Химическое уравнение - Chemical equation

Химическое уравнение представляет собой символическое представление о химической реакции в виде символов и формул, в котором реагенты сущности , заданные на стороне левой руки и продукт образования на правой стороне с знаком плюс между субъектами в оба реагенты и продукты и стрелка, указывающая на продукты и указывающая направление реакции. Коэффициенты рядом с символами и формулами сущностей представляют собой абсолютные значения стехиометрических чисел . Первое химическое уравнение было составлено Жаном Бегеном в 1615 году.

Формирование химической реакции

Химическое уравнение состоит из химических формул реагентов (исходных веществ) и химической формулы продуктов (веществ, образующихся в химической реакции). Они разделены символом стрелки (→, обычно читается как «урожайность»), а химическая формула каждого отдельного вещества отделена от других знаком плюс .

В качестве примера уравнение реакции соляной кислоты с натрием можно обозначить:

2 HCl + 2 Na → 2 NaCl + H
₂

Это уравнение будет читаться как «два HCl плюс два Na дают два NaCl и два H2». Но для уравнений, включающих сложные химические вещества, вместо того, чтобы читать букву и ее нижний индекс, химические формулы читаются с использованием номенклатуры ИЮПАК . Используя номенклатуру IUPAC, это уравнение будет читаться как «соляная кислота плюс натрий дает хлорид натрия и газообразный водород ».

Это уравнение показывает, что натрий и HCl реагируют с образованием NaCl и H ₂ . Это также указывает на то, что две молекулы натрия требуются для каждых двух молекул соляной кислоты, и реакция будет формировать две молекулы хлорида натрия и одну двухатомную молекулу молекулы газообразного водорода на каждые две соляной кислоты и две молекулы натрия, которые вступают в реакцию. В стехиометрические коэффициенты (цифры перед химическими формулами) результат из закона сохранения массы и закон сохранения заряда (см раздел «Балансировка химические уравнения» ниже для получения дополнительной информации).

Общие символы

Перегруппировка Бейкера-Венкатарамана

Символы используются для различения различных типов реакций. Для обозначения типа реакции:

• Символ « » используется для обозначения стехиометрического отношения.${\ displaystyle =}$
• Символ « » используется для обозначения чистой прямой реакции.${\ displaystyle \ rightarrow}$
• Символ « » используется для обозначения реакции в обоих направлениях.${\ displaystyle \ rightleftarrows}$
• Символ « » используется для обозначения равновесия .${\ displaystyle {\ ce {<=>}}}$

Физическое состояние химических веществ также очень часто указывается в скобках после химического символа, особенно для ионных реакций. При указании физического состояния (s) обозначает твердое тело, (l) обозначает жидкость, (g) обозначает газ и (aq) обозначает водный раствор .

Если реакция требует энергии, это указывается над стрелкой. Заглавная греческая буква дельта ( ) помещена на стрелку реакции, чтобы показать, что к реакции добавляется энергия в виде тепла. Выражение используется как символ добавления энергии в виде света. Другие символы используются для других конкретных типов энергии или излучения. ${\ displaystyle \ Delta}$${\ Displaystyle ч \ ню}$

Уравновешивание химических уравнений

Как видно из уравнения CH
₄+ 2 O
₂→ CO
₂+ 2 часа
₂O , коэффициент 2 должен быть помещен перед газообразным кислородом на стороне реагентов и перед водой на стороне продуктов, чтобы в соответствии с законом сохранения массы количество каждого элемента не изменялось во время реакции.

P ₄ O ₁₀ + 6 H ₂ O → 4 H ₃ PO ₄
Это химическое уравнение уравновешивается путем сначала умножения H ₃ PO ₄ на четыре, чтобы соответствовать количеству атомов P, а затем умножения H ₂ O на шесть, чтобы соответствовать числам атомов H и O.

Закон сохранения массы диктует , что количество каждого элемента не изменяется в результате химической реакции . Таким образом, каждая сторона химического уравнения должна представлять одно и то же количество любого конкретного элемента. Точно так же заряд сохраняется в химической реакции . Следовательно, по обе стороны сбалансированного уравнения должен присутствовать один и тот же заряд .

Уравновешивают химическое уравнение, изменяя скалярное число для каждой химической формулы. Простые химические уравнения можно сбалансировать путем проверки, то есть методом проб и ошибок. Другой метод включает решение системы линейных уравнений .

Сбалансированные уравнения часто записываются с наименьшими целочисленными коэффициентами. Если перед химической формулой нет коэффициента, коэффициент равен 1.

Метод проверки можно описать следующим образом: поставить коэффициент 1 перед самой сложной химической формулой и поставить другие коэффициенты перед всем остальным, так что обе стороны стрелок имеют одинаковое количество каждого атома. Если существует какой-либо дробный коэффициент, умножьте каждый коэффициент на наименьшее число, необходимое, чтобы сделать их целыми, обычно знаменатель дробного коэффициента для реакции с одним дробным коэффициентом.

В качестве примера, показанного на изображении выше, сжигание метана можно уравновесить, поставив коэффициент 1 перед CH ₄ :

1 СН ₄ + О ₂ → СО ₂ + Н ₂ О

Поскольку с каждой стороны стрелки находится по одному углероду, первый атом (углерод) уравновешен.

Если посмотреть на следующий атом (водород), то в правой части два атома, а в левой - четыре. Чтобы уравновесить водород, 2 идет перед H ₂ O, что дает:

1 СН ₄ + О ₂ → СО ₂ + 2 Н ₂ О

Проверка последнего уравновешиваемого атома (кислорода) показывает, что в правой части четыре атома, а в левой - два. Его можно уравновесить, поставив 2 перед O ₂ , что даст сбалансированное уравнение:

СН ₄ + 2 О ₂ → СО ₂ + 2 Н ₂ О

Это уравнение не имеет коэффициентов перед CH ₄ и CO ₂ , так как коэффициент 1 опущен.

Обратите внимание, что в некоторых случаях неправильно записывать сбалансированную реакцию со всеми целочисленными коэффициентами. Например, реакция, соответствующая стандартной энтальпии образования, должна быть записана так, чтобы образовался один моль одного продукта. Это часто требует, чтобы некоторые коэффициенты реагентов были дробными, как в случае с образованием фторида лития:

Li (т) + 1 ⁄ 2  F ₂ (г) → LiF (т)

Матричный метод

Как правило, любое химическое уравнение, включающее J различных молекул, можно записать как:

${\ displaystyle \ sum _ {j = 1} ^ {J} \ nu _ {j} R_ {j} = 0}$

где R _j - символ j-й молекулы, а ν _j - стехиометрический коэффициент для j-й молекулы, положительный для продуктов, отрицательный для реагентов (или наоборот). Правильно сбалансированное химическое уравнение будет подчиняться:

${\ displaystyle \ sum _ {j = 1} ^ {J} a_ {ij} \ nu _ {j} = 0}$

где матрица состава a _ij - количество атомов элемента i в молекуле j . Любой вектор, который при оперировании матрицей композиции дает нулевой вектор, называется членом ядра или нулевым пространством оператора. Любой член Организации v , _J нулевого пространства в _Ij будет служить , чтобы сбалансировать химическое уравнение, содержащее множество J молекул , составляющих систему. «Предпочтительный» стехиометрический вектор - это тот, для которого все его элементы могут быть преобразованы в целые числа без общих делителей путем умножения на подходящую константу.

Как правило, матрица композиции вырождена: то есть не все ее строки будут линейно независимыми. Другими словами, ранг ( J _R ) композиционной матрицы обычно меньше, чем количество ее столбцов ( J ). К рангу дефектность теоремы, нулевое пространство в _Ij будет иметь JJ _R размеры , и это число называется недействительность ( J _N ) в виде _Ij . Тогда проблема балансировки химического уравнения становится проблемой определения J _N -мерного нулевого пространства матрицы состава. Важно отметить, что только при J _N = 1 будет единственное решение. Для J _N > 1 будет бесконечное количество решений проблемы балансировки, но только J _N из них будут независимыми: если J _N независимых решений проблемы балансировки могут быть найдены, то любое другое решение будет линейной комбинацией. этих решений. Если J _N = 0, проблема балансировки не будет решена.

Были разработаны методы быстрого расчета набора J _N независимых решений проблемы балансировки, которые превосходят методы проверки и алгебраические методы в том, что они являются определяющими и дают все решения проблемы балансировки.

Ионные уравнения

Ионное уравнение - это химическое уравнение, в котором электролиты записываются как диссоциированные ионы . Ионные уравнения используются для реакций одинарного и двойного вытеснения , протекающих в водных растворах .

Например, в следующей реакции осаждения:

${\ Displaystyle {\ ce {CaCl2 + 2AgNO3 -> Ca (NO3) 2 + 2 AgCl (v)}}}$

полное ионное уравнение:

${\ Displaystyle {\ ce {Ca ^ 2 + + 2Cl ^ - + 2Ag + + 2NO3 ^ - -> Ca ^ 2 + + 2NO3 ^ - + 2AgCl (v)}}}$

или, со всеми включенными физическими состояниями:

${\ displaystyle {\ ce {Ca ^ 2 + (aq) + 2Cl ^ - (aq) + 2Ag + (aq) + 2NO3 ^ {-} (aq) -> Ca ^ 2 + (aq) + 2NO3 ^ {-} (водн.) + 2AgCl (v)}}}$

В этой реакции ионы Ca ²⁺ и NO ₃ ^- остаются в растворе и не участвуют в реакции. То есть эти ионы идентичны как со стороны реагента, так и со стороны продукта в химическом уравнении. Поскольку такие ионы не участвуют в реакции, их называют ионами-наблюдателями . Ионное уравнение является полным ионным уравнением , из которого были удалены ионы зрителя. Итоговое ионное уравнение протекающих реакций:

${\ Displaystyle {\ ce {2Cl ^ - + 2Ag + -> 2AgCl (v)}}}$

или, в сокращенной сбалансированной форме,

${\ Displaystyle {\ ce {Ag + + Cl ^ - -> AgCl (v)}}}$

В нейтрализации или кислоты / основания реакции, ионное уравнение обычно будет:

H ⁺ (водн.) + OH ^- (водн.) → H ₂ O (l)

Существует несколько кислотно-основных реакций, которые приводят к образованию осадка в дополнение к молекуле воды, показанной выше. Примером может служить реакция гидроксида бария с фосфорной кислотой , в результате которой образуется не только вода, но и нерастворимая соль фосфата бария . В этой реакции нет ионов-наблюдателей, поэтому итоговое ионное уравнение такое же, как и полное ионное уравнение.

${\ Displaystyle {\ ce {3Ba (OH) 2 + 2H3PO4 -> 6H2O + Ba3 (PO4) 2 (v)}}}$

${\ displaystyle {\ ce {{3Ba ^ {2} +} + {6OH ^ {-}} + {6H +}}} + \ underbrace {\ ce {2PO4 ^ {3} -}} _ {\ ce {фосфат }} {\ ce {-> {6H2O} + \ underbrace {Ba3 (PO4) 2 (v)} _ {барий ~ фосфат}}}}$

Реакции двойного вытеснения, в которых карбонат взаимодействует с кислотой, имеют чистое ионное уравнение:

${\ Displaystyle {\ ce {2H +}} + \ underbrace {{\ ce {CO3 ^ 2-}}} _ {{\ ce {карбонат}}} {\ ce {-> H2O + CO2 (^)}}}$

Если каждый ион является «ионом-наблюдателем», то реакции не было, и итоговое ионное уравнение равно нулю.

Обычно, если z _j кратно элементарному заряду j-й молекулы, нейтральный заряд можно записать как:

${\ displaystyle \ sum _ {j = 1} ^ {J} z_ {j} \ nu _ {j} = 0}$

где ν _j - стехиометрические коэффициенты, описанные выше. Г _J может быть включен в качестве дополнительной строки в _IJ матрицы , описанные выше, и надлежащим образом сбалансирован ионное уравнение будет тогда также подчиняться:

${\ displaystyle \ sum _ {j = 1} ^ {J} a_ {ij} \ nu _ {j} = 0}$

использованная литература