N2o5 какой продукт реакции
При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.
Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.
Разложение оксидов
При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:
2Ag2O = 4Ag + O2
2HgO = 2Hg + O2
4CrO3 = 2Cr2O3 + O2
2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2
Разложение гидроксидов
Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:
2AgOH = Ag2O + H2O
2CuOH = Cu2O + H2O
Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.
В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:
2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O
Mn(OH)2 = MnO + H2O
Fe(OH)2 = FeO + H2O
Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Разложение кислот
При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.
Например, кремниевая кислота:
H2SiO3 = H2O + SiO2
Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:
H2SO3 = H2O + SO2↑
H2CO3 = H2O + CO2↑
В ЕГЭ по химии эти кислоты стоит записывать в виде оксида и воды.
Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:
K2CO3 + H2O + CO2 = 2KHCO3
Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:
2HNO2 = H2O + NO2↑ + NO↑
При нагревании выше 100оС продукты распада несколько отличаются:
3HNO2 = H2O + HNO3↑ + 2NO↑
Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Разложение солей
Разложение хлоридов
Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.
Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:
2AgCl → Ag + Cl2
Хлорид аммония при нагревании выше 340 оС разлагается:
NH4Cl → NH3 + HCl
Разложение нитратов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.
Например, разложение нитрата калия:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 оС:
Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2
Mg(NO3)2 → Mg(NO2)2 + O2
Ba(NO3)2 → Ba(NO2)2 + O2
Sr(NO3)2 → Sr(NO2)2 + O2
При более сильном нагревании (выше 500оС) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
2Ca(NO3)2 → 2CaО + 4NO2 + O2
2Mg(NO3)2 → 2MgО + 4NO2 + O2
2Sr(NO3)2 → 2SrО + 4NO2 + O2
2Ba(NO3)2 → 2BaО + 4NO2 + O2
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
2Cu(NO3)2 → 2CuО + 4NO2 + O2
2Pb(NO3)2 → 2PbО + 4NO2 + O2
4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2
Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2
Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2
Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270оС оксида азота (I) и воды:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
При более высокой температуре образуются азот и кислород:
2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O
Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.
Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
Li2CO3 → Li2O + CO2
CaCO3 → CaO + CO2
MgCO3 → MgO + CO2
Карбонат аммония разлагается при 30оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:
(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3
Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:
NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O
Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
2KHCO3 → K2CO3 + H2O + CO2
Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2
При нагревании до 1200оС образуются оксиды:
Ca(HCO3)2 → CaO + H2O + 2CO2
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:
2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2
2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2
2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2
2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2
2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:
Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2
2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2
Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:
2Na2HPO4 → H2O + Na4P2O7
2K2HPO4 → H2O + K4P2O7
2CaHPO4 → H2O + Ca2P2O7
Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).
Разложение сульфитов
Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:
4Na2SO3 → Na2S + 3Na2SO4
Разложение солей аммония
Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:
NH4Cl → NH3 + HCl
NH4Br → NH3 + HBr
NH4l → NH3 + Hl
NH4H2PO4 → NH3 + H3PO4
Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
«Вулкан» — Разложение дихромата аммония
Разложение перманганата калия
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2
Разложение хлората и перхлората калия
Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:
2KClO3 → 2KCl + 3O2
Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:
KClO4 → KCl + 2O2
Взаимодействие оксидов с водой
| Правило | Комментарий |
|---|---|
| Основный оксид + H2O → Щелочь | Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2: CaO + H2O → Ca(OH)2 MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим* |
| Амфотерный оксид | Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют |
| Кислотный оксид + H2O → Кислота | Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок): SiO2 + H2O → реакция не идет |
* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.
Взаимодействие оксидов друг с другом
1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:
Na2O + CaO → реакция не идет
CO2 + SO3 → реакция не идет
2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):
Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + CO2 → CaCO3
Na2O + ZnO → Na2ZnO2
Взаимодействие оксидов с кислотами
1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H2SiO3 → реакция не идет.
2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO3 + H2S → SO2 + H2O
SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O
С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
Взаимодействие оксидов с основаниями
1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:
а) Реакциях с растворами щелочей:
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
б) Сплавление с твердыми щелочами:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
(кислота: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
(кислота: H2BeO2)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO2)
Взаимодействие оксидов с солями
1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O
SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2
ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2
Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2 (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)
2. Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2
В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.
Это один из способов получения кислых солей.
Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):
1. Реакции с CO, C и H2:
CuO + C → Cu + CO
CuO + CO → Cu + CO2
CuO + H2 → Cu + H2O
ZnO + C → Zn + CO
ZnO + CO → Zn + CO2
ZnO + H2 → Zn + H2O
PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO2
PbO + H2 → Pb + H2O
FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO2
FeO + H2 → Fe + H2O
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CО → 2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
WO3 + 3H2 → W + 3H2O
2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:
CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO
3. Восстановление более активным металлом:
3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.
4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:
2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N2O + C → 2N2 + CO2
SiO2 + 2C → Si + 2CO
Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
SiO2 + H2 → реакция не идет.
В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
Особенности свойств оксидов CO2 и SO2
1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:
CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет
2. Реагируют с углеродом:
CO2 + C → 2CO
SO2 + C → S + CO2
3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
4. Сильные окислители окисляют SO2:
SO2 + Cl2 <=> SO2Cl2
SO2 + Br2 <=> SO2Br2
SO2 + NO2 → SO3 + NO
SO2 + H2O2 → H2SO4
5SO2 + 2KMnO4 +2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH → 2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:
CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)
Особенности свойств оксидов азота (N2O5, NO2, NO, N2O)
1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.
2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO
2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3
N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu2O
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
2N2O + C → 2N2 + CO2
N2O + Mg → N2 + MgO
2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O → 14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO4 + H2SO4 → HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).
Химические свойства CO как сильного восстановителя
1. Реагирует с некоторыми неметаллами:
2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
CO + Cl2 <=> COCl2 (фосген)
2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:
CO + KOH → HCOOK
CO + Na2O2 → Na2CO3
CO + Mg → MgO + C (t)
3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:
CO + CuO → Cu + CO2
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2
2CO + SO2 → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
5CO + I2O5 → I2 + 5CO2
4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2
3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.
Химические свойства SiO2
1. Взаимодействует с активными металлами:
SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si
2. Взаимодействует с углеродом:
SiO2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)
3 С водородом SiO2 не взаимодействует.
4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
SiO2 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).
5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.
Свойства оксида P2O5 как сильного водоотнимающего средства
HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3
2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.
Термическое разложение некоторых оксидов
В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu2O + O2 (t)
2HgO → 2Hg + O2 (t)
Кислотные:
2SO3 → 2SO2 + O2 (t)
2N2O → 2N2 + O2 (t)
2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)
Амфотерные:
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).
Особенности оксидов NO2, ClO2 и Fe3O4
1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:
2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O
4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O
2NO2 + Na2CO3 → NaNO3 + NaNO2 + CO2
В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:
4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 (растворение в избытке кислорода)
2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.
Химическая реакция — это превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, при этом ядра атомов не меняются, происходит только перераспределение электронов и ядер, и образуются новые химические вещества. При химических реакциях не изменяется общее число ядер атомов и изотопный состав химических элементов (в отличие от ядерных реакций).
Классификация химических реакций схема
Химические реакции классифицируются по тепловому эффекту, по изменению степени окисления атомов в реагирующих веществах, по числу и составу исходных и образующихся веществ, и по признаку обратимости.
Классификация химических реакций по числу и составу исходных и образующихся веществ
Химическая реакция | Определение | Примеры |
Разложения А → В + С + D | Реакция, в которой из одного исходного вещества образуется несколько новых веществ | 2HgO →t→ 2Hg + O2 CaCO3 → CaO + CO2 4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2 |
Замещения А + ВС → АВ + С | Реакция между простым и сложным веществами, в результате которой атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов сложного вещества | Fe + CuSO4 → FeSO4 + Сu CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 |
Обмена АВ + CD → АС + BD | Реакция, в результате которой два вещества обмениваются своими составными частями, образуя два новых вещества | 2AgNO3 + H2SO4 → Ag2SO4 + 2HNO3 NaOH + HCl → NaCl + H2O CH3COONa + H2O → CH3COOH + NaOH |
Соединения А + В + С → D | Реакция, в результате которой из двух или нескольких веществ образуется одно новое | HCl + NH3 → NH4Cl↓ CaO + H2O → Ca(OH)2 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 → 4Fe(OH)3 |
Классификация химических реакций по тепловому эффекту
Тепловой эффект химической реакции — это количество теплоты (Q), которое выделяется или поглощается в химической реакции.
Реакция | Определение | Пример |
Эндотермическая | Реакция, проходящая с поглощением теплоты | N2 + O2 → 2NO — 90,4 кДж |
Экзотермическая | Реакция, проходящая с выделением теплоты | Н2 + Сl2 → 2НСl + 92,3 кДж |
Термохимическое уравнение — уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект реакции:
2Н2 + 0 = 2Н2O + 484 кДж
2NH3 → N2 + ЗН2 — 46,36 кДж.
Термохимические расчеты основаны на законе Гесса:
— тепловой эффект химической реакции зависит от состояний исходных веществ и продуктов реакций, но не зависит от промежуточных стадий процесса
— тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот образования продуктов реакции эа вычетом суммы теплот образования исходных веществ
Классификация химических реакций по признаку обратимости
Реакция | Определение | Примеры |
Обратимая | Такая реакция, которая в данных условиях протекает одновременно в двух взаимно противоположных направлениях | ЗН2 + N2 ↔ 2NH3 Вг2 + Н2O ↔ НВrО + НВr |
Необратимая | Такая реакция, которая в данных условиях протекает до конца, т. е. до полного превращения исходных реагирующих веществ в конечные продукты реакции | 2Н2(г) + O2(г) → 2Н2O(ж) СН4 + 2O2 → СO2 + 2Н2O |
Таблица признаки необратимости реакций
Признак | Примеры |
Реакция идет с выделением большого количества теплоты | 2Mg + O2 → 2MgO + Q |
Хотя бы один продукт реакции покидает сферу реакции (выпадает в осадок или выделяется в виде газа) | СаСl2 + Na2SO3 → CaSO3↓ + 2NaCl CaCO3 →t→ CaO + CO2↑ |
В результате реакции образуются малодиссоциируе-мые вещества | (CH3COO)NH4 + H2O → CH3COOH + NH4OH HCl + NaOH → NaCl + H2O |
Классификация химических реакций по изменению степени окисления
Химическая реакция | Определение | Примеры |
Проходящая с изменением степени окисления атомов (окислительно-восстановительная) | реакция, при которой происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим | H2S-2 + 020 → S0 + Н2O-2 -2KI-1 + Сl20 → 2КСl-1 + I20 |
Проходящая без изменения степени окисления | Реакция, в которой степень окисления каждого атома после реакции остается неизменной | 2АlСl3 + 3Na2S + 6Н2O → 2Аl(ОН)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O |
Влияние изменения условий на положение химического равновесия
Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия | Изменение скоростей прямой и обратной реакции в начальный момент | Направление смешения положения равновесия | |
Температура | повышается | В большей степени возрастает скорость эндотермической реакции | В сторону эндотермической реакции |
понижается | В большей степени понижается скорость эндотермической реакции | В сторону экзотермической реакции | |
Давление | повышается | В большей степени возрастает скорость реакции, протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ | В сторону уменьшения числа молей газообразных веществ в системе |
понижается | В большей степени понижается скорость реакции протекающей с уменьшением числа молей газообразных веществ | В сторону увеличения числа молей газообразных веществ в системе | |
Концентрация | повышается | Возрастает скорость реакции, по которой вводимое вещество расходуется | В сторону реакции, по которой вводимое вещество расходуется |
понижается | Уменьшается скорость реакции, где реагентом является вещество, концентрация которого уменьшается | В сторону реакции, по которой образуется вещество, концентрация которого уменьшается | |
Введение катализатора | Скорости прямой и обратной реакции изменяются одинаково | — | |
Поделитесь ссылкой с друзьями: