Сотни уравнений реакций выучить невозможно, и это не требуется. Уравнение реакции — не стихотворение, а вывод: если понимать, какие вещества встретились и что им выгодно сделать, его можно написать самому, даже если вы никогда его не видели. Цинк и соляная кислота, углекислый газ и известковая вода, железо и сера — все эти реакции подчиняются нескольким простым правилам.
Ниже разобран весь путь: как читать уравнение, как составлять формулы, как определить тип реакции, как по типу предсказать продукты, как проверить, пойдёт ли реакция вообще, и как расставить коэффициенты. Сначала короткие примеры, затем алгоритмы и задания.
- 1. Что такое уравнение реакции
- 2. Как появились уравнения
- 3. Сначала верные формулы
- 4. Классы веществ: с кем имеем дело
- 5. Четыре типа реакций
- 6. Другие способы делить реакции
- 7. Предсказываем продукты: соединение
- 8. Предсказываем продукты: разложение
- 9. Предсказываем продукты: замещение
- 10. Предсказываем продукты: обмен
- 11. Амфотерные вещества
- 12. Кто с кем реагирует: сводная таблица
- 13. Коэффициенты: метод подбора
- 14. Коэффициенты: алгебраический метод
- 15. Коэффициенты: электронный баланс
- 16. Ионные уравнения
- 17. Условия и обозначения
- 18. От уравнения к расчёту
- 19. Органические реакции
- 20. Реакции вокруг нас
- 21. Типичные ошибки
- 22. Частые вопросы
- 23. Что нужно для ОГЭ и ЕГЭ
- 24. Для олимпиад
- Задания с разбором
- Литература
1. Что такое уравнение реакции
Определение. Уравнение химической реакции — запись реакции с помощью формул веществ и коэффициентов. Слева стоят исходные вещества (реагенты), справа — продукты.
2H2 + O2 = 2H2O
Эту строку можно прочитать тремя способами. На языке молекул: две молекулы водорода реагируют с одной молекулой кислорода, и образуются две молекулы воды. На языке количества: 2 моль водорода и 1 моль кислорода дают 2 моль воды. На языке массы: 4 г водорода и 32 г кислорода дают 36 г воды.
Цифры в уравнении бывают двух видов, и их путать нельзя.
- Индекс стоит внизу справа и входит в формулу: в H2O два атома водорода на один атом кислорода. Индекс определяет, что это за вещество. H2O — вода, а H2O2 — пероксид водорода, совсем другое вещество.
- Коэффициент стоит перед формулой и показывает, сколько таких частиц участвует в реакции. Его действие распространяется на всю формулу: в записи 2H2O содержится четыре атома водорода и два атома кислорода.
Основа всего — закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе образовавшихся продуктов. В обычной химической реакции атомы не появляются и не исчезают, а меняют партнёров. Поэтому число атомов каждого элемента слева и справа обязано совпадать. Если реакция идёт между ионами, совпадать должен ещё и суммарный заряд.
Интересный факт. Закон сохранения массы выполняется с невероятной точностью, но всё-таки не абсолютно: при образовании связей выделяется энергия, а значит, по формуле Эйнштейна масса продуктов чуть меньше. Для реакции водорода с кислородом с выделением 572 кДж на 2 моль воды убыль массы составляет около 6 нанограммов на 36 г воды. Ни одни весы в школьной лаборатории такого не заметят.
2. Как появились уравнения
Самые ранние записи реакций напоминали не уравнения, а чертежи. В 1615 году французский аптекарь Жан Беген в учебнике химии изобразил превращения веществ схемой с линиями: один из первых известных примеров такого рода [1]. Формул в те времена ещё не было, вещества обозначали алхимическими знаками или названиями.
Без понятия о сохранении массы записывать равенства было незачем. В XVIII веке химики всё точнее взвешивали исходные вещества и продукты. Михаил Васильевич Ломоносов писал об этом принципе в письме к Леонарду Эйлеру в 1748 году, а в 1756 году показал на запаянных ретортах, что при нагревании металлов общий вес не меняется, если воздух не поступает извне [2]. Антуан Лавуазье независимо провёл широкую серию количественных опытов и в своём «Начальном учебнике химии» 1789 года прямо сформулировал закон: в реакции ничего не создаётся, и «до» и «после» можно поставить знак равенства [3]. Его идею можно считать началом уравнений в современном смысле.
Дальше понадобилось условное письмо. Иеремия Рихтер в 1792 году ввёл слово «стехиометрия» — измерение количественных соотношений веществ. Джон Дальтон с помощью своей атомной теории объяснил, почему элементы соединяются в кратных отношениях, и рисовал атомы кружками. Йёнс Берцелиус в 1813 году предложил использовать буквы — первые буквы латинских названий [4]. Запись H2O, которую мы считаем самой естественной, стала привычной лишь тогда.
- 1615Ж. Беген: первая схема реакции
- 1756М. В. Ломоносов: опыт с запаянными ретортами
- 1789А. Лавуазье: закон сохранения массы в «Начальном учебнике»
- 1792И. Рихтер: слово «стехиометрия»
- 1803Дж. Дальтон: атомы, кратные отношения
- 1813Й. Берцелиус: буквенные символы элементов
- 1887С. Аррениус: ионы в растворах
- первые записи
- законы
- символы
- ионы
А представление об ионах в растворах появилось только в 1887 году у Сванте Аррениуса [5]. Многие его современники считали нелепой мысль о том, что соль в воде существует в виде заряженных частиц. Сейчас ионными уравнениями пользуются все школьники.
3. Сначала верные формулы
Уравнение не будет верным, если неверна хотя бы одна формула. Чаще всего ошибки здесь, а не в коэффициентах. Формулы составляют по двум правилам.
Простые вещества-неметаллы. Семь распространённых элементов существуют в виде двухатомных молекул: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. Причина проста: так атомы получают общие пары электронов и завершённый внешний электронный слой. Записывать кислород в реакциях как O нельзя: отдельных атомов в обычном кислороде нет. Металлы пишут просто символом: Fe, Na, как и уголь, серу и фосфор в большинстве реакций: C, S, P.
H₂
O₂
N₂
Cl₂
H₂O
CO₂Соединения из ионов. Суммарный заряд формулы должен быть равен нулю. Посмотрите на таблицу зарядов: её стоит знать наизусть.
| Заряд | Катионы | Анионы |
|---|---|---|
| 1 | Na+, K+, Li+, Ag+, NH4+, H+ | Cl−, Br−, I−, F−, OH−, NO3−, HCO3−, CH3COO− |
| 2 | Ca2+, Mg2+, Ba2+, Zn2+, Cu2+, Fe2+, Pb2+ | O2−, S2−, SO42−, SO32−, CO32−, SiO32− |
| 3 | Al3+, Fe3+, Cr3+ | PO43− |
Способ простой: заряд катиона становится индексом аниона, заряд аниона — индексом катиона, после чего индексы сокращают.
- Алюминий и сульфат: Al3+ и SO42−, крест-накрест: Al2(SO4)3. Проверка: 2 · (+3) + 3 · (−2) = 0.
- Кальций и фосфат: Ca2+ и PO43−: Ca3(PO4)2.
- Кальций и карбонат: Ca2+ и CO32−: заряды равны, сокращаем и получаем CaCO3, а не Ca2(CO3)2.
- Железо(III) и хлор: Fe3+ и Cl−: FeCl3.
Скобки нужны, когда группа атомов повторяется: Ca(OH)2 содержит две группы OH, то есть два атома кислорода и два атома водорода. Группу без индекса в скобки не берут: не Na(OH), а NaOH. У некоторых элементов заряд может быть разным: железо, медь, хром, марганец. Его указывают в названии: сульфат железа(II) — FeSO4, сульфат железа(III) — Fe2(SO4)3.
4. Классы веществ: с кем имеем дело
Прежде чем писать продукт, нужно понять, что перед вами. Вещества в школьной неорганике делятся на несколько классов, и характер реакций зависит именно от класса.
| Класс | Как узнать | Примеры |
|---|---|---|
| Основные оксиды | обычно оксиды металлов с зарядом +1, +2 (кроме ZnO, BeO и некоторых других) | Na2O, CaO, CuO, FeO |
| Кислотные оксиды | оксиды неметаллов и металлов с высоким зарядом | CO2, SO2, SO3, P2O5, SiO2, Mn2O7, CrO3 |
| Амфотерные оксиды | реагируют и с кислотами, и с щелочами | ZnO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3 |
| Несолеобразующие оксиды | солей при обычных реакциях не дают | CO, NO, N2O |
| Кислоты | H в начале формулы, кислотный остаток | HCl, H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CO3 |
| Основания | металл + группы OH; щёлочи растворимы | NaOH, Ca(OH)2, Cu(OH)2, Fe(OH)3 |
| Соли | катион металла или NH4+ + кислотный остаток | NaCl, CuSO4, CaCO3, NH4NO3 |
Полезная идея, которую стоит держать в голове: основный оксид и основание ведут себя «по-металлически», а кислотный оксид и кислота — «по-неметаллически». Отсюда главное правило неорганики: вещества разной природы реагируют друг с другом, а вещества одной природы обычно нет. Кислота реагирует с основанием и основным оксидом. Кислотный оксид реагирует с основанием и основным оксидом. Но кислота с кислотным оксидом или основание с основным оксидом обычно не реагируют.
Вещества связаны в цепочки: из металла получается основный оксид, из него основание, из основания соль. Из неметалла получается кислотный оксид, из него кислота, из неё соль.
CaO2CaOH2OCa(OH)2CO2CaCO3
SO2SO2O2SO3H2OH2SO4NaOHNa2SO4
5. Четыре типа реакций
По тому, сколько веществ вступает в реакцию и сколько получается, школьный курс выделяет четыре типа [6].
- 1соединение: из нескольких веществ — одно
- 2разложение: из одного вещества — несколько
- 3замещение: простое вещество занимает место атома в сложном
- 4обмен: два сложных вещества меняются составными частями
2Mg + O2 = 2MgO
Это соединение: из двух веществ получается одно.
CaCO3 t° CaO + CO2↑
Это разложение: из одного вещества два.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Это замещение: простое вещество (цинк) занимает место атома (водорода) в сложном веществе.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Это обмен: два сложных вещества обмениваются составными частями.
Не все реакции укладываются в эту классификацию. Вот реакция горения метана, в которой два вещества дают два:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Здесь нет ни простого вещества среди продуктов, ни обмена частями. Поэтому классификация по числу веществ — не закон природы, а удобный инструмент для начала. Другой пример:
Fe2O3 + 3CO t° 2Fe + 3CO2
Это не замещение: простого вещества нет слева, зато есть справа. Такие реакции описывает другая классификация: окислительно-восстановительные реакции.
6. Другие способы делить реакции
Одна и та же реакция описывается несколькими признаками сразу.
- По изменению степени окисления. Если степени окисления элементов меняются, реакция окислительно-восстановительная (ОВР); если нет, то не ОВР. Все реакции замещения — ОВР. Все реакции обмена — не ОВР. Реакции соединения и разложения могут быть и теми, и другими.
- По тепловому эффекту. Экзотермические идут с выделением теплоты (горение), эндотермические — с поглощением (разложение известняка).
- По обратимости. Обратимые реакции идут одновременно в обе стороны, и в записи это показывают знаком ⇄: N2 + 3H2 ⇄ 2NH3. Необратимые идут практически до конца.
- По участию катализатора. Каталитические реакции идут в присутствии вещества, ускоряющего их, но не расходующегося.
- По фазам. Гомогенные идут в одной фазе (газы, раствор), гетерогенные на границе разных фаз (твёрдое вещество и раствор).
Например, реакцию 2SO2 + O2 V2O5, t° 2SO3 можно полностью описать так: соединение, ОВР, экзотермическая, обратимая, каталитическая, гетерогенная (катализатор твёрдый, реагенты — газы).
Запомните простую подсказку, которая часто выручает на экзамене: нагревание само по себе ничего не говорит о тепловом эффекте. Уголь нужно поджечь, но горение выделяет теплоту. Нагрев запускает реакцию, а знак эффекта определяется тем, какие вещества устойчивее.
7. Предсказываем продукты: соединение
Теперь главная часть. Рассмотрим, какие реакции каких веществ дают какие продукты, начиная с реакций соединения.
Металл и неметалл
Получается соль или бинарное соединение. Формулу составляют по зарядам.
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Al + 3S t° Al2S3
3Mg + N2 t° Mg3N2
Для металлов с разными зарядами важно, насколько силён неметалл-окислитель. Хлор — сильный окислитель, и железо с ним даёт Fe3+. Сера — окислитель слабее, и получается Fe2+:
2Fe + 3Cl2 t° 2FeCl3
Fe + S t° FeS
Простые вещества с кислородом
Обычно получается оксид. Заряд кислорода −2, остальное определяет элемент.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
C + O2 = CO2
S + O2 = SO2
4P + 5O2 = 2P2O5
Здесь несколько исключений, которые надо запомнить. Железо при горении образует смешанный оксид Fe3O4. Натрий на воздухе горит, образуя пероксид Na2O2, а калий даёт надпероксид KO2; только литий образует обычный оксид Li2O. Сера при горении даёт только SO2, а для получения SO3 нужен катализатор. Азот с кислородом реагирует только при очень высоких температурах и с образованием NO — например, в разряде молнии.
3Fe + 2O2 t° Fe3O4
2Na + O2 = Na2O2
N2 + O2 электрический разряд 2NO
Оксид и вода
Основный оксид с водой даёт щёлочь, но только если это щёлочь: растворимые гидроксиды образуют оксиды щелочных металлов и кальция, стронция, бария. CuO и FeO с водой не реагируют.
CaO + H2O = Ca(OH)2
Na2O + H2O = 2NaOH
Кислотный оксид с водой даёт кислоту, причём элемент сохраняет свою степень окисления. Это правило сразу подсказывает, какая кислота получится.
SO3 + H2O = H2SO4
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
N2O5 + H2O = 2HNO3
Главное исключение: SiO2 с водой не реагирует. Песок на дне реки остаётся песком. Смешанный случай: NO2 соответствует сразу двум степеням окисления (+3 и +5 в продуктах), поэтому образуются две кислоты: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.
Основный и кислотный оксиды
Получается соль той кислоты, которой соответствует кислотный оксид.
CaO + CO2 = CaCO3
Na2O + SO3 = Na2SO4
CaO + SiO2 t° CaSiO3
Последняя реакция — основа производства стекла и шлаков. Заметьте, что элемент сохраняет степень окисления: в CO2 и в CO32− у углерода одна и та же степень окисления, +4.
Аммиак и кислота
Аммиак присоединяет протон, образуется соль аммония.
NH3 + HCl = NH4Cl
Если поднести палочки, смоченные растворами аммиака и соляной кислоты, образуется белый дым из мельчайших кристаллов хлорида аммония. Так называемый «дым без огня».
8. Предсказываем продукты: разложение
В реакциях разложения продукты обычно более устойчивы, чем исходное вещество, а для самой реакции чаще всего нужно нагревание. Вот основные случаи.
Нерастворимые основания
При нагревании дают оксид и воду. Заряд металла сохраняется.
Cu(OH)2 t° CuO + H2O
2Fe(OH)3 t° Fe2O3 + 3H2O
Щёлочи NaOH и KOH при нагревании плавятся, но не разлагаются: крупный катион с малым зарядом слабо стягивает на себя кислород группы OH.
Нестойкие кислоты
Угольная и сернистая кислоты разлагаются уже при обычных условиях, поэтому их нет смысла записывать как продукты реакции в растворе: вместо них пишут газ и воду.
H2CO3 = H2O + CO2↑
H2SO3 = H2O + SO2↑
Карбонаты и гидрокарбонаты
Карбонаты, кроме щелочных металлов, дают оксид и углекислый газ. Гидрокарбонаты разлагаются намного легче.
CaCO3 t° CaO + CO2↑
2NaHCO3 t° Na2CO3 + CO2↑ + H2O
Реакция с гидрокарбонатом натрия — причина того, что сода разрыхляет выпечку. Реакция с CaCO3 — основа производства негашёной извести.
Нитраты
Здесь встречаются разные случаи, зависящие от катиона:
2NaNO3 t° 2NaNO2 + O2↑
2Cu(NO3)2 t° 2CuO + 4NO2↑ + O2↑
2AgNO3 t° 2Ag + 2NO2↑ + O2↑
Часто пишут, что это определяется рядом активности. На самом деле причины другие: крупный катион с малым зарядом, как Na+, слабо разрушает нитрат-ион, и получается нитрит. Маленький и более заряженный катион поляризует его сильнее, и образуется оксид. А если сам оксид неустойчив при температуре реакции, как Ag2O, остаётся металл. Подробнее об этом — в статье «Разложение нитратов».
Соли аммония
Часто распадаются при нагревании с выделением аммиака или азотсодержащего газа.
NH4Cl t° NH3↑ + HCl↑
(NH4)2CO3 t° 2NH3↑ + CO2↑ + H2O
NH4NO3 t° N2O↑ + 2H2O
(NH4)2Cr2O7 t° Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
Последнюю реакцию показывают на школьных демонстрациях как «вулкан»: оранжевые кристаллы разлетаются искрами, образуя пушистый зелёный оксид хрома. Сегодня её проводят только с соблюдением мер безопасности, так как дихроматы токсичны.
Соединения, дающие кислород
2KClO3 MnO2, t° 2KCl + 3O2↑
2KMnO4 t° K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2H2O2 MnO2 2H2O + O2↑
2HgO t° 2Hg + O2↑
Последняя реакция вошла в историю: именно на ней основывалось открытие кислорода в 1774 году Джозефом Пристли, а затем опыты Лавуазье. Сейчас ртуть в школьном кабинете не используют, потому что её пары очень ядовиты.
Ловушка. Чтобы разложить вещество на простые, нужно сильное воздействие: например, вода разлагается электролизом: 2H2O электролиз 2H2↑ + O2↑. Обычное нагревание воды даёт только пар, а это не химическая реакция.
9. Предсказываем продукты: замещение
Для реакций замещения главный вопрос: хватит ли простому веществу «силы», чтобы вытеснить атом из сложного вещества? Ответ для металлов даёт ряд активности, или электрохимический ряд напряжений. Его предложил Николай Николаевич Бекетов в 1860-х годах под названием «вытеснительный ряд»; сегодня его строят по стандартным электродным потенциалам в водных растворах [7].
Металл и кислота
Металл, стоящий левее водорода, вытесняет его из растворов кислот (кроме азотной). Получаются соль и водород. Заряд иона металла в соли обычно самый низкий устойчивый: у железа +2, а не +3.
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
Fe + H2SO4(разб.) = FeSO4 + H2↑
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
Металлы правее водорода водород не вытесняют:
Cu + HCl — реакция не идёт
У этого правила есть три важные оговорки.
- Азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная кислота реагируют с металлами не за счёт ионов водорода, а за счёт атомов азота и серы. Водород обычно не выделяется, а продукт зависит от концентрации. Такие реакции идут даже с медью.
- Нерастворимая соль может остановить реакцию. Свинец реагирует с разбавленной серной кислотой только в самом начале: поверхность покрывается сульфатом свинца PbSO4, и реакция прекращается.
- Пассивация. Алюминий и железо на холоде не реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами: образуется плотная оксидная плёнка. Поэтому концентрированную азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах.
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Cu + 2H2SO4(конц.) t° CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
Металл и вода
Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях и образуют щёлочь и водород. Менее активные реагируют только при нагревании, причём железо образует оксид.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑
Mg + 2H2O t° Mg(OH)2 + H2↑
3Fe + 4H2O(пар) t° Fe3O4 + 4H2
Металл и соль
Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли. Например, железный гвоздь в растворе медного купороса покрывается красным налётом меди.
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
Подвох: щелочные и щёлочноземельные металлы из раствора соли другой металл не вытесняют. Они реагируют прежде всего с водой, а получившаяся щёлочь уже реагирует с солью. Если бросить натрий в раствор медного купороса, меди вы не получите, а получите синий осадок гидроксида:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Простое вещество и оксид
Более активные простые вещества отнимают кислород у оксидов менее активных металлов.
CuO + H2 t° Cu + H2O
2CuO + C t° 2Cu + CO2↑
Fe2O3 + 2Al t° Al2O3 + 2Fe
Последняя реакция, термит, выделяет столько теплоты, что железо получается расплавленным. Метод разработал Ганс Гольдшмидт в 1890-х годах [8]; термитной сваркой до сих пор соединяют железнодорожные рельсы.
Галогены и соли
Более активный галоген вытесняет менее активный из его солей. Активность падает по группе вниз: F2 > Cl2 > Br2 > I2.
Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2
Br2 + 2KI = 2KBr + I2
Иод не вытесняет бром, поэтому реакция I2 с KBr не идёт. Эту реакцию проверяют цветом: раствор буреет, а в присутствии крахмала иод даёт синюю окраску.
10. Предсказываем продукты: обмен
Реакции обмена между веществами в растворе — самый частый случай в школьных заданиях. Написать продукты здесь легко: катионы меняются партнёрами. Сложнее другое: понять, пойдёт ли реакция на самом деле.
Правило. Реакция обмена в растворе идёт до конца, если образуется хотя бы одно из трёх: осадок, газ или слабый электролит (чаще всего вода).
Почему именно так? В растворе ионы существуют свободно. Если ионы просто перемешать, ничего не изменится. Реакция идёт только в том случае, если какие-то ионы связываются и выходят из раствора. Смешивание NaCl и KNO3 даёт раствор из четырёх ионов, и никаких продуктов не образуется, а значит, реакции нет.
NaCl + KNO3 — реакция не идёт: все возможные продукты растворимы
Что растворимо, а что нет
Точные данные даёт таблица растворимости. Самое необходимое можно запомнить короткими правилами [9].
| Соли и основания | Растворимость | Исключения |
|---|---|---|
| Соли Na, K, NH4 | растворимы | почти нет |
| Нитраты, ацетаты | растворимы | почти нет |
| Хлориды, бромиды, иодиды | растворимы | AgCl, AgBr, AgI; PbCl2 и PbI2 малорастворимы |
| Сульфаты | растворимы | BaSO4, PbSO4; CaSO4 малорастворим |
| Карбонаты, фосфаты, силикаты, сульфиды | в основном нерастворимы | соли Na, K, NH4; сульфиды Ca и Ba в воде гидролизуются |
| Гидроксиды | в основном нерастворимы | NaOH, KOH, Ba(OH)2; Ca(OH)2 малорастворим |
Посмотрим, как это работает, для всех сочетаний.
Кислота и основание (нейтрализация)
Получаются соль и вода. Реакция идёт всегда, если хотя бы одно из веществ сильное, поскольку образуется слабый электролит, вода.
NaOH + HCl = NaCl + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
Формулу соли определяют по зарядам ионов. Коэффициенты подбираются так, чтобы число ионов H+ равнялось числу ионов OH−.
Кислота и основный оксид
Получаются соль и вода. Заряд металла сохраняется.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
В лаборатории реакцию проводят с нагреванием: чёрный порошок оксида меди растворяется, и раствор становится голубым.
Основание и кислотный оксид
Получаются соль и вода. Формально это не обмен, но запоминают их вместе.
CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
Последняя реакция известна как качественная реакция на углекислый газ: известковая вода мутнеет. Если CO2 пропускать дальше, муть исчезает, потому что образуется растворимый гидрокарбонат:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
В пещерах эта реакция работает в обе стороны: вода с углекислым газом растворяет известняк, а при выделении CO2 карбонат кальция выпадает снова, нарастая в виде сталактитов.
Соль и кислота
Сильная кислота вытесняет слабую из её соли. Если при этом образуется нестойкая кислота, она тут же распадается и выделяется газ.
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S↑
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl
AgNO3 + HCl = AgCl↓ + HNO3
Шипение пищевой соды в уксусе — та же реакция, хоть и с органической кислотой:
NaHCO3 + CH3COOH = CH3COONa + H2O + CO2↑
Твёрдые соли с концентрированной кислотой реагируют и без образования осадка: нелетучая кислота вытесняет летучую. Так в лаборатории получают хлороводород:
NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) t° NaHSO4 + HCl↑
Соль и щёлочь
Реакция идёт, если образуется нерастворимое основание или аммиак. Исходная соль должна быть растворимой.
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
NH4Cl + NaOH t° NaCl + NH3↑ + H2O
Цвета стоит запомнить: Cu(OH)2 голубой, Fe(OH)3 бурый, а Fe(OH)2 вначале зеленоватый и быстро темнеет на воздухе.
Соль и соль
Обе соли должны быть растворимы, а один из продуктов — нет.
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Интересный факт. Ионы бария ядовиты, но перед рентгеном желудка пациент пьёт «бариевую кашу» — взвесь BaSO4. Сульфат бария настолько плохо растворяется, что ионов бария в растворе практически нет. Растворимость здесь — буквально вопрос жизни: растворимые соли бария вызывают отравление.
Ловушка. Некоторые соли в таблице растворимости обозначены прочерком: в воде они разлагаются. Поэтому смешивание растворов AlCl3 и Na2CO3 даёт не карбонат алюминия, а гидроксид и углекислый газ (совместный гидролиз): 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl. Подробнее это разбирается в статье «Задание 30 ЕГЭ».
11. Амфотерные вещества
Оксиды и гидроксиды цинка, алюминия, хрома(III) реагируют и с кислотами, и со щелочами. С кислотами они ведут себя как основания:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
А со щелочами в растворе образуют комплексные соли:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
При сплавлении образуются безводные соли:
Al2O3 + 2NaOH t° 2NaAlO2 + H2O
Сам алюминий тоже реагирует со щелочью, поэтому алюминиевую посуду нельзя мыть сильнощелочными средствами:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
12. Кто с кем реагирует: сводная таблица
Если забыли подробности, эта таблица поможет составить уравнение за несколько секунд.
| Реагенты | Продукты | Когда идёт | Пример |
|---|---|---|---|
| Металл + кислота | соль + H2 | металл левее H; кроме HNO3 и H2SO4(конц.) | Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ |
| Металл + соль | другая соль + другой металл | металл активнее; соль растворима; не щелочной | Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu |
| Основный оксид + кислота | соль + вода | почти всегда | MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O |
| Кислотный оксид + щёлочь | соль + вода | обычно (SiO2 — при сплавлении) | SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O |
| Основный + кислотный оксид | соль | часто при нагревании | BaO + CO2 = BaCO3 |
| Основание + кислота | соль + вода | почти всегда | Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O |
| Щёлочь + соль | основание + соль | соль растворима; осадок или NH3 | MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + 2NaCl |
| Кислота + соль | соль + кислота | осадок, газ или слабая кислота | Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2↑ + H2O |
| Соль + соль | две соли | обе растворимы; есть осадок | Na2CO3 + BaCl2 = BaCO3↓ + 2NaCl |
Перед написанием продуктов полезно спросить себя три вещи: какие это классы; что должно получиться по таблице; есть ли условие, из-за которого реакция не пойдёт.
13. Коэффициенты: метод подбора
Когда схема реакции записана, нужно уравнять её. Самый важный запрет: индексы менять нельзя. Если вместо H2O написать H2O2, чтобы «получилось поровну», это уже уравнение совсем другой реакции. Меняются только коэффициенты.
Пример 1. Горение алюминия
Al + O2 → Al2O3
Кислорода слева 2 атома, справа 3. Наименьшее общее кратное 2 и 3 — это 6. Значит, перед O2 ставим 3, а перед Al2O3 ставим 2. Теперь алюминия справа 4, и перед ним ставим 4.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
| Атомы | Слева | Справа |
|---|---|---|
| Al | 4 | 2 · 2 = 4 |
| O | 3 · 2 = 6 | 2 · 3 = 6 |
Пример 2. Обмен с группой атомов
Al2(SO4)3 + NaOH → Al(OH)3 + Na2SO4
Группы SO4 и OH при обмене не разрушаются, считаем их целиком. Самое сложное вещество — сульфат алюминия. Алюминия в нём 2: ставим 2 перед Al(OH)3. Групп SO4 в нём 3: ставим 3 перед Na2SO4. Натрия справа теперь 6, групп OH тоже 6: ставим 6 перед NaOH.
Al2(SO4)3 + 6NaOH = 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4
Пример 3. Горение углеводорода
C3H8 + O2 → CO2 + H2O
Порядок всегда один и тот же: углерод, водород, кислород. Углерода 3: ставим 3 перед CO2. Водорода 8: ставим 4 перед H2O. Кислорода справа 3 · 2 + 4 = 10: ставим 5 перед O2.
C3H8 + 5O2 = 3CO2 + 4H2O
Пример 4. Дробный коэффициент
C4H10 + O2 → CO2 + H2O
Углерода 4, водорода 10: 4 CO2 и 5 H2O. Кислорода справа 8 + 5 = 13, и перед O2 нужно 13/2. Дробь на этом шаге — это нормально. В конце умножаем всё на 2.
2C4H10 + 13O2 = 8CO2 + 10H2O
Пример 5. Правило чётности
FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2
Железа справа 2, поэтому начнём с 2 FeS2 и 1 Fe2O3. Серы тогда 4: нужно 4 SO2. Кислорода справа 3 + 8 = 11, и перед O2 опять дробь 11/2. Умножаем всё на 2.
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
Запомните приём: если в соединении кислорода нечётное число атомов, а простое вещество содержит O2, перед сложным веществом почти наверняка нужен чётный коэффициент.
Пример 6. Фосфат кальция
Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaSO4 + H3PO4
Кальция 3: ставим 3 перед CaSO4. Групп PO4 две: ставим 2 перед H3PO4. Групп SO4 справа 3: ставим 3 перед серной кислотой. Проверка по водороду: слева 3 · 2 = 6, справа 2 · 3 = 6.
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
Эта реакция лежит в основе производства фосфорных удобрений.
14. Коэффициенты: алгебраический метод
Когда подбор не даётся, коэффициенты можно обозначить буквами и решить систему уравнений: по одному на элемент [10]. Это надёжный, хотя и более длинный путь.
a KMnO4 + b HCl → c KCl + d MnCl2 + e Cl2 + f H2O
- калий: a = c;
- марганец: a = d;
- кислород: 4a = f;
- водород: b = 2f = 8a;
- хлор: b = c + 2d + 2e, то есть 8a = a + 2a + 2e, откуда e = 2,5a.
Пусть a = 1, тогда e = 2,5. Чтобы избавиться от дроби, берём a = 2:
2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
15. Коэффициенты: электронный баланс
Если в реакции меняются степени окисления, самый надёжный способ — учесть электроны. Общий принцип прост: сколько электронов отдал восстановитель, столько же принял окислитель.
Как найти степени окисления
- в простом веществе: 0;
- у фтора: −1; у кислорода обычно −2 (в пероксидах −1);
- у водорода с неметаллами +1 (в гидридах металлов −1);
- у щелочных металлов +1, у щёлочноземельных +2, у алюминия +3;
- сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, в ионе — заряду.
Например, в KMnO4: +1 (K) + x + 4 · (−2) = 0, откуда x = +7. В Cr2O72−: 2x + 7 · (−2) = −2, откуда x = +6.
Алгоритм на примере меди и азотной кислоты
Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
- Найдём элементы, изменившие степень окисления: медь с 0 до +2, азот с +5 до +4.
- Запишем баланс и найдём множители:
- Поставим эти множители в уравнение: 1 перед Cu, 2 перед NO2.
- Затем уравняем всё остальное. Азот справа: 2 в Cu(NO3)2 и 2 в NO2, итого 4. Значит, перед HNO3 ставим 4.
- Водорода слева 4: ставим 2 перед H2O. Проверка по кислороду: 12 = 6 + 4 + 2.
Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Обратите внимание: здесь азот выполняет две роли. Два атома азота окислили медь (перешли в NO2), а ещё два остались в соли. Поэтому коэффициент в кислоте не равен множителю из баланса. Это типичная ловушка.
Ещё два примера
Окисление аммиака на платине — первая стадия производства азотной кислоты:
4NH3 + 5O2 Pt, t° 4NO + 6H2O
Хлорат калия и соляная кислота: хлор здесь и в окислителе, и в восстановителе. Из шести хлорид-ионов пять окисляются до нуля, а шестой остаётся в KCl без изменения степени окисления.
KClO3 + 6HCl = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O
Для более сложных реакций в растворах используют метод электронно-ионного баланса; он подробно описан в статье «Метод электронно-ионного баланса». О том, какие продукты образуют перманганат и дихромат в разных средах, рассказано в статье «Перманганат, дихромат и хромат».
Как угадать продукты в ОВР. Это можно делать по таблице типичных окислителей и восстановителей. Перманганат в кислой среде даёт Mn2+, в нейтральной MnO2, в щелочной MnO42−. Дихромат в кислой среде даёт Cr3+. Концентрированная серная кислота обычно даёт SO2. Сульфит-ион превращается в сульфат-ион, сероводород — в серу, ион иода — в иод.
16. Ионные уравнения
Молекулярное уравнение показывает вещества, но не показывает, что на самом деле происходит в растворе. Для этого пишут ионное уравнение.
- Напишите молекулярное уравнение и уравняйте его.
- Запишите в виде ионов только сильные электролиты, растворимые в воде: сильные кислоты (HCl, HNO3, H2SO4), щёлочи и растворимые соли.
- Все остальные вещества оставьте в молекулярной форме: осадки, газы, воду, слабые кислоты и основания, оксиды.
- Вычеркните ионы, которые одинаковы в обеих частях, и получите сокращённое ионное уравнение.
Молекулярное уравнениеBaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl
Полное ионное уравнениеBa2+ + 2Cl− + 2Na+ + SO42− = BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl−
Сокращённое ионное уравнениеBa2+ + SO42− = BaSO4↓
Молекулярное уравнениеCaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
Полное ионное уравнениеCaCO3 + 2H+ + 2Cl− = Ca2+ + 2Cl− + CO2↑ + H2O
Сокращённое ионное уравнениеCaCO3 + 2H+ = Ca2+ + CO2↑ + H2O
Обратите внимание: CaCO3 нерастворим и поэтому записан целиком. А сокращённое ионное уравнение сразу показывает суть реакции. Для любой сильной кислоты и щёлочи сокращённое уравнение одно и то же: H+ + OH− = H2O. Вот почему нейтрализация сильной кислоты щёлочью выделяет почти одинаковое количество теплоты, какими бы они ни были.
Сокращённое уравнение также можно проверить по заряду: сумма зарядов слева и справа должна совпадать. В уравнении с карбонатом кальция: слева +2, справа +2.
17. Условия и обозначения
| Знак | Что означает |
|---|---|
| = или → | реакция идёт в указанную сторону |
| ⇄ | обратимая реакция |
| ↑ | выделяется газ (ставят, если реагенты — не газы) |
| ↓ | выпадает осадок (ставят для реакции в растворе) |
| t° над стрелкой | нагревание |
| hν над стрелкой | свет |
| Pt, V2O5 и другие над стрелкой | катализатор |
| (конц.), (разб.) | концентрированный или разбавленный раствор |
| (тв.), (р-р), (г) | твёрдое вещество, раствор, газ |
Условия влияют не только на скорость, но и на продукты. Медь с разбавленной азотной кислотой даёт NO, а с концентрированной NO2. Кальций с серой при обычных условиях не реагирует, но при нагревании реагирует. На экзаменах условие всегда нужно внимательно читать.
18. От уравнения к расчёту
Зачем нужны коэффициенты? Они дают отношения количеств веществ. Это и есть стехиометрия.
Пример. Какой объём CO2 (н. у.) образуется при разложении 10 г карбоната кальция?
CaCO3 t° CaO + CO2↑
- Количество: n(CaCO3) = 10 г / 100 г/моль = 0,1 моль.
- По уравнению 1 моль CaCO3 даёт 1 моль CO2, значит, n(CO2) = 0,1 моль.
- Объём: V = 0,1 моль · 22,4 л/моль = 2,24 л.
Пример с недостатком. К 5,4 г алюминия добавили раствор, содержащий 14,6 г HCl. Какой объём водорода выделится?
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
- n(Al) = 5,4 / 27 = 0,2 моль; n(HCl) = 14,6 / 36,5 = 0,4 моль.
- На 0,2 моль алюминия нужно 0,6 моль HCl, а есть 0,4 моль. Кислота в недостатке, по ней и считаем.
- n(H2) = 0,4 · 3/6 = 0,2 моль; V = 0,2 · 22,4 = 4,48 л.
19. Органические реакции
Те же правила работают и для органических веществ, только реакции определяются функциональными группами. О них подробно в статье «Органическая химия: основные понятия». Уравнивать сложнее всего реакции горения, и для них есть общий подход.
Вещество из углерода, водорода и кислорода при полном сгорании даёт CO2 и H2O. Для формулы CxHyOz коэффициенты можно получить сразу:
CxHyOz + (x + y/4 − z/2) O2 → x CO2 + (y/2) H2O.
C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O
C6H12O6 + 6O2 = 6CO2 + 6H2O
Для этанола: 2 + 6/4 − 1/2 = 3. Для глюкозы: 6 + 3 − 3 = 6. Вторая реакция выражает суммарный итог дыхания, а обратная ей — фотосинтеза.
20. Реакции вокруг нас
Уравнения реакций описывают не только лабораторный опыт. Вот несколько примеров, в которых теперь можно разобраться самостоятельно.
Накипь и уксус. В жёсткой воде есть гидрокарбонат кальция. При кипячении он разлагается, и на стенках чайника остаётся карбонат:
Ca(HCO3)2 t° CaCO3↓ + CO2↑ + H2O
Убрать накипь помогает кислота: карбонат реагирует с уксусной кислотой с выделением углекислого газа.
CaCO3 + 2CH3COOH = (CH3COO)2Ca + H2O + CO2↑
Подушка безопасности. В автомобилях долго использовался азид натрия. При ударе он за доли секунды разлагается с образованием огромного объёма азота. Чтобы образующийся активный натрий не был опасен, в смесь добавляют нитрат калия и диоксид кремния [11].
2NaN3 t° 2Na + 3N2↑
10Na + 2KNO3 = K2O + 5Na2O + N2↑
Дыхание в замкнутом пространстве. Надпероксид калия поглощает углекислый газ и выделяет кислород. Его используют в изолирующих дыхательных аппаратах.
4KO2 + 2CO2 = 2K2CO3 + 3O2↑
Хлеб из воздуха. Реакцию азота с водородом, простую по записи, удалось провести в промышленности лишь в начале XX века благодаря работам Фрица Габера и Карла Боша. Сегодня азотные удобрения, получаемые на её основе, обеспечивают пищей, по оценкам, почти половину населения Земли, а заметная часть азота в наших белках прошла через такие заводы [12, 13].
N2 + 3H2 Fe, t°, p 2NH3
Ржавчина. Даже обыденная коррозия железа — химическая реакция. На самом деле её продукт — смесь гидратированных оксидов, но в первом приближении:
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
21. Типичные ошибки
- Меняют индексы вместо коэффициентов. Индексы определяют само вещество, а значит, их не трогают.
- Пишут O вместо O2. Так же с водородом, азотом и галогенами.
- Неверная формула соли. AlCl вместо AlCl3, CaCl вместо CaCl2. Формулы всегда составляйте по зарядам.
- Железо с кислотой. Соляная и разбавленная серная кислоты дают соли железа(II), а не железа(III).
- Водород из азотной кислоты. Это исключено для школьных задач: продукт восстановления другой.
- Натрий вытесняет медь из раствора. Нет, сначала реагирует вода.
- Обмен без признака. Если нет осадка, газа или воды, реакции нет.
- H2CO3 в продуктах. В растворе вместо неё пишут CO2 и H2O. То же с H2SO3 и NH4OH.
- Нерастворимое в ионной записи. Пишут ионами BaSO4, CaCO3, Cu(OH)2. Это ошибка.
- Коэффициенты, которые можно сократить. Запись 4Na + 2Cl2 = 4NaCl правильно отражает баланс, но её нужно сократить.
22. Частые вопросы
Как понять, идёт ли реакция, если я её никогда не видел? Определите классы веществ, найдите подходящий тип и проверьте условие: активность для замещения, осадок, газ или вода для обмена. Если условие не выполняется, реакции, скорее всего, нет.
Обязательно ли учить ряд активности наизусть? Да, хотя бы основные металлы: Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au. На экзамене таблица его обычно есть, но запомнить порядок нужно.
Можно ли использовать дроби в коэффициентах? В ходе подбора — да. В ответе коэффициенты должны быть целыми и наименьшими. В термохимии коэффициент 1/2 иногда сохраняют, относя теплоту к одному молю вещества.
Чем знак «=» отличается от стрелки? По сути ничем. Часто стрелкой пишут схему, а знаком равенства — уравнение с расставленными коэффициентами. В международной литературе стрелка встречается чаще.
Почему атомов кислорода может быть нечётное число? В сложных веществах так бывает: H2O, CO, Fe2O3. Но простое вещество кислород всегда O2, поэтому его количество атомов в уравнении чётно.
Почему нельзя просто выучить все реакции? Можно попробовать, но это намного труднее. Уравнения в задачах вариативны: те же типы, но другие вещества. Понимание типов оказывается быстрее.
Как быть, если вариантов продукта несколько? В этом случае смотрят на условия: концентрацию, температуру, избыток реагента. Например, углекислый газ в избытке щёлочи даёт карбонат, а при избытке газа — гидрокарбонат.
23. Что нужно для ОГЭ и ЕГЭ
- Составлять формулы веществ и определять класс.
- Определять тип реакции по записи, в том числе ОВР, обратимость, тепловой эффект, катализ, фазовое состояние.
- Знать условия протекания реакций обмена и уметь работать с таблицей растворимости; определять признаки реакций (цвет, газ, осадок).
- Уметь расставлять коэффициенты, в том числе методом электронного баланса.
- Записывать полные и сокращённые ионные уравнения.
- Знать амфотерные соединения и реакции активных металлов.
- На ЕГЭ: окислительно-восстановительные реакции (задание 29), ионный обмен (задание 30), мысленный эксперимент (задание 31).
24. Для олимпиад
Метод матрицы и неоднозначность
Запись баланса атомов — это однородная система линейных уравнений, и коэффициенты определяются как ненулевое решение. В большинстве случаев решение единственно с точностью до множителя. Но если реакция допускает несколько независимых путей, решений бесконечно много [14]. Знаменитый пример: баланс атомов не определяет число молекул кислорода при окислении пероксида водорода перманганатом.
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑ + 8H2O
2KMnO4 + 7H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 6O2↑ + 10H2O
Атомы сходятся в обоих уравнениях, но верно только первое. Второе получается прибавлением разложения пероксида водорода 2H2O2 = 2H2O + O2. Баланс атомов — необходимое, но не достаточное условие. Здесь важно, откуда на самом деле берётся кислород: из пероксида, и по одной молекуле на каждые две передачи электрона.
Предсказание реакции по термодинамике
На самом деле решение о том, «пойдёт или нет», принимает не таблица, а изменение энергии Гиббса ΔG. Реакции, для которых ΔG < 0, в принципе возможны. Правила, изложенные выше, лишь обобщают наблюдения, хотя и хорошо работают. Например, вытеснение металлов определяется разностью стандартных потенциалов, как рассказано в статье «Уравнение Нернста». Однако термодинамика не говорит о скорости: смесь водорода с кислородом может храниться очень долго без реакции, пока её не поджечь.
Сильная кислота не всегда вытесняет слабую
Сероводород — кислота слабая, а серная — сильная. Но реакция CuSO4 + H2S = CuS↓ + H2SO4 идёт в обратную от ожидаемой сторону: слабая кислота вытесняет сильную. Причина — крайне малая растворимость CuS. Равновесие смещается в сторону наименее диссоциированных или наименее растворимых частиц. Правила растворимости и силы кислот нужно рассматривать вместе.
Правило для кислых солей
При избытке многоосновной кислоты образуются кислые соли, а количество щёлочи определяет итог реакции:
NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O
2NaOH + H3PO4 = Na2HPO4 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 = Na3PO4 + 3H2O
Отношение количеств реагентов — полноправная часть условия. Его нередко проверяют олимпиадные задачи на смесь продуктов.
Задания с разбором
Задание 1
Определите тип реакции: а) 2KClO3 t° 2KCl + 3O2↑; б) Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu; в) SO3 + H2O = H2SO4; г) AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3.
Ответ
а) разложение; б) замещение; в) соединение; г) обмен.
Задание 2
Составьте формулы: сульфат алюминия, нитрат кальция, карбонат натрия, фосфат магния, гидроксид железа(III), хлорид аммония.
Разбор
Al2(SO4)3, Ca(NO3)2, Na2CO3, Mg3(PO4)2, Fe(OH)3, NH4Cl. В каждом случае суммарный заряд равен нулю: например, для фосфата магния 3 · (+2) + 2 · (−3) = 0.
Задание 3
Расставьте коэффициенты: а) Fe + Cl2 → FeCl3; б) P + O2 → P2O5; в) Al + HCl → AlCl3 + H2; г) Fe2O3 + H2 → Fe + H2O; д) C2H6 + O2 → CO2 + H2O.
Ответ
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
4P + 5O2 = 2P2O5
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O
2C2H6 + 7O2 = 4CO2 + 6H2O
Задание 4
Закончите уравнения или укажите, что реакция не идёт: а) Mg + HCl; б) Cu + HCl; в) Fe + CuCl2; г) Ag + CuSO4; д) Cl2 + NaBr; е) Br2 + NaCl.
Разбор
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu
Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
Реакции б, г и е не идут: медь правее водорода, серебро правее меди, бром менее активен, чем хлор.
Задание 5
Закончите уравнения реакций обмена и объясните, почему они идут: а) CaCl2 + Na2CO3; б) K2CO3 + HNO3; в) Ba(OH)2 + HCl; г) NaNO3 + KCl.
Разбор
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
K2CO3 + 2HNO3 = 2KNO3 + CO2↑ + H2O
Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O
а) Выпадает осадок. б) Выделяется газ. в) Образуется вода. г) Не идёт: все ионы остаются в растворе.
Задание 6
Напишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции гидроксида натрия с сульфатом меди(II).
Разбор
Молекулярное уравнениеCuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
Полное ионное уравнениеCu2+ + SO42− + 2Na+ + 2OH− = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + SO42−
Сокращённое ионное уравнениеCu2+ + 2OH− = Cu(OH)2↓
Задание 7
Какие продукты образуются при разложении: а) Fe(OH)3; б) BaCO3; в) Pb(NO3)2; г) H2O2 с катализатором MnO2? Напишите уравнения.
Разбор
2Fe(OH)3 t° Fe2O3 + 3H2O
BaCO3 t° BaO + CO2↑
2Pb(NO3)2 t° 2PbO + 4NO2↑ + O2↑
2H2O2 MnO2 2H2O + O2↑
Задание 8
Осуществите превращения:
Mg1MgO2MgCl23Mg(OH)24MgSO4
Разбор
2Mg + O2 = 2MgO
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2↓ + 2NaCl
Mg(OH)2 + H2SO4 = MgSO4 + 2H2O
Задание 9
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса: Al + HNO3(разб.) → Al(NO3)3 + N2O + H2O.
Разбор
8Al + 30HNO3 = 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O
Азота в продуктах: 24 в соли и 6 в N2O, всего 30. Такой коэффициент и стоит перед кислотой. Водорода 30, значит 15 молекул воды. Проверка по кислороду: 90 = 72 + 3 + 15.
Задание 10
Какой объём водорода (н. у.) выделится при реакции 13 г цинка с избытком соляной кислоты?
Разбор
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
n(Zn) = 13 / 65 = 0,2 моль. По уравнению n(H2) = 0,2 моль, V = 0,2 · 22,4 = 4,48 л.
Задание 11
Как различить растворы Na2CO3, Na2SO4 и NaCl с помощью HCl и BaCl2? Напишите уравнения.
Разбор
С соляной кислотой шипит только карбонат. Хлорид бария даёт белый осадок с сульфатом. Хлорид натрия ни с тем, ни с другим не реагирует.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2↑ + H2O
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2NaCl
Задание 12
Предскажите, что будет, если бросить кусочек калия в раствор хлорида железа(III). Напишите уравнения.
Разбор
Калий реагирует прежде всего с водой, а щёлочь образует с солью бурый осадок. Железа в виде металла не будет.
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3↓ + 3KCl
Задание 13
Из 20 г карбоната кальция с соляной кислотой получили 3,36 л CO2 (н. у.). Сколько процентов составляет выход?
Разбор
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2↑ + H2O
n(CaCO3) = 20 / 100 = 0,2 моль. Теоретически 0,2 моль CO2, то есть 4,48 л. Выход: 3,36 / 4,48 = 75 %.
Задание 14 (олимпиадное)
Расставьте коэффициенты: a Cu2S + b HNO3 → c Cu(NO3)2 + d H2SO4 + e NO + f H2O.
Разбор
Два элемента окисляются: Cu с +1 до +2 и S с −2 до +6. На одну формулу Cu2S передаётся 2 + 8 = 10 электронов. Азот принимает 3 электрона: на 3 Cu2S приходится 10 NO. Тогда a = 3, c = 6, d = 3, e = 10. Азот: b = 12 + 10 = 22. Водород: 22 = 6 + 2f, f = 8.
3Cu2S + 22HNO3 = 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑ + 8H2O
Задание 15 (олимпиадное)
Смесь магния и меди массой 10 г обработали избытком соляной кислоты. Выделилось 2,24 л водорода (н. у.). Найдите массовую долю меди.
Разбор
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
Медь с кислотой не реагирует. n(Mg) = n(H2) = 0,1 моль; m(Mg) = 2,4 г. m(Cu) = 7,6 г. Массовая доля меди 76 %.
Задание 16 (олимпиадное)
Смешали 0,1 моль H3PO4 и 0,15 моль NaOH. Какие соли образуются и в каких количествах?
Разбор
Отношение 1,5 лежит между 1 и 2, поэтому получается смесь NaH2PO4 и Na2HPO4. Пусть их x и y моль. Фосфор: x + y = 0,1. Натрий: x + 2y = 0,15. Отсюда y = 0,05 моль и x = 0,05 моль.
Задание 17 (олимпиадное)
Покажите, что смесь уравнений 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O и 2H2O2 = 2H2O + O2 даёт уравнение с 7 молекулами пероксида. Почему оно верно по атомам, но неверно как уравнение реакции перманганата?
Разбор
Сложив два уравнения, получим 2 KMnO4 + 7 H2O2 + 3 H2SO4 = K2SO4 + 2 MnSO4 + 6 O2 + 10 H2O. Атомы сохраняются, поскольку обе исходные записи им соответствуют. Но по балансу электронов перманганат принимает 10 электронов на 2 формулы, и это соответствует окислению 5 молекул H2O2. Лишние две молекулы разлагаются сами, и такое разложение не связано с перманганатом. Поэтому оно не входит в уравнение окисления, хотя в реальной смеси может идти параллельно.
Литература
- Crosland M. P. The use of diagrams as chemical “equations” in the lecture notes of William Cullen and Joseph Black. Ann. Sci. 1959, 15, 75–90.
- Leicester H. M. (ed., transl.) Mikhail Vasil’evich Lomonosov on the Corpuscular Theory. Harvard University Press, 1970.
- Lavoisier A. L. Traité élémentaire de chimie. Paris: Cuchet, 1789.
- Berzelius J. J. Essay on the cause of chemical proportions, and on some circumstances relating to them. Ann. Philos. 1813, 2, 443–454.
- Arrhenius S. Über die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe. Z. Phys. Chem. 1887, 1, 631–648.
- Кузьменко Н. Е., Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии: современный курс для поступающих в вузы (химический факультет МГУ). М.: Экзамен.
- Housecroft C. E., Sharpe A. G. Inorganic Chemistry. 5th ed. Pearson, 2018.
- Goldschmidt H. Ueber ein neues Verfahren zur Darstellung von Metallen und Legirungen mittelst Aluminiums. Justus Liebigs Ann. Chem. 1898, 301, 19–28.
- Rumble J. R. (ed.) CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press (раздел о растворимости неорганических соединений).
- Herndon W. C. On balancing chemical equations: past and present. J. Chem. Educ. 1997, 74, 1359.
- Madlung A. The chemistry behind the air bag: high tech in first-year chemistry. J. Chem. Educ. 1996, 73, 347.
- Erisman J. W., Sutton M. A., Galloway J. et al. How a century of ammonia synthesis changed the world. Nat. Geosci. 2008, 1, 636–639.
- Smil V. Detonator of the population explosion. Nature 1999, 400, 415.
- Blakley G. R. Chemical equation balancing: a general method which is quick, simple, and has unexpected applications. J. Chem. Educ. 1982, 59, 728.
Обсуждение
Загружаем обсуждение…