ECHIPAMENTE DE ECHIPAMENTE CHIMICE Conservarea materiei afirmă că „materia nu poate fi nici creată, nici distrusă, ci doar își schimbă forma”. Dacă acesta este cazul, atunci trebuie să ținem cont de toți atomii dintr-o reacție chimică. Nu putem schimba modul în care compușii sunt asamblați, dar putem ajusta numărul de compuși care se formează. De exemplu: Magneziul reacționează cu oxigenul pentru a forma oxid de magneziu. Deoarece oxigenul este o moleculă diatomică, îi putem obține doar în grupuri de doi atomi. Știm că formula pentru oxidul de magneziu este MgO(s). Reacția, așa cum o știm până acum, este: Mg(s) + O2 (g) —> MgO (s) Ce se întâmplă cu celălalt oxigen? Acesta trebuie să fie luat în considerare! Când moleculele de oxigen se despart pentru a reacționa cu atomul de magneziu, oxigenul solitar este liber să se lege de un alt magneziu. Cu alte cuvinte, am consumat doi atomi de magneziu și am creat două unități de oxid de magneziu. Arătăm acest lucru prin plasarea de numere în fața moleculei. 2 Mg(s) + O2 (g) —> 2 MgO (s) Aceasta este o ecuație echilibrată. Ea poate fi citită după cum urmează: Doi atomi de magneziu reacționează cu 1 moleculă de oxigen pentru a forma două unități de oxid de magneziu.
Obiectivul este să ne asigurăm că același număr de atomi apare pe fiecare parte a ecuației! Priviți fișa de lucru de la pagina 1. Numărați atomii pentru a vedea dacă aceste ecuații sunt echilibrate. Pentru a echilibra o ecuație puteți începe cu orice atom, dar s-ar putea să vi se pară util să începeți cu cel prezent în număr mai mare. Exemplu: Sulful reacționează cu litiul pentru a forma sulfură de litiu. S8 (s) + Li (s) — Li2S (s) Începeți cu atomii de sulf. 8 pe partea de reactant înseamnă că avem nevoie de 8 pe partea de produs. Trebuie să punem un 8 în fața lui Li2S(s). Acest lucru schimbă numărul de atomi de litiu, astfel încât acum avem 16 pe partea produsului. Atunci trebuie să avem 16 pe partea reactantului. Ecuația devine: S 8 (s) + 16 Li (s) —> 8 Li2S (s) Încercați acestea. 1. Sodiul reacționează cu clorul gazos pentru a forma clorură de sodiu. ___Na(s) + ___ Cl2 (g) —> ___ NaCl(s) Ecuația echilibrată: 2 Na (s) + Cl2 (g) —> 2 NaCl (s)
2. Bariul reacționează cu fosforul pentru a produce fosfură de bariu. ___Ba (s) + ___ P4 (s) —> ___ Ba3P2 (s) Ecuație echilibrată: 6 Ba (s) + P4 (s) — 2 Ba3P2 (s)
Reacții de formare sau de compoziție simplă Reacțiile de formare sunt reacții în care două elemente se combină pentru a forma un compus. element + element = compus Ecuație verbală:
sodiu + clor ——— clorură de sodiu
Ecuație de schelet: Na(s) + Cl(g) ——— NaCl(s)
Reacții de descompunere Reacțiile de descompunere Reacțiile de descompunere sunt inversul reacțiilor de formare. compus AB — elementul A + elementul B ex. __C6H12O 6 (s) — _ C (s) + _ H2 (g) + _ O2 (g)
Reacții de înlocuire simplă Până acum ne-am ocupat de reacțiile de formare și de descompunere. Elementele reacționează pentru a forma compuși sau compușii reacționează pentru a forma elemente. Foarte puține reacții sunt de acest tip. Reacțiile care implică un element și un compus pot fi mult mai interesante. Aceste reacții se numesc reacții de înlocuire unică, deoarece unul dintre elementele din compus este înlocuit cu un alt element. Exemplu: cuprul reacționează cu o soluție de nitrat de argint pentru a obține o soluție de nitrat de argint și cupru (II). Cu(s) + AgNO3 (aq) — Ag (s) + Cu(NO3)2 (aq) Puteți echilibra aceste ecuații în același mod în care ați făcut reacțiile de formare. adică, numărați numărul de atomi de fiecare tip de pe fiecare parte a ecuației. Cu toate acestea, este mai ușor să tratăm ionul nitrat ca pe un singur atom. Aceasta înseamnă că veți număra Ag, Cu și NO3ʼs. Ecuația echilibrată este astfel: Cu (s)+2 AgNO3 (aq) —> 2 Ag (s) +Cu(NO3)2 (aq) Exemple: 1. Calciul metalic reacționează cu carbonatul de sodiu soluție de carbonat de sodiu metalic.
pentru a produce carbonat de calciu solid și
2. Azotul gazos reacționează cu soluția de fosfură de amoniu pentru a produce o soluție de nitrură de amoniu și fosfor solid.
Reacții de dublă înlocuire Aceste reacții sunt similare cu reacțiile de simplă înlocuire. Singura diferență este că atât metalul cât și nemetalul vor fi înlocuite în această reacție între doi compuși. Exemplu: Tabletele de hidroxid de magneziu sunt folosite pentru a neutraliza acidul gastric (HCl). Acest lucru produce apă și soluție de clorură de magneziu. _Mg(OH)2 (s) +_HCl (aq)—>_HOH (l) + _MgCl2 (aq) Mg(OH)2 are 2 ioni OH, în timp ce HOH are doar 1 ion OH. Trebuie să avem 2 OH de fiecare parte, așa că punem un 2 în fața lui HOH pentru a echilibra OHʼii. Acest lucru schimbă ionii H din HOH în 2. Avem nevoie de 2 Hʼs și pe partea stângă. Puneți un 2 în fața HCl-ului. Acest lucru ne dă 2 Cl și MgCl2 are 2, așa că se echilibrează. Mgʼii sunt de asemenea echilibrați, așa că am terminat.
Exemplu: O soluție de arsenură de sodiu se amestecă cu o soluție de clorură de calciu pentru a produce o soluție de clorură de sodiu și un solid de arsenură de calciu. _Na3As (aq)+_CaCl2 (aq)–>_NaCl (aq) +_Ca3As2 (s) Puteți începe cu orice element sau ion complex doriți, însă poate fi mai ușor să începeți cu cel mai mare număr. În acest exemplu, putem începe cu calciu sau sodiu, deoarece ambele au 3 pe o parte a ecuației. Să începem cu sodiul, deoarece este primul. Na3As (aq) are 3 Na. Prin urmare, trebuie să avem 3 pe cealaltă parte a ecuației, așa că punem un 3 în fața NaCl (nu uitați că nu putem schimba formula chimică, ci doar numărul de unități de formulă), ceea ce schimbă numărul de ioni de clorură la 3. Aceasta înseamnă că va trebui să avem 3 ioni clorură de cealaltă parte a ecuației. Deoarece ionii de clorură sunt prezenți doar în grupuri de 2 în CaCl2, trebuie să găsim o modalitate de a obține un număr egal de ioni de clorură de fiecare parte. Avem nevoie de ceva în care să încapă atât 2 cât și 3. Cel mai mic număr care satisface acest lucru este 6. Puneți un 3 în fața CaCl2 pentru a obține 6 ioni Cl. Asta înseamnă că trebuie să punem un 6 în fața NaCl. Acest lucru schimbă numărul de Naʼs la 6. Pentru a echilibra partea stângă trebuie să punem un 2 în fața Na3As. Acum avem 6 Na pe fiecare parte și 6 Cl. Verificați ionii rămași. „Alt” tip de reacție Când aveți un ion poliatomic care se descompune sau când aveți mai mulți produși decât reactanți într-o reacție, aceasta este clasificată ca „alt”. În cazul tipurilor de reacții de tip „altele”, faceți ca atomii de hidrogen să fie penultimii și apoi oxigenul. De ce? Atomii de hidrogen și de oxigen tind să se echilibreze singuri atunci când ceilalți atomi sunt echilibrați. Ex. __Al (s) + __ NH4ClO4 (s) –> __Al2O 3 (s) + __AlCl3 (s) + __NO (g) + __HOH(l)
Precipitat- un solid format dintr-o soluție în cadrul unei reacții. Dacă un compus are o fază apoasă pe partea reactantului și apoi devine solid pe partea produsului, acesta este un precipitat Ex. _NH4Br (aq) + __Hg3N (aq) –>__ (NH4)3N (aq) + __HgBr (s) Identificați precipitatul din reacția de mai sus? Reacții de combustie a hidrocarburilor Atunci când hidrocarburile, cum ar fi benzina, metanul, propanul și zaharoza, sunt arse (arse), acestea produc întotdeauna energie plus dioxid de carbon gazos și vapori de apă. Actul de ardere este, de fapt, doar o reacție rapidă cu oxigenul. Ecuațiile sunt doar compusul care urmează să fie ars plus oxigenul pentru a produce dioxid de carbon gazos și vapori de apă. La echilibrarea reacțiilor de acest tip, cel mai simplu este să începem cu atomii de carbon, apoi să trecem la atomii de hidrogen și să terminăm cu atomii de oxigen. Exemplu: Se arde gazul metan. _ CH4 (g) + _O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Se echilibrează începând cu atomii de carbon. Câte unul pe fiecare parte, deci nu este necesară nicio modificare. Sunt 4 atomi de hidrogen pe partea stângă și doar 2 pe partea dreaptă. Este nevoie de 2 molecule de apă pentru a obține 4 atomi de hidrogen. Apoi, numărați atomii de oxigen de pe partea dreaptă. Avem 2 în CO2 și 2 în 2H2O. Asta face 4 în total. Pentru a obține 4 pe partea cealaltă avem nevoie de 2 O2. CH4 (g) + 2 O2 (g) —> CO2 (g) + 2 H2O (g) Uneori este necesar să ajustăm numărul compusului nostru de pornire. Exemplu: Octanul este supus combustiei. _ C8H18 (l) +_O2 (g) —>_CO2 (g) + _H2O (g) Începeți ca mai înainte cu carbonul și treceți la hidrogen. Avem următoarele: _ C8H18 (l) +_O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) Numărați apoi oxigenul. 16 în 8 CO2 și 9 în cele 9 H2O. Aceasta face 25. Deoarece oxigenul vine doar în pachete de 2 (O2), nu putem obține 25! Avem nevoie de mai mult oxigen în partea stângă. Dacă dublăm totul, vom avea 50 de oxigen pe partea dreaptă. Acest lucru este divizibil cu 2. În final obținem: 2 C8H18 (l) + 25 O2 (g)–> 16 CO2 (g) +18 H2O (g)
Reacții endotermice & Reacții exotermice Toate reacțiile au energie în ele, dar de cele mai multe ori nu o scriem în ecuație. Ați văzut câteva reacții în care energia este scrisă în ecuație. Ex. Reacția de fotosinteză. EnergieSolară+6CO2(g)+6H2O(l)–>6O2(g)+C6H12O6(s) Majoritatea reacțiilor necesită energie pentru ca reactanții să reacționeze. Un aport de energie. Atunci când energia absorbită (pentru a începe reacția) este mai mare decât cea eliberată de reacție, aceasta se numește endotermică (de exemplu, reacția de fotosinteză). În cazul unei reacții endotermice, energia se scrie pe partea reactanților. Atunci când există mai multă energie cedată în reacție decât cea introdusă în reacție, aceasta se numește exotermă Energia se scrie pe partea produsului într-o reacție exotermă. *Nota- de cele mai multe ori, energia din reacții este sub formă de căldură, dar nu întotdeauna.
Dovezile reacțiilor chimice Există patru lucruri care dovedesc că a avut loc o reacție chimică: 1. Schimbarea temperaturii 2. Schimbarea culorii 3. Se degajă gaz 4. Se formează un precipitat O reacție chimică poate avea mai multe.
Molul Molul Molul este o unitate care reprezintă un anumit număr de lucruri. Cam la fel ca o duzină sau un brut, dar în loc să fie 12 sau 144 de lucruri, un mol reprezintă 6,02 x 1023 de lucruri. Este denumit uneori numărul lui Avogadro și este definit ca fiind numărul de atomi din exact 12 grame de carbon-12. Utilizarea molului Toate masele atomice sunt comparate cu carbonul-12. Numărul masei atomice indicat în tabelul periodic este dat la cea mai apropiată sutime de gram. Exemplu: Un mol de atomi de clor are o masă de 35,45 g/mol. Notă: simbolul pentru mol este mol. Aceasta nu este o abreviere. Găsiți: Oxigen, Calciu și Fier.
Masa molară a moleculelor Cel mai adesea suntem interesați de un mol de molecule. Adică 6,02 x 1023 molecule, cum ar fi apa, HOH. O moleculă de apă conține 2 atomi de hidrogen și un atom de oxigen. Acest lucru înseamnă că un mol de molecule de apă conține 2 moli de atomi de hidrogen și un mol de atomi de oxigen. Prin urmare, masa unui mol de apă este suma a 2 moli de atomi de hidrogen și a unui mol de atomi de oxigen. 2 H = 2 moli 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
Exemplu: Calculați masa molară a hidrogenului sulfat gazos. Formula este H2S O4 (g) 2 H = 2 moli x 1,01g/mol = 2,02 g/mol 1 S = 1 mol x 32,06g/mol = 32,06 g/mol 4 O = 4 moli x 16,00 g/mol = 64,00 g/mol 1 mol de H2S O4 (g) = 98.08 g/mol Încercați: clorură de calciu : hidroxid de fier (III) : pentaclorură de fosfor
Conversia masei în moli Numărul de moli (n) prezenți într-o anumită masă (m) este egal cu masa dată împărțită la masa molară (M).
m n= M Exemplul 1: Câți moli de clorură de sodiu sunt prezenți în 100 g? Pasul 1: Calculați masa molară a clorurii de sodiu. M NaCl = 58,44 g/mol Pasul 2:
Calculați numărul de moli.
m n= M = 100 g 58,44 g/mol = 1,71 mol Rețineți cifrele semnificative!!!!!
Exemplu 2: Câți moli sunt prezenți în 25 g de nitrat de aluminiu? Răspuns = 0,12 moli Calculele de la moli la masă Pentru a calcula masa prezentă într-un anumit număr de moli trebuie să rearanjăm formula noastră după cum urmează. m= nM Exemplu: Ce masă este prezentă în 3,50 moli de carbonat de calciu? Pasul 1: Calculați masa molară a carbonatului de calciu. M CaCO3 = 100,09 g/mol Pasul 2: Calculați masa. m = nM = 3,50 mol x 100,09 g/mol = 350 g Exemplul 2: Calculați masa a 0,056 mol de sulfură de amoniu. Răspuns = 3,8 g
.