Bendroji chemija apima ne tik neorganinių junginių klasifikacijas, bet ir jų įgytas oksidacijas, disociacijas ir reakcijas. Toliau pateikta išsami peržiūra apie aliuminio oksidą, aliuminio pasiekiančias reakcijas su sieros rūgštimi ir susijusias neutralizacijos bei jonines lygtis.
1. Oksidai, rūgštys ir jų elgesys vandenyje
Oksidai - elementų junginiai su deguonimi. Rūgštiniai oksidai hidratuose vandenyje sudaro rūgštis, o negyvenantys oksidai dažnai nėra aktyvūs su vandeniu. Rūgščių oksidų savybės didėja didėjant jų oksidacijos laipsniui. Žinome, kad aliuminio oksidas Al2O3 yra oksidas, kuris priklauso neutraliųjų/indiferentinių oksidų grupei, ir kaip toks gali turėti specifines būsenas fizikinėse sistemose.
Tirpstant rūgštiniams oksidams vandenyje, galima susidaryti atitinkamos rūgšties sprendimo formos, pavyzdžiui CO2(d) + H2O(l) ⇄ H2CO3(aq). Taip pat oksidai gali reaguoti su baziniais oksidais, formuodami druskas: CO2(d) + CaO(k) → CaCO3(k).
2. Cheminės lygties pagrindai
Cheminės reakcijos lygtis vaizduoja reagavusiųjų medžiagų formulės ir jų santykius. Lygtis gali būti molekulinė arba joninė. Joninė lygtis senuose tekstuose rodo tik stiprių elektrolitų jonų disocijaciją, o sutrumpinta joninė lygtis - tik tų jonų, kurie iš tikrųjų dalyvauja reakcijoje, išrašu. Reakcijų balansavimas vyksta taip, kad visų atomų skaičius abiejose lygties pusėse sutaptų, o bendras krūvis būtų lygus.
Pradinė užduotis: bendroji lygtis aliuminio oksido ir sieros rūgšties neutralizacijai
Šiuo atveju turime reakciją tarp aluminio oksido (Al2O3) arba aliuminio oksidų mišinio ir sieros rūgšties (H2SO4) tirpalo. Reikia sukurti bendrą ir pilnią joninę lygtį, kuri atitiktų žinomus chemijos dėsnius.
- Žinoma, Al oksidui priklauso nauji balansas: Al2O3 neturėtų būti laikomas natūraliai reaguojančiu taip pat, kaip aiškiai skaityti iš duomenų.
- Reakcija su sieros rūgštimi gali formuoti aliuminio sulfato druską ir vanduo, bet tik jei Al oksidas ar hidroksidai yra konvertuojami į vandenyje tirpų aliuminio joną Al3+.
Geriausia kryptis - pradėti nuo žinomų lygties sudedamųjų dalių, pavyzdžiui: Al3+ ištirpimo ir toliau reaguojant su SO4^2- formuojant Al2(SO4)3, bei H+ dalyvaujant vandens formavimui: Al2O3 + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2O. Tačiau tiksliai suformuoti joninę lygtį reikia išardyti visą sistemą į vandeninį tirpalą, įvertinant, kad Al oksidas gali reaguoti su H2SO4, formuodamas Al3+ ir SO4^2- su vandens molekulėmis produktyviojoje aplinkoje. Taigi, galutiniame sprendime gali būti joninė lygtis, kuri išryškina Al3+ ir SO4^2- jonų santykį bei vandens formavimą.
3. Neutralizacijos ir joninių mainų reakcijų kontekstas
Neutralizacija - tai reakcija tarp rūgšties ir bazės, kurioje susidaro druska ir vanduo. Apibendrinta bendroji neutralizacijos lygtis: rūgštis + bazė → druska + vanduo. Jei tirpale dalyvauja stiprūs elektrolitai, atliekama sutrumpinta joninė lygtis ir identifikuojami reagentai bei produktai. Joninės lygtys rodo tik reagavusių jonų tipą, o neigiamieji jonai bombarduoja pusiausvyrą. Tai ypač svarbu, kalbant apie aliuminio jonų dinamiką sieros rūgšties tirpale, kuris gali sudaryti Al3+ ir SO4^2- jungsnius su vandens molekulėmis.
4. Pavyzdžiai: bendroji joninė lygtis aliuminiui ir sieros rūgščiai bei natriui ir druskos rūgščiai
4.1 Aliuminis ir sieros rūgštis: tipinis natūralus pavyzdys yra reakcija tarp Al ir H2SO4 tirpalo. Reakcija gali sukurti Al3+ bei SO4^2- jonų, vandens susidarymą ir potencialiai Al2(SO4)3 formavimą. Pilną joninę lygtį reikėtų sudaryti iš atskirų disocijuotų formų, pavyzdžiui: Al2O3 + 6 H+ → 2 Al3+ + 3 H2O ir toliau įtraukti SO4^2-, kuriai su Al3+ gali formuotis Al2(SO4)3.
4.2 Natris ir druskos rūgštis: Na + HCl → NaCl + H2. Tai pavyzdys, kai natris reaguoja su stipria druskos rūgštimi, formuodamas druską NaCl ir vandenilio dujų molekules H2.
5. Praktiniai patarimai, kaip rašyti bendrąsias ir jonines lygtis
- Pradėkite nuo visų reagentų ir jų būsenų (k (kietaja), s (skystoji), d (dujinė), aq (vandeniškai tirpus).
- Sukurkite bendrą molekulinę lygtį, kurioje atvaizduotos visos reagavusiosios medžiagos ir būsimosios medžiagos.
- Jei reikia, sukurkite pilną joninę lygtį, kurioje išryškinami tik stiprūs elektrolitai ir jų jonai.
- Toliau pateikite sutrumpintąjoninę lygtį, nurodant tik dalyvaujančiųjų jonų formą.
6. Praktiniai pavyzdžiai su duomenimis iš šaltinių
Tekste pateikti pavyzdžiai iš užduočių rinkinio rodo, kaip apskaičiuoti oksidacijos laipsnius, elektronų praradimus, pusiausvyros sąlygas, bei kaip išvesti bendrąsias ir jonines lygtis remiantis elementų oksidacijų vertėmis. Pavyzdžiui, pateikiama idėjinė kryptis, kaip rašyti Oxi-Redukcijos lygtis laikantis sąlygų, kada žinomi reagentų oksidacijos laipsniai ir reikia nustatyti nežinomą oksidacijos laipsnį, kad suma būtų nuliu.
Rūgščių ir bazių neutralizacijos reakcijos ir grynosios joninės lygtys - chemija
7. Kiti patarimai ir praktiniai dėsningumai
Čia svarbus punktas: kai kalbama apie oksidacijos laipsnių balansavimą, atsiminkite, kad oksidacijos laipsnių sumos molekulėje arba jonei visuomet turėtų būti nulis, o sudėtinajame jone - junginių krūviai. Pradedant nuo didžiausios OL vertės elemento, nustatykite kitų OL vertes ir suformuokite teisingą formulę.
| Junginys | OL vertė (rasinė) | Pastaba |
|---|---|---|
| KMnO4 | Mn +7 | pavyzdžio balansas |
| K2Cr2O7 | Cr +6 | balanso pavyzdys |
| Cr2O7^2− | Cr +6 | jono balansas |