Симулятор Химических Реакций
В этой статье предлагаются симуляторы PhET онлайн: физика, химия, биология, наука о Земле, математика. Сайт проекта: Для запуска симулятора онлайн требуется Java версии 1.5.0.15 (или выше) или Adobe Flash 9 (или выше), или HTML5 в зависимости от конкретного симулятора и Интернет.
Если симулятор на Adobe Flash, то нужно просто перейти по ссылке (ссылки см. Ниже), но предварительно установите flash-player-plugin. Если симулятор на Java, то нужно перейти по ссылке (ссылки см.
Химические реакции 9.1. Какие бывают химические реакции Вспомним, что химическими реакциями мы называем любые химические явления природы. При химической реакции происходит разрыв одних и образование других химических связей. В результате реакции из одних химических веществ получаются другие вещества (см. Выполняя домашнее задание к § 2.5, вы познакомились с традиционным выделением из всего множества химических превращений реакций четырех основных типов, тогда же вы предложили и их названия: реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями.
Примеры реакций обмена: Ba(OH) 2 + H 2SO 4 = BaSO 4 + 2H 2O; (10) HCl + KNO 2 = KCl + HNO 2; (11) AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3. (12) Традиционная классификация химических реакций не охватывает все их разнообразие – кроме реакций четырех основных типов существует еще и множество более сложных реакций. Выделение двух других типов химических реакций основано на участии в них двух важнейших нехимических частиц: электрона и протона. При протекании некоторых реакций происходит полная или частичная передача электронов от одних атомов к другим. При этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав исходных веществ, изменяются; из приведенных примеров это реакции 1, 4, 6, 7 и 8. Эти реакции называются окислительно-восстановительными. Кислотно-основные реакции (КОР) – химические реакции, сопровождающиеся передачей протона.
Среди приведенных примеров такими реакциями являются реакции 3, 10 и 11. По аналогии с этими реакциями окислительно-восстановительные реакции иногда называют реакциями с передачей электрона.
Оптимизация химических реакторов, фильтрационного оборудования, смесителей и других процессов упрощается при использовании модуля Chemical Reaction Engineering (Разработка химических реакций). Он содержит инструменты для моделирования переноса материалов и теплообмена при любой. Понятие о том, какие бывают типы химических реакций, неразрывно связано с базовым знанием. Виртуальная химическая лаборатория (Virtual Chemistry Laboratory) - визуальный симулятор лаборатории и лабораторных работ по неорганической/аналитической химии, включающий редактор новых лабораторных работ. Программа бесплатна, русифицированный вариант доступен для загрузки. Всё о химических реакциях: виды, типы и примеры химических реакций.
С ОВР вы познакомитесь в § 2, а с КОР – в следующих главах. РЕАКЦИИ СОЕДИНЕНИЯ, РЕАКЦИИ РАЗЛОЖЕНИЯ, РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ, РЕАКЦИИ ОБМЕНА, ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ, КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ. Составьте уравнения реакций, соответствующих следующим схемам: а) HgO Hg + O 2 ( t); б) Li 2O + SO 2 Li 2SO 3; в) Cu(OH) 2 CuO + H 2O ( t); г) Al + I 2 AlI 3; д) CuCl 2 + Fe FeCl 2 + Cu; е) Mg + H 3PO 4 Мg 3(PO 4) 2 + H 2; ж) Al + O 2 Al 2O 3 ( t); и) KClO 3 + P P 2O 5 + KCl ( t); к) CuSO 4 + Al Al 2(SO 4) 3 + Cu; л) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( t); м) NH 3 + O 2 N 2 + H 2O ( t); н) H 2SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2O. Укажите традиционный тип реакции.
Отметьте окислительно-восстановительные и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях укажите, атомы каких элементов меняют свои степени окисления. Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию, протекающую в доменных печах при промышленном получении железа (точнее, чугуна) из железной руды: Fe 2O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2. Определим степени окисления атомов, входящих в состав как исходных веществ, так и продуктов реакции. +III –II +II –II 0 +IV –II Fe 2O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2. Как видите, степень окисления атомов углерода в результате реакции увеличилась, степень окисления атомов железа уменьшилась, а степень окисления атомов кислорода осталась неизменной. Следовательно, атомы углерода в этой реакции подверглись окислению, то есть потеряли электроны ( окислились), а атомы железа – восстановлению, то есть присоединили электроны ( восстановились) (см.
Для характеристики ОВР используют понятия окислитель и восстановитель. Вещество-восстановитель – исходное вещество данной ОВР, содержащее атомы-восстановители. В нашей реакции веществом-окислителем является оксид железа(III), а веществом-восстановителем – оксид углерода(II).
В тех случаях, когда атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества (пример: реакция 6 из предыдущего параграфа), понятия ' вещество-окислитель' и ' вещество-восстановитель' не используются. Таким образом, типичными окислителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные присоединять электроны (полностью или частично), понижая свою степень окисления. Из простых веществ это прежде всего галогены и кислород, в меньшей степени сера и азот. Из сложных веществ – вещества, в состав которых входят атомы в высших степенях окисления, не склонные в этих степенях окисления образовывать простые ионы: HNO 3 (N +V), KMnO 4 (Mn +VII), CrO 3 (Cr +VI), KClO 3 (Cl +V), KClO 4 (Cl +VII) и др.
Типичными восстановителями являются вещества, в состав которых входят атомы, склонные полностью или частично отдавать электроны, повышая свою степень окисления. Из простых веществ это водород, щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Из сложных веществ – H 2S и сульфиды (S –II), SO 2 и сульфиты (S +IV), йодиды (I –I), CO (C +II), NH 3 (N –III) и др. В общем случае почти все сложные и многие простые вещества могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Например: SO 2 + Cl 2 = S + Cl 2O 2 (SO 2 – сильный восстановитель); SO 2 + C = S + CO 2 (t) (SO 2 – слабый окислитель); C + O 2 = CO 2(t) (C – восстановитель); C + 2Ca = Ca 2C (t) (С – окислитель). Вернемся к реакции, разобранной нами в начале этого параграфа. +III -II +II -II 0 +IV -II Fe 2O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2.
Обратите внимание, что в результате реакции атомы-окислители (Fe +III) превратились в атомы-восстановители (Fe 0), а атомы-восстановители (C +II) превратились в атомы-окислители (C +IV). Но CO 2 в любых условиях очень слабый окислитель, а железо, хоть и является восстановителем, но в данных условиях значительно более слабым, чем CO. Поэтому продукты реакции не реагируют друг с другом, и обратная реакция не протекает. Приведенный пример является иллюстрацией общего принципа, определяющего направление протекания ОВР: Окислительно-восстановительные реакции протекают в направлении образования более слабого окислителя и более слабого восстановителя. Окислительно-восстановительные свойства веществ можно сравнивать только в одинаковых условиях. В некоторых случаях это сравнение может быть проведено количественно. Выполняя домашнее задание к первому параграфу этой главы, вы убедились, что подобрать коэффициенты в некоторых уравнениях реакций (особенно ОВР) довольно сложно.
Для упрощения этой задачи в случае окислительно-восстановительных реакций используют следующие два метода: а) метод электронного баланса и б) метод электронно-ионного баланса. Метод электронного баланса вы изучите сейчас, а метод электронно-ионного баланса обычно изучается в высших учебных заведениях. Оба эти метода основаны на том, что электроны в химических реакциях никуда не исчезают и ниоткуда не появляются, то есть число принятых атомами электронов равно числу электронов, отданных другими атомами. Число отданных и принятых электронов в методе электронного баланса определяется по изменению степени окисления атомов. При использовании этого метода необходимо знать состав как исходных веществ, так и продуктов реакции. Рассмотрим применение метода электронного баланса на примерах.
Составим уравнение реакции железа с хлором. Известно, что продуктом такой реакции является хлорид железа(III). Запишем схему реакции: Fe + Cl 2 FeCl 3. Определим степени окисления атомов всех элементов, входящих в состав веществ, участвующих в реакции. 4 Fe +III – e – = Fe +III 2S –I – 10 e – = 2S +IV Всего отдают 11 е – 11 O 2 + 4 e – = 2O –II Уравнение реакции: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2O 3 + 8SO 2. Встречаются и более сложные случаи ОВР, с некоторыми из них вы познакомитесь, выполняя домашнее задание. АТОМ-ОКИСЛИТЕЛЬ, АТОМ-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ОКИСЛИТЕЛЬ, ВЕЩЕСТВО-ВОССТАНОВИТЕЛЬ, МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА, ЭЛЕКТРОННЫЕ УРАВНЕНИЯ.
1.Составьте электронный баланс к каждому уравнению ОВР, приведенному в тексте § 1 этой главы. 2.Составьте уравнения ОВР, обнаруженных вами при выполнении задания к § 1 этой главы. На этот раз для расстановки коэффициентов используйте метод электронного баланса. 3.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим схемам: а) Na + I 2 NaI; б) Na + O 2 Na 2O 2; в) Na 2O 2 + Na Na 2O; г) Al + Br 2 AlBr 3; д) Fe + O 2 Fe 3O 4 ( t); е) Fe 3O 4 + H 2 FeO + H 2O ( t); ж) FeO + O 2 Fe 2O 3 ( t); и) Fe 2O 3 + CO Fe + CO 2 ( t); к) Cr + O 2 Cr 2O 3 ( t); л) CrO 3 + NH 3 Cr 2O 3 + H 2O + N 2 ( t); м) Mn 2O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2O; н) MnO 2 + H 2 Mn + H 2O ( t); п) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( t) р) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( t); с) Cu 2O + Cu 2S Cu + SO 2 ( t); т) CuS + O 2 Cu 2O +SO 2 ( t); у) Pb 3O 4 + H 2 Pb + H 2O ( t).
Почему происходят химические реакции? Для ответа на этот вопрос вспомним, почему отдельные атомы объединяются в молекулы, почему из изолированных ионов образуется ионный кристалл, почему при образовании электронной оболочки атома действует принцип наименьшей энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же: потому, что это энергетически выгодно. Это значит, что при протекании таких процессов выделяется энергия. Казалось бы, что и химические реакции должны протекать по этой же причине. Действительно, можно провести множество реакций, при протекании которых выделяется энергия. Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.
Экзотермическая реакция – химическая реакция, при которой происходит выделение теплоты. Если при экзотермической реакции теплота не успевает отводиться, то реакционная система нагревается. Например, в реакции горения метана СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2О (г) выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо. Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции: СН 4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2О (г) + Q.
Это так называемое термохимическое уравнение. Здесь символ '+ Q' означает, что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции. Откуда же берется выделяющаяся теплота? Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и образуются химические связи. В данном случае рвутся связи между атомами углерода и водорода в молекулах СН 4, а также между атомами кислорода в молекулах О 2.
Интенсивная стирка Эко. Стиральная машина самсунг инструкция. Она от компании Самсунг, знакомой каждому. Samsung Eco bubble - BUBEL!
При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО 2 и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н 2О. Для разрыва связей нужно затратить энергию (см. 'энергия связи', 'энергия атомизации' ), а при образовании связей энергия выделяется.
Очевидно, что, если 'новые' связи более прочные, чем 'старые', то энергии выделится больше, чем поглотится. Разность между выделившейся и поглощенной энергией и составляет тепловой эффект реакции. Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется в килоджоулях, например: 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2О (г) + 484 кДж. Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара). Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции. Термохимическое уравнение реакции – уравнение реакции, включающее тепловой эффект реакции, рассчитанный на количества вещества, задаваемые коэффициентами этого уравнения.
От чего зависит тепловой эффект каждой конкретной реакции? Тепловой эффект реакции зависит а) от агрегатных состояний исходных веществ и продуктов реакции, б) от температуры и в) от того, происходит ли химическое превращение при постоянном объеме или при постоянном давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от агрегатного состояния веществ связана с тем, что процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое (как и некоторые другие физические процессы) сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Это также может быть выражено термохимическим уравнением. Пример – термохимическое уравнение конденсации водяного пара: Н 2О (г) = Н 2О (ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при необходимости и в обычных химических уравнениях, агрегатные состояния веществ указываются с помощью буквенных индексов: (г) – газ, (ж) – жидкость, (т) или (кр) – твердое или кристаллическое вещество. Зависимость теплового эффекта от температуры связана с различиями в теплоемкостях исходных веществ и продуктов реакции.
Игры Симуляторы Скачать
Так как в результате экзотермической реакции при постоянном давлении всегда увеличивается объем системы, то часть энергии уходит на совершение работы по увеличению объема, и выделяющаяся теплота будет меньше, чем в случае протекания той же реакции при постоянном объеме. Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают для реакций, протекающих при постоянном объеме при 25 ° С и обозначают символом Q o. Если энергия выделяется только в виде теплоты, а химическая реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект реакции ( Q V) равен изменению внутренней энергии (D U) веществ-участников реакции, но с противоположным знаком: Q V = – U. Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, ' запасенные' этим телом. Знак ' – ' обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть U = – Q V. Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться.
На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае U = – ( Q P + A) = –( Q P + P V), где Q p – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда Q P = – U – P V.
Игры Симуляторы Полные Игры
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H. Следовательно Q P = – H. Таким образом, при выделении теплоты энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое название этой величины: ' теплосодержание'.
В отличие от теплового эффекта, изменение энтальпии характеризует реакцию независимо от того, протекает она при постоянном объеме или постоянном давлении. Термохимические уравнения, записанные с использованием изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями в термодинамической форме. При этом приводится значение изменения энтальпии в стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое H. Например: 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2О (г) H о = – 484 кДж; CaO (кр) + H 2O (ж) = Сa(OH) 2(кр) H о = – 65 кДж. Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции ( Q) от теплового эффекта реакции ( Q o) и количества вещества ( n Б) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением: Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении. Задача Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты. 2Н 2(г) + О 2(г) = 2Н 2О (г) + 484 кДж.
Q = 1694 кДж, (Н 2) = 2 моль, Q o = 484 кДж. = 2 мольЧ (1694 кДж/484 кДж) = 7 моль. Ответ: n(H 2O) = 7 моль.
Программа Симулятор Химических Реакций
ЭКЗОТЕРМИЧЕСКАЯ РЕАКЦИЯ, ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ, ТЕРМОХИМИЧЕСКОЕ УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ, ИЗМЕНЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ. 1.Приведите примеры известных вам экзотермических реакций. 2.Как вы думаете, может ли реакционная система при протекании экзотермической реакции охлаждаться? 3.Какое количество теплоты выделится при сгорании 320 г серы в кислороде по реакции: S (кр) + O 2(г) = SO 2(г) + 297 кДж? 4.Какое количество теплоты выделится при сгорании 405 г алюминия в кислороде по реакции: 4Al (кр) + 3O 2(г) = 2Al 2O 3(кр) + 3350 кДж? 5.Определите объем водорода, прореагировавшего с кислородом (объему газов измерены при н.
У.), если при этом выделилось 114,4 кДж теплоты. 6.Тепловой эффект реакции взаимодействия кристаллического алюминия с газообразным хлором равен 1408 кДж. Запишите термохимическое уравнение этой реакции и определите массу алюминия, необходимого для получения 2816 кДж теплоты с использованием этой реакции. 7.Определите количество теплоты, выделяющейся при сгорании на воздухе 1 кг угля, содержащего 90% графита, если тепловой эффект реакции горения графита в кислороде равна 394 кДж.
Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими. Эндотермическая реакция – химическая реакция, при которой происходит поглощение теплоты. Тепловой эффект таких реакций отрицательный.
Например: CaCO 3(кр) = CaO (кр) +CO 2(г) – Q, 2HgO (кр) = 2Hg (ж) + O 2(г) – Q, 2AgBr (кр) = 2Ag (кр) + Br 2(г) – Q. Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах. Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны? Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания.
Попробуем его обнаружить. Возьмем две колбы и заполним одну из них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и температура в колбах были одинаковыми. Известно, что эти вещества между собой не вступают в химическую реакцию. Герметично соединим колбы горлышками и установим их вертикально, так, чтобы колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу (рис.
Через некоторое время мы увидим, что бурый диоксид азота постепенно распространяется в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска содержимого колб становится одинаковой. Что же заставляет газы смешиваться? Хаотическое тепловое движение молекул. Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.
Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности. Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией.
Чем БОЛЬШЕ ПОРЯДКА – тем МЕНЬШЕ ЭНТРОПИЯ, чем МЕНЬШЕ ПОРЯДКА – тем БОЛЬШЕ ЭНТРОПИЯ. Уравнения связи между энтропией ( S) и другими величинами изучаются в курсах физики и физической химии. Единица измерений энтропии S = 1 Дж/К. Энтропия возрастает при нагревании вещества и уменьшается при его охлаждении. Особенно сильно она возрастает при переходе вещества из твердого в жидкое и из жидкого в газообразное состояние. Что же произошло в нашем опыте?
При смешении двух разных газов степень неупорядоченности возросла. Следовательно, возросла энтропия системы. При нулевом тепловом эффекте это и послужило причиной самопроизвольного протекания процесса.
Если теперь мы захотим разделить смешавшиеся газы, то нам придется совершить работу, то есть затратить для этого энергию. Самопроизвольно (за счет теплового движения) смешавшиеся газы никогда не разделятся! Итак, мы с вами обнаружили два фактора, определяющих возможность протекания многих процессов, в том числе и химических реакций: 1) стремление системы к минимуму энергии ( энергетический фактор) и 2) стремление системы к максимуму энтропии ( энтропийный фактор). Посмотрим теперь, как влияют на возможность протекания химических реакций различные комбинации этих двух факторов. Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается меньше, чем энергия исходных веществ, а энтропия больше (' под гору к большему беспорядку' ), то такая реакция может протекать и будет экзотермической.
Если в результате предполагаемой реакции энергия продуктов реакции оказывается больше, чем энергия исходных веществ, а энтропия меньше (' в гору к большему порядку' ), то такая реакция не идет. Если в предполагаемой реакции энергетический и энтропийный факторы действуют в разные стороны (' под гору, но к большему порядку' или ' в гору, но к большему беспорядку' ), то без специальных расчетов сказать что-либо о возможности протекания такой реакции нельзя (' кто перетянет' ). Подумайте, к какому из этих случаев относятся эндотермические реакции. Возможность протекания химической реакции можно оценить, рассчитав изменение в ходе реакции физической величины, зависящей как от изменения энтальпии, так и от изменения энтропии в этой реакции. Такая физическая величина называется энергией Гиббса (в честь американского физикохимика XIX. Джозайя Уилларда Гиббса).
G = H – T S Условие самопроизвольного протекания реакции: G.