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Comment mettre des coefficients dans des équations chimiques. Comment placer des coefficients dans des équations chimiques ? Équations chimiques

Dans la leçon 13 "" du cours " Chimie pour les nuls» réfléchir à la raison pour laquelle des équations chimiques sont nécessaires ; Apprenons à égaliser les réactions chimiques en disposant correctement les coefficients. Cette leçon vous demandera de connaître la chimie de base des leçons précédentes. Assurez-vous de lire sur l'analyse élémentaire pour un examen approfondi des formules et analyses empiriques. substances chimiques.

À la suite de la réaction de combustion du méthane CH 4 dans l'oxygène O 2, il se forme du dioxyde de carbone CO 2 et de l'eau H 2 O. Cette réaction peut être décrite équation chimique:

CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O (1)

Essayons d'extraire plus d'informations d'une équation chimique qu'une simple indication produits et réactifs réactions. L'équation chimique (1) est INcomplète et ne fournit donc aucune information sur le nombre de molécules d'O 2 consommées pour 1 molécule de CH 4 et sur le nombre de molécules de CO 2 et H2 O obtenues en conséquence. Mais si nous écrivons des coefficients numériques devant les formules moléculaires correspondantes, qui indiquent combien de molécules de chaque type participent à la réaction, alors nous obtenons équation chimique complète réactions.

Afin de compléter la composition de l'équation chimique (1), vous devez vous rappeler une règle simple : les côtés gauche et droit de l'équation doivent contenir le même nombre d'atomes de chaque type, car lors de la réaction chimique, aucun nouvel atome n'est formé. ceux créés et existants ne sont pas détruits. Cette règle est basée sur la loi de conservation de la masse, dont nous avons parlé au début du chapitre.

C'est nécessaire pour en obtenir une complète à partir d'une simple équation chimique. Passons donc à l’équation de réaction (1) : jetez un autre regard à l’équation chimique, exactement aux atomes et aux molécules des côtés droit et gauche. Il est facile de voir que la réaction implique trois types d'atomes : le carbone C, l'hydrogène H et l'oxygène O. Comptons et comparons le nombre d'atomes de chaque type sur les côtés droit et gauche de l'équation chimique.

Commençons par le carbone. Sur le côté gauche, un atome de C fait partie de la molécule CH 4 et sur le côté droit, un atome de C fait partie de CO 2. Ainsi, sur les côtés gauche et droit, le nombre d’atomes de carbone est le même, donc nous le laissons tranquille. Mais pour plus de clarté, mettons un coefficient de 1 devant les molécules avec du carbone, bien que ce ne soit pas nécessaire :

1CH 4 + O 2 → 1CO 2 + H 2 O (2)

Ensuite, nous passons au comptage des atomes d'hydrogène H. Du côté gauche il y a 4 atomes H (au sens quantitatif, H 4 = 4H) dans la molécule CH 4, et du côté droit il n'y a que 2 atomes H dans la molécule. Molécule H 2 O, qui est deux fois inférieure à celle du côté gauche de l'équation chimique (2). Égalisons ! Pour ce faire, mettons un coefficient de 2 devant la molécule H 2 O. Nous aurons maintenant 4 molécules d'hydrogène H à la fois dans les réactifs et dans les produits :

1CH 4 + O 2 → 1CO 2 + 2H 2 O (3)

Veuillez noter que le coefficient 2, que nous avons écrit devant la molécule d'eau H 2 O pour égaliser l'hydrogène H, augmente de 2 fois tous les atomes qui le composent, c'est-à-dire 2H 2 O signifie 4H et 2O. Bon, il semble que nous ayons réglé ce problème, il ne reste plus qu'à compter et comparer le nombre d'atomes d'oxygène O dans l'équation chimique (3). On remarque immédiatement qu’il y a exactement 2 fois moins d’atomes d’oxygène du côté gauche que du côté droit. Maintenant que vous savez déjà comment équilibrer vous-même les équations chimiques, je vais donc immédiatement écrire le résultat final :

1CH 4 + 2O 2 → 1CO 2 + 2H 2 O ou CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O (4)

Comme vous pouvez le constater, l'égalisation des réactions chimiques n'est pas une chose si délicate, et ce n'est pas la chimie qui est importante ici, mais les mathématiques. L'équation (4) est appelée équation complète réaction chimique, car elle obéit à la loi de conservation de la masse, c'est-à-dire le nombre d'atomes de chaque type qui entrent dans la réaction coïncide exactement avec le nombre d'atomes de ce type à la fin de la réaction. Chaque côté de cette équation chimique complète contient 1 atome de carbone, 4 atomes d'hydrogène et 4 atomes d'oxygène. Cependant, cela vaut la peine de comprendre quelques les points importants: une réaction chimique est une séquence complexe d'étapes intermédiaires individuelles, et il est donc impossible, par exemple, d'interpréter l'équation (4) dans le sens où 1 molécule de méthane doit entrer simultanément en collision avec 2 molécules d'oxygène. Les processus se produisant lors de la formation des produits de réaction sont beaucoup plus complexes. Deuxième point : équation complète La réaction ne nous dit rien sur son mécanisme moléculaire, c'est-à-dire sur la séquence d'événements qui se produisent au niveau moléculaire lors de son apparition.

Coefficients dans les équations de réactions chimiques

Un autre exemple clair de la façon d'organiser correctement chances dans les équations de réactions chimiques : le trinitrotoluène (TNT) C 7 H 5 N 3 O 6 se combine vigoureusement avec l'oxygène pour former H 2 O, CO 2 et N 2. Écrivons l'équation de réaction que nous égaliserons :

C 7 H 5 N 3 O 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O + N 2 (5)

Il est plus facile de créer une équation complète basée sur deux molécules de TNT, puisque le côté gauche contient nombre impair atomes d'hydrogène et d'azote, et à droite - même :

2C 7 H 5 N 3 O 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O + N 2 (6)

Il est alors clair que 14 atomes de carbone, 10 atomes d'hydrogène et 6 atomes d'azote doivent se transformer en 14 molécules de dioxyde de carbone, 5 molécules d'eau et 3 molécules d'azote :

2C 7 H 5 N 3 O 6 + O 2 → 14CO 2 + 5H 2 O + 3N 2 (7)

Désormais, les deux parties contiennent le même nombre d’atomes, à l’exception de l’oxygène. Sur les 33 atomes d'oxygène présents du côté droit de l'équation, 12 sont fournis par les deux molécules de TNT d'origine, et les 21 restants doivent être fournis par 10,5 molécules d'O 2 . Ainsi, l’équation chimique complète ressemblera à :

2C 7 H 5 N 3 O 6 + 10,5 O 2 → 14CO 2 + 5H 2 O + 3N 2 (8)

Vous pouvez multiplier les deux côtés par 2 et vous débarrasser du coefficient non entier 10,5 :

4C 7 H 5 N 3 O 6 + 21O 2 → 28CO 2 + 10H 2 O + 6N 2 (9)

Mais vous n’êtes pas obligé de le faire, car il n’est pas nécessaire que tous les coefficients de l’équation soient des nombres entiers. Il serait encore plus correct de créer une équation basée sur une molécule de TNT :

C 7 H 5 N 3 O 6 + 5,25O 2 → 7CO 2 + 2,5H 2 O + 1,5N 2 (10)

L'équation chimique complète (9) contient de nombreuses informations. Tout d'abord, il indique les substances de départ - réactifs, et des produits réactions. De plus, cela montre que lors de la réaction, tous les atomes de chaque type sont préservés individuellement. Si l'on multiplie les deux côtés de l'équation (9) par le nombre d'Avogadro N A = 6,022 10 23, on peut affirmer que 4 moles de TNT réagissent avec 21 moles d'O 2 pour former 28 moles de CO 2, 10 moles de H 2 O et 6 moles de N 2.

Il y a encore une astuce. À l'aide du tableau périodique, nous déterminons les masses moléculaires de toutes ces substances :

C 7 H 5 N 3 O 6 = 227,13 g/mol
O2 = 31,999 g/mole
CO2 = 44,010 g/mole
H2O = 18,015 g/mole
N2 = 28,013 g/mole

Maintenant, l'équation 9 indiquera également que 4 227,13 g = 908,52 g de TNT nécessitent 21 31,999 g = 671,98 g d'oxygène pour terminer la réaction et, par conséquent, 28 44,010 g = 1232,3 g de CO 2 sont formés, 10·18,015 g = 180,15. g H2O et 6·28,013 g = 168,08 g N2. Vérifions si la loi de conservation de la masse est satisfaite dans cette réaction :

	Réactifs	Des produits
	908,52 g de TNT	1232,3 g de CO2
	671,98 g de CO2	180,15 g H2O
		168,08 g N2
Total	1580,5 g	1580,5 g

Mais les molécules individuelles ne doivent pas nécessairement participer à une réaction chimique. Par exemple, la réaction du calcaire CaCO3 et de l'acide chlorhydrique HCl pour former une solution aqueuse de chlorure de calcium CaCl2 et de dioxyde de carbone CO2 :

CaCO 3 + 2HCl → CaCl 2 + CO 2 + H 2 O (11)

L'équation chimique (11) décrit la réaction du carbonate de calcium CaCO 3 (calcaire) et de l'acide chlorhydrique HCl pour former une solution aqueuse de chlorure de calcium CaCl 2 et de dioxyde de carbone CO 2. Cette équation est complète puisque le nombre d’atomes de chaque type sur ses côtés gauche et droit est le même.

La signification de cette équation est niveau macroscopique (molaire) est la suivante : 1 mole ou 100,09 g de CaCO 3 nécessite 2 moles ou 72,92 g de HCl pour terminer la réaction, ce qui donne 1 mole de CaCl 2 (110,99 g/mol), CO 2 (44,01 g /mol) et H 2 O (18,02 g/mol). A partir de ces données numériques, il est facile de vérifier que la loi de conservation de la masse est satisfaite dans cette réaction.

Interprétation de l'équation (11) sur niveau microscopique (moléculaire) n'est pas si évident, puisque le carbonate de calcium est un sel, pas un composé moléculaire, et donc l'équation chimique (11) ne peut pas être comprise dans le sens où 1 molécule de carbonate de calcium CaCO 3 réagit avec 2 molécules de HCl. De plus, la molécule HCl en solution se dissocie (se désintègre) généralement en ions H + et Cl -. Tellement plus description correcte de ce qui se passe dans cette réaction au niveau moléculaire est donné par l'équation :

CaCO 3 (sol.) + 2H + (aq.) → Ca 2+ (aq.) + CO 2 (g.) + H 2 O (l.) (12)

Abrégé ici entre parenthèses état physique chaque type de particule ( la télé- dur, aq.- ion hydraté en solution aqueuse, G.- gaz, et.- liquide).

L'équation (12) montre que le CaCO 3 solide réagit avec deux ions H + hydratés, formant les ions positifs Ca 2+, CO 2 et H 2 O. L'équation (12), comme d'autres équations chimiques complètes, ne donne pas une idée de le mécanisme moléculaire réagit et est moins pratique pour compter la quantité de substances, cependant, cela donne meilleure description se passe au niveau microscopique.

Renforcez vos connaissances sur la composition d'équations chimiques en travaillant vous-même sur un exemple avec une solution :

J'espère à partir de la leçon 13" Écrire des équations chimiques"Vous avez appris quelque chose de nouveau par vous-même. Si vous avez des questions, écrivez-les dans les commentaires.

1. Établissons un diagramme de réaction :

Objectifs de la leçon.Éducatif. Présenter aux étudiants une nouvelle classification des réactions chimiques basée sur les changements dans les états d'oxydation des éléments - les réactions d'oxydo-réduction (ORR) ; apprendre aux élèves à disposer les coefficients à l'aide de la méthode de la balance électronique.

Du développement. Poursuivre le développement pensée logique, des compétences d'analyse et de comparaison, développant un intérêt pour le sujet.

Éducatif. Former la vision scientifique du monde des étudiants ; améliorer les compétences professionnelles.

Méthodes et techniques méthodologiques. Histoire, conversation, démonstration d'aides visuelles, travail indépendantétudiants.

Matériel et réactifs. Reproduction avec l'image du Colosse de Rhodes, algorithme de classement des coefficients selon la méthode de la balance électronique, tableau des agents oxydants et réducteurs typiques, mots croisés ; Fe (clou), solutions de NaOH, CuSO4.

PENDANT LES COURS

Partie introductive

(motivation et définition d'objectifs)

Professeur. Au 3ème siècle. AVANT JC. Sur l'île de Rhodes, un monument a été construit sous la forme d'une immense statue d'Hélios (le dieu grec du Soleil). La conception grandiose et l'exécution parfaite du Colosse de Rhodes - l'une des merveilles du monde - ont émerveillé tous ceux qui l'ont vu.

Nous ne savons pas exactement à quoi ressemblait la statue, mais nous savons qu'elle était en bronze et atteignait une hauteur d'environ 33 m. La statue a été créée par le sculpteur Haret et sa construction a duré 12 ans.

La coque en bronze était fixée à une armature en fer. La statue creuse a commencé à être construite par le bas et, à mesure qu'elle grandissait, elle était remplie de pierres pour la rendre plus stable. Environ 50 ans après son achèvement, le Colosse s'est effondré. Lors du tremblement de terre, elle s'est cassée au niveau des genoux.

Les scientifiques pensent que la vraie raison La fragilité de ce miracle était due à la corrosion du métal. Et le processus de corrosion est basé sur des réactions redox.

Aujourd'hui, dans la leçon, vous découvrirez les réactions redox ; découvrir les notions d'« agent réducteur » et d'« agent oxydant », sur les processus de réduction et d'oxydation ; apprendre à placer des coefficients dans les équations de réactions redox. Notez la date et le sujet de la leçon dans vos cahiers d'exercices.

Apprendre du nouveau matériel

L'enseignant réalise deux expériences de démonstration : l'interaction du sulfate de cuivre(II) avec un alcali et l'interaction du même sel avec le fer.

Professeur. Notez les équations moléculaires des réactions effectuées. Dans chaque équation, disposez les états d'oxydation des éléments dans les formules des substances de départ et des produits de réaction.

L'élève écrit les équations de réaction au tableau et attribue les états d'oxydation :

Professeur. Les états d’oxydation des éléments ont-ils changé au cours de ces réactions ?

Étudiant. Dans la première équation, les états d'oxydation des éléments n'ont pas changé, mais dans la seconde, ils ont changé - pour le cuivre et le fer.

Professeur. La deuxième réaction est une réaction redox. Essayez de définir les réactions redox.

Étudiant. Les réactions qui entraînent des modifications des états d’oxydation des éléments qui composent les réactifs et les produits de réaction sont appelées réactions redox.

Les élèves notent dans leurs cahiers, sous la dictée du professeur, la définition des réactions rédox.

Professeur. Que s’est-il passé à la suite de la réaction redox ? Avant la réaction, le fer avait un état d'oxydation de 0, après la réaction il est devenu +2. Comme on peut le voir, l'état d'oxydation a augmenté, le fer cède donc 2 électrons.

Le cuivre a un état d'oxydation de +2 avant la réaction et de 0 après la réaction. Comme on peut le voir, l'état d'oxydation a diminué. Le cuivre accepte donc 2 électrons.

Le fer donne des électrons, c'est un agent réducteur et le processus de transfert d'électrons est appelé oxydation.

Le cuivre accepte les électrons, c'est un agent oxydant et le processus d'ajout d'électrons est appelé réduction.

Écrivons les schémas de ces processus :

Donnez donc une définition des notions « agent réducteur » et « agent oxydant ».

Étudiant. Les atomes, molécules ou ions qui donnent des électrons sont appelés agents réducteurs.

Les atomes, molécules ou ions qui gagnent des électrons sont appelés agents oxydants.

Professeur. Comment définir les processus de réduction et d’oxydation ?

Étudiant. La réduction est le processus par lequel un atome, une molécule ou un ion gagne des électrons.

L'oxydation est le processus de transfert d'électrons par un atome, une molécule ou un ion.

Les élèves écrivent les définitions sous dictée dans un cahier et dessinent.

Souviens-toi!

Donnez des électrons et oxydez-vous.

Prenez des électrons - récupérez.

Professeur. L'oxydation s'accompagne toujours d'une réduction, et vice versa, la réduction est toujours associée à l'oxydation. Le nombre d’électrons cédés par l’agent réducteur est égal au nombre d’électrons gagnés par l’agent oxydant.

Pour sélectionner les coefficients dans les équations des réactions redox, deux méthodes sont utilisées : la balance électronique et la balance électron-ion (méthode de la demi-réaction).

Nous ne considérerons que la méthode de la balance électronique. Pour ce faire, nous utilisons un algorithme de rangement des coefficients selon la méthode de la balance électronique (conçue sur un morceau de papier Whatman).

EXEMPLE Disposez les coefficients dans ce schéma réactionnel à l'aide de la méthode de la balance électronique, déterminez l'agent oxydant et l'agent réducteur, indiquez les processus d'oxydation et de réduction :

Fe2O3 + CO Fe + CO2.

Nous utiliserons l'algorithme de classement des coefficients selon la méthode de la balance électronique.

3. Écrivons les éléments qui changent les états d’oxydation :

4. Créons des équations électroniques, déterminant le nombre d’électrons donnés et reçus :

5. Le nombre d'électrons donnés et reçus doit être le même, car Ni les matières premières ni les produits de réaction ne sont chargés. Nous égalisons le nombre d'électrons donnés et reçus en sélectionnant le plus petit commun multiple (LCM) et des facteurs supplémentaires :

6. Les multiplicateurs résultants sont des coefficients. Transférons les coefficients au schéma de réaction :

Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2.

Les substances qui sont des agents oxydants ou réducteurs dans de nombreuses réactions sont dites typiques.

Un tableau réalisé sur un morceau de papier Whatman est accroché.

Professeur. Les réactions redox sont très courantes. Ils sont associés non seulement aux processus de corrosion, mais également à la fermentation, à la décomposition, à la photosynthèse et aux processus métaboliques se produisant dans un organisme vivant. Ils peuvent être observés lors de la combustion du carburant.

Comment équilibrer une équation chimique : règles et algorithme

Les processus redox accompagnent les cycles des substances dans la nature.

Saviez-vous qu’environ 2 millions de tonnes sont produites chaque jour dans l’atmosphère ? acide nitrique, ou
700 millions de tonnes par an, et sous forme de solution faible, tombent au sol avec la pluie (l'homme ne produit que 30 millions de tonnes d'acide nitrique par an).

Que se passe-t-il dans l'atmosphère ?

L'air contient 78 % en volume d'azote, 21 % d'oxygène et 1 % d'autres gaz. Sous l'influence des décharges de foudre, et sur Terre il y a en moyenne 100 éclairs par seconde, les molécules d'azote interagissent avec les molécules d'oxygène pour former de l'oxyde nitrique (II) :

L'oxyde nitrique (II) est facilement oxydé par l'oxygène atmosphérique en oxyde nitrique (IV) :

L'oxyde d'azote (IV) résultant réagit avec l'humidité atmosphérique en présence d'oxygène, se transformant en acide nitrique :

NO2 + H2O + O2 HNO3.

Toutes ces réactions sont redox.

Exercice . Disposez les coefficients dans les schémas de réaction donnés à l'aide de la méthode de la balance électronique, indiquez l'agent oxydant, l'agent réducteur, les processus d'oxydation et de réduction.

Solution

1. Déterminons les états d'oxydation des éléments :

2. Soulignons les symboles des éléments dont les états d'oxydation changent :

3. Notons les éléments qui ont changé leur état d’oxydation :

4. Créons des équations électroniques (déterminons le nombre d’électrons donnés et reçus) :

5. Le nombre d’électrons donnés et reçus est le même.

6. Transférons les coefficients de circuits électroniques dans le schéma réactionnel :

Ensuite, les étudiants sont invités à organiser indépendamment les coefficients à l'aide de la méthode de la balance électronique, à déterminer l'agent oxydant, l'agent réducteur et à indiquer les processus d'oxydation et de réduction dans d'autres processus se produisant dans la nature.

Les deux autres équations de réaction (avec coefficients) ont la forme :

L'exactitude des tâches est vérifiée à l'aide d'un rétroprojecteur.

Partie finale

L'enseignant demande aux élèves de résoudre des mots croisés en fonction de la matière étudiée. Le résultat des travaux est soumis pour vérification.

Ayant résolu mots croisés, vous apprendrez que les substances KMnO4, K2Cr2O7, O3 sont fortes... (vertical (2)).

Horizontalement :

1. Quel processus le diagramme reflète-t-il :

3. Réaction

N2 (g.) + 3H2 (g.) 2NH3 (g.) + Q

est redox, réversible, homogène, ....

4. ... le carbone (II) est un agent réducteur typique.

5. Quel processus le diagramme reflète-t-il :

6. Pour sélectionner des coefficients dans les équations des réactions redox, utilisez la méthode électronique....

7. D'après le diagramme, l'aluminium a cédé... un électron.

8. En réaction :

Н2 + Сl2 = 2НCl

hydrogène H2 – ... .

9. Quels types de réactions sont toujours uniquement redox ?

10. L'état d'oxydation des substances simples est….

11. En réaction :

agent réducteur -….

Devoir.

D'après le manuel d'O.S. Gabrielyan « Chemistry-8 » § 43, p. 178-179, ex. 1, 7 par écrit. Tâche (pour la maison). Concepteurs du premier vaisseaux spatiaux et les sous-marins étaient confrontés à un problème : comment maintenir une composition de l'air constante sur le navire et stations spatiales? Se débarrasser de l'excès de dioxyde de carbone et reconstituer l'oxygène ? Une solution a été trouvée.

Le superoxyde de potassium KO2 réagit avec le dioxyde de carbone pour former de l'oxygène :

Comme vous pouvez le constater, il s’agit d’une réaction redox. L'oxygène dans cette réaction est à la fois un agent oxydant et un agent réducteur.

Lors d’une mission spatiale, chaque gramme de cargaison compte. Calculez l'apport de superoxyde de potassium qu'il faut emporter lors d'un vol spatial si le vol dure 10 jours et si l'équipage est composé de deux personnes. On sait qu'une personne expire 1 kg de dioxyde de carbone par jour.

(Réponse : 64,5 kg KO2. )

Exercice ( niveau augmenté des difficultés). Notez les équations des réactions redox qui pourraient conduire à la destruction du Colosse de Rhodes. Gardez à l’esprit que cette statue géante se trouvait dans une ville portuaire sur une île de la mer Égée, au large des côtes de la Turquie actuelle, où l’air humide de la Méditerranée est chargé de sels. Il était fabriqué en bronze (un alliage de cuivre et d’étain) et monté sur une armature en fer.

Littérature

Gabrielyan O.S.. Chimie-8. M. : Outarde, 2002 ;
Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Manuel du professeur. 8e année. M. : Outarde, 2002 ;
Cox R., Morris N.. Les sept merveilles du monde. Ancien monde, Moyen Âge, notre époque. M. : BMM AO, 1997 ;
Encyclopédie des petits enfants. Chimie. M. : Partenariat encyclopédique russe, 2001 ; Encyclopédie pour enfants "Avanta+". Chimie. T. 17. M. : Avanta+, 2001 ;
Khomchenko G.P., Sevastyanova K.I. Réactions redox. M. : Éducation, 1989.

S.P. Lebecheva,
professeur de chimie du lycée n°8
(Baltiisk, région de Kaliningrad)

Règles de sélection des cotes :

- si le nombre d'atomes d'un élément dans une partie du schéma réactionnel est pair et dans l'autre impair, alors un coefficient de 2 doit être mis devant la formule avec un nombre impair d'atomes, puis le nombre de tous les atomes doivent être égalisés.

— le placement des coefficients doit commencer par la substance de composition la plus complexe et procéder dans l'ordre suivant :

vous devez d'abord égaliser le nombre d'atomes métalliques, puis - les résidus acides (atomes non métalliques), puis les atomes d'hydrogène et enfin - les atomes d'oxygène.

— si le nombre d'atomes d'oxygène à gauche et à droite de l'équation est le même, alors les coefficients sont déterminés correctement.

- après cela, la flèche entre les parties de l'équation peut être remplacée par un signe égal.

— les coefficients de l'équation de la réaction chimique ne doivent pas avoir de diviseurs communs.

Exemple. Créons une équation pour la réaction chimique entre l'hydroxyde de fer (III) et l'acide sulfurique pour former du sulfate de fer (III).

1. Établissons un diagramme de réaction :

Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O

2. Sélectionnons les coefficients pour les formules des substances. Nous savons que nous devons commencer par la substance la plus complexe et égaliser séquentiellement tout au long du schéma, d'abord les atomes métalliques, puis les résidus acides, puis l'hydrogène et enfin l'oxygène. Dans notre schéma, la substance la plus complexe est Fe2(SO4)3. Il contient deux atomes de fer et Fe(OH)3 contient un atome de fer. Cela signifie qu'avant la formule Fe(OH)3 vous devez mettre un coefficient de 2 :

2Fe(OH)3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O

Égalisons maintenant le nombre de résidus acides de SO4. Le sel Fe2(SO4)3 contient trois résidus acides SO4. Cela signifie que sur le côté gauche avant la formule H2SO4 on met un coefficient de 3 :

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + H2O.

Égalisons maintenant le nombre d'atomes d'hydrogène. Sur le côté gauche du diagramme dans l'hydroxyde de fer 2Fe(OH)3 – 6 atomes d'hydrogène (2

· 3), dans l'acide sulfurique 3H2SO4 il y a aussi 6 atomes d'hydrogène.

Comment placer des coefficients dans des équations chimiques

Il y a un total de 12 atomes d’hydrogène sur le côté gauche. Cela signifie que sur le côté droit, nous mettons le coefficient 6 devant la formule de l'eau H2O - et maintenant il y a aussi 12 atomes d'hydrogène sur le côté droit :

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.

Reste à égaliser le nombre d'atomes d'oxygène. Mais cela n'est plus nécessaire, car les parties gauche et droite du diagramme ont déjà le même nombre d'atomes d'oxygène - 18 dans chaque partie. Cela signifie que le diagramme est écrit complètement, et on peut remplacer la flèche par un signe égal :

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O.

Éducation

Comment placer des coefficients dans des équations chimiques ? Équations chimiques

Aujourd'hui, nous allons parler de la façon de placer les coefficients dans les équations chimiques. Cette question n'intéresse pas seulement les lycéens les établissements d'enseignement, mais aussi pour les gars qui viennent tout juste de se familiariser avec les éléments de base des systèmes complexes et science intéressante. Si vous comprenez comment écrire des équations chimiques dès la première étape, vous n’aurez aucun problème à résoudre des problèmes à l’avenir. Voyons cela dès le début.

Quelle est l'équation

Il est généralement compris comme un enregistrement conventionnel d'une réaction chimique se produisant entre des réactifs sélectionnés. Pour un tel processus, des indices, des coefficients et des formules sont utilisés.

Algorithme de compilation

Comment écrire des équations chimiques ? Des exemples de toutes interactions peuvent être écrits en résumant les connexions originales. Le signe égal indique qu'une interaction se produit entre les substances en réaction. Ensuite, la formule des produits est établie selon la valence (état d'oxydation).

Vidéo sur le sujet

Comment enregistrer une réaction

Par exemple, si vous devez écrire des équations chimiques confirmant les propriétés du méthane, choisissez les options suivantes :

halogénation (interaction radicale avec l'élément VIIA tableau périodique D. I. Mendeleïev) ;
combustion dans l'oxygène de l'air.

Pour le premier cas, on écrit les substances de départ à gauche et les produits résultants à droite. Après avoir vérifié le nombre d'atomes de chacun élément chimique nous obtenons le compte rendu final du processus en cours. Lorsque le méthane brûle dans l’oxygène, un processus exothermique se produit, entraînant la formation de dioxyde de carbone et de vapeur d’eau.

Afin de définir correctement les coefficients dans les équations chimiques, la loi de conservation de la masse des substances est utilisée. Nous commençons le processus d’égalisation en déterminant le nombre d’atomes de carbone. Ensuite, nous effectuons des calculs pour l'hydrogène et seulement après cela, nous vérifions la quantité d'oxygène.

OVR

Les équations chimiques complexes peuvent être équilibrées à l’aide de la méthode de la balance électronique ou de la demi-réaction. Nous proposons une séquence d'actions conçues pour attribuer des coefficients dans les types de réactions suivants :

Tout d’abord, il est important d’organiser les états d’oxydation de chaque élément du composé. Lors de leur agencement, il est nécessaire de prendre en compte quelques règles :

Pour une substance simple, il est nul.
Dans un composé binaire, leur somme est égale à 0.
Dans un composé de trois éléments ou plus, le premier présente une valeur positive, l'ion le plus externe - Sens négatif degré d'oxydation. L'élément central est calculé mathématiquement en tenant compte du fait que le total doit être 0.

Ensuite, sélectionnez les atomes ou ions dont l'état d'oxydation a changé. Les signes plus et moins indiquent le nombre d'électrons (reçus, donnés). Ensuite, le plus petit multiple est déterminé entre eux. En divisant le CNP par ces nombres, les nombres sont obtenus. Cet algorithme sera la réponse à la question de savoir comment placer les coefficients dans les équations chimiques.

Premier exemple

Disons que la tâche est donnée : « Disposer les coefficients de la réaction, remplir les blancs, déterminer l'agent oxydant et l'agent réducteur ». De tels exemples sont proposés aux diplômés des écoles qui ont choisi la chimie comme examen d'État unifié.

KMnO4 + H2SO4 + KBr = MnSO4 + Br2 +…+…

Essayons de comprendre comment placer les coefficients dans les équations chimiques proposées aux futurs ingénieurs et médecins. Après avoir organisé les états d'oxydation des éléments dans les matières premières et les produits disponibles, nous constatons que l'ion manganèse agit comme un agent oxydant et que l'ion bromure présente des propriétés réductrices.

Nous concluons que les substances manquées ne participent pas au processus redox. L'un des produits manquants est l'eau et le second sera le sulfate de potassium. Après avoir établi la balance électronique, la dernière étape consistera à définir les coefficients de l'équation.

Deuxième exemple

Donnons un autre exemple pour comprendre comment placer des coefficients dans des équations chimiques de type redox.

Supposons que l’on nous donne le schéma suivant :

P + HNO3 = NO2 +…+…

Le phosphore, qui par définition est une substance simple, présente des propriétés réductrices, augmentant le degré d'oxydation à +5. Par conséquent, l’une des substances manquantes sera l’acide phosphorique H3PO4. ORR suppose la présence d'un agent réducteur, qui sera l'azote. Il se transforme en oxyde nitrique (4), formant du NO2

Afin de mettre des coefficients dans cette réaction, nous établirons un bilan électronique.

P0 donne 5e = P+5

N+5 prend e = N+4

En considérant que l'acide nitrique et le monoxyde d'azote (4) doivent être précédés d'un coefficient de 5, on obtient la réaction terminée :

P + 5HNO3 =5NO2 + H2O + H3PO4

Les coefficients stéréochimiques en chimie permettent de résoudre divers problèmes de calcul.

Troisième exemple

Considérant que la disposition des coefficients pose des difficultés à de nombreux lycéens, il est nécessaire de pratiquer l'enchaînement des actions sur exemples spécifiques. Nous proposons un autre exemple de tâche dont la réalisation nécessite la connaissance de la méthodologie de disposition des coefficients dans une réaction redox.

H2S + HMnO4 = S + MnO2 +…

La particularité de la tâche proposée est qu'il est nécessaire de compléter le produit de réaction manquant et ce n'est qu'après cela que nous pouvons procéder à la définition des coefficients.

Après avoir organisé les états d’oxydation de chaque élément des composés, nous pouvons conclure que le manganèse présente des propriétés oxydantes, réduisant sa valence. La capacité réductrice de la réaction proposée est démontrée par le soufre, réduit en une substance simple. Après avoir établi le bilan électronique, il ne reste plus qu'à disposer les coefficients dans le schéma de procédé proposé. Et c'est fait.

Quatrième exemple

Une équation chimique est appelée un processus complet lorsque la loi de conservation de la masse des substances y est pleinement respectée. Comment vérifier ce modèle ? Le nombre d'atomes du même type entrés dans la réaction doit correspondre à leur nombre dans les produits de réaction. Ce n'est que dans ce cas qu'il sera possible de parler de l'utilité de l'interaction chimique enregistrée, de la possibilité de son utilisation pour effectuer des calculs et résoudre des problèmes de calcul. différents niveaux des difficultés. Voici une variante de la tâche qui consiste à placer les coefficients stéréochimiques manquants dans la réaction :

Si + …+ HF = H2SiF6 + NON +…

La difficulté de la tâche réside dans le fait qu’il manque à la fois les substances de départ et les produits de réaction. Après avoir défini les états d'oxydation de tous les éléments, nous constatons que l'atome de silicium dans la tâche proposée présente des propriétés réductrices. L'azote (II) est présent parmi les produits de réaction ; l'un des composés de départ est l'acide nitrique. On détermine logiquement que le produit manquant de la réaction est de l’eau. La dernière étape sera le placement des coefficients stéréochimiques résultants dans la réaction.

3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

Exemple de problème d'équation

Il est nécessaire de déterminer le volume d'une solution de chlorure d'hydrogène à 10 %, dont la densité est de 1,05 g/ml, nécessaire pour neutraliser complètement l'hydroxyde de calcium formé lors de l'hydrolyse de son carbure. On sait que le gaz libéré lors de l'hydrolyse occupe un volume de 8,96 litres (n.s.). Afin de faire face à la tâche, vous devez d'abord créer une équation pour le processus d'hydrolyse du carbure de calcium :

CaC2 + 2H2O = Ca (OH)2 + C2H2

L'hydroxyde de calcium réagit avec le chlorure d'hydrogène, une neutralisation complète se produit :

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

Nous calculons la masse d'acide qui sera nécessaire pour ce processus.

Coefficients et indices dans les équations chimiques

Déterminez le volume de solution de chlorure d’hydrogène. Tous les calculs du problème sont effectués en tenant compte des coefficients stéréochimiques, ce qui confirme leur importance.

Enfin

Une analyse des résultats de l'examen d'État unifié de chimie indique que les tâches liées à la définition de coefficients stéréochimiques dans des équations, à l'établissement d'une balance électronique, à la détermination d'un agent oxydant et d'un agent réducteur posent de sérieuses difficultés aux diplômés modernes. écoles secondaires. Malheureusement, le degré d'indépendance des diplômés modernes est presque minime, de sorte que les lycéens ne mettent pas en pratique les bases théoriques proposées par l'enseignant.

Parmi erreurs typiques Les écoliers commettent de nombreuses erreurs mathématiques lorsqu'ils organisent des coefficients dans des réactions de divers types. Par exemple, tout le monde ne sait pas comment trouver le plus petit commun multiple ou comment diviser et multiplier correctement des nombres. La raison de ce phénomène est la réduction du nombre d'heures allouées aux écoles d'enseignement pour étudier ce sujet. À programme de base en chimie, les enseignants n'ont pas la possibilité d'aborder avec leurs élèves les problématiques liées à la préparation de la balance électronique dans le processus redox.

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OPTION 1

a) Na + O2 -> Na2O d) H2 + F2 -> HF
b) CaCO3 -> CaO + CO2 e) H2O + K2O -> KOH
c) Zn + H2SO4 -> H2 + ZnSO4 e) Cu(OH)2 + HNO3 -> Cu(NO3)2 + H2O

Leçon 13. Écrire des équations chimiques

Écrivez les définitions :
a) réaction composée b) réaction exothermique c) réaction irréversible.

a) le carbone réagit avec l'oxygène et du monoxyde de carbone (II) se forme ;
b) l'oxyde de magnésium réagit avec l'acide nitrique et du nitrate de magnésium et de l'eau se forment ;
c) l'hydroxyde de fer (III) se décompose en oxyde de fer (III) et en eau ;
d) le méthane CH4 brûle dans l'oxygène et produit du monoxyde de carbone (IV) et de l'eau ;
e) l'oxyde nitrique (V), lorsqu'il est dissous dans l'eau, forme de l'acide nitrique.

4. Résolvez le problème en utilisant l'équation :
a) Quel volume de fluorure d'hydrogène se forme lorsque l'hydrogène réagit avec le fluor ?
b) Quelle masse d'oxyde de calcium se forme lors de la décomposition du calcaire contenant 80 % de CaCO3 ?
c) Quel volume et quelle masse d'hydrogène seront libérés lorsque le zinc contenant 35 % d'impuretés réagira avec l'acide sulfurique ?

OPTION 2

Disposez les coefficients, déterminez le type de réaction chimique, notez les noms des substances sous les formules :

a) P + O2 -> P2O5 d) H2 + N2 -> NH3
b) CaCO3 + HCl -> CaCl2 + H2O + CO2 e) H2O + Li2O -> LiOH
c) Mg + H2SO4 -> H2 + Mg SO4 e) Ca(OH)2 + HNO3 -> Ca(NO3)2 + H2O

2. Écrivez les définitions :
a) réaction de décomposition b) réaction endothermique c) réaction catalytique.

3. Écrivez les équations comme décrit :
a) le carbone réagit avec l'oxygène et du monoxyde de carbone (IV) se forme ;
b) l'oxyde de baryum réagit avec l'acide nitrique et du nitrate de baryum et de l'eau se forment ;
c) l'hydroxyde d'aluminium se décompose en oxyde d'aluminium et en eau ;
d) de l'ammoniac NH3 brûle dans l'oxygène et l'azote et de l'eau se forme ;
e) l'oxyde de phosphore (V), lorsqu'il est dissous dans l'eau, forme de l'acide phosphorique.

4. Résolvez le problème en utilisant l'équation :
a) Quel volume d'ammoniac se forme lorsque l'hydrogène réagit avec l'azote ?
b) Quelle masse de chlorure de calcium se forme lorsque le marbre contenant 80 % de CaCO3 réagit avec l'acide chlorhydrique ?
c) Quel volume et quelle masse d'hydrogène seront libérés lorsque le magnésium contenant 30 % d'impuretés réagira avec l'acide sulfurique ?

Comment écrire des équations chimiques ? Tout d’abord, il est important d’organiser les états d’oxydation de chaque élément du composé. Disons que la tâche est donnée : « Disposer les coefficients de la réaction, remplir les blancs, déterminer l'agent oxydant et l'agent réducteur ». L'un des produits manquants est l'eau et le second sera le sulfate de potassium. Après avoir établi la balance électronique, la dernière étape consistera à définir les coefficients de l'équation. Tous les calculs du problème sont effectués en tenant compte des coefficients stéréochimiques, ce qui confirme leur importance. Parmi les erreurs typiques que commettent les écoliers lorsqu'ils organisent des coefficients dans des réactions de divers types, il existe de nombreuses erreurs mathématiques.

Il existe certaines règles selon lesquelles ils peuvent être déterminés pour chaque élément. Les formules composées de trois éléments ont leurs propres nuances dans le calcul des états d'oxydation. Poursuivons la conversation sur la façon d'égaliser les équations chimiques à l'aide de la méthode de la balance électronique. Un prérequis est de vérifier la quantité de chaque élément sur les côtés gauche et droit. Si les coefficients sont placés correctement, leur nombre doit être le même.

Méthode algébrique

Assurez-vous de lire sur l'analyse élémentaire pour un examen approfondi des formules empiriques et de l'analyse chimique.

La chimie étudie les substances, leurs propriétés et leurs transformations. Sous forme moléculaire, le processus de combustion du fer dans l’atmosphère peut être exprimé à l’aide de signes et de symboles. Selon la loi de conservation de la masse des substances, il faut placer devant la formule du produit un coefficient de 2. Ensuite, le calcium est vérifié. Pour commencer, nous attribuerons des états d'oxydation à chacun des éléments contenus dans les substances de départ et les produits de réaction. Ensuite, l'hydrogène est testé.

Égalisation des réactions chimiques

L'assimilation des réactions chimiques est nécessaire pour en obtenir une complète à partir d'une équation chimique simple. Commençons par le carbone.

La loi de conservation de la masse exclut la création de nouveaux atomes et la destruction des anciens lors d'une réaction chimique. Faites attention à l'indice de chaque atome, il indique leur numéro. En ajoutant des indices devant les molécules de substances du côté droit de l’équation, nous avons également modifié le nombre d’atomes d’oxygène. Or, le nombre de tous les atomes de carbone, d’hydrogène et d’oxygène est le même des deux côtés de l’équation.

On dit que si un facteur se trouve derrière les parenthèses, alors chaque élément entre parenthèses est multiplié par celui-ci. Il faut commencer par l'azote, car il y en a moins que l'oxygène et l'hydrogène. Génial, l'hydrogène a été égalisé. La prochaine étape est le baryum. C’est égalisé, vous n’avez pas besoin d’y toucher. Avant la réaction, il y a deux chlores, après elle il n'y en a qu'un. Ce qui doit être fait? Maintenant, grâce au coefficient qui vient d'être fixé, après la réaction, nous avons obtenu deux sodium, et avant la réaction, nous en avons également eu deux. Génial, tout le reste est égalisé. L’étape suivante consiste à organiser les états d’oxydation de tous les éléments de chaque substance afin de comprendre où l’oxydation s’est produite et où la réduction s’est produite.

Exemple d'analyse de réactions simples

Il n'y a pas d'indices sur le côté droit, c'est-à-dire une particule d'oxygène, et sur la gauche il y a 2 particules. Aucun index ou correctif supplémentaire dans formule chimique Vous ne pouvez pas le saisir car il est écrit correctement. Sur le côté droit, on multiplie un par 2 pour y obtenir 2 ions oxygène.

Avant de commencer la tâche elle-même, vous devez comprendre que le nombre placé devant un élément chimique ou la formule entière est appelé un coefficient. Commençons par analyser. Ainsi, le résultat est le même nombre d’atomes de chaque élément avant et après le signe égal. N'oubliez pas que le coefficient est multiplié par l'indice et non ajouté.

Vous êtes autorisé à utiliser librement tout document à vos propres fins, sous réserve des conditions suivantes :

2) Les symboles des éléments chimiques doivent être écrits strictement sous la forme sous laquelle ils apparaissent dans le tableau périodique.

Fiche d'information. "Algorithme pour organiser les coefficients dans les équations de réactions chimiques."

3) Il arrive parfois que les formules des réactifs et des produits soient écrites de manière absolument correcte, mais que les coefficients ne soient toujours pas attribués. Ce problème est plus susceptible de se produire avec les réactions d'oxydation. matière organique dans lequel le squelette carboné est déchiré.

Vous devez être capable non seulement d’écrire l’équation de réaction, mais aussi de la lire. Par conséquent, parfois, après avoir écrit toutes les formules de l'équation de réaction, vous devez égaliser le nombre d'atomes dans chaque partie de l'équation et définir les coefficients. Comptez s'il y a un nombre égal d'atomes de chaque élément sur les côtés gauche et droit de l'équation.

Pour de nombreux écoliers, écrire des équations de réactions chimiques et disposer correctement les coefficients n’est pas une tâche facile. Mais tu dois juste te souvenir de quelques-uns règles simples, et la tâche ne posera plus de difficultés. Le coefficient, c'est-à-dire le nombre précédant la formule d'une molécule chimique, s'applique à tous les symboles, et est multiplié par chaque indice de chaque symbole !

Aujourd'hui, nous allons parler de la façon de placer les coefficients dans les équations chimiques. Cette question n'intéresse pas seulement les lycéens. les établissements d'enseignement, mais aussi des enfants qui viennent tout juste de se familiariser avec les éléments de base d'une science complexe et intéressante. Si vous comprenez dès la première étape, les problèmes liés à la résolution des problèmes n'apparaîtront plus à l'avenir. Voyons cela dès le début.

Quelle est l'équation

Algorithme de compilation

Comment enregistrer une réaction

Par exemple, si vous devez écrire des équations chimiques confirmant les propriétés du méthane, choisissez les options suivantes :

halogénation (interaction radicale avec l'élément VIIA du tableau périodique de D.I. Mendeleïev) ;
combustion dans l'oxygène de l'air.

Pour le premier cas, on écrit les substances de départ à gauche et les produits résultants à droite. Après avoir vérifié le nombre d’atomes de chaque élément chimique, nous obtenons le compte rendu final du processus en cours. Lorsque le méthane brûle dans l’oxygène, un processus exothermique se produit, entraînant la formation de dioxyde de carbone et de vapeur d’eau.

OVR

décomposition;
substitutions.

Tout d’abord, il est important d’organiser les états d’oxydation de chaque élément du composé. Lors de leur agencement, il est nécessaire de prendre en compte quelques règles :

Pour une substance simple, il est nul.
Dans un composé binaire, leur somme est égale à 0.
Dans un composé de trois éléments ou plus, le premier présente une valeur positive et l’ion le plus externe présente une valeur négative de l’état d’oxydation. L'élément central est calculé mathématiquement en tenant compte du fait que le total doit être 0.

Premier exemple

KMnO 4 + H 2 SO 4 + KBr = MnSO 4 + Br 2 +…+…

Deuxième exemple

Donnons un autre exemple pour comprendre comment placer des coefficients dans des équations chimiques de type redox.

Supposons que l’on nous donne le schéma suivant :

P + HNO 3 = NO 2 + … + …

Le phosphore, qui par définition est une substance simple, présente des propriétés réductrices, augmentant le degré d'oxydation à +5. Par conséquent, l'une des substances manquées sera l'acide phosphorique H 3 PO 4. ORR suppose la présence d'un agent réducteur, qui sera l'azote. Il se transforme en oxyde nitrique (4), formant du NO 2

Afin de mettre des coefficients dans cette réaction, nous établirons un bilan électronique.

P 0 donne 5e = P +5

N +5 prend e = N +4

En considérant que l'acide nitrique et le monoxyde d'azote (4) doivent être précédés d'un coefficient de 5, on obtient la réaction terminée :

P + 5HNO 3 = 5NO 2 + H 2 O + H 3 PO 4

Les coefficients stéréochimiques en chimie permettent de résoudre divers problèmes de calcul.

Troisième exemple

Considérant que la disposition des coefficients pose des difficultés à de nombreux lycéens, il est nécessaire de pratiquer l'enchaînement d'actions à l'aide d'exemples précis. Nous proposons un autre exemple de tâche dont la réalisation nécessite la connaissance de la méthodologie de disposition des coefficients dans une réaction redox.

H 2 S + HMnO 4 = S + MnO 2 +…

Quatrième exemple

Une équation chimique est appelée un processus complet lorsque la loi de conservation de la masse des substances y est pleinement respectée. Comment vérifier ce modèle ? Le nombre d'atomes du même type entrés dans la réaction doit correspondre à leur nombre dans les produits de réaction. Ce n'est que dans ce cas qu'il sera possible de parler de l'utilité de l'interaction chimique enregistrée, de la possibilité de l'utiliser pour effectuer des calculs et résoudre des problèmes informatiques de différents niveaux de complexité. Voici une variante de la tâche qui consiste à placer les coefficients stéréochimiques manquants dans la réaction :

Si + …+ HF = H 2 SiF 6 + NON +…

3Si + 4HNO 3 + 18HF = 3H 2 SiF 6 + 4NO + 8 H 2 O

Exemple de problème d'équation

CaC 2 + 2H 2 O = Ca (OH) 2 + C 2 H 2

L'hydroxyde de calcium réagit avec le chlorure d'hydrogène, une neutralisation complète se produit :

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

Nous calculons la masse d'acide qui sera nécessaire pour ce processus. Déterminez le volume de solution de chlorure d’hydrogène. Tous les calculs du problème sont effectués en tenant compte des coefficients stéréochimiques, ce qui confirme leur importance.

Enfin

Une analyse des résultats de l'examen d'État unifié de chimie indique que les tâches liées à la définition de coefficients stéréochimiques dans des équations, à l'établissement d'une balance électronique et à la détermination d'un agent oxydant et d'un agent réducteur posent de sérieuses difficultés aux diplômés modernes des écoles secondaires. Malheureusement, le degré d'indépendance des diplômés modernes est presque minime, de sorte que les lycéens ne mettent pas en pratique les bases théoriques proposées par l'enseignant.

Parmi les erreurs typiques que commettent les écoliers lorsqu'ils organisent des coefficients dans des réactions de divers types, il existe de nombreuses erreurs mathématiques. Par exemple, tout le monde ne sait pas comment trouver le plus petit commun multiple ou comment diviser et multiplier correctement des nombres. La raison de ce phénomène est une diminution du nombre d'heures allouées dans les écoles pédagogiques à l'étude de ce sujet. Dans le programme de base de chimie, les enseignants n'ont pas la possibilité de travailler avec leurs élèves sur des questions liées à la préparation de la balance électronique dans le processus redox.

Afin de comprendre comment équilibrer une équation chimique, vous devez d’abord connaître le but de cette science.

Définition

La chimie étudie les substances, leurs propriétés et leurs transformations. S’il n’y a pas de changement de couleur, de précipitation ou de libération d’une substance gazeuse, aucune interaction chimique ne se produit.

Par exemple, lors du limage d'un clou en fer, le métal se transforme simplement en poudre. Dans ce cas, aucune réaction chimique ne se produit.

La calcination du permanganate de potassium s'accompagne de la formation d'oxyde de manganèse (4), de la libération d'oxygène, c'est-à-dire qu'une interaction est observée. Dans ce cas, une question tout à fait naturelle se pose sur la manière d'égaliser correctement les équations chimiques. Examinons toutes les nuances associées à une telle procédure.

Spécificités des transformations chimiques

Tout phénomène accompagné de modifications dans la composition qualitative et quantitative des substances est classé comme transformations chimiques. Sous forme moléculaire, le processus de combustion du fer dans l’atmosphère peut être exprimé à l’aide de signes et de symboles.

Méthodologie de fixation des coefficients

Comment égaliser les coefficients dans les équations chimiques ? A jour en chimie lycée La méthode de la balance électronique est discutée. Examinons le processus plus en détail. Pour commencer, lors de la réaction initiale, il est nécessaire d’organiser les états d’oxydation de chaque élément chimique.

Il existe certaines règles selon lesquelles ils peuvent être déterminés pour chaque élément. Dans les substances simples, les états d'oxydation seront nuls. Dans les composés binaires, le premier élément a une valeur positive, correspondant à la valence la plus élevée. Pour ce dernier, ce paramètre est déterminé en soustrayant le numéro de groupe de huit et comporte un signe moins. Les formules composées de trois éléments ont leurs propres nuances dans le calcul des états d'oxydation.

Pour le premier et le dernier élément, l'ordre est similaire à la définition en composés binaires, et une équation est établie pour calculer l'élément central. La somme de tous les indicateurs doit être égale à zéro, sur cette base, l'indicateur de l'élément central de la formule est calculé.

Poursuivons la conversation sur la façon d'égaliser les équations chimiques à l'aide de la méthode de la balance électronique. Une fois les états d'oxydation établis, il est possible de déterminer les ions ou les substances qui ont changé de valeur au cours de l'interaction chimique.

Les signes plus et moins doivent indiquer le nombre d'électrons qui ont été acceptés (donnés) lors de l'interaction chimique. Le plus petit commun multiple se trouve entre les nombres résultants.

En le divisant en électrons reçus et donnés, les coefficients sont obtenus. Comment équilibrer une équation chimique ? Les chiffres obtenus au bilan doivent être placés avant les formules correspondantes. Un prérequis est de vérifier la quantité de chaque élément sur les côtés gauche et droit. Si les coefficients sont placés correctement, leur nombre doit être le même.

Loi de conservation de la masse des substances

Lorsqu’on discute de la manière d’équilibrer une équation chimique, c’est cette loi qui doit être utilisée. Considérant que la masse des substances entrées dans une réaction chimique est égale à la masse des produits résultants, il devient possible de définir des coefficients devant les formules. Par exemple, comment équilibrer une équation chimique si les substances simples calcium et oxygène interagissent et qu'une fois le processus terminé, un oxyde est obtenu ?

Pour faire face à la tâche, il est nécessaire de prendre en compte que l'oxygène est une molécule diatomique avec une liaison covalente non polaire, sa formule s'écrit donc sous la forme suivante - O2. Sur le côté droit, lors de la composition de l'oxyde de calcium (CaO), la valence de chaque élément est prise en compte.

Vous devez d’abord vérifier la quantité d’oxygène de chaque côté de l’équation car elle est différente. Selon la loi de conservation de la masse des substances, il faut placer devant la formule du produit un coefficient de 2. Ensuite, le calcium est vérifié. Pour qu'elle soit égalisée, on met devant la substance d'origine un coefficient de 2. En conséquence, on obtient l'entrée :

2Ca+O2=2CaO.

Analyse de la réaction par la méthode de la balance électronique

Comment équilibrer les équations chimiques ? Des exemples d’OVR aideront à répondre à cette question. Supposons qu'il soit nécessaire de disposer les coefficients dans le schéma proposé selon la méthode de la balance électronique :

CuO + H2 = Cu + H2O.

Pour commencer, nous attribuerons des états d'oxydation à chacun des éléments contenus dans les substances de départ et les produits de réaction. On obtient la forme suivante de l'équation :

Cu(+2)O(-2)+H2(0)=Cu(0)+H2(+)O(-2).

Les indicateurs ont changé pour le cuivre et l'hydrogène. C'est sur leur base que nous établirons un bilan électronique :

Cu(+2)+2е=Cu(0) 1 agent réducteur, oxydation ;
H2(0)-2e=2H(+) 1 agent oxydant, réduction.

Sur la base des coefficients obtenus dans la balance électronique, nous obtenons l'entrée suivante pour l'équation chimique proposée :

CuO+H2=Cu+H2O.

Prenons un autre exemple qui implique de fixer des coefficients :

H2+O2=H2O.

Afin d'égaliser ce schéma basé sur la loi de conservation des substances, il faut commencer par l'oxygène. Considérant qu’une molécule diatomique a réagi, un coefficient de 2 doit être placé devant la formule du produit de réaction.

2H2+O2=2H2O.

Conclusion

Sur la base de la balance électronique, vous pouvez placer des coefficients dans n'importe quelle équation chimique. Les diplômés des neuvième et onzième années des établissements d'enseignement qui choisissent un examen de chimie se voient proposer des tâches similaires dans l'une des tâches des tests finaux.

L Est-il facile de placer des coefficients dans des équations chimiques ?

Donc mes enfants ont grandi avec la chimie (je enseignant en 8e année B). La chimie est le plus souvent enseignée aux enfants lors du premier cours, mais jeudi, je n'ai pas eu le premier cours et j'ai demandé à aller au cours de Valentina Ivanovna pour « regarder les enfants » et vérifier les journaux. Le sujet me fascinait ; à l’école j’adorais la chimie et je ne consultais pas les agendas. Encore une fois, j'étais convaincu que les étudiants éprouvent le plus souvent des difficultés dues au fait qu'ils ne voient pas les liens interdisciplinaires. Dans cette leçon de chimie, les élèves devaient créer des équations chimiques basées sur la valence des produits chimiques. Et de nombreux étudiants ont eu du mal à déterminer des coefficients numériques. Valentina Ivanovna et moi avons eu notre prochain cours de chimie ensemble samedi.

Exercice 1.

Écrivez les phrases suivantes sous forme d’équations chimiques :

A) « Lorsque le carbonate de calcium est cuit, de l'oxyde de calcium et du monoxyde de carbone (IV) se forment » ; b) «Lorsque l'oxyde de phosphore (V) réagit avec l'eau, on obtient de l'acide phosphorique.»

Solution:

A) CaCO 3 = CaO + CO 2 - la réaction est endothermique. Cette tâche n’a posé aucune difficulté, puisqu’il n’était pas nécessaire de rechercher des coefficients numériques. Initialement, les côtés gauche et droit de l’équation contiennent un atome de calcium, un atome de carbone et trois atomes d’oxygène.

B) P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 - la réaction est exothermique. Il y avait des problèmes avec la deuxième équation : sans coefficients numériques, l'égalité correcte n'a pas fonctionné : P 2 O 5 + H 2 O → H 3 PO 4 . Évidemment, pour établir une égalité correcte, il faut sélectionner des coefficients numériques. Si vous sélectionnez, vous pouvez commencer par le phosphore : il y a deux atomes à gauche, et un à droite, donc avant la formule de l'acide nitrique on met facteur numérique, égal à deux et on obtient alors : P 2 O 5 + H 2 O → 2H 3 PO 4. Mais maintenant il reste à égaliser le nombre d'atomes d'oxygène et d'hydrogène : il y a deux atomes d'hydrogène à gauche, et six atomes à droite, donc avant la formule de l'eau on met un coefficient numérique égal à trois et on obtient alors : P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4. Maintenant, il est facile de vérifier que dans chaque partie de l'équation il y a des quantités égales d'atomes de phosphore, d'atomes d'hydrogène et d'atomes d'oxygène, nous avons donc obtenu l'équation correcte de la réaction chimique : P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 ON 4.

Deuxième manière : algébrique. Supposons que nous mettions trois coefficients dans l'équation une, b, c , que l'équation correcte de la réaction chimique a été obtenue : UN P2O5+ V H2O= Avec H3PO4. Puisque l’équation utilise trois types d’atomes, nous allons créer un système de trois équations linéaires avec trois inconnues un, c Et Avec .

Substances utilisées dans la réaction chimique : P – phosphore ; O 2 – oxygène ; P 2 O 5 – oxyde de phosphore (V).

B) Fe 2 (SO 4) 3 + KOH → Fe (OH) 3 + K 2 SO 4.

Solution: ) Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH = 2Fe(OH) 3 + 3K 2 SO 4 . Nous l'avons résolu par sélection : nous avons égalisé le nombre d'atomes de fer (2) ; égalisé le nombre d'atomes de soufre (3); égalisé le nombre d'atomes de potassium (6); égalisé le nombre d'atomes d'oxygène.

Substances utilisées dans la réaction chimique : Fe 2 (SO 4) 3 – sulfate de fer (III) ; KOH – hydroxyde de potassium ; Fe(OH) 3 – hydroxyde de fer (III); K 2 SO 4 – sulfate de potassium.

D) CuOH → Cu 2 O + H 2 O.

Solution: 2CuOH = Cu 2 O + H 2 O. Le problème de la détermination des coefficients numériques a été résolu en composant un système d'équations :

Substances utilisées dans la réaction chimique : CuOH – hydroxyde de cuivre (I) ; Cu 2 O – oxyde de cuivre (I); H 2 O – eau.

D) CS 2 + O 2 → CO 2 + SO 2.

Solution: CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2. Nous avons résolu en sélectionnant des coefficients : nous avons égalisé le nombre d'atomes de soufre (2) ; égalisé le nombre d'atomes d'oxygène (3).

Substances utilisées dans la réaction chimique : CS 2 – sulfure de soufre (IV) ; Ô2 –
Substances utilisées dans la réaction chimique : FeS 2 – pyrite ; O 2 – oxygène ; Fe 2 O 3 – oxyde de fer (III); SO 2 - oxyde de soufre (IV).
Exercice 3.

(Il a été proposé pour solution dans le cadre d'un travail distinct).

Condition:

Écrivez les équations des réactions chimiques selon les schémas suivants :

A) acide phosphorique + hydroxyde de sodium → phosphate de sodium + eau ;

B) oxyde de sodium + eau → hydroxyde de sodium ;

B) oxyde de fer (II) + aluminium → oxyde d'aluminium + fer ;

D) hydroxyde de cuivre (II) → oxyde de cuivre (II) + eau.

Répondre:

A) 2H 3 PO 4 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + 6H 2 O ;

B) Na 2 O + H 2 O = 2NaOH ;

B) 3FeO + 2Al = Al 2 O 3 + 3Fe ;

D) Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

En 10 minutes, 85 % des étudiants ont accompli la tâche « parfaitement », ce qui a agréablement surpris Valentina Ivanovna.

Comment mettre des coefficients dans des équations chimiques. Comment placer des coefficients dans des équations chimiques ? Équations chimiques

Coefficients dans les équations de réactions chimiques

Comment équilibrer une équation chimique : règles et algorithme

Littérature

S.P. Lebecheva, professeur de chimie du lycée n°8 (Baltiisk, région de Kaliningrad)

Comment placer des coefficients dans des équations chimiques

Comment placer des coefficients dans des équations chimiques ? Équations chimiques

Quelle est l'équation

Algorithme de compilation

Vidéo sur le sujet

Comment enregistrer une réaction

OVR

Premier exemple

Deuxième exemple

Troisième exemple

Quatrième exemple

Exemple de problème d'équation

Coefficients et indices dans les équations chimiques

Enfin

OPTION 1

Leçon 13. Écrire des équations chimiques

OPTION 2

Méthode algébrique

Égalisation des réactions chimiques

Exemple d'analyse de réactions simples

Vous êtes autorisé à utiliser librement tout document à vos propres fins, sous réserve des conditions suivantes :

Fiche d'information. "Algorithme pour organiser les coefficients dans les équations de réactions chimiques."

Quelle est l'équation

Algorithme de compilation

Comment enregistrer une réaction

OVR

Premier exemple

Deuxième exemple

Troisième exemple

Quatrième exemple

Exemple de problème d'équation

Enfin

Définition

Spécificités des transformations chimiques

Méthodologie de fixation des coefficients

Loi de conservation de la masse des substances

Analyse de la réaction par la méthode de la balance électronique

Conclusion

Récupération de mot de passe

S.P. Lebecheva,
professeur de chimie du lycée n°8
(Baltiisk, région de Kaliningrad)