Μια χημική εξίσωση είναι η αναπαράσταση μιας αντίδρασης με τύπους ουσιών, στην οποία ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου είναι ίδιος αριστερά και δεξιά. Για να μετατραπεί ένα σχήμα σε εξίσωση, τοποθετούνται συντελεστές μπροστά από τους τύπους: αυτό απαιτεί ο νόμος διατήρησης της μάζας. Εδώ εξηγείται η διαφορά μεταξύ σχήματος και εξίσωσης, δίνεται ένας βήμα-προς-βήμα αλγόριθμος ισορρόπησης (μέταλλο → αμέταλλο → υδρογόνο → οξυγόνο), ένας πίνακας τύπων αντιδράσεων, συχνά λάθη και ένας διαδραστικός προσομοιωτής για άμεση εξάσκηση.
Σχήμα αντίδρασης και εξίσωση αντίδρασης: ποια η διαφορά
Όταν ο σίδηρος καίγεται σε οξυγόνο και παράγεται οξείδιο του σιδήρου(III), η πρώτη εγγραφή μοιάζει κάπως έτσι: αριστερά οι τύποι των αρχικών ουσιών, δεξιά οι τύποι των προϊόντων, ανάμεσά τους ένα βέλος. Αυτό είναι το σχήμα της αντίδρασης.
Το σχήμα δεν είναι ακόμα εξίσωση. Λέει τι μετατρέπεται σε τι, αλλά δεν λέει πόσο από κάτι λαμβάνεται: ο αριθμός των ατόμων σιδήρου και οξυγόνου στην αριστερή και δεξιά πλευρά είναι διαφορετικός. Σύμφωνα με το νόμο διατήρησης της μάζας, αυτό δεν μπορεί να συμβεί.
Η εγγραφή γίνεται εξίσωση αντίδρασης όταν τοποθετούνται συντελεστές μπροστά από τους τύπους – αριθμοί που εξισώνουν τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου. Συγκρίνετε τις δύο εγγραφές της ίδιας αντίδρασης.
| Άτομο | Αριστερά | Δεξιά |
|---|---|---|
| $\mathrm{Fe}$ | 1 | 2 |
| $\mathrm{O}$ | 2 | 3 |
| Άτομο | Αριστερά | Δεξιά |
|---|---|---|
| $\mathrm{Fe}$ | 4 | 4 |
| $\mathrm{O}$ | 6 | 6 |
Νόμος διατήρησης της μάζας: γιατί χρειάζονται οι συντελεστές
Ο νόμος διατήρησης της μάζας των ουσιών διατυπώθηκε από τον Μ. Β. Λομονόσοφ (1748) και αργότερα επιβεβαιώθηκε ανεξάρτητα από τον Α. Λαβουαζιέ: η μάζα των ουσιών που αντέδρασαν είναι ίση με τη μάζα των ουσιών που προέκυψαν.
Ο λόγος είναι απλός: κατά τη χημική αντίδραση, τα άτομα δεν εξαφανίζονται ούτε εμφανίζονται από το πουθενά. Οι παλιοί δεσμοί σπάνε, νέοι σχηματίζονται, και τα ίδια τα άτομα απλώς αναδιατάσσονται. Όσα άτομα σιδήρου υπήρχαν πριν την αντίδραση, τόσα θα παραμείνουν και μετά – απλώς τώρα αποτελούν μέρος μιας άλλης ουσίας.
Από αυτό προκύπτει η κύρια απαίτηση για την εξίσωση: ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου αριστερά πρέπει να είναι ίσος με τον αριθμό των ατόμων αυτού του στοιχείου δεξιά. Ο μόνος νόμιμος τρόπος για να το επιτύχουμε αυτό είναι να βρούμε τους κατάλληλους συντελεστές.
Ο συντελεστής τοποθετείται μπροστά από τον τύπο και πολλαπλασιάζει όλα τα άτομα σε αυτόν, συμπεριλαμβανομένων των ατόμων μέσα σε παρενθέσεις. Για παράδειγμα, η εγγραφή \(\mathrm{3Ca(OH)_2}\) σημαίνει τρεις μοριακές μονάδες υδροξειδίου του ασβεστίου: άτομα \(\mathrm{Ca}\) – 3, άτομα \(\mathrm{O}\) – 6, άτομα \(\mathrm{H}\) – 6. Ο συντελεστής 1 δεν γράφεται, αλλά υπονοείται.
Πώς να ισορροπήσετε συντελεστές σε μια χημική εξίσωση: αλγόριθμος
Η ισορρόπηση συντελεστών δεν είναι τυχαία επιλογή, αλλά μια σύντομη διαδικασία. Η σειρά είναι σημαντική: πρώτα εξισώνονται τα στοιχεία που εμφανίζονται ακριβώς σε μία ουσία αριστερά και μία δεξιά, και μόνο μετά το υδρογόνο και το οξυγόνο – αυτά συνήθως κατανέμονται σε πολλές ουσίες και προσαρμόζονται τελευταία.
Η σχολική σειρά απομνημονεύεται με την αλυσίδα: μέταλλο → αμέταλλο → υδρογόνο → οξυγόνο. Έξι βήματα του αλγορίθμου – παρακάτω.
Αν σε κάποιο βήμα προκύψει κλασματικός συντελεστής (π.χ., 3/2 μπροστά από ένα διτομικό μόριο αερίου), αυτό δεν είναι λάθος ούτε αδιέξοδο: ολοκληρώστε την ισορρόπηση, και στη συνέχεια πολλαπλασιάστε όλους τους συντελεστές αμέσως με 2 – τα κλάσματα θα εξαφανιστούν, η ισορροπία θα διατηρηθεί.
Στις ανώτερες τάξεις, για τις οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις προστίθεται μια πιο ισχυρή μέθοδος – η μέθοδος της ηλεκτρονικής ισορροπίας. Βασίζεται στην βαθμίδα οξείδωσης, αλλά οι αντιδράσεις διπλής αντικατάστασης και σύνθεσης εξακολουθούν να εξισορροπούνται ακριβώς με αυτόν τον απλό αλγόριθμο.
Γιατί δεν επιτρέπεται η αλλαγή δεικτών στους τύπους ουσιών
Αυτό είναι το νούμερο ένα λάθος για τους μαθητές της 8ης τάξης. Στο σχήμα \(\mathrm{Na + Cl_2 \rightarrow NaCl}\) το χλώριο δεν ισορροπεί: αριστερά 2 άτομα, δεξιά 1. Ο πειρασμός είναι μεγάλος – να προσθέσετε έναν δείκτη και να πάρετε \(\mathrm{NaCl_2}\). Τα άτομα θα ισορροπήσουν τυπικά, αλλά η γραμμένη ουσία δεν υπάρχει: το χλωριούχο νάτριο έχει σύσταση \(\mathrm{NaCl}\), και καμία άλλη.
Ο δείκτης είναι μέρος του τύπου. Καθορίζεται από τη σύσταση της ουσίας, δηλαδή τη δραστικότητα και τη βαθμίδα οξείδωσης των στοιχείων, και δεν μπορείτε να τον αλλάξετε κατά βούληση. Αλλάζοντας τον δείκτη, αλλάζετε την ίδια την ουσία: \(\mathrm{H_2O}\) είναι νερό, ενώ \(\mathrm{H_2O_2}\) είναι υπεροξείδιο του υδρογόνου, μια εντελώς διαφορετική ένωση με διαφορετικές ιδιότητες.
Ο συντελεστής είναι ένας πολλαπλασιαστής μπροστά από τον τύπο. Δείχνει μόνο την ποσότητα των σωματιδίων, όχι τη σύστασή τους, επομένως η ισορρόπηση επιτρέπεται μόνο με συντελεστές.
Η σωστή απάντηση για το παραπάνω σχήμα είναι: \(\mathrm{2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl}\). Νάτριο 2 και 2, χλώριο 2 και 2, οι τύποι δεν έχουν πειραχτεί.
Τύποι χημικών αντιδράσεων
Οι εξισώσεις ταξινομούνται ανάλογα με το πόσες ουσίες αντιδρούν και πόσες παράγονται. Στην υποχρεωτική εκπαίδευση διακρίνονται τέσσερις τύποι: σύνθεσης, ανάλυσης, αντικατάστασης και διπλής αντικατάστασης.
Ο προσδιορισμός του τύπου είναι χρήσιμος πριν την ισορρόπηση των συντελεστών: υποδεικνύει ποιες ουσίες θα βρίσκονται στη δεξιά πλευρά και πόσες θα είναι, και επομένως βοηθά να μην γίνει λάθος στο ίδιο το σχήμα.
| Τύπος αντίδρασης | Γενικό σχήμα και παράδειγμα |
|---|---|
| Σύνθεσης | $\mathrm{A + B \rightarrow AB}$$\mathrm{4P + 5O_2 \rightarrow 2P_2O_5}$ |
| Ανάλυσης | $\mathrm{AB \rightarrow A + B}$$\mathrm{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2}$ |
| Αντικατάστασης | $\mathrm{A + BC \rightarrow AC + B}$$\mathrm{Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu}$ |
| Διπλής αντικατάστασης | $\mathrm{AB + CD \rightarrow AD + CB}$$\mathrm{NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O}$ |
Άθροισμα συντελεστών σε χημική εξίσωση
Σε τεστ και διαγωνίσματα συχνά δεν ζητείται ολόκληρη η εξίσωση, αλλά το άθροισμα των συντελεστών – αυτός είναι ένας γρήγορος τρόπος ελέγχου αν έχει γραφτεί σωστά. Υπολογίζεται απλά: προστίθενται όλοι οι συντελεστές της αριστερής και δεξιάς πλευράς.
Για την εξίσωση \(\mathrm{4Fe + 3O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3}\) το άθροισμα είναι 4 + 3 + 2 = 9.
Τρία σημεία όπου χάνονται συχνά βαθμοί:
- η αόρατη μονάδα μετριέται επίσης. Στην εξίσωση \(\mathrm{CaO + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2}\) και οι τρεις συντελεστές είναι ίσοι με 1, επομένως το άθροισμα είναι 3;
- οι δείκτες δεν περιλαμβάνονται στο άθροισμα – προστίθενται μόνο οι αριθμοί μπροστά από τους τύπους;
- οι συντελεστές πρέπει να είναι οι μικρότεροι δυνατοί ακέραιοι. Η εγγραφή \(\mathrm{4Na + 2Cl_2 \rightarrow 4NaCl}\) είναι σωστή ως προς τα άτομα, αλλά όλοι οι αριθμοί διαιρούνται με το 2, επομένως απλοποιείται σε 2, 1, 2 – και το σωστό άθροισμα είναι 5, όχι 10.
Υπολογισμοί με βάση χημικές εξισώσεις: οι συντελεστές είναι moles
Οι συντελεστές δεν χρειάζονται μόνο για την ισορροπία των ατόμων. Δείχνουν την αναλογία των ποσοτήτων των ουσιών (σε moles), με την οποία οι ουσίες αντιδρούν και παράγονται. Αυτή είναι η γέφυρα προς τα υπολογιστικά προβλήματα.
Η εξίσωση \(\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3}\) διαβάζεται ως εξής: 1 mol αζώτου αντιδρά με 3 mol υδρογόνου και δίνει 2 mol αμμωνίας. Η αναλογία 1 : 3 : 2 διατηρείται σε οποιεσδήποτε ποσότητες ουσίας.
Από εδώ προκύπτει η συνήθης ροή υπολογισμού με βάση την εξίσωση: μετατροπή της δεδομένης μάζας ή όγκου σε ποσότητα ουσίας, εύρεση της ποσότητας της ζητούμενης ουσίας με βάση τους συντελεστές και επιστροφή στη μάζα ή τον όγκο. Τα ίδια τα υπολογιστικά προβλήματα είναι ήδη ένα ξεχωριστό μεγάλο θέμα, αλλά ξεκινάει πάντα εδώ: με λανθασμένα ισορροπημένους συντελεστές, οποιοσδήποτε τέτοιος υπολογισμός θα δώσει λανθασμένο αποτέλεσμα.
Παραδείγματα ισορρόπησης συντελεστών
Παράδειγμα 1. Καύση μεθανίου
Άσκηση: ισορροπήστε τους συντελεστές στο σχήμα \(\mathrm{CH_4 + O_2}\) \(\rightarrow\) \(\mathrm{CO_2 + H_2O}\).
Βήμα 1–2. Μετράμε τα άτομα. Αριστερά: άνθρακας 1, υδρογόνο 4, οξυγόνο 2. Δεξιά: άνθρακας 1, υδρογόνο 2, οξυγόνο 2 + 1 = 3.
Βήμα 3. Δεν υπάρχουν μέταλλα στο σχήμα – προχωράμε αμέσως στο αμέταλλο.
Βήμα 4. Άνθρακας: 1 αριστερά και 1 δεξιά, ήδη ισορροπεί.
Βήμα 5. Υδρογόνο: αριστερά 4, δεξιά 2 – βάζουμε συντελεστή 2 μπροστά από το νερό, το υδρογόνο δεξιά γίνεται 4. Τώρα οξυγόνο: δεξιά 2 (στο \(\mathrm{CO_2}\)) + 2 (στα δύο \(\mathrm{H_2O}\)) = 4 άτομα, αριστερά 2 – βάζουμε 2 μπροστά από το \(\mathrm{O_2}\).
Βήμα 6. Δεν υπάρχουν κλάσματα. Έλεγχος: άνθρακας 1 και 1, υδρογόνο 4 και 4, οξυγόνο 4 και 4.
Απάντηση: \(\mathrm{CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O}\), άθροισμα συντελεστών 1 + 2 + 1 + 2 = 6.
Παράδειγμα 2. Αλουμίνιο και θειικό οξύ
Άσκηση: ισορροπήστε τους συντελεστές στο σχήμα \(\mathrm{Al + H_2SO_4}\) \(\rightarrow\) \(\mathrm{Al_2(SO_4)_3 + H_2}\).
Βήμα 3. Ξεκινάμε με το μέταλλο. Αλουμίνιο αριστερά 1, δεξιά 2 – βάζουμε 2 μπροστά από το \(\mathrm{Al}\).
Βήμα 4. Το όξινο υπόλειμμα \(\mathrm{SO_4}\) είναι βολικό να θεωρείται ως ενιαία μονάδα: δεξιά υπάρχουν 3, αριστερά 1 – βάζουμε 3 μπροστά από το \(\mathrm{H_2SO_4}\).
Βήμα 5. Υδρογόνο: αριστερά έγιναν 3 · 2 = 6 άτομα, άρα δεξιά χρειάζονται 3 μόρια \(\mathrm{H_2}\). Ελέγχουμε το οξυγόνο τελευταίο: αριστερά 3 · 4 = 12, δεξιά 3 · 4 = 12.
Βήμα 6. Έλεγχος όλων των στοιχείων: αλουμίνιο 2 και 2, θείο 3 και 3, οξυγόνο 12 και 12, υδρογόνο 6 και 6.
Απάντηση: \(\mathrm{2Al + 3H_2SO_4}\) \(\rightarrow\) \(\mathrm{Al_2(SO_4)_3 + 3H_2}\), άθροισμα συντελεστών 2 + 3 + 1 + 3 = 9.
Παράδειγμα 3. Όταν εμφανίζεται κλάσμα
Άσκηση: ισορροπήστε τους συντελεστές στο σχήμα \(\mathrm{Fe + Cl_2 \rightarrow FeCl_3}\).
Βήμα 3. Μέταλλο: σίδηρος από ένα άτομο αριστερά και δεξιά – προς το παρόν ισορροπεί.
Βήμα 4. Χλώριο: αριστερά τα άτομα πηγαίνουν ανά δύο, δεξιά είναι 3. Για να πάρουμε 3 άτομα, μπροστά από το \(\mathrm{Cl_2}\) χρειάζεται συντελεστής 3/2 – προκύπτει \(\mathrm{Fe + 1{,}5Cl_2 \rightarrow FeCl_3}\). Τα άτομα ισορρόπησαν, αλλά ο κλασματικός συντελεστής δεν συνηθίζεται να αφήνεται στην απάντηση.
Βήμα 6. Πολλαπλασιάζουμε όλους τους συντελεστές με 2: σίδηρος 1 · 2 = 2, χλώριο 1,5 · 2 = 3, προϊόν 1 · 2 = 2.
Έλεγχος: σίδηρος 2 και 2, χλώριο 6 και 6.
Απάντηση: \(\mathrm{2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3}\), άθροισμα συντελεστών 2 + 3 + 2 = 7.
Συχνά λάθη κατά την ισορρόπηση συντελεστών
-
«Ισορρόπησα» αλλάζοντας τον τύπο της ουσίας: για να ισορροπήσουμε τα άτομα στο σχήμα καύσης του υδρογόνου, προσθέτουμε έναν δείκτη και παίρνουμε αντί για νερό υπεροξείδιο του υδρογόνου.
Το \(\mathrm{H_2O_2}\) είναι διαφορετική ουσία, και η αντίδραση θα ήταν διαφορετική. Οι δείκτες είναι απαραβίαστοι, καθορίζονται από τη σύσταση της ουσίας. Η σωστή απάντηση επιτυγχάνεται μόνο με συντελεστές: \(\mathrm{2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O}\).
-
Ο συντελεστής τοποθετείται μέσα στον τύπο: γράφουν $\mathrm{Na2Cl}$ αντί για $\mathrm{2NaCl}$.
Ο συντελεστής βρίσκεται μόνο μπροστά από ολόκληρο τον τύπο και αφορά ολόκληρη την ουσία. Ο αριθμός μέσα στον τύπο είναι ήδη δείκτης, δηλαδή διαφορετική σύσταση. Αν δεν υπάρχει τίποτα μπροστά από τον τύπο, ο συντελεστής είναι ίσος με 1.
-
Ξεχνούν ότι ο συντελεστής πολλαπλασιάζει όλα τα άτομα του τύπου: στην εγγραφή $\mathrm{2H_2SO_4}$ μετρούν 2 άτομα υδρογόνου.
Πρέπει να πολλαπλασιαστεί κάθε δείκτης: στο \(\mathrm{2H_2SO_4}\) υδρογόνο 2 · 2 = 4 άτομα, θείο 2 · 1 = 2, οξυγόνο 2 · 4 = 8. Το ίδιο και με τις παρενθέσεις: στο \(\mathrm{2Ca(NO_3)_2}\) άζωτο 2 · 2 = 4, οξυγόνο 2 · 6 = 12.
-
Ξεκινούν την ισορρόπηση από το οξυγόνο ή το υδρογόνο.
Το οξυγόνο και το υδρογόνο περιέχονται σε πολλές ουσίες ταυτόχρονα, επομένως οι συντελεστές τους θα ανατρέπονται μετά από κάθε επόμενο βήμα. Η σειρά μέταλλο → αμέταλλο → υδρογόνο → οξυγόνο εξοικονομεί χρόνο: στο τέλος, μόνο ένα στοιχείο απομένει για προσαρμογή.
-
Εγκαταλείπουν την ισορρόπηση βλέποντας κλασματικό συντελεστή, ή αφήνουν το κλάσμα στην απάντηση.
Το κλάσμα είναι ένα κανονικό ενδιάμεσο αποτέλεσμα. Ολοκληρώστε την ισορρόπηση, και μετά πολλαπλασιάστε όλους τους συντελεστές με τον παρονομαστή της κλασματικής μονάδας, συνήθως με 2. Η ισορροπία των ατόμων δεν παραβιάζεται από αυτό, και οι αριθμοί γίνονται ακέραιοι.
-
Υπολογίζουν το άθροισμα των συντελεστών, παραλείποντας τις αόρατες μονάδες.
Ο συντελεστής 1 δεν γράφεται, αλλά συμμετέχει στο άθροισμα. Στην εξίσωση \(\mathrm{2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl}\) το άθροισμα είναι 2 + 1 + 2 = 5, όχι 4.
-
Δεν κάνουν τελικό έλεγχο και παραδίδουν εξίσωση όπου δεν ισορροπεί κάθε στοιχείο.
Το τελευταίο βήμα του αλγορίθμου είναι υποχρεωτικό: περάστε από όλα τα στοιχεία διαδοχικά και συγκρίνετε τον αριθμό των ατόμων αριστερά και δεξιά. Το λάθος κρύβεται συχνά στο οξυγόνο, επειδή μετριέται τελευταίο.
Ερωτήσεις και απαντήσεις
Πώς διαφέρει το σχήμα αντίδρασης από την εξίσωση αντίδρασης;
Το σχήμα αντίδρασης δείχνει μόνο ποιες ουσίες αντιδρούν και ποιες παράγονται: τύποι αριστερά, τύποι δεξιά, ανάμεσά τους ένα βέλος. Γίνεται εξίσωση μετά την ισορρόπηση των συντελεστών, όταν ο αριθμός των ατόμων κάθε στοιχείου αριστερά είναι ίσος με τον αριθμό των ατόμων δεξιά. Με απλά λόγια, το σχήμα απαντά στο ερώτημα «τι μετατρέπεται σε τι», ενώ η εξίσωση απαντά και στο ερώτημα «πόσο».
Τι είναι ο συντελεστής σε μια χημική εξίσωση και πώς διαφέρει από τον δείκτη;
Ο συντελεστής είναι ένας αριθμός μπροστά από τον τύπο μιας ουσίας, δείχνει την ποσότητα των σωματιδίων και πολλαπλασιάζει όλα τα άτομα του τύπου, συμπεριλαμβανομένων των ατόμων σε παρενθέσεις. Ο δείκτης είναι ένας μικρός αριθμός κάτω δεξιά μέσα στον τύπο, δείχνει τη σύσταση της ίδιας της ουσίας. Κατά την ισορρόπηση, επιλέγονται συντελεστές, ενώ οι δείκτες δεν μπορούν να αλλάξουν: αλλάζοντας τον δείκτη, θα πάρετε μια διαφορετική ουσία και μια διαφορετική αντίδραση.
Πώς να βρείτε το άθροισμα των συντελεστών σε μια χημική εξίσωση;
Πρώτα, ισορροπήστε σωστά τους συντελεστές, και μετά προσθέστε όλους τους αριθμούς μπροστά από τους τύπους στην αριστερή και δεξιά πλευρά. Ο συντελεστής 1 δεν γράφεται, αλλά λαμβάνεται υπόψη στο άθροισμα. Οι δείκτες δεν περιλαμβάνονται στο άθροισμα. Και οι συντελεστές πρέπει να είναι οι μικρότεροι δυνατοί ακέραιοι: αν όλοι διαιρούνται με έναν κοινό παράγοντα, η εξίσωση πρέπει να απλοποιηθεί, αλλιώς το άθροισμα θα είναι υπερβολικό.
Από ποιο στοιχείο πρέπει να αρχίσετε την ισορρόπηση των συντελεστών;
Από αυτό που εμφανίζεται ακριβώς σε μία ουσία αριστερά και μία δεξιά. Στην πράξη, αυτή είναι η σειρά μέταλλο → αμέταλλο (εκτός από υδρογόνο και οξυγόνο) → υδρογόνο → οξυγόνο. Το οξυγόνο και το υδρογόνο αφήνονται για το τέλος, επειδή περιέχονται σε πολλές ουσίες ταυτόχρονα και προσαρμόζονται στους ήδη βρεθέντες συντελεστές.
Επιτρέπεται η τοποθέτηση κλασματικών συντελεστών;
Σε ενδιάμεσους υπολογισμούς – ναι, είναι μια βολική μέθοδος: μπροστά από ένα διτομικό μόριο αερίου συχνά προκύπτει 3/2 ή 5/2. Αλλά στην τελική απάντηση οι συντελεστές πρέπει να είναι ακέραιοι, επομένως στο τέλος όλοι οι συντελεστές της εξίσωσης πολλαπλασιάζονται με τον παρονομαστή του κλάσματος, συνήθως με 2. Η ισορροπία των ατόμων δεν παραβιάζεται από αυτό.
Ποιοι είναι οι τύποι χημικών αντιδράσεων;
Με βάση τον αριθμό και τη σύσταση των αρχικών ουσιών και των προϊόντων, διακρίνονται τέσσερις βασικοί τύποι: σύνθεσης (από πολλές ουσίες παράγεται μία), ανάλυσης (από μία ουσία παράγονται πολλές), αντικατάστασης (μια απλή ουσία εκτοπίζει ένα στοιχείο από ένα σύνθετο) και διπλής αντικατάστασης (δύο σύνθετες ουσίες ανταλλάσσουν συστατικά μέρη). Ξεχωριστά, οι αντιδράσεις χωρίζονται σε οξειδοαναγωγικές και αυτές που συμβαίνουν χωρίς αλλαγή των βαθμίδων οξείδωσης, καθώς και σε εξώθερμες και ενδόθερμες.
Πώς να κάνετε έναν υπολογισμό με βάση μια χημική εξίσωση;
Οι συντελεστές της εξίσωσης καθορίζουν την αναλογία των ποσοτήτων των ουσιών σε moles. Η ροή είναι η εξής: γράψτε την εξίσωση και ισορροπήστε τους συντελεστές, μετατρέψτε τη γνωστή μάζα ή όγκο σε ποσότητα ουσίας, με βάση την αναλογία των συντελεστών βρείτε την ποσότητα της ζητούμενης ουσίας, και μετά μετατρέψτε την ξανά σε μάζα ή όγκο. Αν οι συντελεστές έχουν ισορροπηθεί λανθασμένα, λανθασμένος θα είναι και ολόκληρος ο υπολογισμός.
Γιατί στην εξίσωση μπαίνει σύμβολο ισότητας, ενώ στο σχήμα – βέλος;
Το βέλος σημαίνει «μετατρέπεται σε» και επιτρέπει την πιθανότητα τα άτομα να μην έχουν ισορροπηθεί ακόμα. Το σύμβολο ισότητας δηλώνει ότι και οι δύο πλευρές είναι πραγματικά ίσες ως προς τον αριθμό των ατόμων κάθε στοιχείου, δηλαδή ο νόμος διατήρησης της μάζας έχει εκπληρωθεί, επομένως η ισότητα μπαίνει μόνο μετά την ισορρόπηση των συντελεστών. Στη σχολική πρακτική, το βέλος συχνά παραμένει και στην έτοιμη εξίσωση – αυτό δεν είναι λάθος, αν η ισορροπία έχει επιτευχθεί.
