BALANCING CHEMICAL EQUATIONS Zachowanie materii mówi, że „materia nie może być ani stworzona, ani zniszczona, zmienia tylko formę”. Jeśli tak jest, to musimy uwzględnić wszystkie atomy w reakcji chemicznej. Nie możemy zmienić sposobu, w jaki związki są łączone, ale możemy dostosować liczbę związków, które powstają. Na przykład: Magnez reaguje z tlenem tworząc tlenek magnezu. Ponieważ tlen jest cząsteczką dwuatomową, możemy je otrzymać tylko w grupach po dwa atomy. Wiemy, że wzór tlenku magnezu to MgO(s). Reakcja, którą znamy do tej pory to: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Co się dzieje z drugim tlenem? Musi być uwzględniony! Kiedy cząsteczki tlenu rozpadają się w reakcji z atomem magnezu, samotny tlen jest wolny, aby związać się z innym magnezem. Innymi słowy, zużyliśmy już dwa atomy magnezu i stworzyliśmy dwie jednostki tlenku magnezu. Pokażemy to umieszczając liczby przed cząsteczką. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) To jest równanie równowagi. Można je odczytać następująco: Dwa atomy magnezu reagują z jedną cząsteczką tlenu, tworząc dwie jednostki tlenku magnezu.
Celem jest, aby po każdej stronie równania pojawiła się taka sama liczba atomów! Spójrz na arkusz ćwiczeń na stronie 1. Policz atomy, aby sprawdzić, czy te równania są zrównoważone. Aby zbalansować równanie możesz zacząć od dowolnego atomu, ale może okazać się pomocne rozpoczęcie od tego, który występuje w większej liczbie. Przykład: Siarka reaguje z litem tworząc siarczek litu. S8 (s) + Li (s) —> Li2S (s) Zacznij od atomów siarki. 8 po stronie reagenta oznacza, że potrzebujemy 8 po stronie produktu. Musimy umieścić ósemkę przed Li2S(s). To zmienia liczbę atomów litu tak, że teraz mamy 16 po stronie produktu. Musimy więc mieć 16 po stronie reagenta. Równanie przyjmuje postać: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Wypróbuj poniższe. 1. Sód reaguje z gazowym chlorem, tworząc chlorek sodu. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Równanie równowagi: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Bar reaguje z fosforem tworząc fosforek baru. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Równanie równowagi: 6 Ba (s) + P4 (s) —> 2 Ba3P2 (s)
Reakcje tworzenia lub prostej kompozycji Reakcje tworzenia to reakcje, w których dwa pierwiastki łączą się ze sobą, tworząc związek. pierwiastek + pierwiastek = związek Równanie słowne:
sód + chlor ———>chlorek sodu
Równanie szkieletowe: Na(s) + Cl(g) ———> NaCl(s)
Reakcje rozkładu Reakcje rozkładu są reakcjami odwrotnymi do reakcji tworzenia. związek AB —> pierwiastek A + pierwiastek B ex. __C6H12O 6 (s) —> _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Reakcje pojedynczego podstawienia Do tej pory zajmowaliśmy się reakcjami tworzenia i rozkładu. Pierwiastki reagują tworząc związki lub związki reagują tworząc pierwiastki. Bardzo niewiele reakcji jest tego typu. Reakcje, które obejmują pierwiastek i związek mogą być o wiele bardziej interesujące. Reakcje te nazywamy reakcjami pojedynczej wymiany, ponieważ jeden z pierwiastków w związku jest zastępowany przez inny pierwiastek. Przykład: miedź reaguje z roztworem azotanu srebra, tworząc roztwór azotanu srebra i miedzi (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) —> Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Możesz zbilansować te równania w taki sam sposób jak reakcje tworzenia, tzn. policzyć liczbę atomów każdego typu po każdej stronie równania. Łatwiej jest jednak traktować jon azotanowy jako pojedynczy atom. Oznacza to, że liczymy Ag, Cu i NO3ʼs. Równanie równowagi wygląda więc następująco: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Przykłady: 1. Metal wapnia reaguje z roztworem węglanu sodu metalem sodowym.
do wytworzenia stałego węglanu wapnia i
2. Gazowy azot reaguje z roztworem fosforku amonu do wytworzenia roztworu azotku amonu i stałego fosforu.
Reakcje podwójnej wymiany Reakcje te są podobne do reakcji pojedynczej wymiany. Jedyną różnicą jest to, że zarówno metal jak i niemetal zostaną zastąpione w tej reakcji pomiędzy dwoma związkami. Przykład: Tabletki wodorotlenku magnezu są używane do neutralizacji kwasu żołądkowego (HCl). W ten sposób powstaje woda i roztwór chlorku magnezu. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 ma 2 jony OH, podczas gdy HOH ma tylko 1 jon OH. Musimy mieć 2 OH po każdej stronie, więc wstawiamy 2 przed HOH, aby zrównoważyć OHʼs. To zmienia liczbę jonów H w HOH na 2. Potrzebujemy również 2 jonów Hʼ po lewej stronie. Postaw dwójkę przed HCl. To daje nam 2 Cl, a MgCl2 ma 2, więc to się równoważy. Mgʼs również są zrównoważone, więc jesteśmy gotowi.
Przykład: Roztwór arsenku sodu miesza się z roztworem chlorku wapnia, otrzymując roztwór chlorku sodu i ciało stałe arsenku wapnia. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Możesz zacząć od dowolnego pierwiastka lub jonu złożonego, jednak może być łatwiej zacząć od największej liczby. W tym przykładzie możemy zacząć od wapnia lub sodu, ponieważ oba mają 3 po jednej stronie równania. Zacznijmy od sodu, ponieważ jest on pierwszy. Na3As (aq) ma 3 Na. Musimy więc mieć 3 po drugiej stronie równania, więc wstawiamy 3 przed NaCl (pamiętaj, że nie możemy zmienić wzoru chemicznego, tylko liczbę jednostek wzoru) To zmienia liczbę jonów chlorkowych na 3. Oznacza to, że będziemy musieli mieć 3 jony chlorkowe po drugiej stronie równania. Ponieważ jony chlorkowe występują w CaCl2 tylko w grupach po 2, musimy znaleźć sposób, aby jony chlorkowe były równe po obu stronach. Potrzebujemy czegoś, w czym zmieści się zarówno 2 jak i 3. Najmniejszą liczbą, która to spełnia jest 6. Umieść 3 przed CaCl2, aby otrzymać 6 jonów Cl. Oznacza to, że musimy wstawić 6 przed NaCl. To zmienia liczbę Naʼs na 6. Aby zrównoważyć lewą stronę musimy wstawić 2 przed Na3As. Mamy teraz po 6 Na z każdej strony i 6 Cl. Sprawdź pozostałe jony. „Inny typ reakcji Kiedy mamy jon wieloatomowy, który się rozpada, lub kiedy w reakcji jest więcej produktów niż reagentów, jest ona klasyfikowana jako „inna”. W „innych” typach reakcji atomy wodoru są na drugim miejscu, a tlenu na ostatnim. Dlaczego? Atomy wodoru i tlenu mają tendencję do równoważenia się, gdy inne atomy są zrównoważone. Przykład. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precypitat – ciało stałe powstałe z roztworu w reakcji. Jeżeli związek ma fazę wodną po stronie reagenta, a następnie staje się ciałem stałym po stronie produktu, to jest to osad. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Zidentyfikuj osad w powyższej reakcji? Reakcje spalania węglowodorów Kiedy węglowodory takie jak benzyna, metan, propan i sacharoza są spalane (spalanie), zawsze wytwarzają energię oraz gazowy dwutlenek węgla i parę wodną. Spalanie jest właściwie tylko szybką reakcją z tlenem. Równania to tylko związek, który ma być spalony plus tlen, aby wyprodukować dwutlenek węgla i parę wodną. Podczas bilansowania reakcji tego typu najłatwiej jest zacząć od atomów węgla, następnie przejść do atomów wodoru i skończyć na atomach tlenu. Przykład: Spalany jest gaz metan. _ CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Zrównoważyć zaczynając od atomów węgla. Po jednym z każdej strony, więc zmiana nie jest wymagana. Po lewej stronie są 4 atomy wodoru, a po prawej tylko 2. Potrzebne są 2 cząsteczki wody, aby uzyskać 4 atomy wodoru. Następnie policz atomy tlenu po prawej stronie. Mamy 2 w CO2 i 2 w 2H2O. To daje 4 wszystkie razem. Aby uzyskać 4 po drugiej stronie potrzebujemy 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Czasami konieczne jest dostosowanie liczby naszego związku wyjściowego. Przykład: Spaleniu ulega oktan. C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Zaczynamy jak poprzednio od węgla i przechodzimy do wodoru. Mamy następujący wynik: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Kolejno policz tlen. 16 w 8 CO2 i 9 w 9 H2O. To daje 25. Ponieważ tlen występuje tylko w opakowaniach po 2 (O2), nie możemy otrzymać 25! Potrzebujemy więcej tlenu po lewej stronie. Jeśli podwoimy wszystko, będziemy mieli 50 tlenu po prawej stronie. To jest podzielne przez 2. Otrzymamy: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Reakcje endotermiczne &Reakcje egzotermiczne Wszystkie reakcje mają w sobie energię, ale przez większość czasu nie zapisujemy jej w równaniu. Widziałeś kilka reakcji, w których energia jest zapisana w równaniu. Na przykład. Reakcja fotosyntezy. Energia słoneczna+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) Większość reakcji wymaga energii, aby reagenty mogły wejść w reakcję. Wkład energii. Kiedy jest więcej energii pobranej (do rozpoczęcia reakcji) niż oddanej w reakcji, nazywa się to reakcją endotermiczną (np. reakcja fotosyntezy). W reakcji endotermicznej energia jest zapisywana po stronie reagenta. Kiedy w reakcji jest więcej energii oddanej niż włożonej w reakcję, nazywa się ją egzotermiczną W reakcjach egzotermicznych energię zapisuje się po stronie produktu. *Uwaga – przez większość czasu energia w reakcjach jest w postaci ciepła, ale nie zawsze.
Dowody na reakcje chemiczne Istnieją cztery rzeczy, które dowodzą, że reakcja chemiczna miała miejsce: 1. Zmiana temperatury 2. Zmiana koloru 3. Powstaje gaz 4. Tworzy się osad Reakcja chemiczna może mieć więcej niż jedną.
Mol Mol Mol jest jednostką reprezentującą pewną liczbę rzeczy. Podobnie jak tuzin lub brutto, ale zamiast 12 lub 144 rzeczy, mol to 6,02 x 1023 rzeczy. Jest on czasami nazywany liczbą Avogadroʼa i jest definiowany jako liczba atomów w dokładnie 12 gramach węgla-12. Użycie Mole’a Wszystkie masy atomowe są porównywane do węgla-12. Masowa liczba atomowa podana w twoim układzie okresowym jest podana z dokładnością do jednej setnej grama. Przykład: Jeden mol atomów chloru ma masę 35,45 g/mol. Uwaga: symbolem mola jest mol. To nie jest skrót. Znajdź: Tlen, Wapń i Żelazo.
Masa molowa molekuł Najczęściej interesuje nas mol molekuł. Jest to 6.02 x 1023 cząsteczek takich jak woda, HOH. Jedna cząsteczka wody zawiera 2 atomy wodoru i jeden atom tlenu. Oznacza to, że jeden mol cząsteczek wody zawiera 2 mole atomów wodoru i jeden mol atomów tlenu. Masa jednego mola wody jest więc sumą 2 moli atomów wodoru i jednego mola atomów tlenu. 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 O= 1 mol x 16,00 g/mol = 16,00 g/mol 1 HOH
= 18,02 g/mol
Przykład: Oblicz masę molową gazowego siarkowodoru. Wzór to H2S O4 (g) 2 H = 2 mol x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 mol x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Spróbuj: chlorek wapnia : wodorotlenek żelaza (III) : pięciochlorek fosforu
Przeliczanie masy na krety Liczba moli (n) obecnych w danej masie (m) jest równa danej masie podzielonej przez masę molową (M).
m n= M Przykład 1: Ile moli chlorku sodu jest obecnych w 100 g? Krok 1: Oblicz masę molową chlorku sodu. M NaCl = 58,44 g/mol Krok 2:
Oblicz liczbę moli.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Pamiętaj o cyfrach znaczących!!!!!
Przykład 2: Ile moli jest obecnych w 25 g azotanu glinu? Odpowiedź = 0.12 mol Przeliczanie moli na masę Aby obliczyć masę obecną w danej liczbie moli musimy przekształcić nasz wzór w następujący sposób. m= nM Przykład: Jaka masa jest obecna w 3,50 molach węglanu wapnia? Krok 1: Oblicz masę molową węglanu wapnia. M CaCO3 = 100,09 g/mol Krok 2: Oblicz masę. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Przykład 2: Oblicz masę 0,056 mol siarczku amonu. Odpowiedź = 3,8 g
.