Студент бакалавриата
  1. Общая химия  1.1. Введение в Химию  1.2. Структура атома  1.2.1. Субатомные частицы  1.2.2. Атомная модель  1.2.3. Квантовые числа  1.2.4. Электронная конфигурация  1.2.5. Периодические тенденции  1.2.6. Изотопы и их применения  1.3. Химическая связь  1.3.1. Ионная связь  1.3.2. Ковалентные связи  1.3.3. Металлическая связь  1.3.4. Гибридизация  1.3.5. Молекулярная геометрия и теория ВЕСЗР  1.3.6. Полярность связи и дипольный момент  1.4. Стехиометрия  1.4.1. Понятие моль  1.4.2. Эмпирическая и молекулярная формула  1.4.3. Ограничивающий реагент и избыток реагента  1.4.4. Процентный выход и чистота  1.4.5. Расчет разведения  1.5. Состояния вещества  1.5.1. Газовые законы  1.5.2. Материя и межмолекулярные силы  1.5.3. Твёрдые тела и кристаллические структуры  1.5.4. Диаграмма фаз  1.5.5. Плазма и сверхкритическая жидкость  1.6. Химические реакции  1.6.1. Типы химических реакций  1.6.2. Балансировка химических уравнений  1.6.3. Термохимические реакции  1.6.4. Энергетические профили реакций  1.7. Растворы и смеси  1.7.1. Единицы измерения концентрации  1.7.2. Свойства синдрома  1.7.3. Растворимость и правила растворимости  1.7.4. Закон Генри и Закон Рауля  1.7.5. Partition coefficient  1.8. Химическое равновесие  1.8.1. Закон действия масс  1.8.2. Принцип Ле Шателье  1.8.3. Реакционный коэффициент  1.8.4. Чтобы воспользоваться этим онлайн-калькулятором для расчета константы равновесия, введите константу равновесия (Eq.) и нажмите кнопку расчета. Вот как можно объяснить расчет константы равновесия с заданными входными значениями -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Кислотно-щелочной баланс  1.9. Кислоты и основания  1.9.1. Определения Аррениуса, Брёнстеда–Лоури и Льюиса  1.9.2. pH и pOH  1.9.3. Титрование кислоты и основания  1.9.4. Буферный раствор  1.9.5. Кислотно-основной индикатор  1.9.6. Полипротные кислоты и основания  1.10. Электрохимия  1.10.1. Окислительно-восстановительные реакции  1.10.2. Гальванические и Электролитические Элементы  1.10.3. Уравнение Нернста  1.10.4. Электролиз  1.10.5. Законы электролиза Фарадея  1.11. Термодинамика  1.11.1. Законы термодинамики  1.11.2. Enthalpy, entropy and Gibbs free energy  1.11.3. Спонтанность реакций  1.11.4. Термодинамические циклы (закон Гесса, цикл Карно)  1.12. Кинетика  1.12.1. Закон скорости и порядок реакции  1.12.2. Энергия активации и катализаторы  1.12.3. Collision theory  1.12.4. Механизм реакции  1.12.5. Теория переходного состояния
  2. Органическая химия  2.1. Структура и взаимосвязь  2.1.1. Гибридизация в углеродных соединениях  2.1.2. Резонанс и ароматизация  2.1.3. Molecular orbitals  2.1.4. Индуктивные и мезомерные эффекты  2.2. Углеводороды  2.2.1. Углеводороды  2.2.2. Алкены  2.2.3. Алкины  2.2.4. Ароматические соединения  2.2.5. Циклоалканы и Конформация  2.3. Функциональная группа  2.3.1. Алкоголи и фенолы  2.3.2. Эфиры и эпоксиды  2.3.3. Альдегиды и кетоны  2.3.4. Карбоновые кислоты и их производные  2.3.5. Aмин  2.3.6. Сложные эфиры и амиды  2.3.7. Тиолы и сульфиды  2.4. Стереохимия  2.4.1. Изомерия в стереохимии  2.4.2. Хиральность и оптическая активность  2.4.3. Структурный анализ  2.4.4. Диастереомеры и энантиомеры  2.5.1. Реакции замещения  2.5.2. Реакции элиминирования  2.5.3. Реакции присоединения  2.5.4. Радикальные реакции  2.5.5. Реакции перегруппировки  2.5.6. Перицветные реакции  2.6. Спектроскопия и структурный анализ  2.6.1. Инфракрасная спектроскопия  2.6.2. Ядерный магнитный резонанс  2.6.3. Масс-спектрометрия  2.6.4. УФ-видимая спектроскопия  2.6.5. Рентгеновская кристаллография  2.7. Химия полимеров  2.7.1. Полимеры добавления и конденсации  2.7.2. Механизм полимеризации  2.7.3. Биоразлагаемый полимер  2.7.4. Проводящие и умные полимеры
  3. Неорганическая химия  3.1. Координационная химия  3.1.1. Лиганды и координационные соединения  3.1.2. Теория кристаллического поля  3.1.3. Теория молекулярных орбиталей в координационных соединениях  3.1.4. Искажение Яна–Тейлора  3.2. Main Group Chemistry  3.2.1. Щелочные и щелочноземельные металлы  3.2.2. Галогены и благородные газы  3.2.3. Переходные металлы и их комплексы  3.2.4. Лантаниды и актиниды  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Кристаллические решетки и элементарные ячейки  3.3.2. Дефекты в твердых телах  3.3.3. Электрические и магнитные свойства  3.3.4. Сверхпроводимость  3.4. Биоорганическая химия  3.4.1. Ионы металлов в биологии  3.4.2. Энзиматические реакции с металлами  3.4.3. Отравление металлами и детоксикация  3.4.4. Металлопротеины и Металлоэнзимы
  4. Физическая химия  4.1. Квантовая химия  4.1.1. Дуализм волны и частицы  4.1.2. Уравнение Шрёдингера  4.1.3. Квантовые числа и орбитали  4.1.4. Атомная и молекулярная спектроскопия  4.2. Statistical mechanics  4.2.1. Распределение Максвелла-Больцмана  4.2.2. Функции разложения  4.2.3. Статистика Бозе–Эйнштейна и Ферми–Дирака  4.3. Химическая термодинамика  4.3.1. Энергия Гиббса  4.3.2. Фазовый переход  4.3.3. Термодинамическая эффективность  4.4. Поверхностная химия  4.4.1. Абсорбция и катализ  4.4.2. Коллоиды и эмульсии
  5. Аналитическая химия  5.1. Classical methods  5.1.1. Гравиметрический анализ  5.1.2. титриметр  5.2. Инструментальные методы  5.2.1. Хроматография  5.2.2. Спектроскопия  5.2.3. Электроанализаторные методы  5.2.4. Рентгеновская дифракция
  6. Промышленная химия  6.1. Нефтехимия  6.2. Принципы химической инженерии  6.3. Зеленая химия  6.4. Фармацевтика и синтез лекарств
  7. Биохимия  7.1. Углеводы  7.2. Белки и ферменты  7.3. Липиды и мембраны  7.4. Нуклеиновые кислоты  7.5. Метаболизм и биоэнергетика  7.6. Кинетика и механизм ферментов

Студент бакалавриата → Общая химия → Химические реакции ↓


Балансировка химических уравнений


В мире химии балансировка химических уравнений является базовым навыком. Она необходима для соблюдения закона сохранения массы, который гласит, что вещество не может быть создано или уничтожено в изолированной системе. Это означает, что количество атомов каждого элемента должно быть одинаковым по обе стороны от химического уравнения.

Понимание химических уравнений

Химическое уравнение является письменным представлением химической реакции. Оно показывает, как реагенты (исходные вещества) превращаются в продукты (образовавшиеся вещества). Например, рассмотрим реакцию водорода с кислородом, образующую воду:

H 2 + O 2 → H 2 O

В этом уравнении H 2 и O 2 — это реагенты, а H 2 O — продукт.

Закон сохранения массы

Как уже упоминалось, закон сохранения массы гласит, что в химической реакции масса продукции должна быть равна массе реагентов. Следовательно, количество атомов каждого элемента должно быть одинаковым по обеим сторонам уравнения. Когда это условие выполнено, уравнение считается «сбалансированным».

Шаги по балансировке химического уравнения

Балансировка химических уравнений включает пошаговый подход:

  1. Определите реагенты и продукты. Напишите несбалансированное уравнение, используя правильные химические формулы.
  2. Подсчитайте количество атомов каждого элемента: Для каждого элемента подсчитайте количество атомов на стороне реагентов и на стороне продуктов.
  3. Добавьте коэффициенты для балансировки атомов. Добавьте целые коэффициенты перед химическими формулами так, чтобы количество атомов каждого элемента было одинаковым по обеим сторонам.
  4. Повторите, если необходимо. Проверьте и перебалансируйте, если необходимо, пока все элементы не будут сбалансированы.

Пример: Балансировка простого химического уравнения

Давайте сбалансируем уравнение реакции водорода с кислородом, образующей воду:

Несбалансированное: H 2 + O 2 → H 2 O

Начнем с подсчета атомов:

  • Водород (H): 2 слева, 2 справа (H 2 O имеет 1 H 2 )
  • Кислород (O): 2 слева, 1 справа (H 2 O имеет 1 O)

Атомы кислорода не сбалансированы. Чтобы их сбалансировать, нам нужно два молекулы воды:

H 2 + O 2 → 2 H 2 O

Теперь посчитаем атомы:

  • Водород (H): 2 слева, 4 справа
  • Кислород (O): 2 слева, 2 справа

Атомы водорода теперь не сбалансированы. Чтобы исправить это, добавьте коэффициент 2 перед H 2 :

2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O

Теперь уравнение сбалансировано: есть 4 атома водорода и 2 атома кислорода по обе стороны.

Визуальный пример: балансировка уравнений с использованием символов

H2 O2 H2O

В SVG выше показано упрощенное схематическое изображение баланса: два синих прямоугольника представляют H 2, красный прямоугольник представляет O 2, а серый прямоугольник соответствует H 2 O Корректировки коэффициентов необходимы для балансировки этой иллюстрации, аналогично уравнению. Например, добавление второго серого прямоугольника означало бы необходимость двух молекул воды.

Сложный пример: балансировка более сложного химического уравнения

Давайте сбалансируем более сложную реакцию: сгорание пропана (C 3 H 8 ) в кислороде с образованием углекислого газа и воды:

C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O

Подсчитайте количество атомов каждого элемента:

  • Углерод (C): 3 слева, 1 справа
  • Водород (H): 8 слева, 2 справа
  • Кислород (O): 2 слева, 3 справа

Сбалансируйте углерод, поместив коэффициент 3 перед CO 2 :

C 3 H 8 + O 2 → 3 CO 2 + H 2 O

Теперь сбалансируйте водород, поместив коэффициент 4 перед H 2 O :

C 3 H 8 + O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O

Снова подсчитайте количество атомов кислорода. На правой стороне (3 × 2) + 4 = 10 атомов кислорода. Поместите коэффициент 5 перед O 2 на левой стороне для балансировки:

C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O

Финальная проверка показывает, что уравнение сбалансировано: по обе стороны 3 углерода, 8 водородов и 10 кислородов.

Проверка работы

После балансировки химического уравнения важно перепроверить точность, пересчитав атомы каждого элемента для обеспечения равенства на обеих сторонах. Ошибки могут часто возникать в сложных уравнениях, если коэффициенты неверны или отсутствуют.

Распространенные ошибки при балансировке уравнений

  • Фракции в коэффициентах: Важно избегать использования дробей. Используйте целые коэффициенты и при необходимости скорректируйте их, умножив на наименьшее общее кратное.
  • Игнорирование полиатомных ионов: Если полиатомные ионы остаются неизмененными по обеим сторонам уравнения, рассматривайте их как единое целое.
  • Игнорирование закона сохранения: Всегда помните, что балансировка уравнений включает в себя обеспечение сохранения каждого типа атомов во время преобразования.

Советы для эффективной балансировки

  • Балансируйте по одному элементу за раз: Завершите работу над одним элементом, прежде чем переходить к следующему. Систематический подход помогает при сложных уравнениях.
  • Оставьте O и H напоследок: Часто лучше балансировать атомы кислорода и водорода после всех остальных элементов.
  • Скорректируйте полиатомные ионы вместе: Если полиатомные ионы остаются неизменными во время реакции, рассматривайте их как единую сущность для подсчета и балансировки.

Практические задачи

Попробуйте сбалансировать следующие уравнения для улучшения понимания:

  1. Fe + O 2 → Fe 2 O 3
  2. CaCl 2 + AgNO 3 → Ca(NO 3 ) 2 + AgCl
  3. (NH 4 ) 2 SO 4 + NaOH → Na 2 SO 4 + NH 3 + H 2 O
  4. C 4 H 10 + O 2 → CO 2 + H 2 O

Студент бакалавриата → 1.6.2


U
username
0%
завершено в Студент бакалавриата

← Предыдущий (1.6.1)
Типы химических реакций
Следующий (1.6.3) →
Термохимические реакции

Комментарии 



Балансировка химических уравнений

https://www.chemistryelite.com/ug/1.6.2?ceal=ru