Реакция разложения как решать уравнения

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Реакции разложения

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Видео:Реакции разложенияСкачать

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Видео:Уравнения химический реакций на ОГЭ: как составлять без ошибок?Скачать

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Видео:Как составлять ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | 4 лайфхака - 95 ВСЕХ РЕАКЦИЙ в химии!Скачать

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Видео:Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Разложение солей

Видео:Реакции разложения. Как понять?Скачать

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Видео:Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Видео:Экзо- и эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций. 8 класс.Скачать

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Видео:Решаем два варианта Добротина за 2 часаСкачать

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Видео:#635 НАУКА Структура вакуума. Устройство Мироздания: версия Межзвездного Союза. Юмор в разных мирах.Скачать

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Видео:Все реакции разложения в неорганике | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

Разложение перманганата калия

Видео:Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

Видео:📒Реакции разложения. Химия 8 класс📒Скачать

Реакция разложения: примеры и уравнение

Часто от приличных на вид людей можно услышать о вреде для здоровья какого-то продукта или средства. Причем главным аргументом в пользу такого утверждения будет фраза: «Это химия!». Однако так говорить могут лишь те, кто в школе явно прогуливал уроки по данному предмету. Дело в том, что человеческий, да и любой биологический организм, сам по себе состоит из множества органических и неорганических веществ. При этом поддерживать его жизнеспособность помогают различные процессы, непрерывно происходящие внутри него. Одним из главных среди них — является химическая реакция разложения. Давайте узнаем больше о ней и особенностях ее протекания с органическими и неорганическими веществами.

Видео:Реакции замещенияСкачать

Что за процесс называется химической реакцией

Прежде всего, стоит узнать значение понятия «химическая реакция». Это словосочетание означает превращение одного и более исходных веществ (называются реагентами) в другие. В процессе подобной метаморфозы ядра атомов взаимодействующих соединений не поддаются изменениям, однако происходит перераспределение электронов. Таким образом, после превращения на выходе образуются новые атомные соединения.

Химические реакции имеют качественное отличие от физических и ядерных.

• В результате первых исходные реагенты никогда не меняют свой состав, хотя и способны образовывать смеси или переходить из одного агрегатного состояния в другое. В отличие от них, процессы химические сопровождаются образованием новых соединений, с совершенно иными свойствами.
• Результатом вторых является изменения изотопного состава и числа атомов. Таким образом, на выходе из одних элементов, образовываются другие. Однако для химических процессов, столь глубокие метаморфозы не характерны. Поскольку изменения, произошедшие из-за них, не влияют на внутреннюю структуру атомов.

Видео:Химия 9 класс — Как определять Степень Окисления?Скачать

Условия протекания химических реакций

Во многих случаях, для успешного протекания процессов такого рода, необходим просто физический контакт реагентов друг с другом или их смешивание. Но часто для начала химической реакции, ей необходимы катализаторы. В этой роли могут выступать как различные вещества, так и определенные внешние условия.

• Воздействие температуры. Для того чтобы запустить отдельные химические процессы, необходимо нагревать реагенты. К примеру, чтобы начать реакцию разложения карбоната кальция, это температуру этого соединений необходимо повысить до 900-1200 °C.
• Электромагнитные волны. Наиболее эффективно стимулирующей протекание любых процессов является воздействие на реагенты световыми волнами. Такие реакции носят название «фотохимические». Классическим примером такой реакции является фотосинтез.
• Ионизирующее излучение.
• Воздействие электрического тока.
• Разного рода механическое влияние на реагирующие вещества.

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Какие виды химических реакций существуют

Классификация подобных процессов в основном производится по шести признакам.

• По наличию границы разделения фаз: гомо-/гетерогенные реакции.
• По выделению/поглощению тепла: экзотермически и эндотермические процессы.
• По наличию/отсутствию катализаторов: каталитические и некаталитические реакции.
• По направлению протекания: обратимые и необратимые процессы. В зависимости от данной категории находится тип знака между левой и правой частями химического уравнения. При необратимых — это две стрелки направленные в противоположные стороны, при обратимых — только одна, направленная слева на право.
• По изменению степени окисления. По этому принципу выделяют окислительно-восстановительную реакцию.
• Разложение (расщепление), соединение, замещение и обмен – это виды химических процессов по типу метаморфоз реагентов.

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Реакция разложения (расщепления): что это

Под данным термином подразумевается процесс, в результате которого одно сложное вещество разделяется на два и более простых. В большинстве случаев катализатором для этого выступает высокая температура. По этой причине данный процесс еще называют реакцией термического разложения.

В качестве примера можно привести один из классических способов получения чистого кислорода (О₂) в промышленности. Это происходит в следствии нагревании KMnO₄ (более известен всем под бытовым названием «марганцовка»).

В результате расщепления образуется не только кислород, но и манганат калия (K₂MnO₄₎ , а также диоксид марганца (MnO_2).

Видео:ХИМИЧЕСКИЕ УРАВНЕНИЯ | Как составлять уравнения реакций | Химия 8 классСкачать

Уравнение реакции разложения

Любое химическое уравнение состоит из двух частей: левой и правой. В первой из них записываются реагирующие соединения, а во второй – продукты реакции. Между ними обычно ставится направленная вправо стрелка. Иногда она бывает двухсторонней, если речь идет об обратимом процессе. В отдельных случаях ее допустимо заменить знаком равенства (=).

Рассматриваемый процесс, как и остальные виды химических процессов, имеет собственную формулу. Схематически уравнение реакции разложения выглядит таким образом: AB (t) → A+B.

Стоит помнить, что преимущественное большинство таких процессов происходит под воздействием тепла. Чтобы сообщить об этом, над стрелкой или рядом с ней часто ставится либо литера t, либо треугольник. Однако, иногда вместо тепла, в роли катализаторов выступают различные вещества, излучения.

В рассмотренной выше формуле AB — то исходное сложное соединения, A, B – это новые вещества, образованные в результате реакции разложения.

Примеры практические такого процесса встречаются очень часто. Можно проиллюстрировать данную формулу, с помощью уравнения процесса, описанного в предыдущем пункте: 2KMnO₄ (t) → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑.

Виды реакций разложения

В зависимости от типа катализатора (который способствует расщеплению сложного вещества на более простые) выделяют несколько видов разложения.

• Биодеградация – распад веществ вследствие деятельности живых организмов (микроорганизмы, грибы, водоросли). Более простым языком данный процесс можно назвать гниением. Именно из-за него портятся продукты. В одной стороны это препятствует их долгому хранению, с другой – помогает природе утилизировать все лишнее, восстанавливая таким образом экосистемы.
• Радиолиз – распад соединений при помощи воздействия на их молекулы ионизирующим излучением.
• Термолиз – повышение температуры для того, чтобы запустить реакцию разложения (примеры подобных процессов можно найти в пунктах 8-9).

Этот вид расщепления имеет подвид – пиролиз. От обычного термолиза он отличается тем, что помимо воздействия высокой температуры на молекулы вещества, также их лишают возможности взаимодействовать с кислородом (О₂).

• Сольволиз – обменное разложения между растворенным веществом и непосредственно самим растворителем. В зависимости от типа последнего, выделяются такие виды этого процесса: гидролиз (вода), алколиз (спирты), аммонолиз (амиак).
• Электролиз – разложение молекул с помощью воздействия на них электрического тока (пример в следующем пункте).

  

  Расщепление Н2О

  Разобравшись с теорией, касающейся реакции разложения, примеры практические ее проведения стоит рассмотреть. Поскольку Н₂О сегодня является одним из наиболее доступных веществ для проведения химических опытов, стоит начать с нее.

  

  Данная реакция разложения воды именуется еще электролизом и выглядит таким образом: 2Н₂О (электрический ток) → 2Н₂↑ + О₂↑.
  Расшифровывается данное уравнение так: под воздействием на молекулы воды электрического тока, они расщепляют и образуют два газа – кислород и водород.

  Стоит отметить, что этот метод активно используется на подводных лодках для получения кислорода. В современном мире он заменил более дорогой способ получения этого жизненно важного вещества из пероксида натрия (Na₂O₂₎, с помощью его взаимодействия с углекислым газом: Na₂O₂ + CO₂↑ → Na₂CO₃ + O₂↑.

  В перспективе реакция разложения воды может иметь огромное значение для будущего планеты. Поскольку таким образом можно добывать не только кислород, но и водород, использующийся как ракетное топливо. Разработки в этой области уже ведутся многие годы, однако основной проблемой является необходимость снизить количество энергозатрат на расщепление молекул воды.

  Расщепление Н2О2

  Среди других примеров реакции разложения стоит обратить внимание на образование воды и кислорода из пероксида водорода (перекись).

  

  Данный процесс также является термическим, поскольку для его начала, необходимо, чтобы исходное веществ было нагрето до температуры в 150 °C.

  Именно по этой причине, перекись водорода (которую большинство использует для обработки ран) не превращается в воду, стоя в домашних аптечках.

  Однако стоит помнить, что реакция разложения пероксида водорода может происходить и при обычной комнатной температуре, если вещество контактирует с такими соединениями, как каустическая сода (NaOH) или диоксид марганца (MnO₂). Также в роли катализаторов могут выступать платина (Pt) и купрум (Cu).

  Реакция термического разложения CaCO3

  Еще одним интересным примером может служить расщепление карбоната кальция. Данный процесс можно записать с помощью такого уравнения: CaCO₃ (t) → CaO + CO₂↑.

  Продуктом этой реакции буде негашеная известь (оксид кальция) и углекислый газ.

  Представленный выше процесс активно используется в промышленности для получения углекислого газа. Подобные реакции производятся в специализированных шахтах, поскольку расщепление карбоната кальция происходит лишь при температуре от 900 °C.

  Как решать химические уравнения — схемы и примеры решения для разных реакций

  

  Основные термины и понятия

  

  Составление уравнений химических реакций невозможно без знания определённых обозначений, показывающих, как проходит реакция. Объединение атомов, имеющих одинаковый ядерный заряд, называют химическим элементом. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Первые совпадают с числом атомного номера элемента, а значение вторых может варьироваться. Простейшими веществами называют элементы, состоящие из однотипных атомов.

  Любой химический элемент описывается с помощью символов, условно обозначающих структуру веществ. Формулы являются неотъемлемой частью языка науки. Именно на их основе составляют уравнения и схемы. По своей сути они отражают количественный и качественный состав элементов. Например, запись HNO3 сообщает, что в соединении содержится одна молекула азотной кислоты, а оно само состоит из водорода, азота и кислорода. При этом в состав одного моля азотной кислоты входит по одному атому водорода и азота и 3 кислорода.

  Символика элементов, условное обозначение, представляет собой химический язык. В значке содержится информация о названии, массовом числе и порядковом номере. Международное обозначение принято, согласно периодической таблице Менделеева, разработанной в начале 1870 года.

  Взаимодействующие между собой вещества называются реагентами, а образующиеся в процессе реакции — продуктами. Составление и решение химических уравнений фактически сводится к определению результатов реакций, поэтому просто знать формулы веществ мало, нужно ещё уметь подбирать коэффициенты. Располагаются они перед формулой и указывают на количество молекул или атомов, принимающих участие в процессе. С правой стороны от химического вещества ставится индекс, указывающий место элемента в системе.

  Записывают уравнения в виде цепочки, в которой указываются все стадии превращения вещества начиная с левой части. Вначале пишут формулы элементов в исходном состоянии, а затем последовательно их преобразование.

  Виды химических реакций

  Химические явления характеризуются тем, что из двух и более элементов образуются новые вещества. Уравнения описывают эти процессы. Впервые с объяснениями протекания реакций знакомят в восьмом классе средней образовательной школы на уроках неорганической химии. Ученикам демонстрируют опыты, в которых явно наблюдаются различия в протекании реакций.

  Всего существует 4 типа химического взаимодействия веществ:

  

  1. Соединение. В реакцию могут вступать 2 простых вещества: металл и неметалл или неметалл и неметалл. Например, алюминий с серой образуют сульфид алюминия. Кислород, взаимодействуя с водородом, превращается в воду. Объединятся могут 2 оксида с растворимым основанием, как оксид кальция с водой: CaO + H2O = Ca (OH)2 или основной оксид с кислотным: CaO + SO3 = CaSO4.
  2. Разложение. Это процесс обратный реакции соединения: было одно вещество, а стало несколько. Например, при пропускании электрического тока через воду получается водород и кислород, а при нагревании известняка 2 оксида: CaCO3 = CaO + CO2.
  3. Замещение. В реакцию вступают 2 элемента. Один из них простой, а второй сложный. В итоге образуются 2 новых соединения, при котором атом простого вещества заменяет сложный, как бы вытесняя его. Условие протекания процесса: простое вещество должно быть более активным, чем сложное. Например, Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2. Величину активности можно узнать из таблицы ряда электрохимических напряжений.
  4. Обмен. В этом случае между собой реагируют 2 сложных элемента, обменивающиеся своими составными частями. Условием осуществления такого типа реакции является обязательное образование воды, газа или осадка. Например, CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O. Чтобы узнать, смогут ли вещества прореагировать, используют таблицу растворимости.

  Основными признаками химических реакций является изменение цвета, выделение газа или образование осадка. Различают их по числу веществ, вступивших в реакцию и образовавшихся продуктов. Правильное определение типа реакции особо важно при составлении химических уравнений, а также определения свойств и возможностей веществ.

  Окислительно-восстановительный процесс

  

  Составление большинства реакций сводится к подбору коэффициентов. Но при этом могут возникнуть трудности с установлением равновесия, согласно закону сохранения массы веществ. Чаще всего такая ситуация возникает при решении заданий, связанных с расстановкой количества атомов в уравнениях окислительно-восстановительных процессов.

  Под ними принято понимать превращения, протекающие с изменением степени окисления элементов. При окислении происходит процесс передачи атомом электронов, сопровождающийся приобретением им положительного заряда или ионом, после чего он становится нейтральным. При этом также происходит процесс восстановления, связанный с присоединением элементарных частиц атомом.

  Для составления уравнений необходимо определить восстановитель, окислитель и число участвующих в реакции электронов. Коэффициенты же подбирают с помощью метода электронно-ионного баланса (полуреакций). Его суть состоит в установлении равенства путём уравнивания количества электронов, отдаваемых одним элементом и принимаемым другим.

  Классический алгоритм

  В основе решения задач этим методом — закон сохранения массы. Согласно ему, совокупная масса элементов до реакции и после остаётся неизменной. Другими словами, происходит перегруппировка частиц. Если рассматривать решение химического уравнения поэтапно, оно будет состоять из трёх шагов:

  1. Написания формул элементов, вступающих в реакцию с левой стороны.
  2. Указания справа формулы образующихся веществ.
  3. Уравнивания числа атомов с добавлением коэффициентов.

  Перед тем как переходить к сложным соединениям, лучше всего потренироваться на простых. Например, нужно составить уравнение, описывающее взаимодействие двух сложных веществ: гидроксида натрия и серной кислоты. При таком соединении образуется сульфат натрия и вода.

  

  Согласно алгоритму, в левой части уравнения необходимо записать реагенты, а в правой продукты реакции: NaOH + H2SO 4 → Na 2SO4 + H2O. Теперь следует уравнять коэффициенты. Начинают с первого элемента. В примере это натрий. В правой части содержится 2 его атома, а в левой один, поэтому необходимо возле реагента поставить цифру 2. Затем нужно уровнять водород. В результате получится выражение: 2 NaOH + H2SO 4 → Na2 SO4 +2H2O.

  Ещё одним наглядным примером является процесс реакции тринитротолуола с кислородом. При их взаимодействии образуется: C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2. Исходя из того, что слева находится нечётное число атомов H и N, а справа чётное, нужно их уравнять: 2C7H5N3O6 + O2 → CO2 + H2O + N2.

  Теперь становится понятным, что 14 и 10 атомов углерода и водорода должны образовать 14 долей диоксида и 5 молекул воды. При этом 6 атомов азота превратятся в 3. Итоговое уравнение будет выглядеть как 2C7H5N3O6 + 10,5O2 → 14CO2 + 5H2O + 3N2.

  Перед тем как начинать тренировку по составлению уравнений, следует научиться расставлять валентность. Это параметр, равный числу соединившихся атомов каждого элемента. Фактически это способность к соединению. Например, в формуле NH3 валентность атома азота равна 3, а водорода 1.

  Решение методом полуреакций

  Алгоритм для решения примеров химических уравнений проще рассмотреть на конкретном задании. Пускай необходимо описать процесс окисления пирита азотной кислоты с малой концентрацией: FeS2 + HNO3. Решать этот пример необходимо в следующей последовательности:

  

  1. Определить продукты реакции. Так как кислота является сильным окислителем, сера получит максимальную степень оксидации S6+, а железо Fe3+. HNO3 может восстановиться до одного из двух состояний NO2 или NO.
  2. Исходя из состава ионов и правила, что вещества, переходящие в газовую форму или плохо растворимые, записываются в молекулярном виде, верным будет записать: FeS2 — Fe3+ + 2SO2−4. Гидролизом можно пренебречь.
  3. В записи уравнивают кислород. Для этого в левую часть добавляют 8 молекул воды, а в правую 16 ионов водорода: FeS2 + 8H20 — Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+. Так как заряда в левой части нет, а в правой он равный +15, то серное железо должно будет отдать 15 электронов. Значит, уравнение примет вид: FeS2 + 8H20 — 15e → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+.
  4. Теперь переходят к реакции восстановления нитрата иона: NO-3 →NO. Для её составления нужно отнять у оксида азота 2 атома кислорода. Делают это путём прибавления к левой части 4 ионов водорода, а правой — 2 молекул воды. В итоге получится: NO-3 + 4H+ → NO + 2H2O.
  5. Полученную формулу уравнивают добавлением к левой части 3 электронов: NO-3 + 4H+ 3e → NO + 2H2O.
  6. Объединяют найденные выражения и записывают результат: FeS2 + 8H20 + 5NO-3 + 20H+ → Fe3+ + 2SO2−4 + 16H+ + 5NO + 10H2O.

  Уравнение можно сократить на 16H + и 8H2O. В итоге получится сокращённое выражение окислительно-восстановительной реакции: FeS2 + 5NO — 3 + 4 H + = Fe3 + + 2SO 2- 4 + 5NO + 2H2O.

  

• Добавив в обе части нужное количество ионов, записывают молекулярное уравнение: FeS2 + 8HNO3 = Fe (NO 3) 3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O.

Такой алгоритм считается классическим, но для упрощения понимания лучше использовать способ электронного баланса. Процесс восстановления переписывают как N5+ + 3e → N2+. Степень же окисления составить сложнее. Сере нужно приписать степень 2+ и учесть, что на 1 атом железа приходится 2 атома серы: FeS2 → Fe3++ 2S6+. Запись общего баланса будет выглядеть: FeS2 + 5N5+ = Fe3+ + 2S6+ + 5N2+.

Пять молекул потратятся на окисление серного железа, а ещё 3 на образование Fe (NO3)3. После уравнения двух сторон запись реакции примет вид, аналогичный полученному с использованием предыдущего метода.

Использование онлайн-расчёта



Простые уравнения решать самостоятельно довольно просто. Но состоящие из сложных веществ могут вызвать трудности даже у опытных химиков. Чтобы получить точную формулу и не подбирать вручную коэффициенты, можно воспользоваться онлайн-калькуляторами. При этом их использовать сможет даже пользователь, не особо разбирающийся в науке.

Чтобы расстановка коэффициентов в химических уравнениях онлайн происходила автоматически, нужно лишь подключение к интернету и исходные данные. Система самостоятельно вычислит продукты реакции и уравняет обе стороны формулы. Интересной особенностью таких сайтов является не только быстрый и правильный расчёт, но и описание правил с алгоритмами, по которому выполняются действия.

После загрузки калькулятора в веб-обозревателе единственное, что требуется от пользователя — правильно ввести реагенты в специальные формы латинскими буквами и нажать кнопку «Уравнять». Иногда возникает ситуация, когда запись сделана верно, но коэффициенты не расставляются. Это происходит, если суммы в уравнении могут быть подсчитаны разными способами. Характерно это для реакций окисления. В таком случае нужно заменить фрагменты молекул на любой произвольный символ. Таким способом можно не только рассчитать непонятное уравнение, но и выполнить проверку своих вычислений.