配平简介:
化学反应方程式严格遵守质量守恒定律,书写化学反应方程式写出反应物和生成物后,往往左右两边各原子数目不相等,不满足质量守恒定律,这就需要通过配平来解决。
配平原则:
(1)电子守恒原则:反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等
(2)电荷守恒原则:若为离子反应,反应前后离子所带正负电荷总数相等
(3)质量守恒原则:反应前后各元素的原子个数相等
配平步骤: (1)一标:标明反应前后化合价有变化的元素的化合价
(2)二等:通过求最小公倍数使化合价升降总值相等
(3)三定:确定氧化剂与还原剂的化学计量数
氧化剂(还原剂)化学计量数=降(升)价的最小公倍数÷1mol氧化剂(还原剂)降(升)价总数
(4)四平:用观察法配平其他物质的化学计量数
(5)五查:检查质量与电荷、电子是否分别守恒
配平技巧:
(1)逆向配平法:部分氧化还原反应、自身氧化还原反应等可用逆向配平法,即选择氧化产物、还原产物为基准物来配平(一般从反应物很难配平时,可选用逆向配平法)
例:
通过表明氧化产物、还原产物化合价的升降,确定CrCl
3、Cl
2的计量数为2和3,然后再用观察法配平。
(2)设“1”配平法:设某一反应物或生成物(一般选用组成元素较多的物质作基准物)的化学计量数为1,其余各物质的化学计量数可根据原子守恒原理列方程求得。
例:P
4O+Cl
2→POCl
3+P
2Cl
6 可令P
4O前的系数为1,Cl
2的系数为x,则
1P4O+xCl
2→POCl
3+3/2P
2Cl
6 ,再由Cl原子守恒得2x=3+3/2×6 得x=6 即可配平
(3)零价配平法:先令无法用常规方法确定化合价的物质中各元素均为零价,然后计算出各元素化合价的升降值,并使元素化合价升降总数相等,最后用观察法配平其他物质的化学计量数。
例:Fe
3C+HNO
3=Fe(NO
3)
3+CO
2↑+NO
2↑+H
2O
复杂化合物Fe
3C按照常规方法分析,无法确定其Fe和C的具体化合价,此时可令组成物质的各元素化合价为零价,根据化合价升降法配平。
再用观察法确定物质的化学计量数。
(4)整体标价法:当某元素的原子在某化合物中有数个时,可将它作为一个整体对待,根据化合物中元素化合价代数和为零原则予以整体标价。
例:S+Ca(OH)
2→CaS
x+Ca
2S
2O
3+H
2O
生成物CaS
x、Ca
2S
2O
3中的S
x、S
2作为一个整体标价为-2、+4价,则化合价升降关系为:
S
x 0→-2 降2×2
S
2 0→+4 升4×1
即可配平。
(5)缺项配平法:一般先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量系数,再通过比较反应物与生成物,确定缺项(一般为H
2O、H
+或OH
-),最后观察配平。
(6)有机氧化还原反应的配平:有机物中元素的化合价一般来讲,氢元素显+1价,氧元素显-2价,然后再根据化合价的代数和为零求酸碳元素的平均化合价。
氧化还原反应方程式配平的一般方法与步骤:
- 一般方法:从左向右配。
- 步骤:标变价,找变化,求总数,配系数。
- 标出元素化合价变化的始态和终态
- 求升价元素或降价元素化合价的变化数
- 求化合价变化数的最小公倍数,分别作为氧化剂或还原剂的系数
- 配平变价元素
- 用观察法配平其他元素
- 检查配平后的方程式是否符合质量守恒定律(离子方程式还要看电荷是否守恒)
如:
特殊技巧:
配平时若同一物质内既有元素的化合价上升又有元素的化合价下降,若从左向右配平较困难,可以采用从右向左配平,成为逆向配平法。
热化学方程式:
1.定义表示反应所放出或吸收热量的化学方程式,叫做热化学方程式。
2.表示意义不仅表明了化学反应中的物质变化,也表明厂化学反应中的能量变化。例如:
:
,表示在25℃、101kPa下,2molH2(g)和1mol O2(g)完全反应生成2molH2O(l)时要释放571.6kJ 的能量。
热化学反应方程式的书写:
热化学方程式与普通化学方程式相比,在书写时除厂要遵守书写化学方程式的要求外还应注意以下问题:
1.注意△H的符号和单位 △H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应,△H为“-”;若为吸热反应,△H为“+”。△H的单位一般为kJ/moJ。
2.注意反应条件反衄热△H与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。绝大多数△H是是25℃、101kPa下测定的,此条件下进行的反应可不注明温度和压强。
3.注意物质的聚集状态反应物和生成物的聚集状态不同,反应热△H不同。因此,必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”,液体用:l“,固体用“s”,溶液用“aq”。
4.注意热化学方程式的化学计量数
(1)热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量,并不表示物质的分子数或原子数,因此化学计量数可以是整数,也可以是分数。
(2)热化学方程式中的反应热表示反应已完成时的热量变化,由于△H与反应完成的量有关,所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应,如果化学计量数加倍,则△H也要加倍。当反应逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数值相等,符号相反。
原电池原理的应用:
(1)根据形成原电池判断金属的活动性根据活泼金属为负极,不活泼金属为正极,可通过组成原电池判断金属活动性。
(2)形成原电池可以加快反应速率纯锌与稀H
2SO
4反应速率较慢,当加入CuSO
4溶液以后,反应速率加快,因为Zn+Cu
2+=Cu+Zn
2+析出的Cu与Zn接触,在稀H
2SO
4中形成原电池,加快反应速率。
(3)根据原电池原理可以判断电池的正负极、电解质溶液、判断溶液pH的变化
(4)根据原电池原理可以保护金属不被腐蚀
(5)判断金属腐蚀程度的快慢
原电池原理的应用:
1.比较不同金属的活动性强弱
根据原电池原理可知,在原电池反应过程中,一般活动性强的金属作负极,而活动性弱的金属(或能导电的非金属)作正极。
若有两种金属A和B,用导线将A和B连接后,插入到稀硫酸中,一段时间后,若观察到A极溶解,而B 极上有气体放出,说明在原电池工作过程中,A被氧化成阳离子而失去电子作负极,B作正极,则金属A的金属活动性比B强。
2.加快氧化还原反应的速率
因为形成原电池后,产生电位差,使电子的运动速率加快,从而使反应速率增大,如Zn与稀H2SO4反应制氧气时,可向溶液中滴加少量CuSO4溶液,形成Cu—Zn原电池,加快反应速率 3.用于金属的防护要保护一个铁制闸门,可用导线将其与一锌块相连,使锌作原电池的负极,铁制闸门作正极。
4.设计制作化学电源设计原电池时要紧扣构成原电池的条件。
(1)首先要将已知氧化还原反应拆分为两个半反应:
(2)然后根据原电池的电极反应特点,结合两个半反应找出正、负极材料(一般负极就是失电子的物质,正极用比负极活泼性差的金属或导电的非金属)及电解质溶液:
①电解质溶液的选择电解质溶液一般要能够与负极发生反应,或者能与电极产物发生反应。但如果两个半反应分别在两个容器中进行(中间连接盐桥),左右两个容器中的电解质溶液应选择与电极材料相同的阳离子。如在铜一锌一硫酸铜构成的原电池中,负极金属锌浸泡在含有 Zn2+“的电解质溶液中,而正极铜浸泡在含有Cu2+的溶液中.
②电极材料的选择在原电池中,选择较活泼的金属或还原性较强的物质作为负极,较不活泼的金属或能导电的非金属或氧化性较强的物质作为正极。一般,原电池的负极能够与电解质溶液反应,容易失去电子,因此负极一般是活泼的金属材料(也可以是还原性较强的非金属材料如H2、CH4等)。
(3)举例根据以下反应设计原电池: