Инструкция

В левой части уравнения запишите вещества, вступающие в химическую реакцию. Их называют «исходными веществами». В правой части, соответственно, образовавшиеся вещества («продукты реакции»).

Количество атомов всех элементов в левой и правой части реакции должно быть . При необходимости, «уравновешивание» количества произведите путем подбора коэффициентов.

При написании уравнения химической реакции, сначала убедитесь, что она вообще возможна. То есть, что ее протекание не противоречит известным физико-химическим правилам и свойствам веществ. Например, реакция:

NaI + AgNO3 = NaNO3 + AgI

Она протекает быстро и до конца, в ходе реакции образуется нерастворимый светло-желтый осадок йодистого серебра. А обратная реакция:

AgI + NaNO3 = AgNO3 + NaI - невозможна, хоть и записана правильными символами, и количество атомов всех элементов в левой и правой части одинаково.

Запишите уравнение в «полной» форме, то есть, используя их молекулярные формулы. Например, реакцию образования осадка сульфата :

BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4

А можете ту же реакцию записать в ионной форме:

Ba 2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO4 2- = 2Na+ + 2Cl- + BaSO4

Точно так же можно записать в ионной форме уравнение другой реакции. Запомните, что каждая молекула растворимого (диссоциирующего) вещества записывается в ионном виде, одинаковые ионы в левой и правой части уравнения исключаются.

Касательная к кривой - прямая, которая прилегает к этой кривой в заданной точке, то есть проходит через нее так, что на небольшом участке вокруг этой точки можно без особой потери точности заменить кривую на отрезок касательной. Если эта кривая является графиком функции, то касательную к ней можно построить по специальному уравнению.

Инструкция

Предположим, что у вас есть график некоторой функции. Через две точки, лежащие на этом , можно провести прямую. Такая прямая, пересекающая график заданной функции в двух точках, называется секущей.

Если, оставляя первую точку на месте, постепенно двигать в ее направлении вторую точку, то секущая постепенно станет поворачиваться, стремясь к какому-то определенному положению. В конце концов, когда две точки сольются в одну, секущая будет плотно прилегать к вашему в этой единственной точке. Иными , секущая превратится в касательную.

Любая наклонная (то есть не вертикальная) прямая на координатной плоскости является графиком уравнения y = kx + b. Секущая, проходящая через точки (x1, y1) и (x2, y2), должна, таким образом, соответствовать условиям:
kx1 + b = y1, kx2 + b = y2.
Решая эту систему двух линейных уравнений, получаем: kx2 - kx1 = y2 - y1. Таким образом, k = (y2 - y1)/(x2 - x1).

Когда расстояние между x1 и x2 стремится к нулю, разности превращаются в дифференциалы. Таким образом, в уравнении касательной, проходящей через точку (x0, y0) коэффициент k будет равен ∂y0/∂x0 = f′(x0), то есть значению производной от функции f(x) в точке x0.

Чтобы узнать коэффициент b, подставим уже вычисленное значение k в уравнение f′(x0)*x0 + b = f(x0). Решая это уравнение относительно b, мы получим, что b = f(x0) - f′(x0)*x0.

В качестве примера рассмотрим уравнение касательной к функции f(x) = x^2 в точке x0 = 3. Производная от x^2 равна 2x. Следовательно, уравнение касательной приобретает вид:
y = 6*(x - 3) + 9 = 6x - 9.
Правильность этого уравнения легко

При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами . Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания). Существуют вещества, имеющие сильнополярные связи, но в растворе при этом подвергаются неполной ионизации (например, хлорид ртути II) – это слабые электролиты. Многие органические соединения (углеводы, спирты), растворенные воде, не распадаются на ионы, а сохраняют свое молекулярное строение. Такие вещества электрический ток не проводят и называются неэлектролитами .

Приведем некоторые закономерности, руководствуясь которыми можно определить к сильным или слабым электролитам относится то или иное соединение:

1. Кислоты . К сильным кислотам из наиболее распространенных относятся HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 . Почти все остальные кислоты – слабые электролиты.
2. Основания . Наиболее распространенные сильные основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (исключая Be). Слабый электролит – NH 3 .
3. Соли. Большинство распространенных солей – ионных соединений, — электролиты сильные. Исключения составляют, в основном, соли тяжелых металлов.

Теория электролитической диссоциации

Электролиты, как сильные, так и слабые и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и . Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация предполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.

Теория выдвигает следующие постулаты:

1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют. Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
3. Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Разные электролиты имеют различную степень диссоциации, которая зависит не только от природы самого электролита, но природы растворителя, а также концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации α , показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N :

α = n/ N

При отсутствии диссоциации α = 0, при полной диссоциации электролита α = 1.

С точки зрения степени диссоциации, по силе электролиты делятся на сильные (α > 0,7), средней силы (0,3 > α > 0,7), слабые (α < 0,3).

Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации , не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде:

A a B b ↔ aA — + bB +

K = a · b /

Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать:

K = α 2 C/(1-α)

Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда

K = α 2 C

Отсюда нетрудно найти степень диссоциации

Ионно–молекулярные уравнения

Рассмотрим пример нейтрализации сильной кислоты сильным основанием, например:

HCl + NaOH = NaCl + HOH

Процесс представлен в виде молекулярного уравнения . Известно, что как исходные вещества, так и продукты реакции в растворе полностью ионизированы. Поэтому представим процесс в виде полного ионного уравнения :

H + + Cl — +Na + + OH — = Na + + Cl — + HOH

После «сокращения» одинаковых ионов в левой и правой частях уравнения получаем сокращенное ионное уравнение:

H + + OH — = HOH

Мы видим, что процесс нейтрализации сводится к соединению H + и OH — и образованию воды.

При составлении ионных уравнений следует помнить, что в ионном виде записываются только сильные электролиты. Слабые электролиты, твердые вещества и газы записываются в их молекулярном виде.

Процесс осаждения сводится к взаимодействию только Ag + и I — и образованию нерастворимого в воде AgI.

Чтобы узнать способно ли интересующее нас вещество растворяться в воде, необходимо воспользоваться таблицей нерастворимости.

Рассмотрим третий тип реакций, в результате которой образуется летучее соединение. Это реакции взаимодействия карбонатов, сульфитов или сульфидов с кислотами. Например,

При смешении некоторых растворов ионных соединений, взаимодействия между ними может и не происходить, например

Итак, подводя итог, отметим, что химические превращения наблюдаются в случаях, если соблюдается одно из следующих условий:

• Образование неэлектролита . В качестве неэлектролита может выступать вода.
• Образование осадка.
• Выделение газа.
• Образование слабого электролита, например уксусной кислоты.
• Перенос одного или нескольких электронов. Это реализуется в окислительно – восстановительных реакциях.
• Образование или разрыв одной или нескольких .

Сбалансируйте полное молекулярное уравнение. Прежде чем приступить к записи ионного уравнения, следует сбалансировать исходное молекулярное уравнение. Для этого необходимо расставить соответствующие коэффициенты перед соединениями, так чтобы число атомов каждого элемента в левой части равнялось их количеству в правой части уравнения.

• Запишите число атомов каждого элемента по обе стороны уравнения.
• Добавьте перед элементами (кроме кислорода и водорода) коэффициенты, так чтобы количество атомов каждого элемента в левой и правой части уравнения было одинаковым.
• Сбалансируйте атомы водорода.
• Сбалансируйте атомы кислорода.
• Пересчитайте количество атомов каждого элемента по обе стороны уравнения и убедитесь, что оно одинаково.
• Например, после балансировки уравнения Cr + NiCl 2 --> CrCl 3 + Ni получаем 2Cr + 3NiCl 2 --> 2CrCl 3 + 3Ni.

Определите, в каком состоянии находится каждое вещество, которое участвует в реакции. Часто об этом можно судить по условию задачи. Есть определенные правила, которые помогают определить, в каком состоянии находится элемент или соединение.

Определите, какие соединения диссоциируют (разделяются на катионы и анионы) в растворе. При диссоциации соединение распадается на положительный (катион) и отрицательный (анион) компоненты. Эти компоненты затем войдут в ионное уравнение химической реакции.

Посчитайте заряд каждого диссоциировавшего иона. При этом помните, что металлы образуют положительно заряженные катионы, а атомы неметаллов превращаются в отрицательные анионы. Определите заряды элементов по таблице Менделеева. Необходимо также сбалансировать все заряды в нейтральных соединениях.