Natriumoxid. Ionische chemische Reaktionen Na o2 Reaktionsgleichung

9.1. Was sind chemische Reaktionen

Denken Sie daran, dass wir alle chemischen Phänomene der Natur als chemische Reaktionen bezeichnen. Während einer chemischen Reaktion werden einige chemische Bindungen aufgebrochen und andere chemische Bindungen gebildet. Als Folge der Reaktion werden aus einigen Chemikalien andere Stoffe gewonnen (s. Kap. 1).

Bei Ihren Hausaufgaben zu § 2.5 haben Sie sich mit der traditionellen Auswahl von vier Hauptreaktionstypen aus der ganzen Reihe chemischer Umwandlungen vertraut gemacht und gleichzeitig ihre Namen vorgeschlagen: Kombinations-, Zersetzungs-, Substitutions- und Austauschreaktionen.

Beispiele für zusammengesetzte Reaktionen:

C + O 2 \u003d CO 2; (1)
Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3; (2)
NH 3 + CO 2 + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3. (3)

Beispiele für Zersetzungsreaktionen:

2Ag 2 O 4Ag + O 2; (4)
CaCO 3 CaO + CO 2 ; (5)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O. (6)

Beispiele für Substitutionsreaktionen:

CuSO 4 + Fe \u003d FeSO 4 + Cu; (7)
2NaI + Cl 2 \u003d 2NaCl + I 2; (8)
CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2. (9)

Beispiele für Austauschreaktionen:

Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2H 2 O; (10)
HCl + KNO 2 \u003d KCl + HNO 2; (elf)
AgNO 3 + NaCl \u003d AgCl + NaNO 3. (12)

Die traditionelle Einteilung chemischer Reaktionen deckt nicht ihre ganze Vielfalt ab – neben den Reaktionen der vier Haupttypen gibt es auch viele komplexere Reaktionen.
Die Auswahl von zwei anderen Arten chemischer Reaktionen basiert auf der Beteiligung der beiden wichtigsten nicht-chemischen Teilchen an ihnen: dem Elektron und dem Proton.
Bei einigen Reaktionen werden Elektronen vollständig oder teilweise von einem Atom auf ein anderes übertragen. In diesem Fall ändern sich die Oxidationsstufen der Atome der Elemente, aus denen die Ausgangsstoffe bestehen; Von den angegebenen Beispielen sind dies die Reaktionen 1, 4, 6, 7 und 8. Diese Reaktionen werden genannt Redox.

Bei einer anderen Gruppe von Reaktionen geht ein Wasserstoffion (H +), also ein Proton, von einem reagierenden Teilchen zum anderen über. Solche Reaktionen werden genannt Säure-Base-Reaktionen oder Protonentransferreaktionen.

Unter den angegebenen Beispielen sind solche Reaktionen die Reaktionen 3, 10 und 11. In Analogie zu diesen Reaktionen werden manchmal Redoxreaktionen genannt Elektronentransferreaktionen. Sie lernen RIA in § 2 und KOR - in den folgenden Kapiteln kennen.

VERBINDUNGSREAKTIONEN, ZERSETZUNGSREAKTIONEN, SUBSTITUTIONSREAKTIONEN, AUSTAUSCHREAKTIONEN, REDOXREAKTIONEN, SÄURE-BASE-REAKTIONEN.
Schreiben Sie die Reaktionsgleichungen entsprechend den folgenden Schemata auf:
a) HgO Hg + O 2 ( T); b) Li 2 O + SO 2 Li 2 SO 3; c) Cu(OH) 2 CuO + H 2 O ( T);
d) Al + I 2 AlI 3; e) CuCl 2 + FeFeCl 2 + Cu; e) Mg + H 3 PO 4 Mg 3 (PO 4 ) 2 + H 2;
g) Al + O 2 Al 2 O 3 ( T); i) KClO 3 + P P 2 O 5 + KCl ( T); j) CuSO 4 + Al Al 2 (SO 4) 3 + Cu;
l) Fe + Cl 2 FeCl 3 ( T); m) NH 3 + O 2 N 2 + H 2 O ( T); m) H 2 SO 4 + CuO CuSO 4 + H 2 O.
Geben Sie den traditionellen Reaktionstyp an. Beachten Sie die Redox- und Säure-Base-Reaktionen. Geben Sie bei Redoxreaktionen die Atome an, deren Elemente ihre Oxidationsstufe ändern.

Betrachten Sie die Redoxreaktion, die in Hochöfen bei der industriellen Herstellung von Eisen (genauer Gusseisen) aus Eisenerz auftritt:

Fe 2 O 3 + 3 CO \u003d 2 Fe + 3 CO 2.

Lassen Sie uns die Oxidationsstufen der Atome bestimmen, aus denen sowohl die Ausgangsmaterialien als auch die Reaktionsprodukte bestehen

Wie Sie sehen können, stieg der Oxidationszustand von Kohlenstoffatomen als Ergebnis der Reaktion, der Oxidationszustand von Eisenatomen nahm ab und der Oxidationszustand von Sauerstoffatomen blieb unverändert. Folglich wurden die Kohlenstoffatome bei dieser Reaktion oxidiert, d.h. sie verloren Elektronen ( oxidiert) und Eisenatome zur Reduktion, d.h. sie hefteten Elektronen an ( erholt) (siehe § 7.16). Zur Charakterisierung des OVR werden die Konzepte verwendet Oxidationsmittel Und Reduktionsmittel.

Somit sind in unserer Reaktion die oxidierenden Atome Eisenatome und die reduzierenden Atome Kohlenstoffatome.

In unserer Reaktion ist das Oxidationsmittel Eisen(III)-oxid und das Reduktionsmittel Kohlenstoff(II)-oxid.
In Fällen, in denen oxidierende und reduzierende Atome Teil derselben Substanz sind (Beispiel: Reaktion 6 aus dem vorherigen Absatz), werden die Begriffe „oxidierende Substanz“ und „reduzierende Substanz“ nicht verwendet.
Daher sind typische Oxidationsmittel Substanzen, die Atome enthalten, die dazu neigen, Elektronen (ganz oder teilweise) hinzuzufügen, wodurch ihre Oxidationsstufe gesenkt wird. Von den einfachen Stoffen sind dies vor allem Halogene und Sauerstoff, in geringerem Maße Schwefel und Stickstoff. Von den komplexen Substanzen - Substanzen, die Atome in höheren Oxidationsstufen enthalten, die nicht dazu neigen, einfache Ionen in diesen Oxidationsstufen zu bilden: HNO 3 (N + V), KMnO 4 (Mn + VII), CrO 3 (Cr + VI), KClO 3 (Cl + V), KClO 4 (Cl + VII) usw.
Typische Reduktionsmittel sind Substanzen, die Atome enthalten, die dazu neigen, ganz oder teilweise Elektronen abzugeben, wodurch ihre Oxidationsstufe erhöht wird. Von den einfachen Stoffen sind dies Wasserstoff, Alkali- und Erdalkalimetalle sowie Aluminium. Von den komplexen Substanzen - H 2 S und Sulfide (S -II), SO 2 und Sulfite (S + IV), Jodide (I -I), CO (C + II), NH 3 (N -III) usw.
Im Allgemeinen können fast alle komplexen und viele einfache Substanzen sowohl oxidierende als auch reduzierende Eigenschaften aufweisen. Zum Beispiel:
SO 2 + Cl 2 \u003d S + Cl 2 O 2 (SO 2 ist ein starkes Reduktionsmittel);
SO 2 + C \u003d S + CO 2 (t) (SO 2 ist ein schwaches Oxidationsmittel);
C + O 2 \u003d CO 2 (t) (C ist das Reduktionsmittel);
C + 2Ca \u003d Ca 2 C (t) (C ist ein Oxidationsmittel).
Kehren wir zu der von uns am Anfang dieses Abschnitts diskutierten Reaktion zurück.

Beachten Sie, dass als Ergebnis der Reaktion die oxidierenden Atome (Fe + III) in reduzierende Atome (Fe 0) und die reduzierenden Atome (C + II) in oxidierende Atome (C + IV) umgewandelt wurden. Aber CO 2 ist unter allen Bedingungen ein sehr schwaches Oxidationsmittel, und Eisen ist, obwohl es ein Reduktionsmittel ist, unter diesen Bedingungen viel schwächer als CO. Daher reagieren die Reaktionsprodukte nicht miteinander und die Rückreaktion findet nicht statt. Das obige Beispiel veranschaulicht das allgemeine Prinzip, das die Richtung des OVR-Flusses bestimmt:

Redoxreaktionen verlaufen in Richtung der Bildung eines schwächeren Oxidationsmittels und eines schwächeren Reduktionsmittels.

Die Redoxeigenschaften von Stoffen können nur unter gleichen Bedingungen verglichen werden. In einigen Fällen kann dieser Vergleich quantitativ durchgeführt werden.
Als Sie Ihre Hausaufgaben für den ersten Absatz dieses Kapitels gemacht haben, haben Sie gesehen, dass es ziemlich schwierig ist, Koeffizienten in einigen Reaktionsgleichungen (insbesondere OVR) zu finden. Um diese Aufgabe bei Redoxreaktionen zu vereinfachen, werden die folgenden zwei Methoden verwendet:
A) Elektronische Waage Methode Und
B) Elektronen-Ionen-Gleichgewichtsmethode.
Sie werden jetzt die Elektronengleichgewichtsmethode studieren, und die Elektronen-Ionen-Gleichgewichtsmethode wird normalerweise in höheren Bildungseinrichtungen studiert.
Beide Methoden basieren auf der Tatsache, dass Elektronen bei chemischen Reaktionen nirgendwo verschwinden und nirgendwo auftauchen, dh die Anzahl der von Atomen aufgenommenen Elektronen ist gleich der Anzahl der von anderen Atomen abgegebenen Elektronen.
Die Anzahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen bei der Elektronenbilanzmethode wird durch die Änderung des Oxidationszustands von Atomen bestimmt. Bei der Anwendung dieses Verfahrens ist es notwendig, die Zusammensetzung sowohl der Ausgangsmaterialien als auch der Reaktionsprodukte zu kennen.
Betrachten Sie die Anwendung der Methode der elektronischen Waage anhand von Beispielen.

Beispiel 1 Stellen wir eine Gleichung für die Reaktion von Eisen mit Chlor auf. Es ist bekannt, dass das Produkt einer solchen Reaktion Eisen(III)-chlorid ist. Schreiben wir das Reaktionsschema:

Fe + Cl 2 FeCl 3 .

Lassen Sie uns die Oxidationsstufen von Atomen aller Elemente bestimmen, aus denen die an der Reaktion beteiligten Substanzen bestehen:

Eisenatome geben Elektronen ab und Chlormoleküle nehmen sie auf. Wir drücken diese Prozesse aus elektronische Gleichungen:
Fe-3 e- \u003d Fe + III,
Cl2 + 2 e-\u003d 2Cl-I.

Damit die Anzahl der gegebenen Elektronen gleich der Anzahl der empfangenen ist, muss die erste elektronische Gleichung mit zwei und die zweite mit drei multipliziert werden:

Setzen wir die Koeffizienten 2 und 3 in das Reaktionsschema ein, erhalten wir die Reaktionsgleichung:
2Fe + 3Cl 2 \u003d 2FeCl 3.

Beispiel 2 Lassen Sie uns eine Gleichung für die Verbrennungsreaktion von weißem Phosphor in einem Überschuss an Chlor aufstellen. Es ist bekannt, dass unter diesen Bedingungen Phosphor(V)chlorid gebildet wird:

Weiße Phosphormoleküle geben Elektronen ab (oxidieren) und Chlormoleküle nehmen sie auf (reduzieren):

Die zunächst erhaltenen Faktoren (2 und 20) hatten einen gemeinsamen Teiler, durch den sie (als zukünftige Koeffizienten in der Reaktionsgleichung) dividiert wurden. Reaktionsgleichung:

P 4 + 10Cl 2 \u003d 4PCl 5.

Beispiel 3 Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion aufstellen, die beim Rösten von Eisen(II)-sulfid in Sauerstoff auftritt.

Reaktionsschema:

Dabei werden sowohl Eisen(II)- als auch Schwefel(–II)-Atome oxidiert. Die Zusammensetzung von Eisen(II)-sulfid enthält Atome dieser Elemente im Verhältnis 1:1 (siehe Indizes in der einfachsten Formel).
Elektronische Balance:

Reaktionsgleichung: 4FeS + 7O 2 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2.

Beispiel 4. Lassen Sie uns eine Gleichung für die Reaktion aufstellen, die beim Brennen von Eisen (II) -Disulfid (Pyrit) in Sauerstoff auftritt.

Reaktionsschema:

Wie im vorherigen Beispiel werden auch hier sowohl Eisen(II)-Atome als auch Schwefelatome oxidiert, jedoch mit einer Oxidationsstufe von I. Die Atome dieser Elemente sind in der Zusammensetzung von Pyrit im Verhältnis 1:2 enthalten (siehe Indizes in der einfachsten Formel). Dabei reagieren Eisen- und Schwefelatome, was bei der Erstellung der elektronischen Bilanz berücksichtigt wird:

Reaktionsgleichung: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2.

Es gibt auch komplexere Fälle von OVR, einige davon werden Sie durch Ihre Hausaufgaben kennenlernen.

OXIDATOR-ATOM, REDUZIERER-ATOM, OXIDATOR-SUBSTANZ, REDUZIERER-SUBSTANZ, ELEKTRONEN-BALANCE-METHODE, ELEKTRONISCHE GLEICHUNGEN.
1. Erstellen Sie eine elektronische Waage für jede OVR-Gleichung, die im Text von § 1 dieses Kapitels angegeben ist.
2. Stellen Sie die Gleichungen des OVR auf, die Sie bei der Bewältigung der Aufgabe für § 1 dieses Kapitels entdeckt haben. Verwenden Sie dieses Mal die Methode der elektronischen Waage, um die Quoten zu platzieren. 3. Stellen Sie mit Hilfe der Methode der elektronischen Waage die Reaktionsgleichungen auf, die den folgenden Schemata entsprechen: a) Na + I 2 NaI;
b) Na + O 2 Na 2 O 2;
c) Na202 + NaNa20;
d) Al + Br 2 AlBr 3;
e) Fe + O 2 Fe 3 O 4 ( T);
e) Fe 3 O 4 + H 2 FeO + H 2 O ( T);
g) FeO + O 2 Fe 2 O 3 ( T);
i) Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 ( T);
j) Cr + O 2 Cr 2 O 3 ( T);
l) CrO 3 + NH 3 Cr 2 O 3 + H 2 O + N 2 ( T);
m) Mn 2 O 7 + NH 3 MnO 2 + N 2 + H 2 O;
m) MnO 2 + H 2 Mn + H 2 O ( T);
n) MnS + O 2 MnO 2 + SO 2 ( T)
p) PbO 2 + CO Pb + CO 2 ( T);
c) Cu 2 O + Cu 2 S Cu + SO 2 ( T);
t) CuS + O 2 Cu 2 O + SO 2 ( T);
y) Pb 3 O 4 + H 2 Pb + H 2 O ( T).

Warum finden chemische Reaktionen statt?
Um diese Frage zu beantworten, erinnern wir uns, warum sich einzelne Atome zu Molekülen verbinden, warum aus isolierten Ionen ein Ionenkristall entsteht, warum bei der Bildung der Elektronenhülle eines Atoms das Prinzip der geringsten Energie wirkt. Die Antwort auf all diese Fragen ist dieselbe: weil es energetisch vorteilhaft ist. Das bedeutet, dass bei solchen Prozessen Energie freigesetzt wird. Es scheint, dass chemische Reaktionen aus dem gleichen Grund ablaufen sollten. Tatsächlich können viele Reaktionen durchgeführt werden, bei denen Energie freigesetzt wird. Dabei wird Energie freigesetzt, meist in Form von Wärme.

Wenn während einer exothermen Reaktion Wärme nicht abgeführt werden kann, erwärmt sich das Reaktionssystem.
Zum Beispiel bei der Verbrennungsreaktion von Methan

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g)

Dabei wird so viel Wärme frei, dass Methan als Brennstoff verwendet wird.
Dass bei dieser Reaktion Wärme freigesetzt wird, lässt sich in der Reaktionsgleichung widerspiegeln:

CH 4 (g) + 2O 2 (g) \u003d CO 2 (g) + 2H 2 O (g) + Q.

Diese sog Thermochemische Gleichung. Hier ist das Zeichen „+ Q" bedeutet, dass beim Verbrennen von Methan Wärme freigesetzt wird. Diese Wärme nennt man der thermische Effekt der Reaktion.
Woher kommt die freigesetzte Wärme?
Sie wissen, dass bei chemischen Reaktionen chemische Bindungen aufgebrochen und gebildet werden. Dabei werden Bindungen zwischen Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen in CH 4 -Molekülen sowie zwischen Sauerstoffatomen in O 2 -Molekülen aufgebrochen. In diesem Fall werden neue Bindungen gebildet: zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen in CO 2 -Molekülen und zwischen Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in H 2 O-Molekülen Um Bindungen zu lösen, müssen Sie Energie aufwenden (siehe "Bindungsenergie", "Zerstäubungsenergie") ) und beim Knüpfen von Bindungen wird Energie freigesetzt. Wenn die "neuen" Bindungen stärker sind als die "alten", wird offensichtlich mehr Energie freigesetzt als absorbiert. Die Differenz zwischen freigesetzter und aufgenommener Energie ist der thermische Effekt der Reaktion.
Thermische Wirkung (Wärmemenge) wird in Kilojoule gemessen, zum Beispiel:

2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) + 484 kJ.

Ein solcher Rekord bedeutet, dass 484 Kilojoule Wärme freigesetzt werden, wenn zwei Mol Wasserstoff mit einem Mol Sauerstoff reagieren und zwei Mol gasförmiges Wasser (Dampf) entstehen.

Auf diese Weise, in thermochemischen Gleichungen sind die Koeffizienten numerisch gleich den Stoffmengen der Edukte und Reaktionsprodukte.

Was bestimmt den thermischen Effekt jeder spezifischen Reaktion?
Der thermische Effekt hängt von der Reaktion ab
a) aus den Aggregatzuständen der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte,
b) auf Temperatur und
c) davon, ob die chemische Umwandlung bei konstantem Volumen oder bei konstantem Druck erfolgt.
Die Abhängigkeit der thermischen Wirkung einer Reaktion vom Aggregatzustand von Stoffen beruht darauf, dass die Übergangsvorgänge von einem Aggregatzustand in einen anderen (wie einige andere physikalische Prozesse) mit der Abgabe oder Aufnahme von Wärme einhergehen. Dies kann auch durch eine thermochemische Gleichung ausgedrückt werden. Ein Beispiel ist die thermochemische Gleichung der Wasserdampfkondensation:

H 2 O (g) \u003d H 2 O (g) + Q.

In thermochemischen Gleichungen und ggf. in gewöhnlichen chemischen Gleichungen werden die Aggregatzustände von Stoffen durch Buchstabenindizes angegeben:
(d) - Gas,
(g) - Flüssigkeit,
(t) oder (cr) ist eine feste oder kristalline Substanz.
Die Abhängigkeit der thermischen Wirkung von der Temperatur ist mit unterschiedlichen Wärmekapazitäten verbunden Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte.
Da durch eine exotherme Reaktion bei konstantem Druck das Volumen des Systems immer zunimmt, wird ein Teil der Energie für die Volumenvergrößerung aufgewendet und die freigesetzte Wärme ist geringer als bei der gleichen Reaktion bei konstanter Lautstärke.
Thermische Wirkungen von Reaktionen werden normalerweise für Reaktionen berechnet, die bei konstantem Volumen bei 25 °C ablaufen, und sind mit dem Symbol gekennzeichnet QÖ.
Wenn Energie nur in Form von Wärme freigesetzt wird und die chemische Reaktion bei konstantem Volumen abläuft, dann ist der thermische Effekt der Reaktion ( QV) ist gleich der Änderung innere Energie(D U) an der Reaktion beteiligte Stoffe, jedoch mit umgekehrtem Vorzeichen:

Q V = - U.

Unter der inneren Energie eines Körpers versteht man die Gesamtenergie intermolekularer Wechselwirkungen, chemischer Bindungen, die Ionisationsenergie aller Elektronen, die Bindungsenergie von Nukleonen in Kernen und alle anderen bekannten und unbekannten Energiearten, die von diesem Körper „gespeichert“ werden. Das „–“-Zeichen rührt daher, dass bei Wärmeabgabe die innere Energie abnimmt. Also

U= – QV .

Wenn die Reaktion bei konstantem Druck abläuft, kann sich das Volumen des Systems ändern. Ein Teil der inneren Energie wird auch für die Arbeit zur Erhöhung der Lautstärke aufgewendet. In diesem Fall

U = -(Q P + A) = –(Q P + Pv),

Wo Qp ist der thermische Effekt einer Reaktion, die bei konstantem Druck abläuft. Von hier

Q P = - HOCHv .

Ein Wert gleich U+Pv nannte sich Enthalpieänderung und mit D bezeichnet H.

H=U+Pv.

Somit

Q P = - H.

Wenn also Wärme freigesetzt wird, nimmt die Enthalpie des Systems ab. Daher der alte Name für diese Größe: „Wärmeinhalt“.
Im Gegensatz zum thermischen Effekt charakterisiert die Enthalpieänderung die Reaktion, unabhängig davon, ob sie bei konstantem Volumen oder konstantem Druck abläuft. Unter Verwendung der Enthalpieänderung geschriebene thermochemische Gleichungen werden aufgerufen Thermochemische Gleichungen in thermodynamischer Form. Dabei wird der Wert der Enthalpieänderung bei Normbedingungen (25°C, 101,3 kPa) angegeben H ungefähr. Zum Beispiel:
2H 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2H 2 O (g) H ungefähr= – 484 kJ;
CaO (cr) + H 2 O (l) \u003d Ca (OH) 2 (cr) H ungefähr= - 65 kJ.

Die Abhängigkeit der bei der Reaktion freigesetzten Wärmemenge ( Q) aus dem thermischen Effekt der Reaktion ( Q o) und die Stoffmenge ( N B) einer der Teilnehmer an der Reaktion (Stoff B - der Ausgangsstoff oder das Reaktionsprodukt) wird durch die Gleichung ausgedrückt:

Dabei ist B die Menge des Stoffes B, gegeben durch den Koeffizienten vor der Formel des Stoffes B in der thermochemischen Gleichung.

Aufgabe

Bestimmen Sie die Menge an Wasserstoff, die in Sauerstoff verbrannt wird, wenn 1694 kJ Wärme freigesetzt werden.

Lösung

Natrium ist das in der Natur am häufigsten vorkommende und weit verbreitete Alkalimetall, das im Periodensystem den 11. Platz einnimmt (es steht in der 1. Gruppe, der Hauptnebengruppe, der 3. Periode). Bei Wechselwirkung mit Luftsauerstoff bildet es das Peroxid Na2O2. Können Sie sagen, dass es Natrium ist? Natürlich nicht, da diese Substanz nicht zur Klasse der Oxide gehört und ihre Strukturformel in dieser Form geschrieben ist: Na-O-O-Na. Höhere Oxide sind solche, bei denen das mit Sauerstoff assoziierte chemische Element die höchste Oxidationsstufe aufweist. Natrium hat nur eine Oxidationsstufe, +1. Daher existiert für dieses chemische Element das Konzept des „höheren Oxids“ nicht.

Natriumoxid ist die Summenformel seines Na2O. Die Molmasse beträgt 61,9789 g/mol. Die Dichte von Natriumoxid beträgt 2,27 g/cm³. Von Aussehen Es ist eine weiße, feste, nicht brennbare Substanz, die bei einer Temperatur von plus 1132 ° C schmilzt, bei einer Temperatur von plus 1950 ° C siedet und sich zersetzt. Wenn es in Wasser gelöst wird, reagiert das Oxid heftig damit, was zur Bildung von Natriumhydroxid führt, das eigentlich Hydroxid genannt werden sollte. Dies kann durch die Reaktionsgleichung beschrieben werden: Na2O + H2O → 2NaOH. Die Hauptgefahr dabei chemische Verbindung(Na2O) besteht darin, dass es heftig mit Wasser reagiert, was zur Bildung eines aggressiven Ätzalkali führt.

Natriumoxid kann durch Erhitzen des Metalls auf eine Temperatur von nicht mehr als 180 °C in einer Umgebung mit niedrigem Sauerstoffgehalt erhalten werden: 4Na + O2 → 2Na2O. In diesem Fall ist es nicht möglich, reines Oxid zu erhalten, da die Reaktionsprodukte bis zu 20 % Peroxid und nur 80 % der Zielsubstanz enthalten. Es gibt andere Möglichkeiten, Na2O zu bekommen. Zum Beispiel beim Erhitzen einer Mischung aus Peroxid mit einem Überschuss an Metall: Na2O2 + 2Na → 2Na2O. Darüber hinaus wird das Oxid durch Reaktion von metallischem Natrium mit seinem Hydroxid erhalten: 2Na + NaOH → 2Na2O + H2 sowie durch Reaktion eines Salzes mit einem Alkalimetall: 6Na + 2NaNO2 → 4Na2O + N2. Alle diese Reaktionen laufen mit einem Überschuss an Natrium ab. Wenn ein Alkalimetallcarbonat auf 851 ° C erhitzt wird, kann außerdem ein Oxid dieses Metalls gemäß der Reaktionsgleichung erhalten werden: Na2CO3 → Na2O + CO2.

Natriumoxid hat ausgeprägte basische Eigenschaften. Es reagiert nicht nur heftig mit Wasser, sondern interagiert auch aktiv mit Säuren und Säureoxiden. Durch die Reaktion mit Salzsäure entstehen Salz und Wasser: Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O. Und bei der Wechselwirkung mit farblosen Siliziumdioxidkristallen entsteht ein Alkalimetallsilikat: Na2O + SiO2 → Na2SiO3.

Natriumoxid hat ebenso wie das Oxid eines anderen Alkalimetalls, Kalium, keine große praktische Bedeutung. Diese Substanz wird üblicherweise als Reagenz verwendet, ist wichtiger Bestandteil Industrie- (Natronkalk) und Flüssigglas, ist aber kein Bestandteil optischer Gläser. Typischerweise enthält Industrieglas etwa 15 % Natriumoxid, 70 % Siliziumdioxid (Siliziumdioxid) und 9 % Kalk (Na-Oxid dient als Flussmittel, um die Temperatur zu senken, bei der Siliziumdioxid schmilzt. Natronglas hat einen niedrigeren Schmelzpunkt als Kalikalk oder Kalium-Blei. Es wird am häufigsten für die Herstellung von Fensterglas und Glasbehältern (Flaschen und Gläser) für Getränke, Lebensmittel und einige andere Waren verwendet. Glaswaren werden häufig aus gehärtetem Natron-Kalk-Silikatglas hergestellt.

Gewonnen durch Schmelzen von Rohstoffen - Na-Carbonat, Kalk, Dolomit, Siliziumdioxid (Kieselerde), Aluminiumoxid (Aluminiumoxid) sowie einer geringen Menge von Hilfsstoffen (z. B. Na-Sulfat, Na-Chlorid) - in einem Glasofen bei Temperaturen bis 1675 ° C. Grüne und braune Flaschen werden aus Rohstoffen hergestellt, die im Behälterglas weniger Magnesiumoxid und Natriumoxid enthalten als im Fensterglas.

02.02.2014 | Ein Kommentar | Lolita Okolnova

Ionische Reaktionen- Reaktionen zwischen Ionen in Lösung

Werfen wir einen Blick auf die grundlegenden Reaktionen der anorganischen und einiger organischer Chemie.

Sehr oft werden sie bei verschiedenen Aufgaben in der Chemie gebeten, nicht nur chemische Gleichungen in molekularer Form, sondern auch in ionischer (vollständiger und abgekürzter) Form zu schreiben. Wie bereits erwähnt, treten in Lösungen ionische chemische Reaktionen auf. Oft zerfallen Substanzen in Wasser in Ionen.

Die vollständige Ionengleichung für eine chemische Reaktion lautet: Alle Verbindungen sind Elektrolyte, wir schreiben sie unter Berücksichtigung der Koeffizienten in Ionenform um:

2NaOH + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + 2H 2 O - molekulare Reaktionsgleichung

2Na + +2OH - +2H + + SO -2 \u003d 2Na + + SO 4 -2 + 2H 2 O - vollständige ionische Reaktionsgleichung

Abgekürzte Ionengleichung einer chemischen Reaktion: Wir reduzieren die gleichen Komponenten:

2Na + +2OH – +2H + + SO –2 = 2Na + + SO 4 –2 + 2H 2 O

Nach den Ergebnissen dieser Reduktion identischer Ionen ist klar, welche Ionen unlösliche oder schwerlösliche gebildet haben - gasförmige Produkte oder Reagenzien, Niederschläge oder schlecht dissoziierende Substanzen.

Bei ionisch-chemischen Reaktionen eines Stoffes nicht in Ionen zerfallen:

1. unlöslich in Wasser Verbindungen (oder schwer löslich) (vgl );

Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2↓ + 2NaNO3

Сa 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 + 2Na + + 2NO 3 - - vollständige ionische Reaktionsgleichung

Ca 2+ + 2OH - \u003d Ca (OH) 2 - abgekürzte ionische Reaktionsgleichung

2. gasförmige Stoffe, z. B. O 2, Cl 2, NO usw.:

Na 2 S + 2 HCl \u003d 2 NaCl + H 2 S

2Na + + S -2 + 2H + +2Cl - = 2Na + + 2Cl - + H2S - vollständige ionische Reaktionsgleichung

S -2 + 2H + = H2S - abgekürzte ionische Reaktionsgleichung

3. schwach dissoziierende Substanzen (H2O, NH4OH);

Neutralisierungsreaktion

OH - + H + \u003d H 2 O - abgekürzte ionische Reaktionsgleichung

4. (alle: sowohl aus Metallen als auch aus Nichtmetallen gebildet);

2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O

2Ag + + 2NO 3 - + 2Na + + 2OH - = Ag2O + 2NO 3 - + 2Na + + H2O - vollständige ionische Reaktionsgleichung

2Ag + + 2OH - = Ag2O + H2O - reduzierte ionische Reaktionsgleichung

5. organische Materie(organische Säuren gelten als schwer dissoziierende Stoffe)

CH 3 COOH + NaOH \u003d CH 3 COONa + H 2 O

CH 3 COOH + Na + + OH - \u003d CH 3 COO - + Na + + H2O - vollständige ionische Reaktionsgleichung

CH 3 COOH + OH - \u003d CH 3 COO - + H2O - abgekürzte ionische Reaktionsgleichung

Häufig sind ionische chemische Reaktionen Austauschreaktionen.

Wenn alle an der Reaktion beteiligten Substanzen in Form von Ionen vorliegen, findet ihre Bindung unter Bildung einer neuen Substanz nicht statt, daher ist die Reaktion in diesem Fall praktisch nicht durchführbar.

Ein charakteristisches Merkmal der chemischen Reaktionen des Ionenaustauschs von Redoxreaktionen ist, dass sie ablaufen, ohne die Oxidationszustände der an der Reaktion beteiligten Teilchen zu ändern.

• in der Prüfung ist eine Frage - Ionenaustauschreaktionen
• im GIA (OGE) ist es - Ionenaustauschreaktionen