г (1 моль) BaSO₄; 20,8 г –– Y г

 

Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г

 

Закон постоянства состава

Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).

 

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа получения.

Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

 

Пример.

CuS - сульфид меди. m(Cu): m(S) = A_r(Cu): A_r(S) = 64: 32 = 2: 1

Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в массовых отношениях 2: 1.

Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.

 

Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.

 

Массовая доля элемента _(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента от всей массы вещества: где n - число атомов; A_r(Э) - относительная атомная масса элемента; M_r - относительная молекулярная масса вещества.

 

_(Э) = (n • A_r(Э)) / M_r

 

Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую молекулярную формулу:

 

1. Обозначают формулу соединения A_x B_y C_z

 

2. Рассчитывают отношение X: Y: Z через массовые доли элементов:

 

_(A) = (х • A_r(А)) / M_r(A_xB_yC_z)

_(B) = (y • A_r(B)) / M_r(A_xB_yC_z)

_(C) = (z • A_r(C)) / M_r(A_xB_yC_z)

 

X = (_(A) • M_r) / A_r(А)

Y = (_(B) • M_r) / A_r(B)

Z = (_(C) • M_r) / A_r(C)

 

x: y: z = (_(A) / A_r(А)): (_(B) / A_r(B)): (_(C) / A_r(C))

 

3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.

 

4. Записывают формулу соединения.

 

Закон кратных отношений

(Д.Дальтон, 1803 г.)

 

Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.

 

N₂O N₂O₃ NO₂(N₂O₄) N₂O₅

 

Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота, относятся между собой как 1: 3: 4: 5.

 

Закон объемных отношений

(Гей-Люссак, 1808 г.)

 

"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".

 

Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют или получаются газообразные вещества.

 

Примеры.

 

a)

2CO + O₂ ® 2CO₂

 

При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси уменьшается на 1 объем.

 

b) При синтезе аммиака из элементов:

 

n₂ + 3h₂ ® 2nh₃

 

Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.

 

Закон Авогадро ди Кваренья

(1811 г.)

 

В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и т.д.) содержится одинаковое число молекул.

 

Закон справедлив только для газообразных веществ.

 

Следствия.

1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает одинаковые объемы.

 

2. При нормальных условиях (0°C = 273°К, 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л.

 

Пример 1.

Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?

 

Решение.

Mg + 2HCl ® MgCl₂ + H₂­

 

При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при растворении 4,8 г магния –– Х л водорода.

 

X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода

 

Пример 2.

3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным молекулярную массу хлора.

 

Решение.

Находим массу 22,4 л хлора

1 л––3,17 г хлора

22,4 л–– Х г хлора

X = 3,17 • 22,4 = 71 г

 

Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.

 

Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых законов: Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так:

 

P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂

 

И наоборот, из объединенного газового закона

при P = const (P₁ = P₂) можно получить

V₁ / T₁ = V₂ / T₂

(закон Гей-Люссака);

 

при Т= const (T₁ = T₂):

P₁V₁ = P₂V₂

(закон Бойля-Мариотта);

 

при V = const

P₁ / T₁ = P₂ / T₂

(закон Шарля).