Уравнение электронного баланса кальция с водой

Характеристика химических свойств кальция

Задание 337
Какое свойство кальция позволяет применять его в металлотермии для получения некоторых металлов из их соединений? Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций кальция: а) с V₂O₅; б) СаSO₄. В каждой из этих реакций окислитель восстанавливается максимально, приобретая низшую степень окисления.
Решение:
Благодаря большому отрицательному значению G 0 ₂₉₈(СаО) = -604,2 кДж/моль возможно, что кальций способен вытеснять некоторые металлы из их оксидов. Этот метод позволяет применять кальций для получения металлов из их оксидов при действии высокой температуры.

Уравнения реакций кальция:

5Ca 0 + 2V +5 = 5Ca 2+ + 2V 0

б) Ca + СаSO₄ = CaO + CaS

4Ca 0 + S +6 = 4Ca 2+ + S 2-

4Са + CaSO₄ = 4СаО + CaS

Задание 338
Какие соединения называют негашеной и гашеной известью? Составьте уравнения реакций их получения. Какое соединение образуется при прокаливании негашеной извести с углем? Что является окислителем и восстановителем в последней реакции? Составьте электронные и молекулярные уравнения.
Решение:
СаО – оксид кальция называют «негашеная известь». Са(ОН)₂ – гидроксид кальция называют «гашённая известь».
а) Оксид кальция получают при термическом разложении известняка СаСО₃:

Этот процесс протекает при температуре 1000 0 С (промышленный метод получения СаО).

б) При спекании известняка и графита получают оксид кальция:

Гашённую известь получают при действии воды на оксид кальция:

При прокаливании негашеной извести с углём образуется карбид кальция:

СаО + 3С СаС₂ + СО

2Ca 0 + С 0 = 2Ca 2+ + С 4-

Таким образом, углерод является и окислителем, и восстановителем в данной реакции. Эта реакция является реакцией самоокисления-самовосстановления (реакцией диспропорционирования, дисмутации), потому что протекает с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления одного и того же элемента (С – уголь).

Задание 339
Составьте электронные и молекулярные уравнения реакций: а) кальция с водой; б) магния с азотной кислотой, учитывая, что окислитель приобретает низшую степень окисления.
Решение:

Источник

Кальций: способы получения и химические свойства

Кальций Ca — это щелочноземельный металл, серебристо-белый, пластичный, достаточно твердый. Реакционноспособный. Сильный восстановитель.

Относительная молекулярная масса M_r = 40,078; относительная плотность для твердого и жидкого состояния d = 1,54; t_пл = 842º C; t_кип = 1495º C.

Способ получения

1. В результате электролиза жидкого хлорида кальция образуются кальций и хлор :

2. Хлорид кальция взаимодействует с алюминием при 600 — 700º С образуя кальций и хлорид алюминия:

3CaCl₂ + 2Al = 3Ca + 2AlCl₃

3. В результате разложения гидрида кальция при температуре выше 1000º С образуется кальций и водород:

4. Оксид кальция взаимодействует с алюминием при 1200º С и образует кальций и алюминат кальция:

4CaO + 2Al = 3Ca + Ca(AlO₂)₂

Качественная реакция

Кальций окрашивает пламя газовой горелки в коричнево-красный цвет.

Химические свойства

1. Кальций — сильный восстановитель . Поэтому он реагирует почти со всеми неметаллами :

1.1. Кальций взаимодействует с азотом при 200 — 450º С образуя нитрид кальция:

1.2. Кальций сгорает в кислороде (воздухе) при выше 300º С с образованием оксида кальция:

2Ca + O₂ = 2CaO

1.3. Кальций активно реагирует при температуре 200 — 400º С с хлором, бромом и йодом . При этом образуются соответствующие соли :

1.4. С водородом кальций реагирует при температуре 500 — 700º C с образованием гидрида кальция:

1.5. В результате взаимодействия кальция и фтора при комнатной температуре образуется фторид кальция:

1.6. Кальций взаимодействует с серой при 150º С и образует сульфид кальция:

Ca + S = CaS

1.7. В результате реакции между кальцием и фосфором при 350 — 450º С образуется фосфид кальция:

1.8. Кальций взаимодействует с углеродом (графитом) при 550º С и образует карбид кальция:

Ca + 2C = CaC₂

2. Кальций активно взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кальций при комнатной температуре реагирует с водой . Взаимодействие кальция с водой приводит к образованию гидроксида кальция и газа водорода:

2.2. Кальций взаимодействует с кислотами:

2.2.1. Кальций реагирует с разбавленной соляной кислотой, при этом образуются хлорид кальция и водород :

Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂ ↑

2.2.2. Реагируя с разбавленной азотной кислотой кальций образует нитрат кальция, оксид азота (I) и воду:

если азотную кислоту еще больше разбавить, то образуются нитрат кальция, нитрат аммония и вода:

2.3. Кальций вступает в реакцию с газом аммиаком при 600 — 650º С. В результате данной реакции образуется нитрид кальция и гидрид кальция:

если аммиак будет жидким, то в результате реакции в присутствии катализатора платины образуется амид кальция и водород:

Источник

Реакция кальция с водой

Реакция взаимодействия кальция с водой.

Уравнение реакции взаимодействия кальция с водой:

Кальций взаимодействует с водой.

В зависимости от температурного режима, избытка или недостатка воды реакция кальция с водой протекает по-разному.

2Ca + H₂O → CaO + CaH₂ (t = 200-300 °C).

Первая реакция протекает при обычных условиях и избытке воды , вторая – при условии: при температуре 200-300 °C и недостатке воды .

В результате первой реакции кальция с водой образуются гидроксид кальция и водород , в результате второй реакции кальция с водой образуются оксид кальция и гидрид кальция .

В ходе первой реакции кальция с водой при стандартных условиях выделяется тепловая энергия (теплота).

Таким образом, первая реакция кальция с водой носит экзотермический характер.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

Мировая экономика

Справочники

Востребованные технологии

• Концепция инновационного развития общественного производства – осуществления Второй индустриализации России на период 2017-2022 гг. (106 489)
• Экономика Второй индустриализации России (102 477)
• Программа искусственного интеллекта ЭЛИС (27 503)
• Метан, получение, свойства, химические реакции (23 758)
• Этилен (этен), получение, свойства, химические реакции (22 873)
• Природный газ, свойства, химический состав, добыча и применение (21 183)
• Крахмал, свойства, получение и применение (20 587)
• Целлюлоза, свойства, получение и применение (19 445)
• Пропилен (пропен), получение, свойства, химические реакции (19 141)
• Прямоугольный треугольник, свойства, признаки и формулы (18 745)

Поиск технологий

О чём данный сайт?

Настоящий сайт посвящен авторским научным разработкам в области экономики и научной идее осуществления Второй индустриализации России.

Он включает в себя:
– экономику Второй индустриализации России,
– теорию, методологию и инструментарий инновационного развития – осуществления Второй индустриализации России,
– организационный механизм осуществления Второй индустриализации России,
– справочник прорывных технологий.

Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!

Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.

О Второй индустриализации

Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.

Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.

Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.

Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.

Источник

Метод электронного баланса

Составляя любое уравнение химической реакции, следует соблюдать закон сохранения масс веществ — кол-во атомов в исходных веществах (левая часть уравнения) и в продуктах реакции (правая часть уравнения) должны совпадать.

Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, следует также следить за суммой зарядов, которые у исходных веществ и в продуктах реакции должны быть равны.

В уравнениях ОВР в левой части обычно указывают первым вещество-восстановитель (отдает электроны), а затем — вещество-окислитель (принимает электроны); в правой части уравнения первым указывают продукт окисления, затем восстановления, а потом другие вещества, если они имеются.

Главное требование, которое необходимо соблюдать при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, — кол-во электронов, которое отдал восстановитель, должно быть равно кол-ву электронов, принятых окислителем.

В основе метода электронного баланса лежит сравнение степеней окисления в исходных веществах и продуктах реакции, что подразумевает тот факт, что, составляющий уравнение ОВР методом электронного баланса, должен знать, какие вещества образуются в ходе реакции.

Примеры составления уравнений ОВР методом электронного баланса

1. Составить уравнение реакции алюминия с углеродом.

• Al+C → Al₄C₃
• В первую очередь, определяются элементы, меняющие свои степени окисления:
  Al 0 +C 0 → Al₄ +3 C₃ -4
• Атом алюминия в ходе реакции отдает 3 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на +3
  Al 0 → Al +3
  1Al 0 -3e — → 1Al +3
• Атом углерода принимает 4 электрона, меняя свою степень окисления с 0 на -4
  C 0 → C +4
  1C 0 +4e — → 1C -4
• Поскольку, число отданных и принятых электронов между атомами должно совпадать, следует сбалансировать уравнение, подобрав множители, для этого кол-во отданных алюминием электронов, записывают в схему реакции углерода, а кол-во электронов, принятых углеродом — в схему реакции алюминия:
• В итоге, алюминий отдает 4·3=12 электронов;
• углерод принимает 3·4=12 электронов
• Осталось определить стехиометрические коэффициенты, которые необходимо проставить перед формулами веществ, чтобы уравнять кол-во их атомов в левой и правой части уравнения;
• Кол-во атомов алюминия, вступающих в реакцию:
  4·1Al 0 =4Al 0
• Кол-во атомов углерода, вступающих в реакцию:
  3·1C 0 =3C 0
• Окончательный вид уравнения:
  4Al 0 +3C 0 = Al₄ +3 C₃ -4

2. Составить уравнение реакции азотной кислоты с йодом.

• Схема реакции:
  HNO₃+I₂ → HIO₃+NO+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  HN +5 O₃+I₂ 0 → HI +5 O₃+N +2 O+H₂O
• Азот меняет степень окисления с +5 на +2 — принимает 3 электрона, и является окислителем:
  N +5 → N +2
  N +5 +3e — → N +2
• Йод меняет степень окисления с 0 на +5 — отдает 5 электронов, и является восстановителем, но, поскольку молекула йода двухатомна, то в схеме она записывается в молекулярном виде, а кол-во отдаваемых электронов соответственно удваивается:
  I₂ 0 → 2I +5
  I₂ 0 -10e — → 2I +5
• Уравниваем заряды:
• Было до реакции 10·1N +5 =10N +5 , после реакции образовалось: 10·1N +2 =10N +2
• В реакцию вступило всего 6 атомов йода (3·2) или три молекулы 3I₂, после реакции образовалось 3·2I +5 =6I +5 ;
• Расставляем найденные коэффициенты:
  10HNO₃+3I₂ = 6HIO₃+10NO+2H₂O

3. Составить уравнение реакции соляной кислоты (концентрированной) с оксидом марганца (IV).

• HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• HCl -1 +Mn +4 O₂ → Cl₂ 0 +Mn +2 Cl₂+H₂O
• Соляная кислота является восстановителем, оксид марганца — окислителем.
• Атом хлора отдает свой электрон, но в правой части нулевой заряд имеет молекула хлора, состоящая из двух атомов, поэтому, для ее получения нужны 2 электрона от двух атомов хлора:
  Cl -1 → Cl₂ 0
  2Cl — -2e — → Cl₂ 0
• Атом марганца получает 2 электрона, снижая свою степень окисления с +4 до +2:
  Mn +4 → Mn +2
  Mn +4 +2e — → Mn +2
• Поскольку, хлор отдает два электрона, а марганец эти же два электрона принимает, оба коэффициента будут равны 2, и их можно сократить:
• Получаем уравнение, отличающееся от исходного только стехиометрическим коэффициентом 2, который стоит перед формулой соляной кислоты (два атома хлора отдают по одному электрону):
  2HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+H₂O
• Осталось найти стехиометрические коэффициенты для остальных веществ, чтобы уравнять левую и правую части уравнения.
• В левой части уравнения 2 атома хлора, в правой — 4, чтобы уравнять атомы хлора, перед формулой соляной кислоты ставим 4, но, теперь в правой части уравнения получается на 2 атома водорода меньше, чтобы уравнять атомы водорода, перед молекулой воды ставим коэффициент 2 — теперь кол-во всех атомов в левой части и в правой части уравнения одинаково:
  4HCl+MnO₂ → Cl₂+MnCl₂+2H₂O
• Ионное уравнение реакции:
  4H + +4Cl — +MnO₂ = Cl₂+Mn 2+ +2Cl — +2H₂O

4. Составить уравнение реакции сероводорода с раствором калия перманганата в кислой среде.

• Схема реакции:
  H₂S+KMnO₄+H₂SO₄ → S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• Определяем элементы, меняющие свои степени окисления:
  H₂S -2 +KMn +7 O₄+H₂SO₄ → S 0 +Mn +2 SO₄+K₂SO₄+H₂O
• Сера меняет свою степень окисления с -2 до 0, т.е., отдает 2 электрона (сероводород — восстановитель):
  S -2 → S 0
  S -2 -2e — → S 0
• Марганец меняет свою степень окисления с +7 до +2, т.е., принимает 5 электронов (калия перманганат — окислитель):
  Mn +7 → Mn +2
  Mn +7 +5e — → Mn +2
• Электронные уравнения:
• 5H₂S+2KMnO₄+H₂SO₄ = S+MnSO₄+K₂SO₄+H₂O
• 5H₂S+2KMnO₄+3H₂SO₄ = 5S+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O
• Ионное уравнение:
  5H₂S+2MnO₄ — +6H + = 5S+2Mn 2+ +8H₂O

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Источник