1 Puntos de conocimiento de repaso de química de la escuela secundaria
Reacciones químicas y sus cambios de energía
Resumen de reacciones químicas y sus cambios de energía
Básico conocimiento
Reacción redox
Conocimientos básicos
1. Varios conceptos básicos
1. una reacción de oxidación-reducción. Se manifiesta como un cambio en la valencia de un elemento.
2. Reacción de oxidación y reacción de reducción: La reacción en la que una sustancia pierde electrones (reflejado en un aumento de la valencia). de un elemento) es una reacción de oxidación; una sustancia gana electrones La reacción (reflejada en la reducción de la valencia del elemento) es una reacción de reducción.
3. por el agente reductor que se oxida después de perder electrones en la reacción es un producto de oxidación. El oxidante está en la reacción. El producto formado por la reducción de electrones es un producto de reducción.
4. la sustancia que gana electrones durante una reacción es un agente oxidante, y un agente oxidante tiene propiedades oxidantes; una sustancia que pierde electrones durante una reacción es un agente reductor, el agente reductor tiene propiedades reductoras.
La relación entre los conceptos son:
2. Método de representación analítica de la reacción redox
①Método del puente de doble línea:
Ejemplo 1
Representa la ganancia y pérdida de electrones y los resultados de la reacción.
El puente de línea apunta desde el reactivo al mismo elemento del producto.
②Método del puente de una sola línea
Ejemplo (arriba)
Representa la situación de transferencia de electrones en la reacción.
El puente de línea está apuntado por el elemento perdedor de electrones del agente reductor El elemento ganador de electrones elemento del agente oxidante.
La relación entre los tres y cuatro tipos de reacciones básicas y la reacción redox
1. Las reacciones de reemplazo son todas reacciones redox.
2. Algunas reacciones de combinación y reacciones de descomposición son reacciones redox.
3. Las reacciones de metátesis no son reacciones redox.
Estado de valencia, oxidación y reducción de elementos La relación entre sexos
Generalmente los elementos comunes en el estado de valencia más bajo ya no pueden obtener electrones y solo tienen propiedades reductoras. Por ejemplo, todos los elementos metálicos son O-valentes Cl-1, S-2, O-2, etc. Los elementos en el estado de valencia más alto ya no pueden perder electrones, solo pueden ganar electrones y volverse oxidantes. Los elementos en estados de valencia intermedios, como etc., tienen propiedades tanto oxidantes como reductoras, pero a menudo dominan en un aspecto. S, O2 y Cl2 son principalmente propiedades oxidantes.
5. Comparación de propiedades oxidantes y reductoras
(1) Propiedades oxidantes: oxidante > productos de oxidación
Reducibilidad: agente reductor>producto de reducción
Nota: La comparación de la fuerza de oxidación y reducción generalmente depende de la reacción redox.
(2) Según el orden de actividad del metal Tabla juicio
K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au
(3) Determinar basado en la secuencia de actividades no metálicas
6. Tipos básicos de reacciones redox
1 Todos los tipos redox: los estados de valencia de todos los átomos del elemento variable cambian
Por ejemplo: 2H2 O2 2H2O Zn 2HCl H2 ↑ ZnCl2, etc.
2. Tipo oxidación-reducción parcial: solo cambia una parte del estado de valencia de los átomos del elemento de valencia variable
Por ejemplo: MnO2 4HCl( Concentrado) MnCl2 Cl2 ↑ 2H2O
3. Tipo autooxidación-reducción, el estado de valencia de diferentes elementos en una misma sustancia cambia
Por ejemplo: 2KClO3 2KCl 3O2 ↑ 2H2O 2H2 ↑ O2 ↑
4. Tipo de reacción de desproporción: el cambio de estado de valencia del mismo elemento en la misma sustancia
Por ejemplo: Cl2 2NaOH NaCl NaClO H2O
7 Reglas básicas de las reacciones redox
>
1. Dos relaciones de conservación:
Conservación de la masa y conservación del número total de electrones ganados y perdidos.
Ley de retorno a la neutralidad: es decir, Las reacciones de diferentes estados de valencia del mismo elemento siguen el " "Confiable y sin intersección".
Ecuaciones de reacción iónica
Conocimientos básicos
1. Electrolitos y no electrolitos
1. Electrolitos: compuestos que pueden conducir electricidad en solución acuosa o en estado calentado y fundido.
No electrolitos: compuestos que no pueden conducir electricidad en una solución acuosa o en estado calentado y fundido.
Ejemplo 1 CaO, SO3 disuelto en agua Puede conducir electricidad, el Fe puede conducir electricidad, ¿son electrolitos?
Análisis CaO es un electrolito, pero no se puede decir que sea un electrolito porque es soluble en agua y puede conducir electricidad. Al disolverse en agua se produce la siguiente reacción: CaO H2O= Ca(OH)2, en este momento, es el conductor del Ca(OH). )2; el SO3 en sí no es un electrolito y cuando se disuelve en agua, se produce la siguiente reacción: SO3 H2O = H2SO4, en este momento, es el conductor del H2SO4. En realidad, el electrolito no reacciona con el agua. tipo de compuesto que conduce la electricidad ionizándose para producir iones que se mueven libremente. El Fe no es un compuesto y por lo tanto no pertenece a la lista de electrolitos y no electrolitos.
2. /p>
2. Reacción iónica
1. Una reacción que involucra iones se llama reacción iónica.
Tipo de intercambio iónico (tipo de reacción de metátesis)
2. Tipo
p>
Tipo oxidación-reducción
3. Ecuación iónica
1. realmente participar en la reacción para expresar la reacción entre iones se llama ecuación iónica.
2 Significado: La ecuación iónica representa todas las reacciones iónicas del mismo tipo.
3. escribir ecuación iónica:
(1) "Escribir": escribir ecuaciones químicas correctas
(2) "Dividir": dividir sustancias fácilmente solubles y fácilmente ionizables en formas iónicas. difícil de ionizar y las sustancias gaseosas están escritas en fórmulas químicas.
(3) "Eliminar": elimina iones que no participan en la reacción antes y después de la reacción.
( 4) "Verificar": Verifique si el número de átomos en ambos lados de la ecuación iónica es igual y si el número total de cargas es igual
4. correcto
Se deben considerar los siguientes cinco principios:
(1) Basado en los hechos objetivos de las reacciones materiales.
Explicación Ejemplo 1: Reacción del hierro y ácido clorhídrico diluido:
2Fe 6H =2Fe3 3H2 ↑(incorrecto), el correcto es: Fe 2H =Fe2 H2 ↑.
( 2) La ley de conservación de la masa debe observarse.
Explicación 2: Cl2 I-=Cl- I2 (incorrecta), la correcta es: Cl2 2I-=2Cl- I2.
( 3) El principio de se debe seguir el equilibrio de carga.
Explicación Ejemplo 3: Se pasa cloro gaseoso a una solución de FeCl2: Fe2 Cl2=Fe3 2Cl- (incorrecto), el correcto es: 2Fe2 Cl2=2Fe3 2Cl-.
(4) La reacción de oxidación-reducción también debe cumplir con el principio de conservación de los electrones ganados y perdidos. Se debe tener cuidado para determinar si el número de electrones transferidos por el oxidante y el agente reductor está equilibrado.
(5) Se debe seguir el principio de composición definida (es decir, en la sustancia La composición de aniones y cationes es fija).
Explicación Ejemplo 4: Solución de Ba(OH)2 y se mezclan H2SO4 diluido: Ba OH- H SO42-=BaSO4↓ H2O (incorrecto), el correcto es: Ba2 2OH- SO42- 2H =BaSO4↓ 2H2O.
5. la solución puede existir en grandes cantidades
Se dice que varios iones pueden existir en grandes cantidades en una misma solución. Quiere decir que no hay reacción entre iones si los iones pueden reaccionar entre sí, no pueden; existen en grandes cantidades.
1. Si los iones en la misma solución cumplen cualquiera de las siguientes condiciones, se producirá una reacción de iones, los iones no pueden existir en grandes cantidades en la solución.
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(1) Se generan sustancias insolubles o poco solubles: como Ba2 y CO32-, Ag y Br-, Ca2 y SO42- y OH-, OH- y Cu2, etc. no pueden existir en grandes cantidades.< / p>
(2) Generan gases o sustancias volátiles: como NH4 y OH-, H y CO32-, HCO3-, S2-, HSO3-, SO32-, etc. no pueden existir en grandes cantidades.
2. Generar sustancias difíciles de ionizar: como H y CO32-, S2-, SO32-, F-, ClO-, etc. para generar ácidos débiles; generan bases débiles; H y OH- para generar agua, estos iones no pueden existir en grandes cantidades.
(4) Se produce una reacción redox: iones oxidantes (como Fe3, NO3-, ClO-, MnO4-). , etc.) y los iones reductores (como S2-, I -, Fe2, SO32-, etc.) no pueden existir en grandes cantidades. Tenga en cuenta que Fe2 y Fe3 pueden existir en grandes cantidades. /p>
2. Condiciones implícitas adicionales Reglas de aplicación:
(1) Cuando la solución es incolora y transparente, no debe haber iones coloreados en la solución. Los iones coloreados comunes son Cu2, Fe3,. Fe2, MnO4-, etc.
(2) No debe haber iones que reaccionen con OH- en una solución fuertemente alcalina.
(3) No debe haber iones que reaccionen con H en una solución fuertemente ácida.
Cambios de energía en reacciones químicas
Conocimientos básicos
Cambios de energía en reacciones químicas
(1) Características básicas de las reacciones químicas
Se generan nuevas sustancias, a menudo acompañadas de cambios de energía y fenómenos como luminiscencia, decoloración, formación de gases y precipitación.
(2) Reacciones exotérmicas y reacciones endotérmicas
① Las reacciones que liberan calor se llaman reacciones exotérmicas; las reacciones que absorben calor se llaman reacciones endotérmicas.
② Motivo: La característica de las reacciones químicas es que se generan nuevas sustancias. , y la energía total de las sustancias nuevas y las sustancias que reaccionan es diferente, de manera similar, si la diferencia de energía entre el reactivo y el nuevo producto se expresa en forma de energía, será exotérmica y endotérmica si la energía de los dos. está relativamente cerca, los efectos endotérmicos y exotérmicos no serán obvios.
③Ejemplo de combustión: C O2 CO2 Reacción de neutralización ácido-base, reacción entre metal y ácido Zn 2HCl ZnCl2 H2 ↑ CaO H2O Ca(OH)2 , etc. son reacciones exotérmicas
Ejemplos de reacciones endotérmicas: C CO2 2CO H2 CuO Cu H2O Ba(OH)2?8H2O 2NH4Cl BaCl2 8NH3 ↑ 10H2O, etc.
2. /p>
①La combustión generalmente se refiere a la reacción entre los combustibles y el oxígeno en el aire. Una reacción de oxidación violenta que produce calor y luz. Hay dos condiciones para la combustión.
Una es que el combustible esté en. contacto con el oxígeno, y la otra es que la temperatura del combustible alcance el punto de ignición.
②Condiciones para una combustión completa: Primero, que haya suficiente aire, y segundo, que haya una superficie de contacto lo suficientemente grande con el aire.
③Los peligros de la combustión incompleta: se genera menos calor, se desperdician recursos y se producen contaminantes.
④La combustión fósil incluye: el gas natural; fuente de energía renovable.
⑤Plena utilización del carbón y desarrollo de nuevas tecnologías: nuevo quemador de carbón pulverizado; gasificación y licuefacción del carbón en gas de agua o gas de carbón carbonizado.
Metal alcalino; puntos de conocimiento
1. Los metales alcalinos son una familia típica de elementos metálicos. Los contenidos principales son los siguientes:
1. Red de conocimientos:
Sodio
. p>Conocimientos básicos
1. Estructura del átomo de sodio
Características estructurales: hay tres capas de electrones fuera del núcleo del átomo de sodio. Solo hay un electrón en la capa más externa. y es fácil perder un electrón y convertirse en ion sodio: Na-e-→Na, formando una estructura estable. Por lo tanto, muestra una fuerte propiedad reductora en las reacciones químicas.
2.
1. Propiedades físicas: suave, brillante, ligero, bajo, conductor (Suave - suave, baja dureza; brillante - luz metálica blanca plateada.
brillo; luz - baja densidad, más ligero que el agua; bajo - bajo punto de fusión; conductor - conductor de electricidad y calor.)
2. propiedad reductora fuerte, metal activo.
Reaccionar con O2: temperatura normal → Na2O (sólido blanco)
Incendiar o calentar → Na2O2 (sólido amarillo claro)
Reaccionar con S: triturar y explotar.
Reacción con agua: Violenta.
Fenómenos: derretirse, flotar, nadar, sonar, rojo (cuando se deja caer fenolftaleína, la solución se vuelve roja)
Reacción con ácido: muy violento, provoca explosión.
Reaccionar con ciertas sales fundidas: puede reemplazar los metales en ciertas sales fundidas (como TiCl4, etc.)
Reaccionar con soluciones salinas: la esencia es reaccionar con la solución salina primero reacciona el agua y luego se produce la reacción de metátesis
3. La existencia y conservación del sodio
1. :
Estado libre: elemento que existe en forma de sustancia simple.
Estado combinado: elemento que existe en forma de compuesto.
Las propiedades químicas del sodio son muy activas. No existe ningún estado libre en la naturaleza, sólo el estado combinado (NaCl, Na2CO3, Na2SO4, NaNO3, etc.)
2.
Debido a que el sodio metálico puede reaccionar con el oxígeno del aire a temperatura ambiente y también puede reaccionar con el agua y el vapor de agua, el sodio metálico se almacena en queroseno o aceite de parafina, principalmente para aislar el aire y el agua.
IV. Usos del sodio
1. La aleación K-Na se utiliza como agente de conducción de calor en reactores atómicos.
2. 3. Hacer fuente de luz eléctrica: lámpara de sodio de alta presión.
4. Fundir metales raros.
5. Análisis de puntos clave y dificultades
1. Análisis del proceso de cambio del rocío de sodio cuando se coloca en el aire
Cuando se corta el sodio metálico y se coloca en el aire, la incisión comienza a tornarse de color blanco plateado (la verdadera cara del sodio) → oscurecerse (genera Na2O ) → se convierte en un sólido blanco (genera NaOH) → se vuelve líquido (el NaOH se deshace) → aglomerado (absorbe CO2 en Na2CO3?10H2O) → finalmente se convierte en polvo (erosión) Las reacciones relevantes son las siguientes:
4Na. O2 2Na2O Na2O H2O 2NaOH
2Na 2H2O 2NaOH H2 ↑ 2NaOH CO2 Na2CO3 H2O
Tenga en cuenta que la generación de carbonato de sodio no se puede expresar mediante la siguiente fórmula:
Na2O CO2 Na2CO3, esto no es cierto porque la capacidad del óxido de sodio para combinarse con el agua es mucho más fuerte que su capacidad para reaccionar con el dióxido de carbono.
2. >
Se puede resumir en cinco palabras: derretirse, flotar, nadar, cantar y rojo.
Relting: se refiere a la fusión del sodio en bolas brillantes.
Flotar - se refiere a que el sodio es menos denso que el agua y flota en el agua.
Natación: se refiere al gas liberado debido a la reacción violenta que hace que las "bolas de sodio" naden en el agua.
Ming: uno es La reacción entre el sodio metálico y el agua libera gas y produce un sonido de "silbido"; el segundo se refiere a que el gas recolectado se enciende y emite un chasquido, es decir, la reacción libera H2.
Rojo: se refiere al color rojo de la solución cuando se agrega fenolftaleína, es decir, se genera hidróxido de sodio. La ecuación química de la reacción es:
2Na 2H2O 2NaOH H2 ↑
La esencia de esta reacción es la reacción redox entre el sodio y los iones H ionizados en agua. La ecuación es:
Reacción 2Na 2H2O 2Na 2OH- H2 ↑
3. de sodio con ácido y solución salina
El sodio reacciona con el ácido, que es esencialmente sodio. Reacciona con el H ionizado por el ácido, por lo que cuando el metal reacciona con la solución ácida, ya que el H en la solución proviene principalmente del ácido, el sodio reacciona primero con el ácido y, si el sodio es excesivo, continúa reaccionando con el agua. Debido a que la concentración de H en el ácido es mucho mayor que la concentración de H en el agua, el sodio reacciona más violentamente con el ácido. que con agua, lo que resulta en una combustión o una ligera explosión.
La reacción entre el sodio y la solución salina es esencialmente
El sodio reacciona con el H ionizado por el agua, el disolvente de la solución salina. Por lo tanto, en la solución salina, el sodio primero reacciona con el agua para formar hidróxido de sodio, y luego el hidróxido de sodio sufre una reacción de metátesis con ciertos cationes metálicos o NH4 en la sal. solución. Por ejemplo:
2FeCl3 6Na 6H2O＝2Fe(OH)3↓ 6NaCl 3H2 ↑
2NH4Cl 2Na 2H2O＝2NH3?H2O 2NaOH H2 ↑
. Entonces, el sodio y la solución salina no pueden reemplazar el metal en la sal.
Ejemplos típicos
Ejemplo 1 Los estudiantes A y B tuvieron una disputa sobre el color del sodio metálico. que el libro habla sobre el sodio. Es de color blanco plateado. El estudiante B dijo que vio con sus propios ojos que el sodio es gris oscuro. Después de escuchar su argumento, el estudiante C tomó un pequeño trozo de sodio del laboratorio y utilizó un experimento muy simple para. demuestra que el sodio metálico es de color blanco plateado y explica la razón por la cual el sodio generalmente se ve de color gris oscuro. ¿Cómo realizó C un experimento para probarlo y explicarlo?
Análisis El estudiante C sacará un pequeño trozo de sodio. y lo puso en un portaobjetos de vidrio, y pidió a A y B que lo observaran, viendo que efectivamente era gris oscuro, C cortó el sodio con un cuchillo y el sodio del interior era de color blanco plateado. C explicó: Debido al activo. naturaleza del sodio, el sodio exterior se ha oxidado, por lo que es de color gris oscuro.
Ejemplo 2 Tome 5,4 g de una mezcla compuesta de metal alcalino R y su óxido R2O, haga reaccionar con una cantidad suficiente de agua. y evaporar la solución reaccionada hasta sequedad para obtener 8 g de cristales anhidros.
(1) Determinar qué tipo de metal es mediante cálculo (2) ¿Cuántos gramos son las masas de R y R2O en el? ¿Mezcla?
Se pueden utilizar suposiciones extremas para analizar esta pregunta, es decir, ① Suponga que 5,4 g son todos elementos metálicos; ② Suponga que 5,4 g son todos óxidos y deduzca el rango de peso atómico de R. El peso atómico real de R debe estar entre los dos, para deducir el nombre del elemento.
(1) Suponga que 5,4 g son todos óxidos de elemento metálico, según (el peso atómico de. R se establece en a1)
2R 2H2O 2ROH H2 ↑
2a1 2(a1 17)
5.4g 8g a1＝35.3
Supongamos que 5,4 g son todos óxidos (el peso atómico de R es a2)
R2O H2O 2ROH
2a2 16 2(a2 17) a2=10,7
5.4g 8g
Consulta la tabla y descubre que R es sodio y R2O es Na2O
(2) Según
2Na 2H2O 2NaOH H2 ↑ Na2O H2O 2NaOH
46 80 62 80
m(Na) m(Na2O)
Obtener m(Na) m(Na2O)=5.4g m(Na ) = 2,3 g
m(Na) m(Na2O)=8g m(Na2O)=3,1 g
Análisis de comentarios ① Obtenga el peso atómico mediante el cálculo y determine qué elemento se basa en el peso atómico; ② Las suposiciones extremas son un método comúnmente utilizado para resolver problemas de cálculo de mezclas.
Ejemplo 3 Se expuso al aire un pequeño trozo de sodio metálico y se observaron los siguientes fenómenos: ① La superficie del sodio metálico se oscureció gradualmente; ② Después de un período de tiempo, volvió a la normalidad. Poco a poco se volvió húmedo; ③ después de un tiempo se convirtió en un sólido blanco; ④ después de un tiempo, el sólido blanco se convirtió en un polvo blanco; las ecuaciones químicas relevantes para los diversos fenómenos que ocurrieron anteriormente.
Análisis de metales El sodio es un metal activo y el oxígeno del aire lo oxida fácilmente para formar óxido de sodio, por lo que la superficie gradualmente se vuelve más oscura y opaca. El óxido de sodio se disuelve en agua en el aire y la superficie se humedece para formar hidróxido de sodio y el aire. El dióxido de carbono y el agua reaccionan para producir cristales de carbonato de sodio, es decir, carbonato de sodio que contiene 10 aguas cristalinas.
Con el tiempo, los cristales que contienen agua cristalina se desgastan, pierden agua y se convierten en sustancias en polvo.
Respuesta①4Na O2 2Na2O
②Na2O H2O 2NaOH
③2NaOH CO2 9H2O Na2CO3 ?10H2O
④Na2CO3?10H2O Na2CO3 10H2O
Evaluación Esta pregunta requiere escribir una serie de ecuaciones químicas de cambios en el sodio metálico cuando se expone al aire. La prueba real trata sobre el sodio y el sodio. Propiedades químicas de los compuestos.
Compuestos de sodio
Introducción: lo aprendí en la escuela secundaria y lo aprenderé nuevamente aquí.
Objetivos docentes de este apartado:
1. Dominar las propiedades del óxido de Na y compuestos importantes del sodio.
2. NaHCO3 Experimente para aprender a identificarlos.
3. Comprender los usos de compuestos importantes del sodio.
El enfoque de esta sección de enseñanza:
El Propiedades e identificación del método del sodio.
Dificultades para enseñar este apartado:
La reacción con .
Los compuestos iónicos formados por el sodio son una parte importante del examen de ingreso a la universidad y, a menudo, se combinan con cálculos relacionados para evaluar las capacidades de cálculo y razonamiento.
Conocimientos básicos
1, óxido de sodio
Comparación
Artículo óxido de sodio peróxido de sodio
Fórmula química Na2O Na2O2
Valencia sodio 1, oxígeno-2 Sodio 1, oxígeno-1
Color, estado sólido blanco sólido amarillo claro
Categoría peróxido de óxido alcalino (no óxido alcalino)
Química
Química
Propiedades
Reacción con agua Na2O H2O＝2NaOH 2Na2O2 2H2O＝4NaOH O2 ↑
Reacción con CO2 Na2O CO2 =Na2CO3 2Na2O2 2CO2＝2Na2CO3 O2 ↑
Reacción con ácido clorhídrico Na2O 2HCl＝2NaCl H2O 2Na2O2 4HCl＝4NaCl 2H2O O2 ↑
Estabilidad Na2Olt
Propiedades de blanqueo/Sí
Convertir 2Na2O O2 2Na2O2
Usos/Aporte de oxígeno, agente blanqueador
2. Carbonato de sodio
Comparar
Artículo carbonato de sodio bicarbonato de sodio
Fórmula química Na2CO3 NaHCO3
Nombres comunes carbonato de sodio, bicarbonato de sodio y bicarbonato de sodio
Color, estado blanco polvo blanco Cristales finos
Solubilidad (en agua) Fácilmente soluble Soluble
Estabilidad térmica No se descompone cuando se calienta Se descompone fácilmente cuando se calienta
No reacciona con NaOH Reacción: HCO3- OH -＝CO32- H2O
Con agua clara de cal Ca2 CO32-＝CaCO3↓ Ca2 OH- HCO3-＝CaCO3↓ H2O (pequeña cantidad)
Ca2 2OH- 2HCO3-＝CaCO3↓ CO32 - 2H2O (exceso )
No reacciona con CO2 y agua Na2CO3 CO2 H2O=2NaHCO3
Reacciona rápidamente con ácido clorhídrico de la misma concentración CO32- 2H =CO2 ↑ H2O Muy rápidamente HCO3- H =CO2 ↑ H2O
no reacciona con CaCl2 o
solución de BaCl2 Ca2 CO32-=CaCO3↓ o Ba2 CO32-=BaCO3↓ (cuando se agrega solución de amoníaco o NaOH, se genera precipitación )
Conversión mutua
Utilizado en la fabricación de vidrio, jabón, papel, textiles y otras industrias, agente de fermentación detergente, agente extintor de incendios, uso médico
Na2CO3; y NaHCO3 son sólidos blancos, fácilmente solubles en agua. A temperatura normal, la solubilidad del NaHCO3 es menor que la del Na2CO3, por lo que pasar CO2 a una solución saturada de Na2CO3 precipitará cristales blancos. Tanto el Na2CO3 como el NaHCO3 liberan CO2 gaseoso al reaccionar con ácidos. , y el primero libera gas La velocidad es más lenta.
(1) Agregue ácido clorhídrico a la solución de Na2CO3 gota a gota y se produce una reacción paso a paso:
Na2CO3 HCl=NaHCO3 NaCl…………(1)
NaHCO3 HCl=NaCl CO2 ↑ H2O…………(2)
Agregue la solución de Na2CO3 al ácido clorhídrico gota a gota. el ácido clorhídrico es excesivo al principio se producirán las reacciones (1) y (2), es decir,
Na2CO3 2HCl=2NaCl H2O CO2 ↑, se liberará gas al principio.
Si se deja caer ácido clorhídrico en la solución de Na2CO3, habrá un exceso de Na2CO3 al principio y solo ocurrirá la reacción (1
)
Na2CO3 HCl = NaHCO3 NaCl, sin gas Solo cuando Na2CO3 se convierte completamente en NaHCO3 y luego se agrega ácido clorhídrico gota a gota, se liberará gas. Por lo tanto, este experimento se usa a menudo para distinguir la solución de Na2CO3 y la solución clorhídrico. ácido sin necesidad de reactivos externos.
Nota: (1) Cuando Na2CO3 y NaOH estén presentes, agregue HCl (o H) gota a gota y el NaOH se neutraliza completamente antes de reaccionar con Na2CO3.
(2 ) La reacción entre NaHCO3 y HCl es más violenta que la reacción entre Na2CO3 y HCl: porque la reacción entre NaHCO3 y ácido clorhídrico libera CO2 en un paso, mientras que Na2CO3 requiere dos pasos (en los extintores de espuma, NaHCO3 y Como materia prima se utiliza Al2(SO4)3).
(3)Na2CO3 y NaHCO3 pueden convertirse entre sí bajo ciertas condiciones:
En solución: NaHCO3 NaOH=Na2CO3 H2O
Na2CO3 CO2 H2O=2NaHCO3
En sólido: NaOH NaHCO3 Na2CO3 H2O
2NaHCO3 Na2CO3 CO2 ↑ H2O