Ισορροπημένη Χημική Εξίσωση

Εισαγωγή

Μια χημική εξίσωση είναι μια συμβολική αναπαράσταση μιας χημικής αντίδρασης με τη μορφή σημείων και εξισώσεων, με τις οντότητες των αντιδρώντων στα αριστερά και τις οντότητες του προϊόντος στα δεξιά, με ένα πρόσθετο σύμβολο μεταξύ των πρακτόρων τόσο στα αντιδρώντα όσο και στα προϊόντα, και ένα βέλος που δείχνει προς τα προϊόντα, υποδεικνύοντας την κατεύθυνση της αντίδρασης. Οι μετρήσεις των στοιχειομετρικών αριθμών αντιπροσωπεύονται από τους συντελεστές που γειτνιάζουν με τα σύμβολα και τους τύπους των πραγμάτων. το πρώτο διάγραμμα μιας χημικής εξίσωσης σχεδιάστηκε από τον Jean Beguin το 1615.

Χημικές εξισώσεις εξισορρόπησης

Σε μια χημική αντίδραση, η ποσότητα κάθε στοιχείου δεν μεταβάλλεται, σύμφωνα με τον κανόνα διατήρησης της μάζας. Ως αποτέλεσμα, κάθε πλευρά της χημικής εξίσωσης πρέπει να αντιπροσωπεύει την ίδια ακριβώς ποσότητα οποιουδήποτε δεδομένου στοιχείου. Σε μια χημική διαδικασία, το φορτίο διατηρείται επίσης. Ως αποτέλεσμα, και οι δύο πλευρές της ισορροπημένης εξίσωσης πρέπει να έχουν το ίδιο φορτίο.

Μια χημική εξίσωση μπορεί να εξισορροπηθεί αλλάζοντας τον βαθμωτό αριθμό για κάθε χημικό τύπο. Η επιθεώρηση, ή δοκιμή και σφάλμα, μπορεί να χρησιμοποιηθεί για την εξισορρόπηση απλών χημικών εξισώσεων. Η επίλυση ενός συνόλου γραμμικών εξισώσεων είναι μια άλλη μέθοδος.

Οι χαμηλότεροι συντελεστές ακέραιου αριθμού χρησιμοποιούνται συχνά σε ισορροπημένες εξισώσεις. Ο συντελεστής είναι 1 εάν δεν υπάρχει συντελεστής πριν από έναν χημικό τύπο.

Η προσέγγιση της επιθεώρησης μπορεί να συνοψιστεί ως εξής:τοποθετήστε έναν συντελεστή 1 μπροστά από τον πιο περίπλοκο χημικό τύπο και τους άλλους συντελεστές πριν από οτιδήποτε άλλο, έτσι ώστε και τα δύο άκρα των βελών να έχουν την ίδια ποσότητα ατόμων. Εάν εμφανίζεται ένας κλασματικός συντελεστής, πολλαπλασιάστε κάθε συντελεστή με τον μικρότερο αριθμό που απαιτείται για να γίνει ολόκληρος, ο οποίος είναι συνήθως ο παρονομαστής του κλασματικού συντελεστή στην περίπτωση μιας αντίδρασης κλασματικού συντελεστή.

Αντιδράσεις οξειδοαναγωγής 

Η απόκτηση ηλεκτρονίων ονομάζεται αναγωγές, ενώ η απώλεια ηλεκτρονίων είναι γνωστή ως οξείδωση. Η αντίδραση οξειδοαναγωγής/διεργασία οξειδοαναγωγής αναφέρεται στον συνδυασμό αντιδράσεων αναγωγής και οξείδωσης. Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, η κατανόηση των "αντιδράσεων οξειδοαναγωγής εξισορρόπησης" είναι κρίσιμη.

Υπάρχουν συνήθως δύο τρόποι για την εξισορρόπηση των οξειδοαναγωγικών αντιδράσεων (χημικές εξισώσεις). Η μέθοδος του αριθμού οξείδωσης και η μέθοδος μισής αντίδρασης είναι οι δύο μεθοδολογίες.

Εξισορρόπηση αντιδράσεων οξειδοαναγωγής

Η προσέγγιση του αριθμού οξείδωσης βασίζεται στη διαφορά μεταξύ των αριθμών οξείδωσης των οξειδωτικών και αναγωγικών παραγόντων. Η διαίρεση των διεργασιών οξειδοαναγωγής σε οξείδωση και αναγωγής σε 2 μισά ονομάζεται διαδικασία ημιαντίδρασης. Εναπόκειται στο άτομο να αποφασίσει ποια προσέγγιση θα χρησιμοποιήσει.

Χρήση της μεθόδου του αριθμού οξείδωσης για την εξισορρόπηση των αντιδράσεων οξειδοαναγωγής

Είναι κρίσιμο, όπως και με κάθε άλλη αντίδραση, να γράψετε τα ακριβή συστατικά και τους τύπους. Όταν γράφετε αντιδράσεις οξείδωσης-αναγωγής, είναι σημαντικό να θυμάστε να γράφετε με ακρίβεια τις συνθέσεις και τους τύπους των ουσιών και των προϊόντων που εμπλέκονται στη χημική αντίδραση. Ακολουθούν τα στάδια της μεθόδου αριθμού οξείδωσης.

1ο βήμα

Γράψτε σωστά τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της χημικής αντίδρασης σε μορφή τύπου.

2ο βήμα

Κατανείμετε τον αριθμό οξείδωσης των συγκεκριμένων στοιχείων που εμπλέκονται στην αντίδραση για να προσδιορίσετε με ακρίβεια τα άτομα που παρουσιάζουν αλλαγή αριθμού οξείδωσης στη δεδομένη αντίδραση.

3ο βήμα

Υπολογίστε τον αριθμό οξείδωσης για ένα συγκεκριμένο μόριο ή ιόν σε μια χημική διεργασία με βάση κάθε άτομο. Αν οι αριθμοί δεν είναι ίσοι, πολλαπλασιάστε τους με έναν αριθμό που τους κάνει ίσους συνολικά. Εάν δύο ενώσεις οξειδωθούν ή ανάγεται αποκλειστικά σε μια χημική αντίδραση, σημαίνει ότι κάτι δεν πάει καλά με τη διαδικασία. Αυτό υποδηλώνει ότι είτε τα σκευάσματα του αντιδρώντος είτε του προϊόντος είναι λανθασμένα. Αυτό μπορεί επίσης να υποδεικνύει ότι οι αριθμοί οξείδωσης έχουν εκχωρηθεί εσφαλμένα.

4ο βήμα

Εάν η διαδικασία λαμβάνει χώρα στο νερό, να έχετε κατά νου ότι εμπλέκονται ιόντα. Ως αποτέλεσμα, στην κατάλληλη πλευρά της αντίδρασης, προσθέστε ιόντα Η+ ή ΟΗ–. Τα ιοντικά φορτία του αντιδρώντος και των προϊόντων θα είναι τελικά ισοδύναμα. Εάν η αντίδραση συμβεί σε όξινο διάλυμα, ωστόσο, τα ιόντα Η+ θα πρέπει να συμπεριληφθούν στη χημική εξίσωση. Με τον ίδιο τρόπο, εάν η αντίδραση συμβεί σε βασικό διάλυμα, προσθέστε ιόντα ΟΗ– στη χημική εξίσωση.

5ο βήμα

Η ποσότητα των ατόμων υδρογόνου σε κάθε πλευρά της εξίσωσης πρέπει να εξισωθεί με την προσθήκη μορίων νερού ή μορίων H2O. Είναι επίσης σημαντικό να ελέγξετε ξανά τα άτομα οξυγόνου στην εξίσωση. Εάν υπάρχουν ίσες ποσότητες ατόμων οξυγόνου τόσο στο αντιδρών όσο και στο προϊόν, η αντίδραση ονομάζεται αντίδραση εξισορρόπησης.

Τύπος για φωτοσύνθεση

Οι υδατάνθρακες δημιουργούνται μέσω της διαδικασίας απορρόφησης άνθρακα, η οποία περιλαμβάνει τη χρήση ενός μείγματος νερού, διοξειδίου του άνθρακα, εξωτερικής ενέργειας, φωτός και χλωροφύλλης, καθώς και την παρουσία οξυγόνου. Φωτοσύνθεση είναι το όνομα που δίνεται σε όλη τη χημική διαδικασία.

Σύμφωνα με τους Kamen και Ruban (1941), η τυπική ισορροπημένη αντίδραση για τον τύπο φωτοσύνθεσης είναι

6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2 + 6H2O

Η φωτοσύνθεση είναι η διαδικασία μετατροπής της ηλιακής ενέργειας σε φως, το οποίο στη συνέχεια χρησιμοποιείται για την παραγωγή μορίων υδατανθράκων.

Συμπέρασμα:

Μια χημική εξίσωση είναι μια απεικόνιση μιας χημικής διαδικασίας με τη μορφή συστατικών. Μια εξίσωση στην οποία ο αριθμός των ατόμων σε όλα τα μόρια είναι ίσος και στις δύο πλευρές, είναι γνωστή ως ισορροπημένη χημική εξίσωση. Η ισορροπία μιας χημικής εξίσωσης διέπεται από το Νόμο της Διατήρησης της Μάζας.

Σύμφωνα με αυτόν τον κανόνα, η μάζα δεν μπορεί να δημιουργηθεί ή να καταστραφεί σε μια χημική αντίδραση και ο συνολικός όγκος των στοιχείων ή μορίων που είναι διαθέσιμοι στην πλευρά του αντιδρώντος πρέπει να ταιριάζει με την άλλη πλευρά των μορίων Ο νόμος της διατήρησης δεν ισχύει εάν η χημική εξίσωση δεν είναι ισορροπημένη .