Почему протекают химические реакции кратко

Обновлено: 08.07.2024

Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях ядра атомов не меняются, в частности не изменяется их общее число, изотопный состав химических элементов, при этом происходит перераспределение электронов и ядер и образуются новые химические вещества.

Химические реакции происходят при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно, при нагревании, участии катализаторов (катализ), действии света (фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературной плазме (плазмохимические реакции) и т. п. Взаимодействие молекул между собой происходит по цепному маршруту: ассоциация — электронная изомеризация — диссоциация, в котором активными частицами являются радикалы, ионы, координационно-ненасыщенные соединения. Скорость химической реакции определяется концентрацией активных частиц и разницей между энергиями связи разрываемой и образуемой.

Содержание

Классификация

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.

По фазовому составу реагирующей системы

Гомогенные гомофазные реакции. В реакциях такого типа реакционная смесь является гомогенной, а реагенты и продукты принадлежат одной и той же фазе. Примером таких реакций могут служить реакции ионного обмена, например, нейтрализация кислоты и щелочи в растворе:

Гетерогенные гетерофазные реакции. В этом случае реагенты находятся в разном фазовом состоянии, продукты реакции также могут находиться в любом фазовом состоянии. Реакционный процесс протекает на границе раздела фаз. Примером может служить реакция солей угольной кислоты (карбонатов) с кислотами Бренстеда:

Гетерогенные гомофазные реакции. Такие реакции протекают в пределах одной фазы, однако реакционная смесь является гетерогенной. Например, реакция образования хлорида аммония из газообразных хлороводорода и аммиака:

Гомогенные гетерофазные реакции. Реагенты и продукты в такой реакции существуют в пределах одной фазы, однако реакция протекает на поверхности раздела фаз. Примером таких реакций являются некоторые гетерогенно-каталитические реакции, например, реакция синтеза аммиака из водорода и азота:

По изменению степеней окисления реагентов

В данном случае различают

Окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции диспропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Пример окислительно-восстановительной реакции — горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:

Пример реакции диспропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:

Не окислительно-восстановительные реакции — соответственно, реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например, указанная выше реакция нейтрализации.

По тепловому эффекту реакции

Все реакции сопровождаются тепловыми эффектами. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая, в основном, идет на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, Δ_rH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (Δ_rH 0) — поглощение.

По типу превращений реагирующих частиц

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением и выделением энергии, например в виде теплопередачи, изменением агрегатного состояния реагентов, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.

В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов. В атомах же участвующих в реакции элементов обязательно происходят видоизменения электронной оболочки.

В ядерных реакциях происходят изменения в атомных ядрах всех участвующих элементов, что приводит к образованию атомов новых элементов.

С помощью химических реакций можно получать практически важные вещества, которые в природе находятся в ограниченных количествах, например азотные удобрения, либо вообще не встречаются по каким-либо причинам, например сульфаниламиды и другие синтетические лекарственные препараты, полиэтилен и другие пластмассы. Химия позволяет синтезировать новые, неизвестные природе вещества, необходимые для жизнедеятельности человека. Вместе с тем, неумелое или безответственное химическое воздействие на окружающую среду и на протекающие природные процессы может привести к нарушению установившихся естественных химических циклов, что делает актуальной экологическую проблему (загрязнение окружающей среды) и усложняет задачу рационального использования природных ресурсов и сохранения естественной среды обитания на Земле.

Человека всю жизнь окружают химические реакции. Взаимодействуют вещества в растворах, в грунте, в воздухе, в ходе приготовления пищи и лечения больного. Каждая реакция специфична, однако существуют правила, которым они все подчиняются. С помощью катализаторов, протекающие химические процессы можно ускорить или замедлить, добавив определенные компоненты, влияющие на протекание реакции. Но, используя знание закономерностей, можно заранее определить, какие вещества будут получаться в ходе той или иной реакции.

Химическая реакция — что это такое

Когда говорят, что происходит химическая реакция, значит, что при взаимодействии двух веществ образуются другие, обладающие своими характерными свойствами. Эти свойства обуславливаются перегруппировкой атомов, в связи с чем разрушаются старые и формируются новые химические связи. Взаимодействие может происходить произвольно при контакте двух веществ, при нагревании (либо охлаждении), изменении давления, воздействии электрического тока, ионизации, радиационных процессов и т.п. Скорость реакций зависит от исходной концентрации реагентов, а также условий окружающей среды. Активация может происходить с помощью катализаторов либо физических факторов.

В отличие от физических (ядерных), в химических процессах никогда не образуются атомы других элементов. Изменения происходят на уровне электронных оболочек, не затрагивая ядер.

Согласно Закону сохранения материи (массы и энергии), в ходе химической реакции не происходит создание новой либо уничтожение существующей материи. Однако те компоненты, которые образовались, могут значительно отличаться по своим свойствам.

Для описания химических реакций используют химические уравнения , т.е. запись химической реакции с помощью определенных знаков и символов. Поскольку в ходе химических реакций атомы не исчезают и не возникают вновь, количество атомов одного элемента до и после реакции должно быть одинаковым. Для уравнивания числа атомов в уравнении используют специальные множители — коэффициенты, которые записывают перед формулами веществ.

Например, дана схема реакции (схемой называют запись химической реакции, в которой число атомов всех элементов до и после реакции не уравнено):

H 2 + O 2 → H 2 O

В формулах данного уравнения с левой стороны атомов кислорода больше, чем с правой (2 атома и 1 атом соответственно). Следовательно, его нужно сбалансировать с помощью коэффициентов. Правильный вид будет: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O

На практике определить, что прошла химическая реакция, можно по следующим признакам:

изменение цвета;
образование или исчезновение осадка;
выделение газообразных продуктов реакции;
выделение света;
выделение или поглощение тепла.

Классификация химических реакций

На рисунке видно, что классификация химических реакций составлена на основании конкретных признаков. Так, по числу вступивших в реакцию и образовавшихся веществ они бывают реакциями соединения, разложения, замещения и обмена. Реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов, называются окислительно-восстановительными. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления, называются неокислительно-восстановительными.

В зависимости от того, идет ли реакция с выделением либо с поглощением энергии (тепла), существует деление на экзо- и эндотермические реакции.

В зависимости от участвующих компонентов, химические реакции могут иметь обратимый либо необратимый характер. Необратимые реакции протекают только в одном направлении, обратимые — в прямом и обратном направлении. При соответствующих условиях полученные вещества могут преобразоваться обратно, в первичные продукты. В отдельных случаях из двух растворенных веществ может синтезироваться нерастворимый продукт. Тогда реакция становится необратимой. Еще одним примером необратимого процесса является сгорание углеводородного топлива (в присутствии кислорода из атмосферы). В результате него выделяется тепловая и световая энергия, а также образуется углекислый газ и H 2 O .

По наличию катализатора (вещества, которое изменяет скорость реакции, но при этом само не расходуется), реакции делятся на каталитические и некаталитические.

Если исходные вещества находятся в одном агрегатном состоянии, реакции называются гомогенными, если в разных — гетерогенными.

Рассмотрим более детально деление реакций по числу и составу веществ, вступающих во взаимодействие и получившихся в результате него:

По изменению степеней окисления реакции бывают:
1. С изменением степени окисления (происходит переход электронов от одного атома к другому):

H 2 S - 2 + O 20 → S 0 + H 2 O - 2

2. Без изменения степени окисления. В этом случае каждый атом в конце реакции имеет ту же степень окисления, что и в начале:

H 2 S O 4 + N a O H → N a H S O 4 + H 2 O

Характеристика по тепловому эффекту:

Реакция с поглощением тепла (эндотермическая реакция):

N 2 + O 2 → 2 N O - 90 , 4 к Д ж

В ходе данного взаимодействия поглощается 90,4 кДж тепла. -90,4 кДж — тепловой эффект реакции.

Реакция с выделением тепла (экзотермическая реакция):

H 2 + C l 2 → 2 H C l + 92 , 3 к Д ж

В этой реакции выделяется 92,3 кДж тепла.

Следующим важным принципом классификации является критерий обратимости либо необратимости взаимодействия. Рассмотрим таблицу:

В уравнениях необратимых реакций используют стрелку →, для обратимых ↔.

В химии существует ряд условий, при наличии которых реакция считается необратимой. Они отражены в таблице:

В случае обратимых реакций под воздействием внешних факторов (изменение концентрации веществ, температуры, давления) соотношение скоростей прямой и обратной реакций могут изменяться. Если скорость прямой реакции выше, чем обратной, в реакционной системе преобладают продукты реакции. В этом случае говорят, что равновесие смещено в сторону прямой реакции (вправо). Если скорость обратной реакции выше, и в системе преобладают исходные вещества, говорят, что равновесие смещено в сторону обратной реакции (влево). Факторы, влияющие на положение равновесия, перечислены в таблице.

Широко распространены реакции, которые с заметной скоростью протекают только в присутствии катализаторов — каталитические реакции. Большинство реакций, протекающих в живых организмах, происходят с участием ферментов (природных катализаторов). Используемая в гигиенических и санитарных мероприятиях перекись водорода (в концентрации 3%) является относительно устойчивым веществом. Однако при контакте с M n O 2 распадается на воду и кислород. В данном примере диоксид марганца является катализатором химической реакции разложения пероксида водорода.

Скорость химической реакции

Скорость химической реакции — параметр, который характеризует быстроту протекания реакций.

Чтобы теоретически определить скорость химической реакции, нужно учесть условия ее протекания. При этом при гомогенном характере реакции (когда реагенты пребывают в одной фазе, в одном агрегатном состоянии) скорость определяется изменением концентрации вещества за единицу времени. Таким образом можно дать более точное определение скорости гомогенной реакции.

Скорость реакции — изменение концентрации исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени.

Математически это выражается с помощью уравнения:

v — скорость химической реакции

[ C ] — равновесная концентрация продукта реакции;

[ A ] — равновесная концентрация исходного вещества, знак минус в этой части уравнения появляется, поскольку концентрация исходных веществ уменьшается в ходе реакции, а скорость реакции — положительная величина;

При гетерогенном характере (реагенты находятся в разных фазах, в разных агрегатных состояниях), в реакцию вступают только частицы, которые находятся в непосредственном контакте друг с другом, т.е. на поверхности. Поэтому на скорость гетерогенной реакции большое влияние оказывает площадь соприкосновения веществ.

Условия протекания, что провоцирует

Скорость химических реакций — характеристика, которой можно управлять с помощью определенных факторов.

Факторы, влияющие на скорость протекания химических реакций:

природа веществ, вступающих в реакцию (например, натрий активно реагирует с водой с воспламенением, а кальций спокойно);
концентрация исходных веществ (например, цинк с концентрированной соляной кислотой будет реагировать быстрее, чем с разбавленной);
температура (с повышением температуры скорость большинства химических реакций возрастает);
давление для реакций с участием газообразных веществ (увеличение давления приводит к возрастанию скорости реакции);
наличие катализатора (катализаторы ускоряют химические реакции);
поверхность соприкосновения реагирующих веществ (измельченные порошкообразные вещества реагируют быстрее, чем вещества в форме крупных кусков);
характер растворителя;
световое облучение, ионизирующее излучение и пр. (инициируют или ускоряют протекание реакций).

Зависимость скорости от концентрации веществ в растворах (смесях), вступающих во взаимодействие, изучалась учеными с XIX века. Норвежцы К.Гульдберг и П. Вааге (1867 г.) открыли кинетический закон действующих масс для простых реакций (протекающих в одну стадию). Он формулируется следующим образом:

Если температура воздуха в среде протекания простой реакции постоянна, то отмечается прямо пропорциональная зависимость между произведением концентрации активных веществ и скоростью реакции. При этом все концентрации возводятся в степени, которые равны их стехиометрическому коэффициенту.

для реакции a A + b B = c C

v = k [ A ] a [ B ] b

k — коэффициент пропорциональности, константа скорости реакции.

Стехиометрический коэффициент — это показатель, который стоит перед символом вещества в химическом уравнении и отражает, сколько вещества участвует в реакции.

Влияние температуры на скорость реакции связано с понятием энергии активации — это избыточная энергия, которую должна приобрести частица, чтобы вступить в химическую реакцию. С повышением температуры возрастает доля частиц, обладающих энергией, значение которой превышает пороговую величину энергии активации. Поэтому большее число частиц вступает в химическую реакцию, скорость реакции возрастает.

На скорость протекания реакций в газообразном состоянии влияет давление. Увеличение давления p аналогично уменьшению объема V, так как эти величины обратно пропорциональны. Эту зависимость выражает уравнение Менделеева-Клайперона:

n — количество вещества

R — универсальная газовая постоянная

возрастает с уменьшением объема, то увеличение давления аналогично повышению концентрации. При повышении давления скорость химической реакции возрастает.

Действенным решением для увеличения скорости реакции является применение катализатора. Он увеличивает скорость реакции, при этом сам в процессе реакции не расходуется, его количество и состав остаются без изменения. Примерную схему реакции с участием катализатора представляют так:

A + K = A K (без катализатора)

A K + B = A B + K (с участием катализатора К ),

где К — катализатор, А и В — вступающие во взаимодействие вещества.

Существуют гомогенный и гетерогенный катализ. При гомогенном катализе катализатор находится в том же агрегатном состоянии, что и исходные вещества. При гетерогенном катализе катализатор и исходные веществ находятся в разных агрегатных состояниях.

Биохимические реакции, протекающие в организме животных и человека, протекают с участием естественных катализаторов — ферментов. Их действие очень специфично и зависит от состояния здоровья органов и систем. Ферменты обладают высокой чувствительностью к кислотности внутренней среды, гипертермии, воздействию ряда медикаментозных средств и т.п.

Примеры химических реакций с уравнениями

Рассмотрим несколько примеров химических реакций и их характеристики.

Реакции соединения 1

2 N a + C l 2 → 2 N a C l (образование хлорида натрия)

С + O 2 → C O 2 (сгорание угля в избытке кислорода)

2 C + O 2 → 2 C O (сгорание угля при недостатке кислорода)

Оксид углерода (II) С О — токсичное для человека вещество, носит название угарный газ.

2 H 2 O → 2 H 2 + O 2 (электролиз воды)

2. Реакции, в которых происходит замещение одного компонента другим (реакция замещения):

Z n + C u S О 4 → Z n S О 4 + C u

Видно, что образовалась соль серной кислоты (сульфат) цинка вместо сульфата меди.

Не каждый металл способен вытеснять другой металл из его соли. Общее правило таково: более активный металл вытесняет менее активный (металл, стоящий в ряду активности правее, вытесняет металл, стоящий в ряду активности левее).

Такие реакции имеют промышленное значение. Так, получение алюминия можно провести химическим методом, восстановив его из хлорида алюминия активным металлом калием в безводной среде:

A l C l 3 + 3 K → A l + 3 K C l

K C l + A g N O 3 → A g C l ↓ + K N O 3 ( A g C l — твердое вещество, выпадающее в осадок).

Реакция обмена между кислотой и основанием (реакция нейтрализации):

H 2 S O 4 + 2 N a O H = N a 2 S O 4 + 2 H 2 O

4. Окисление сложного вещества кислородом (обычно продуктами таких реакций являются оксиды):

C H 4 + 2 O 2 → C О 2 + 2 H 2 O

Взаимодействие углевода (глюкозы) с кислородом — горение — сводится к следующему уравнению:

С 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6 C O 2 + 6 H 2 O

5. Окислительно-восстановительная реакция между простым веществом одного галогена и солью другого галогена (вышестоящий галоген вытесняет ниже стоящий из раствора его соли):

2. Научить учащихся рассчитывать тепловой эффект химических реакций по стандартным теплотам образования, определять возможность протекания химических процессов.

Вложение	Размер
pochemu_protekayut_himicheskie_reakcii.ppt	115 КБ
teplovoy_effekt_reakcii.doc	57 КБ
test.doc	28.5 КБ

Предварительный просмотр:

Подписи к слайдам:

Предварительный просмотр:

Тепловой эффект реакции не обязательно находить экспериментально, его можно рассчитать, используя стандартные теплоты образования и сгорания веществ, следуя закону Гесса,

Закон Г. И. Гесса (1840 г.) заключается в следующем: Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути процесса, а только от вида (например, аллотропной модификации) и агрегатного состояния исходных веществ и конечных продуктов реакции .

Пример. Сгорание углерода может идти двумя путями:

С + O 2 → СO 2 +394 кДж(Q = 394 кДж);

С+1/2О 2 → СO +111 кДж;

СО + 1/2 O 2 →СO 2 +283 кДж;

(Q 1 = 111 кДж, Q 2 = 283 кДж, сумма тепловых эффектов обеих стадий 394 кДж.)

С другой стороны, сравнение тепловых эффектов сгорания двух аллотропных модификаций углерода – графита (+394 кДж) и алмаза (+392 кДж), разложения водяного пара (–241,8 кДж) и воды (–285,8 кДж) доказывает, что тепловой эффект химической реакции зависит от вида и состояния исходных и конечных веществ.

Для расчета теплового эффекта реакции Q используют стандартные теплоты образования Q обр и сгорания Q сгор веществ, которые определяются в стандартных условиях: t = 25°С, Р = 1 атм на 1 моль вещества, вычисляются в кДж/моль.

Стандартная теплота образования показывает, сколько кДж энергии выделилось или поглотилось при образовании 1 моль сложного вещества из простых.

Теплоты образования простых веществ равны 0.

Стандартная теплота сгорания показывает, сколько кДж энергии выделилось при сгорании 1 моль вещества до высших оксидов.

Теплоты сгорания негорючих веществ равны 0.

Стандартные теплоты сгорания и образования можно найти в справочных таблицах.

Расчеты теплового эффекта реакции проводятся согласно следствию из закона Гесса: тепловой эффект химической реакции равен сумме стандартных теплот образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных теплот образования исходных веществ.

Q = ∑Q обр (продуктов) – ∑Q обр (исходных веществ).

Если даны стандартные теплоты сгорания, то можно использовать следующую форму для вычисления теплового эффекта реакции:

Q = ∑Q сгор (исходных веществ) –∑Q сгор (продуктов). При вычислениях учитываются стехиометрические коэффициенты.

Примеры решения задач.

Нахождение теплового эффекта химической реакции по стандартам теплотам образования (сгорания) исходных и конечных веществ.

Пример. Найдите тепловой эффект реакции горения метана СH 4 .

Первый способ - через стандартные теплоты образования.

1. Запишем уравнение реакции: СH 4 + 2O 2 = СO 2 + 2H 2 O + Q

2. Выразим в общем виде Q через Q обр учитывая коэффициенты:

Q = [Q обр (СO 2 ) + 2Q обр (H 2 O)] – [Q обр (СH 4 ) + 2Q обр (O 2 )].

3. Подставим значения в полученную формулу: Q = 393,5 + 2 ∙ 285,8 – 74,8 = 890,3 кДж.

Второй способ – через стандартные теплоты сгорания.

Гораздо проще решить эту задачу через Q сгор. Так как из всех веществ в данной системе только метан – горючий, то Q сгор воды, углекислого газа и кислорода равна нулю. По таблице стандартных теплот сгорания Q сгор (CH 4 ) = 890,3 кДж/моль, значит Q = 890,3 кДж.

Кроме такой характеристики системы, как энтальпия H , существует энтропия S. С одной стороны, каждая система стремится к более устойчивому, упорядоченному состоянию, соответствующему минимуму внутренней энергии, с другой – система состоит из огромного числа частиц, которые находятся в беспорядочном и непрерывном движении. Мерой упорядоченности состояния системы является ∆ Н , мерой неупорядоченности – энтропия S . Чем выше температура, чем больше объем системы, тем сильнее неупорядоченность и больше энтропия, и наоборот. Состояние веществ вблизи абсолютного нуля можно считать максимально упорядоченным – S → 0 . В отличие от Н абсолютное значение S можно найти. Значение стандартных энтропий приводится в таблицах. Например, S 0 298 (H 2 ) = 130,5 Дж/моль ∙ К, a S 0 298 (Z n O) = 43,6 Дж/моль ∙ К .

В ходе химических реакций энтропия системы меняется, ее изменение ∆ S можно рассчитать.

Вследствие стремления системы к состоянию с минимальной энергией частицы проявляют тенденцию к сближению, взаимодействию друг с другом, образованию прочных агрегатов, уменьшению объема. Тепловое движение, напротив, вызывает разброс частиц, увеличивая объем системы. Каждая из этих противоположных тенденций зависит от природы веществ и условий протекания процесса (t 0 , давления, концентрации веществ и т.д.). Сравнение этих тенденций позволяет определить направление процесса. ∆Н – энтальпийный фактор, ∆S ∙ T – энтропийный фактор, при ∆Н = T∆S система находится в состоянии равновесия.

Разница ∆Н и T∆S называется энергией Гиббса. ∆G = ∆Н – T∆S [кДж/моль]. Стандартная энергия Гиббса – табличная величина.

Таким образом, используя данные таблиц, можно определить ∆Н , ∆S и AG любого процесса и сделать вывод о возможности его протекания по таблице:

Химической реакцией называют взаимодействия, приводящие к изменению химической природы участвующих в них частиц. При этом происходит изменение их состава и (или) строения. В химических реакциях могут участвовать атомы, молекулы, ионы и радикалы.

В ходе химических реакций атомные ядра не затрагиваются и число атомов каждого химического элемента сохраняется.

Химические реакции протекают при определённых условиях (температура, давление, наличие или отсутствие растворителя, катализа, ультрафиолетовое излучение).

Признаками протекания химических реакций являются выделение или поглощение газа, образование или растворение осадка, изменение цвета, выделение или поглощение теплоты.

Описание качественных реакций, используемых для определения некоторых катионов и анионов, приводится в приложении в конце урока.

В таблице 5 представлены сведения о внешнем виде и свойствах некоторых распространённых веществ и соединений, используемых при описании внешних признаков протекания химической реакции.

Для описания химических реакций используют химические уравнения, в левой части которых указывают исходные вещества, а в правой — продукты реакции. Обе части химического уравнения соединяют стрелкой (в случае необратимых химических превращений), а если химическая реакция является обратимой, то это показывают с помощью прямой и обратной стрелок.

В неорганической химии, если количество атомов химических элементов в левой и правой частях уравнено с помощью стехиометрических коэффициентов, части уравнения часто соединяют знаком равенства.

Стехиометрией называют учение о количественных соотношениях между реагентами и продуктами реакции.

Коэффициенты стехиометрические — действительные натуральные (то есть положительные, как правило, целые) числа, стоящие перед формулой химического вещества в уравнении реакции. Коэффициенты показывают минимальное количество структурных единиц вещества (атомов, молекул, ионов, радикалов), участвующих в данной реакции.

В вышеприведённой реакции два атома алюминия реагируют с тремя молекулами серной кислоты, в результате чего образуется одна молекула сульфата алюминия (коэффициент, равный одному, перед формулой не ставят) и три молекулы водорода.

В соответствии с законом сохранения массы (закон Ломоносова — Лавуазье) масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Этот закон подтверждает, что атомы являются неделимыми и в ходе химических реакций не изменяются. Молекулы при реакциях претерпевают изменения, но общее число атомов каждого вида не изменяется, и поэтому общая масса веществ в процессе реакции сохраняется.

Тренировочные задания

1. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) растворение осадка
2) выделение чёрного осадка
3) отсутствие внешних признаков
4) выделение синего осадка

2. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение жёлтого осадка
2) растворение осадка
3) выделение белого осадка
4) выделение синего осадка

3. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) отсутствие внешних признаков
2) выделение жёлто-зелёного газа
3) выделение жёлтого осадка
4) растворение осадка

4. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) появление оранжевой окраски
2) выделение газа с характерным запахом
3) растворение осадка
4) отсутствие внешних признаков

5. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение жёлтого осадка
2) отсутствие внешних признаков
3) выделение белого осадка
4) выделение чёрного осадка

6. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ВЕЩЕСТВА:
А) AgNO₃ и NaI
Б) Zn и KOH
В) HCl и FeS

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение жёлтого осадка
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение бесцветного газа
4) выделение чёрного осадка

7. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) отсутствие внешних признаков
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) растворение осадка

8. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение синего осадка

9. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение синего осадка
2) растворение осадка
3) выделение белого осадка
4) выделение бурого осадка

10. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ВЕЩЕСТВА:
А) AgNO₃ и NaI
Б) Al и NaOH
В) HCl и K₂SO₃

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение жёлтого осадка

11. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) отсутствие внешних признаков

12. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ВЕЩЕСТВА:
А) Cu и HNO₃ (конц.)
Б) Cu и H2SO₄ (конц.)
В) BaCO₃ и HCl

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бурого газа
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение бесцветного газа

13. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

14. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бурого осадка
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение синего осадка

15. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение бесцветного газа
3) выделение белого осадка
4) выделение чёрного осадка

16. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

17. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) отсутствие внешних признаков
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение чёрного осадка

18. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение бесцветного газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) растворение осадка

19. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бесцветного газа
2) выделение бесцветного газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение студенистого бесцветного осадка

20. Установите соответствие между реагирующими веществами и признаками протекающей между ними реакции.

ПРИЗНАКИ РЕАКЦИИ:
1) выделение бурого газа
2) выделение газа с характерным запахом
3) выделение белого осадка
4) выделение жёлтого осадка

Читайте также: