Coeficientul de stoichiometrie. Determinarea coeficienților stoichiometrici în ecuațiile reacțiilor redox

Toate rapoartele cantitative în calculul proceselor chimice se bazează pe stoichiometria reacțiilor. Este mai convenabil să exprimați cantitatea unei substanțe în astfel de calcule în moli sau unități derivate (kmol, mmol etc.). Alunița este una dintre unitățile de bază ale SI. Un mol din orice substanță corespunde cantității sale, numeric egală cu greutatea moleculară. Prin urmare, greutatea moleculară în acest caz ar trebui considerată ca o valoare dimensională cu unități: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Deci, de exemplu, greutatea moleculară a azotului este de 28 g/mol, 28 kg/kmol, dar 0,028 kg/mol.

Masa și cantitățile molare ale unei substanțe sunt legate prin relații cunoscute

N A \u003d m A / M A; m A = N A M A,

unde NA este cantitatea de component A, mol; m A este masa acestei componente, kg;

M A - greutatea moleculară a componentei A, kg/mol.

În procesele continue, fluxul substanței A poate fi exprimat prin moleculele sale.

cantitate pe unitatea de timp

unde W A este debitul molar al componentei A, mol/s; τ - timp, s.

Pentru o reacție simplă care decurge aproape ireversibil, de obicei un stoichiomet

ecuația ric este scrisă sub forma

v A A + v B B = v R R + v S S.

Cu toate acestea, este mai convenabil să scrieți ecuația stoechiometrică sub forma unei algebrice

th, presupunând că coeficienții stoichiometrici ai reactanților sunt negativi, iar produșii de reacție sunt pozitivi:

Apoi pentru fiecare reacție simplă putem scrie următoarele egalități:

Indicele „0” se referă la cantitatea inițială a componentei.

Aceste egalități oferă motive pentru a obține următoarele ecuații de bilanț al materialelor pentru componenta pentru o reacție simplă:

Exemplul 7.1. Reacția de hidrogenare a fenolului la ciclohexanol are loc conform ecuației

C 6 H 5 OH + ZN 2 \u003d C 6 H 11 OH sau A + 3B \u003d R.

Calculați cantitatea de produs format dacă cantitatea inițială de component A a fost de 235 kg și cantitatea finală a fost de 18,8 kg

Soluție: scriem reacția ca

R - A - ZV \u003d 0.

Greutățile moleculare ale componentelor sunt: ​​M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol și

M R = 100 kg/kmol. Atunci cantitățile molare de fenol la începutul și la sfârșitul reacției vor fi:

N A 0 \u003d 235/94 \u003d 2,5; N A 0 \u003d 18,8 / 94 \u003d 0,2; n \u003d (0,2 - 2,5) / (-1) \u003d 2,3.

Cantitatea de ciclohexanol formată va fi egală cu

N R \u003d 0 + 1 ∙ 2,3 \u003d 2,3 kmol sau m R \u003d 100 2,3 \u003d 230 kg.

Determinarea reacțiilor independente din punct de vedere stoechiometric în sistemul lor în calculele materiale și termice ale aparatelor de reacție este necesară pentru a exclude reacțiile care sunt suma sau diferența unora dintre ele. O astfel de evaluare poate fi realizată cel mai ușor folosind criteriul Gram.

Pentru a nu efectua calcule inutile, ar trebui să se evalueze dacă sistemul este dependent din punct de vedere stoichiometric. În aceste scopuri este necesar:

Transpuneți matricea originală a sistemului de reacție;

Înmulțiți matricea originală cu cea transpusă;

Calculați determinantul matricei pătrate rezultate.

Dacă acest determinant este egal cu zero, atunci sistemul de reacție este dependent din punct de vedere stoichiometric.

Exemplul 7.2. Avem un sistem de reacție:

FeO + H2 \u003d Fe + H2O;

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O;

FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O.

Acest sistem este dependent din punct de vedere stoichiometric, deoarece a treia reacție este suma celorlalte două. Să facem o matrice

Pentru fiecare substanță din reacție, există următoarele cantități de substanță:

Cantitatea inițială a i-a substanță (cantitatea de substanță înainte de începerea reacției);

Cantitatea finală a i-a substanță (cantitatea de substanță la sfârșitul reacției);

Cantitatea de substanță reacționată (pentru substanțele inițiale) sau formată (pentru produșii de reacție).

Deoarece cantitatea unei substanțe nu poate fi negativă, pentru substanțele inițiale

De când >.

Pentru produsele de reacție >, prin urmare, .

Raporturi stoichiometrice - raporturi între cantitățile, mase sau volume (pentru gaze) de substanțe sau produse de reacție care reacţionează, calculate pe baza ecuaţiei reacţiei. Calculele folosind ecuațiile de reacție se bazează pe legea de bază a stoichiometriei: raportul dintre cantitățile de substanțe care reacţionează sau formate (în moli) este egal cu raportul coeficienţilor corespunzători din ecuaţia de reacţie (coeficienţii stoichiometrici).

Pentru reacția aluminotermă descrisă de ecuație:

3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,

cantităţile de substanţe reacţionate şi produşi de reacţie sunt legate ca

Pentru calcule, este mai convenabil să folosiți o altă formulare a acestei legi: raportul dintre cantitatea de substanță reacționată sau formată ca urmare a unei reacții și coeficientul său stoechiometric este o constantă pentru o reacție dată.

În general, pentru o reacție a formei

aA + bB = cC + dD,

unde literele mici indică coeficienți și literele mari indică substanțe chimice, cantitățile de reactanți sunt legate prin:

Oricare doi termeni ai acestui raport, legați prin egalitate, formează proporția unei reacții chimice: de exemplu,

Dacă masa substanței formate sau reacționate a reacției este cunoscută pentru reacție, atunci cantitatea acesteia poate fi găsită prin formula

iar apoi, folosind proporția reacției chimice, pot fi găsite pentru substanțele rămase ale reacției. O substanță, după masa sau cantitatea căreia se găsesc masele, cantitățile sau volumele altor participanți la reacție, este uneori numită substanță de referință.

Dacă sunt date masele mai multor reactivi, atunci calculul maselor substanțelor rămase se efectuează în funcție de cea a substanțelor care este în lipsă, adică se consumă complet în reacție. Cantitățile de substanțe care se potrivesc exact cu ecuația reacției fără exces sau deficiență se numesc mărimi stoichiometrice.

Astfel, în sarcinile legate de calculele stoichiometrice, acțiunea principală este găsirea substanței de referință și calcularea cantității acesteia care a intrat sau s-a format în urma reacției.

Calculul cantității de solid individual

unde este cantitatea de solid individual A;

Masa solidului individual A, g;

Masa molară a substanței A, g/mol.

Calculul cantității de mineral natural sau amestec de solide

Să fie dat pirita minerală naturală, a cărei componentă principală este FeS 2 . În plus față de aceasta, compoziția piritei include impurități. Conținutul de component sau impurități principale este indicat în procente de masă, de exemplu, .

Dacă conținutul componentei principale este cunoscut, atunci

Dacă conținutul de impurități este cunoscut, atunci

unde este cantitatea de substanță individuală FeS 2, mol;

Masa piritei minerale, g.

În mod similar, cantitatea unui component dintr-un amestec de solide se calculează dacă se cunoaște conținutul său în fracții de masă.

Calculul cantității de substanță dintr-un lichid pur

Dacă masa este cunoscută, atunci calculul este similar cu calculul pentru un solid individual.

Dacă volumul lichidului este cunoscut, atunci

1. Aflați masa acestui volum de lichid:

m f = V f s f,

unde m W este masa lichidului g;

V W - volumul lichidului, ml;

c w este densitatea lichidului, g/ml.

2. Aflați numărul de moli de lichid:

Această tehnică este potrivită pentru orice stare agregată a materiei.

Determinați cantitatea de substanță H 2 O în 200 ml apă.

Soluție: dacă temperatura nu este specificată, atunci se presupune că densitatea apei este de 1 g / ml, atunci:

Calculați cantitatea de substanță dizolvată într-o soluție dacă este cunoscută concentrația acestuia

Dacă se cunosc fracția de masă a substanței dizolvate, densitatea soluției și volumul acesteia, atunci

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,

unde m p-ra este masa soluției, g;

V p-ra - volumul soluției, ml;

cu r-ra - densitatea soluției, g / ml.

unde este masa substanței dizolvate, g;

Fracția de masă a substanței dizolvate, exprimată în %.

Se determină cantitatea de substanță de acid azotic în 500 ml dintr-o soluție acidă 10% cu o densitate de 1,0543 g/ml.

Determinați masa soluției

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1,0543 \u003d 527,150 g

Determinați masa HNO3 pur

Determinați numărul de moli de HNO3

Dacă se cunosc concentrația molară a substanței și a substanței și volumul soluției, atunci

unde este volumul soluției, l;

Concentrația molară a i-a substanță în soluție, mol/l.

Calculul cantității unei substanțe gazoase individuale

Dacă este dată masa unei substanțe gazoase, atunci aceasta se calculează prin formula (1).

Dacă este dat volumul măsurat în condiții normale, atunci conform formulei (2), dacă volumul unei substanțe gazoase este măsurat în orice alte condiții, atunci conform formulei (3), formulele sunt date la paginile 6-7.

Unul dintre cele mai importante concepte chimice pe care se bazează calculele stoichiometrice este cantitatea chimică a unei substanțe. Cantitatea unei substanțe X se notează cu n(X). Unitatea de măsurare a cantității de substanță este cârtiță.

Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține 6,02 10 23 molecule, atomi, ioni sau alte unități structurale care alcătuiesc substanța.

Se numește masa unui mol dintr-o substanță X Masă molară M(X) din această substanță. Cunoscând masa m(X) a unei substanțe X și masa ei molară, putem calcula cantitatea acestei substanțe folosind formula:

Se numește numărul 6.02 10 23 numărul lui Avogadro(N / A); dimensiunea acestuia mol –1.

Înmulțind numărul Avogadro N a cu cantitatea de substanță n(X), putem calcula numărul de unități structurale, de exemplu, molecule N(X) ale unei substanțe X:

N(X) = N a · n(X) .

Prin analogie cu conceptul de masă molară, a fost introdus conceptul de volum molar: volumul molar V m (X) al unei substanțe X este volumul unui mol din această substanță. Cunoscând volumul unei substanțe V(X) și volumul ei molar, putem calcula cantitatea chimică a unei substanțe:

În chimie, de multe ori trebuie să se ocupe de volumul molar al gazelor. Conform legii lui Avogadro, volume egale de orice gaz luate la aceeași temperatură și presiune egală conțin același număr de molecule. În condiții egale, 1 mol din orice gaz ocupă același volum. În condiții normale (n.s.) - temperatură 0 ° C și presiune 1 atmosferă (101325 Pa) - acest volum este de 22,4 litri. Astfel, la n.o. V m (gaz) = ​​22,4 l / mol. Trebuie subliniat faptul că se aplică valoarea volumului molar de 22,4 l/mol numai pentru gaze.

Cunoașterea maselor molare ale substanțelor și a numărului Avogadro vă permite să exprimați masa unei molecule a oricărei substanțe în grame. Mai jos este un exemplu de calcul al masei unei molecule de hidrogen.

1 mol de hidrogen gazos conține 6,02 10 23 molecule H 2 și are o masă de 2 g (deoarece M (H 2) \u003d 2 g / mol). Prin urmare,

6,02.10 23 moleculele de H2 au o masă de 2 g;

1 moleculă de H2 are o masă x g; x \u003d 3,32 10 -24 g.

Conceptul de „mol” este utilizat pe scară largă pentru a efectua calcule conform ecuațiilor reacțiilor chimice, deoarece coeficienții stoichiometrici din ecuația de reacție arată în ce raporturi molare reacționează substanțele între ele și se formează ca rezultat al reacției.

De exemplu, ecuația reacției 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O conține următoarele informații: 4 moli de amoniac reacţionează fără exces și deficiență cu 3 moli de oxigen și 2 moli de azot și 6 moli. de apă se formează.

Exemplul 4.1 Calculați masa precipitatului format în timpul interacțiunii soluțiilor care conțin 70,2 g de fosfat dihidrogen de calciu și 68 g de hidroxid de calciu. Ce substanță va rămâne în exces? Care este masa lui?

3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O

Din ecuația reacției se poate observa că 3 moli Ca(H2PO4)2 reacţionează cu 12 moli KOH. Să calculăm cantitățile de substanțe care reacţionează, care sunt date în funcţie de starea problemei:

n (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d m (Ca (H 2 PO 4) 2) / M (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d 70,2 g: 234 g / mol \u003d 0,3 mol ;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 g: 56 g/mol = 1,215 mol.

3 moli Ca(H2PO4)2 necesită 12 moli KOH

0,3 mol Ca (H2PO4)2 necesită x mol KOH

x \u003d 1,2 mol - va fi necesar atât de mult KOH pentru ca reacția să se desfășoare fără exces și deficiență. Și în funcție de starea problemei, există 1,215 moli de KOH. Prin urmare, KOH este în exces; cantitatea de KOH rămasă după reacție:

n(KOH) \u003d 1,215 mol - 1,2 mol \u003d 0,015 mol;

masa sa este m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.

Calculul produsului de reacție rezultat (precipitatul Ca 3 (PO 4) 2) trebuie efectuat în funcție de substanța care este insuficientă (în acest caz, Ca (H 2 PO 4) 2), deoarece această substanță va reacționa complet. Din ecuația reacției se poate observa că numărul de moli ai Ca 3 (PO 4 ) 2 rezultat este de 3 ori mai mic decât numărul de moli ai Ca (H 2 PO 4 ) 2 reacționat:

n (Ca3(P04)2) = 0,3 mol: 3 = 0,1 mol.

Prin urmare, m (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d n (Ca 3 (PO 4) 2) × M (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d 0,1 mol × 310 g / mol \u003d 31 g.

Sarcina numărul 5

a) Calculați cantitățile chimice ale reactanților din tabelul 5 (volumele de substanțe gazoase sunt date în condiții normale);

b) aranjați coeficienții într-o schemă de reacție dată și, folosind ecuația de reacție, determinați care dintre substanțe este în exces și care este insuficientă;

c) găsiți cantitatea chimică a produsului de reacție indicată în tabelul 5;

d) se calculează masa sau volumul (vezi Tabelul 5) acestui produs de reacție.

Tabelul 5 - Condițiile sarcinii nr. 5

numărul opțiunii	Substanțe reactive	Schema de reactie	calculati
	m(Fe)=11,2 g; V (Cl 2) \u003d 5,376 l	Fe + Cl2® FeCl3	m(FeCl3)
	m(Al)=5,4 g; m(H2SO4) \u003d 39,2 g	Al + H2S04® Al2 (S04)3 + H2	V(H2)
	V(CO)=20 l; m(O 2) \u003d 20 g	CO+O2 ® CO2	V(CO2)
	m(AgN03)=3,4 g; m(Na2S)=1,56 g	AgNO3 +Na2S®Ag2S+NaNO3	m(Ag 2 S)
	m(Na2C03)=53 g; m(HCI)=29,2 g	Na2C03+HCl®NaCI+C02+H2O	V(CO2)
	m (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 34,2 g; m (BaCl 2) \u003d 52 g	Al 2 (SO 4 ) 3 + BaCl 2 ® AlCl 3 + BaS0 4	m(BaSO4)
	m(KI)=3,32 g; V(Cl 2) \u003d 448 ml	KI+Cl2® KCI+I2	m(I2)
	m(CaCI2)=22,2 g; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaCl2 + AgNO3®AgCl + Ca (NO3)2	m(AgCl)
	m(H2)=0,48 g; V (O 2) \u003d 2,8 l	H2 + O2® H2O	m(H2O)
	m (Ba (OH) 2) \u003d 3,42 g; V(HCI)=784ml	Ba(OH)2 +HCI® BaCI2 +H20	m(BaCl2)

Tabelul 5 a continuat

numărul opțiunii	Substanțe reactive	Schema de reactie	calculati
	m(H3P04)=9,8 g; m(NaOH)=12,2 g	H3P04 + NaOH® Na3P04 + H20	m(Na3PO4)
	m(H2S04)=9,8 g; m(KOH)=11,76 g	H2S04 +KOH® K2S04 +H2O	m(K2SO4)
	V(CI2)=2,24 l; m(KOH)=10,64 g	CI2 +KOH® KClO + KCI + H2O	m(KClO)
	m ((NH 4) 2 SO 4) \u003d 66 g; m (KOH) \u003d 50 g	(NH 4 ) 2 SO 4 + KOH® K 2 SO 4 + NH 3 + H 2 O	V(NH3)
	m(NH3)=6,8 g; V (O 2) \u003d 7,84 l	NH3 + O2® N2 + H2O	V(N2)
	V(H2S)=11,2 l; m(O 2) \u003d 8,32 g	H2S+O2® S+H2O	Domnișoară)
	m(Mn02)=8,7 g; m(HCI)=14,2 g	Mn02 +HCI® MnCl2 +CI2 +H20	V(Cl2)
	m(Al)=5,4 g; V (Cl 2) \u003d 6,048 l	Al+Cl2® AlCI3	m(AlCl3)
	m(Al)=10,8 g; m(HCI)=36,5 g	Al+HCI® AlCI3 +H2	V(H2)
	m(P)=15,5 g; V (O 2) \u003d 14,1 l	P+O2® P2O5	m(P2O5)
	m (AgNO 3) \u003d 8,5 g; m (K 2 CO 3) \u003d 4,14 g	AgNO3 + K2CO3®Ag2CO3 + KNO3	m(Ag2CO3)
	m(K2C03)=69 g; m(HNO 3) \u003d 50,4 g	K2CO3 + HNO3®KNO3 + CO2 + H2O	V(CO2)
	m(AICI3)=2,67 g; m(AgNO 3) \u003d 8,5 g	AlCI3 + AgNO3®AgCI + Al (NO3)3	m(AgCl)
	m(KBr)=2,38 g; V(Cl 2) \u003d 448 ml	KBr+Cl2® KCI+Br2	m(Br2)
	m(CaBr2)=40 g; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaBr2 + AgNO3®AgBr + Ca (NO3)2	m(AgBr)
	m(H2)=1,44 g; V (O 2) \u003d 8,4 l	H2 + O2® H2O	m(H2O)
	m (Ba (OH) 2) \u003d 6,84 g; V (HI) \u003d 1,568 l	Ba(OH)2+HI®BaI2+H20	m(BaI 2)
	m(H3P04)=9,8 g; m(KOH)=17,08 g	H3PO4+KOH®K3PO4+H2O	m(K 3 PO 4)
	m(H2S04)=49 g; m(NaOH)=45 g	H2S04 + NaOH® Na2S04 + H2O	m(Na2SO4)
	V(CI2)=2,24 l; m(KOH)=8,4 g	CI2 +KOH® KClO3 +KCI + H2O	m(KClO3)
	m(NH4CI)=43 g; m (Ca (OH) 2) \u003d 37 g	NH 4 Cl + Ca (OH) 2 ® CaCl 2 + NH 3 + H 2 O	V(NH3)
	V(NH 3) \u003d 8,96 l; m(O 2) \u003d 14,4 g	NH3 + O2® NO + H2O	V(NU)
	V(H2S)=17,92 l; m(O 2) \u003d 40 g	H2S + O2® SO2 + H2O	V(SO2)
	m(Mn02)=8,7 g; m(HBr)=30,8 g	MnO2 +HBr® MnBr2 +Br2 +H2O	m(MnBr 2)
	m(Ca)=10 g; m(H20)=8,1 g	Ca + H2O® Ca (OH)2 + H2	V(H2)

CONCENTRAȚIA SOLUȚIEI

În cadrul cursului de chimie generală, studenții învață 2 moduri de a exprima concentrația soluțiilor - fracția de masă și concentrația molară.

Fracția de masă a substanței dizolvate X se calculează ca raportul dintre masa acestei substanțe și masa soluției:

,

unde ω(X) este fracția de masă a substanței dizolvate X;

m(X) este masa substanței dizolvate X;

m soluție - masa soluției.

Fracția de masă a unei substanțe calculată conform formulei de mai sus este o cantitate adimensională exprimată în fracții de unitate (0< ω(X) < 1).

Fracția de masă poate fi exprimată nu numai în fracții de unitate, ci și ca procent. În acest caz, formula de calcul arată astfel:

Fracția de masă, exprimată ca procent, este adesea numită concentrație procentuală . Evident, concentrația procentuală a solutului este de 0%< ω(X) < 100%.

Concentrația procentuală arată câte părți de masă dintr-un dizolvat sunt conținute în 100 de părți de masă dintr-o soluție. Dacă alegeți gramele ca unitate de masă, atunci această definiție poate fi scrisă și după cum urmează: concentrația procentuală arată câte grame de substanță dizolvată sunt conținute în 100 de grame de soluție.

Este clar că, de exemplu, o soluție de 30% corespunde unei fracțiuni de masă a unei substanțe dizolvate egală cu 0,3.

O altă modalitate de exprimare a conținutului unei substanțe dizolvate într-o soluție este concentrația molară (molaritatea).

Concentrația molară a unei substanțe sau molaritatea unei soluții arată câți moli de substanță dizolvată sunt conținute în 1 litru (1 dm 3) de soluție.

unde C(X) este concentrația molară a solutului X (mol/l);

n(X) este cantitatea chimică de substanță dizolvată X (mol);

V soluție - volumul soluției (l).

Exemplul 5.1 Calculați concentrația molară a H 3 PO 4 în soluție, dacă se știe că fracția de masă a H 3 PO 4 este de 60%, iar densitatea soluției este de 1,43 g/ml.

Prin definiția concentrației procentuale

100 g de soluție conțin 60 g de acid fosforic.

n (H3PO4) \u003d m (H3PO4): M (H3PO4) \u003d 60 g: 98 g / mol \u003d 0,612 mol;

V soluție \u003d m soluție: ρ soluție \u003d 100 g: 1,43 g / cm 3 \u003d 69,93 cm 3 \u003d 0,0699 l;

C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): soluție V \u003d 0,612 mol: 0,0699 l \u003d 8,755 mol / l.

Exemplul 5.2 Există o soluţie 0,5 M de H2S04. Care este fracția de masă a acidului sulfuric din această soluție? Se ia densitatea soluției egală cu 1 g/ml.

Prin definiția concentrației molare

1 litru de soluție conține 0,5 mol H2SO4

(Intrarea „soluție 0,5 M” înseamnă că C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).

m soluție = V soluție × ρ soluție = 1000 ml × 1 g/ml = 1000 g;

m (H 2 SO 4) \u003d n (H 2 SO 4) × M (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol × 98 g / mol \u003d 49 g;

ω (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4): m soluție \u003d 49 g: 1000 g \u003d 0,049 (4,9%).

Exemplul 5.3 Ce volume de apă și o soluție 96% de H2SO4 cu o densitate de 1,84 g/ml trebuie luate pentru a prepara 2 litri dintr-o soluție 60% de H2SO4 cu o densitate de 1,5 g/ml.

La rezolvarea problemelor pentru prepararea unei soluții diluate dintr-una concentrată, trebuie avut în vedere că soluția inițială (concentrată), apa și soluția rezultată (diluată) au densități diferite. În acest caz, trebuie avut în vedere faptul că V din soluția inițială + V de apă ≠ V din soluția rezultată,

deoarece în timpul amestecării unei soluții concentrate și a apei, are loc o modificare (creștere sau scădere) a volumului întregului sistem.

Rezolvarea unor astfel de probleme trebuie să înceapă cu aflarea parametrilor unei soluții diluate (adică, soluția care trebuie preparată): masa acesteia, masa substanței dizolvate, dacă este necesar, și cantitatea de substanță dizolvată.

M 60% soluție = V 60% soluție ∙ ρ 60% soluție = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g

m (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d m soluție 60% w (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d 3000 g 0,6 \u003d 1800 g.

Masa de acid sulfuric pur din soluția preparată trebuie să fie egală cu masa de acid sulfuric din acea porțiune a soluției 96% care trebuie luată pentru a prepara soluția diluată. Prin urmare,

m (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d m (H 2 SO 4) în soluție 96% \u003d 1800 g.

m soluție 96% = m (H2SO4) în soluție 96%: w (H2SO4) în soluție 96% = 1800 g: 0,96 = 1875 g.

m (H 2 O) \u003d m soluție 40% - m soluție 96% \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.

V soluție 96% \u003d m soluție 96%: ρ soluție 96% \u003d 1875 g: 1,84 g / ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.

V apă \u003d m apă: ρ apă \u003d 1125g: 1 g / ml \u003d 1125 ml \u003d 1,125 l.

Exemplul 5.4 Se amestecă 100 ml dintr-o soluție 0,1 M de CuCl 2 și 150 ml dintr-o soluție 0,2 M de Cu(NO 3) 2 Calculați concentrația molară a ionilor Cu 2+, Cl - și NO 3 - în soluția rezultată.

Când rezolvați o problemă similară de amestecare a soluțiilor diluate, este important să înțelegeți că soluțiile diluate au aproximativ aceeași densitate, aproximativ egală cu densitatea apei. Când sunt amestecate, volumul total al sistemului practic nu se modifică: V 1 a unei soluții diluate + V 2 a unei soluții diluate + ... "V a soluției rezultate.

In prima solutie:

n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V soluție de CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;

CuCl 2 - electrolit puternic: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl -;

Prin urmare, n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mol; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.

In a doua solutie:

n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V soluție Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l \u003d 0,03 mol;

Cu(NO 3) 2 - electrolit puternic: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 -;

Prin urmare, n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mol; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.

După amestecarea soluțiilor:

n(Cu2+)tot. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;

V comună. » Vsoluție CuCl 2 + Vsoluție Cu(NO 3) 2 \u003d 0,1 l + 0,15 l \u003d 0,25 l;

C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : Vtot. \u003d 0,04 mol: 0,25 l \u003d 0,16 mol / l;

C(Cl -) = n(Cl -) : Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,25 l \u003d 0,08 mol / l;

C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V total. \u003d 0,06 mol: 0,25 l \u003d 0,24 mol / l.

Exemplul 5.5 S-au adăugat în balon 684 mg de sulfat de aluminiu și 1 ml de soluție de acid sulfuric 9,8% cu o densitate de 1,1 g/ml. Amestecul rezultat a fost dizolvat în apă; Volumul soluției a fost adus la 500 ml cu apă. Calculați concentrațiile molare ale ionilor H + , Al 3+ SO 4 2– din soluția rezultată.

Calculați cantitatea de substanțe dizolvate:

n (Al 2 (SO 4) 3) \u003d m (Al 2 (SO 4) 3): M (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 0,684 g: 342 g mol \u003d 0,002 mol;

Al 2 (SO 4) 3 - electrolit puternic: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–;

Prin urmare, n(Al3+)=2x0,002 mol=0,004 mol; n (SO 4 2–) \u003d 3 × 0,002 mol \u003d 0,006 mol.

m soluție de H 2 SO 4 \u003d V soluție de H 2 SO 4 × ρ soluție de H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml \u003d 1,1 g;

m (H 2 SO 4) \u003d m soluție de H 2 SO 4 × w (H 2 SO 4) \u003d 1,1 g 0,098 \u003d 0,1078 g.

n (H2SO4) \u003d m (H2SO4): M (H2SO4) \u003d 0,1078 g: 98 g / mol \u003d 0,0011 mol;

H 2 SO 4 este un electrolit puternic: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.

Prin urmare, n (SO 4 2–) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mol; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mol.

În funcție de starea problemei, volumul soluției rezultate este de 500 ml (0,5 l).

n(SO 4 2–)tot. \u003d 0,006 mol + 0,0011 mol \u003d 0,0071 mol.

C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): soluție V \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;

C (H +) \u003d n (H +): soluție V \u003d 0,0022 mol: 0,5 l \u003d 0,0044 mol / l;

C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) total. : soluție V \u003d 0,0071 mol: 0,5 l \u003d 0,0142 mol / l.

Exemplul 5.6 Ce masă de sulfat feros (FeSO 4 7H 2 O) și ce volum de apă trebuie luate pentru a prepara 3 litri dintr-o soluție 10% de sulfat de fier (II). Se ia densitatea soluției egală cu 1,1 g/ml.

Masa soluției de preparat este:

m soluție = V soluție ∙ ρ soluție = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.

Masa de sulfat de fier pur (II) din această soluție este:

m (FeSO 4) \u003d m soluție × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.

Aceeași masă de FeSO4 anhidru trebuie să fie conținută în cantitatea de hidrat cristalin care trebuie luată pentru prepararea soluției. Dintr-o comparație a maselor molare M (FeSO 4 7H 2 O) \u003d 278 g / mol și M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,

obținem proporția:

278 g de FeS047H20 conţin 152 g de FeS04;

x g de FeS047H20 conţine 330 g de FeS04;

x \u003d (278 330): 152 \u003d 603,6 g.

m apă \u003d m soluție - m sulfat feros \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.

pentru că densitatea apei este de 1 g / ml, apoi volumul de apă care trebuie luat pentru prepararea soluției este: V apă \u003d m apă: ρ apă \u003d 2696,4 g: 1 g / ml \u003d 2696,4 ml.

Exemplul 5.7 Ce masă de sare Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O) trebuie dizolvată în 500 ml soluție de sulfat de sodiu 10% (densitatea soluției 1,1 g/ml) pentru a obține o soluție de Na 2 SO 4 15%?

Fie necesare x grame de sare Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O. Atunci masa soluției rezultate este:

m soluție 15% = m soluție originală (10%) + m sare Glauber = 550 + x (g);

m soluție inițială (10%) = V 10% soluție × ρ 10% soluție = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;

m (Na 2 SO 4) în soluția originală (10%) \u003d m soluție 10% a w (Na 2 SO 4) \u003d 550 g 0,1 \u003d 55 g.

Exprimați prin x masa de Na 2 SO 4 pur conținută în x grame de Na 2 SO 4 10H 2 O.

M (Na2SO410H2O) \u003d 322 g / mol; M (Na 2 SO 4) \u003d 142 g / mol; prin urmare:

322 g de Na2S0410H20 conţin 142 g de Na2S04 anhidru;

x g de Na2SO410H2O conţine mg de Na2SO4 anhidru.

m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x: 322 \u003d 0,441 x x.

Masa totală de sulfat de sodiu din soluția rezultată va fi egală cu:

m (Na2SO4) în soluție 15% = 55 + 0,441 × x (g).

În soluția rezultată: = 0,15

, de unde x = 94,5 g.

Sarcina numărul 6

Tabelul 6 - Condițiile sarcinii nr. 6

numărul opțiunii	Textul condiției
	5 g de Na 2 SO 4 x 10 H 2 O au fost dizolvate în apă, iar volumul soluţiei rezultate a fost adus la 500 ml cu apă. Calculați fracția de masă a Na 2 SO 4 din această soluție (ρ = 1 g/ml) și concentrațiile molare ale ionilor Na + și SO 4 2–.
	Soluţii mixte: 100 ml de Cr2(SO4)3 0,05M şi 100 ml de Na2S04 0,02M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor de Cr 3+ , Na + și SO 4 2– în soluția rezultată.
	Ce volume de apă și o soluție 98% (densitate 1,84 g/ml) de acid sulfuric trebuie luate pentru a prepara 2 litri de soluție 30% cu o densitate de 1,2 g/ml?
	În 400 ml apă s-au dizolvat 50 g de Na 2 CO 3 × 10H 2 O Care sunt concentrațiile molare ale ionilor Na + și CO 3 2– și fracția de masă a Na 2 CO 3 în soluția rezultată (ρ = 1,1) g/ml)?
	Soluții mixte: 150 ml de Al2(SO4)3 0,05 M și 100 ml de NiSO4 0,01 M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2- din soluția rezultată.
	Ce volume de apă și o soluție 60% (densitate 1,4 g/ml) de acid azotic vor fi necesare pentru a prepara 500 ml dintr-o soluție 4 M (densitate 1,1 g/ml)?
	Ce masă de sulfat de cupru (CuSO 4 × 5H 2 O) este necesară pentru a prepara 500 ml dintr-o soluție 5% de sulfat de cupru cu o densitate de 1,05 g/ml?
	S-au adăugat în balon 1 ml dintr-o soluție 36% (ρ = 1,2 g/ml) de HCI și 10 ml dintr-o soluție 0,5 M de ZnCl2. Volumul soluției rezultate a fost adus la 50 ml cu apă. Care sunt concentrațiile molare ale ionilor H + , Zn 2+ , Cl - în soluția rezultată?
	Care este fracția de masă a Cr 2 (SO 4) 3 într-o soluție (ρ » 1 g/ml), dacă se știe că concentrația molară a ionilor sulfat în această soluție este de 0,06 mol/l?
	Ce volume de apă și soluție 10 M (ρ=1,45 g/ml) de hidroxid de sodiu vor fi necesare pentru a prepara 2 litri de soluție de NaOH 10% (ρ=1,1 g/ml)?
	Câte grame de sulfat feros FeSO 4 × 7H 2 O pot fi obținute prin evaporarea apei din 10 litri de soluție de sulfat de fier (II) 10% (densitatea soluției 1,2 g/ml)?
	Soluții mixte: 100 ml de Cr2 (SO4)3 0,1 M și 50 ml de CuSO4 0,2 M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor Cr 3+ , Cu 2+ , SO 4 2- din soluția rezultată.

Tabelul 6 a continuat

numărul opțiunii	Textul condiției
	Ce volume de apă și o soluție de acid fosforic 40% cu o densitate de 1,35 g/ml vor fi necesare pentru a prepara 1 m 3 dintr-o soluție 5% de H 3 PO 4, a cărei densitate este de 1,05 g/ml?
	16,1 g de Na 2 SO 4 x 10 H 2 O au fost dizolvate în apă şi volumul soluţiei rezultate a fost adus la 250 ml cu apă. Calculați fracția de masă și concentrația molară de Na 2 SO 4 în soluția rezultată (presupuneți că densitatea soluției este de 1 g/ml).
	Soluții mixte: 150 ml Fe2 (SO4)3 0,05 M și 100 ml MgS04 0,1 M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor Fe 3+ , Mg 2+ , SO 4 2– din soluția rezultată.
	Ce volume de apă și acid clorhidric 36% (densitate 1,2 g/ml) sunt necesare pentru a prepara 500 ml dintr-o soluție 10% cu o densitate de 1,05 g/ml?
	În 200 ml apă s-au dizolvat 20 g de Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O. Care este fracția de masă a solutului din soluția rezultată, a cărei densitate este de 1,1 g/ml? Calculați concentrațiile molare ale ionilor de Al 3+ și SO 4 2– din această soluție.
	Soluții mixte: 100 ml de Al2(SO4)3 0,05 M și 150 ml de Fe2(SO4)3 0,01 M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor Fe 3+ , Al 3+ și SO 4 2– în soluția rezultată.
	Ce volume de apă și soluție de acid acetic 80% (densitate 1,07 g/ml) vor fi necesare pentru a prepara 0,5 l de oțet de masă, în care fracția de masă a acidului este de 7%? Luați densitatea oțetului de masă egală cu 1 g/ml.
	Ce masă de sulfat feros (FeSO 4 × 7H 2 O) este necesară pentru a prepara 100 ml dintr-o soluție 3% de sulfat feros? Densitatea soluției este de 1 g/ml.
	S-au adăugat în balon 2 ml de soluţie de HCI 36% (densitate 1,2 g/cm3) şi 20 ml de soluţie de CuCl2 0,3 M. Volumul soluției rezultate a fost adus la 200 ml cu apă. Calculați concentrațiile molare ale ionilor H + , Cu 2+ și Cl - în soluția rezultată.
	Care este concentrația procentuală de Al 2 (SO 4) 3 într-o soluție în care concentrația molară a ionilor sulfat este de 0,6 mol/l. Densitatea soluției este de 1,05 g/ml.
	Ce volume de apă și soluție de KOH 10 M (densitatea soluției 1,4 g/ml) vor fi necesare pentru a prepara 500 ml de soluție de KOH 10% cu o densitate de 1,1 g/ml?
	Câte grame de sulfat de cupru CuSO 4 × 5H 2 O pot fi obținute prin evaporarea apei din 15 litri de soluție de sulfat de cupru 8%, a cărei densitate este de 1,1 g/ml?
	Soluții mixte: 200 ml Fe2 (SO4)3 0,025 M și 50 ml FeCl3 0,05 M. Calculați concentrația molară a ionilor Fe 3+ , Cl - , SO 4 2- în soluția rezultată.
	Ce volume de apă și o soluție 70% de H 3 PO 4 (densitate 1,6 g/ml) vor fi necesare pentru a prepara 0,25 m 3 dintr-o soluție 10% de H 3 PO 4 (densitate 1,1 g/ml)?
	În 100 ml apă au fost dizolvate 6 g de Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O. Calculați fracția de masă a Al 2 (SO 4) 3 și concentrațiile molare ale ionilor de Al 3+ și SO 4 2– în soluție rezultată, a cărei densitate este de 1 g/ml
	Soluții mixte: 50 ml Cr2 (SO4)3 0,1 M și 200 ml Cr(NO3)3 0,02 M. Calculați concentrațiile molare ale ionilor Cr 3+ , NO 3 - , SO 4 2- din soluția rezultată.
	Ce volume dintr-o soluție 50% de acid percloric (densitate 1,4 g/ml) și apă sunt necesare pentru a prepara 1 litru de soluție 8% cu o densitate de 1,05 g/ml?
	Câte grame de sare Glauber Na 2 SO 4 × 10H 2 O trebuie dizolvate în 200 ml apă pentru a obține o soluție de sulfat de sodiu 5%?
	S-au adăugat în balon 1 ml de soluţie 80% de H2S04 (densitatea soluţiei 1,7 g/ml) şi 5000 mg de Cr2 (S04)3. Amestecul a fost dizolvat în apă; volumul soluţiei a fost adus la 250 ml. Calculați concentrațiile molare ale ionilor H + , Cr 3+ și SO 4 2– în soluția rezultată.

Tabelul 6 a continuat

ECHILIBRU CHIMIC

Toate reacțiile chimice pot fi împărțite în 2 grupe: reacții ireversibile, i.e. reacții care au loc până la consumarea completă a cel puțin uneia dintre substanțele care reacţionează și reacții reversibile în care niciuna dintre substanțele care reacţionează nu este consumată complet. Acest lucru se datorează faptului că o reacție reversibilă poate avea loc atât în ​​direcția înainte, cât și în sens invers. Un exemplu clasic de reacție reversibilă este sinteza amoniacului din azot și hidrogen:

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

La începutul reacţiei, concentraţiile substanţelor iniţiale din sistem sunt maxime; în acest moment, viteza reacției înainte este de asemenea maximă. La începutul reacției, încă nu există produse de reacție în sistem (în acest exemplu, amoniac), prin urmare, viteza reacției inverse este zero. Pe măsură ce substanțele inițiale interacționează între ele, concentrațiile lor scad, prin urmare, scade și viteza reacției directe. Concentrația produsului de reacție crește treptat, prin urmare, crește și viteza reacției inverse. După un timp, viteza reacției directe devine egală cu viteza inversă. Această stare a sistemului este numită starea de echilibru chimic. Se numesc concentrațiile de substanțe dintr-un sistem aflat în stare de echilibru chimic concentratii de echilibru. Caracteristica cantitativă a unui sistem în stare de echilibru chimic este constanta de echilibru.

Pentru orice reacție reversibilă a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + ..., expresia constantei de echilibru chimic (K) se scrie sub formă de fracție, în numărătorul căreia se află concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție. , iar la numitor sunt concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale, mai mult, concentrația fiecărei substanțe trebuie ridicată la o putere egală cu coeficientul stoechiometric din ecuația de reacție.

De exemplu, pentru reacția N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Trebuie avut în vedere faptul că expresia constantei de echilibru include concentrațiile de echilibru numai ale substanțelor gazoase sau ale substanțelor care sunt în stare dizolvată . Concentrația unui solid se presupune a fi constantă și nu este scrisă în expresia constantă de echilibru.

CO 2 (gaz) + C (solid) ⇆ 2CO (gaz)

CH 3 COOH (soluție) ⇆ CH 3 COO - (soluție) + H + (soluție)

Ba 3 (PO 4) 2 (solid) ⇆ 3 Ba 2+ (soluție saturată) + 2 PO 4 3– (soluție saturată) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)

Există două cele mai importante tipuri de probleme asociate cu calcularea parametrilor unui sistem de echilibru:

1) se cunosc concentrațiile inițiale ale substanțelor inițiale; din starea problemei, se pot găsi concentrațiile de substanțe care au reacționat (sau s-au format) până la atingerea echilibrului; în problemă se cere să se calculeze concentrațiile de echilibru ale tuturor substanțelor și valoarea numerică a constantei de echilibru;

2) se cunosc concentrațiile inițiale ale substanțelor inițiale și constanta de echilibru. Condiția nu conține date despre concentrațiile substanțelor reacţionate sau formate. Este necesar să se calculeze concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție.

Pentru a rezolva astfel de probleme, este necesar să înțelegem că concentrația de echilibru a oricărui iniţială substanțele pot fi găsite scăzând concentrația substanței reactionate din concentrația inițială:

C echilibru \u003d C inițial - C a substanței reacționate.

Concentrația de echilibru produs de reacție este egală cu concentrația produsului format la momentul echilibrului:

Echilibrul C \u003d C al produsului rezultat.

Astfel, pentru a calcula parametrii unui sistem de echilibru, este foarte important să se poată determina cât de mult din substanța inițială a reacționat până la atingerea echilibrului și cât de mult din produsul de reacție s-a format. Pentru a determina cantitatea (sau concentrația) substanțelor reacţionate și formate, se efectuează calcule stoechiometrice conform ecuației reacției.

Exemplul 6.1 Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen în sistemul de echilibru N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 sunt de 3 mol/l, respectiv 4 mol/l. Până la atingerea echilibrului chimic, 70% din hidrogen din cantitatea sa inițială a rămas în sistem. Determinați constanta de echilibru a acestei reacții.

Din condițiile problemei rezultă că până la atingerea echilibrului, 30% din hidrogen reacționase (tip de problemă 1):

4 mol/l H2 - 100%

x mol/l H2 - 30%

x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proreag. (H2)

După cum se poate observa din ecuația reacției, azotul ar fi trebuit să reacționeze de 3 ori mai puțin decât hidrogenul, adică. Cu proreact. (N 2) \u003d 1,2 mol / l: 3 \u003d 0,4 mol / l. Amoniacul se formează de 2 ori mai mult decât a reacţionat azotul:

Din imagini. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l

Concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție vor fi după cum urmează:

Egal (H 2) \u003d C inițială. (H 2) - C proreact. (H 2) \u003d 4 mol / l - 1,2 mol / l \u003d 2,8 mol / l;

Egal (N 2) \u003d C beg. (N 2) – C proreac. (N 2) \u003d 3 mol / l - 0,4 mol / l \u003d 2,6 mol / l;

Egal (NH3) = C imagini. (NH 3) \u003d 0,8 mol / l.

Constanta de echilibru = .

Exemplul 6.2 Calculați concentrațiile de echilibru de hidrogen, iod și hidrogen iod în sistemul H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, dacă se știe că concentrațiile inițiale ale H 2 și I 2 sunt de 5 mol/l, respectiv 3 mol/l, iar constanta de echilibru este 1.

Trebuie remarcat faptul că, în starea acestei probleme (sarcină de al 2-lea tip), condiția nu spune nimic despre concentrațiile substanțelor inițiale reactionate și ale produselor formate. Prin urmare, atunci când se rezolvă astfel de probleme, concentrația unei substanțe reactionate este de obicei luată ca x.

Fie ca x mol/l H 2 să fi reacţionat până la atingerea echilibrului. Apoi, după cum rezultă din ecuația reacției, x mol/l I 2 ar trebui să reacționeze și ar trebui să se formeze 2x mol/l HI. Concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție vor fi după cum urmează:

Egal (H 2) \u003d C beg. (H 2) - C proreact. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;

Egal (I 2) = C beg. (I 2) – C proreac. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;

Egal (HI) = C imagini. (HI) = 2x mol/l.

4x2 = 15 - 8x + x2

3x2 + 8x - 15 = 0

x 1 = -3,94 x 2 = 1,27

Doar rădăcina pozitivă x = 1,27 are sens fizic.

Prin urmare, C egal. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;

Egal (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;

Egal (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.

Sarcina numărul 7

Tabelul 7 - Condițiile sarcinii nr. 7

Tabelul 7 a continuat

La compilarea ecuațiilor reacțiilor redox, trebuie respectate următoarele două reguli importante:

Regula 1: În orice ecuație ionică, trebuie respectată conservarea sarcinii. Aceasta înseamnă că suma tuturor sarcinilor din partea stângă a ecuației ("stânga") trebuie să se potrivească cu suma tuturor sarcinilor din partea dreaptă a ecuației ("dreapta"). Această regulă se aplică oricărei ecuații ionice, atât pentru reacții complete, cât și pentru semireacții.

Încărcare de la stânga la dreapta

Regula 2: Numărul de electroni pierduți în semireacția de oxidare trebuie să fie egal cu numărul de electroni câștigați în semireacția de reducere. De exemplu, în primul exemplu dat la începutul acestei secțiuni (reacția dintre fier și ionii cuproși hidratați), numărul de electroni pierduți în semireacția oxidativă este doi:

Prin urmare, numărul de electroni dobândiți în semireacția de reducere trebuie să fie, de asemenea, egal cu doi:

Următoarea procedură poate fi utilizată pentru a deriva ecuația redox completă din ecuațiile celor două semireacții:

1. Ecuațiile fiecăreia dintre cele două semireacții sunt echilibrate separat, iar pentru a îndeplini regula 1 de mai sus, numărul corespunzător de electroni este adăugat în partea stângă sau dreaptă a fiecărei ecuații.

2. Ecuațiile ambelor semireacții sunt echilibrate una față de cealaltă, astfel încât numărul de electroni pierduți într-o reacție devine egal cu numărul de electroni câștigați în cealaltă semireacție, conform regulii 2.

3. Se însumează ecuațiile pentru ambele semireacții pentru a obține ecuația completă pentru reacția redox. De exemplu, însumând ecuațiile celor două semireacții de mai sus și eliminând din stânga și din dreapta ecuației rezultate

număr egal de electroni, găsim

Să echilibrăm ecuațiile semireacțiilor prezentate mai jos și să compunem o ecuație pentru reacția redox de oxidare a unei soluții apoase de orice sare feroasă într-o sare ferică cu ajutorul unei soluții acide de potasiu.

Etapa 1. În primul rând, echilibrăm separat ecuația fiecăreia dintre cele două semireacții. Pentru ecuația (5) avem

Pentru a echilibra ambele părți ale acestei ecuații, trebuie să adăugați cinci electroni în partea stângă sau să scădeți același număr de electroni din partea dreaptă. După aceea primim

Acest lucru ne permite să scriem următoarea ecuație echilibrată:

Deoarece electronii trebuiau adăugați în partea stângă a ecuației, aceasta descrie o semireacție de reducere.

Pentru ecuația (6), putem scrie

Pentru a echilibra această ecuație, puteți adăuga un electron în partea dreaptă. Apoi