Στάθμιση χημικών εξισώσεων

Η στάθμιση χημικών εξισώσεων σημαίνει ότι επιλέγεις συντελεστές ώστε κάθε στοιχείο να έχει τον ίδιο αριθμό ατόμων και στις δύο πλευρές. Δεν αλλάζεις τους χημικούς τύπους. Αλλάζεις μόνο πόσες μονάδες από κάθε ουσία συμμετέχουν στην αντίδραση.

Αυτό ισχύει επειδή οι συνηθισμένες χημικές αντιδράσεις ακολουθούν την αρχή διατήρησης της μάζας: τα άτομα αναδιατάσσονται, δεν δημιουργούνται ούτε καταστρέφονται. Αν τα προϊόντα περιέχουν $4$ άτομα οξυγόνου, τότε και τα αντιδρώντα πρέπει επίσης να περιέχουν $4$ άτομα οξυγόνου.

Τι σημαίνει πραγματικά η στάθμιση μιας χημικής εξίσωσης

Ο στόχος δεν είναι να φαίνεται η εξίσωση οπτικά συμμετρική. Ο στόχος είναι να ταιριάζει ο αριθμός ατόμων για κάθε στοιχείο.

Για παράδειγμα, ξεκίνα με

$$\mathrm{H_2 + O_2 \rightarrow H_2O}$$

Το υδρογόνο φαίνεται σωστό με την πρώτη ματιά: υπάρχουν $2$ άτομα H σε κάθε πλευρά. Το οξυγόνο όμως όχι. Η αριστερή πλευρά έχει $2$ άτομα οξυγόνου, ενώ η δεξιά έχει μόνο $1$.

Άλλαξε συντελεστές, όχι δείκτες

Ένας συντελεστής δείχνει πόσα μόρια ή πόσες δομικές μονάδες τύπου έχεις. Ένας δείκτης είναι μέρος της ταυτότητας της ουσίας.

Άρα

$$2\mathrm{H_2O}$$

σημαίνει δύο μόρια νερού. Όμως αν αλλάξεις το $\mathrm{H_2O}$ σε $\mathrm{H_2O_2}$, τότε μετατρέπεις το νερό σε υπεροξείδιο του υδρογόνου, που είναι διαφορετική ένωση.

Αν οι χημικοί τύποι είναι ήδη σωστοί, τότε πρέπει να αλλάζουν μόνο οι συντελεστές.

Λυμένο παράδειγμα: στάθμιση της καύσης του μεθανίου

Θεώρησε την αντίδραση

$$\mathrm{CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O}$$

Μέτρησε τα άτομα και στις δύο πλευρές πριν αλλάξεις οτιδήποτε.

• Άνθρακας: αριστερά $1$, δεξιά $1$
• Υδρογόνο: αριστερά $4$, δεξιά $2$
• Οξυγόνο: αριστερά $2$, δεξιά $3$

Ο άνθρακας είναι ήδη σταθμισμένος, οπότε άφησέ τον όπως είναι. Το υδρογόνο είναι λιγότερο στη δεξιά πλευρά, οπότε βάλε ένα $2$ μπροστά από το νερό:

$$\mathrm{CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O}$$

Τώρα ξαναμέτρησε:

• Άνθρακας: αριστερά $1$, δεξιά $1$
• Υδρογόνο: αριστερά $4$, δεξιά $4$
• Οξυγόνο: αριστερά $2$, δεξιά $4$

Το οξυγόνο είναι το μόνο στοιχείο που παραμένει μη σταθμισμένο, οπότε βάλε ένα $2$ μπροστά από το $\mathrm{O_2}$:

$$\mathrm{CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O}$$

Τελικός έλεγχος:

• Άνθρακας: $1$ σε κάθε πλευρά
• Υδρογόνο: $4$ σε κάθε πλευρά
• Οξυγόνο: $4$ σε κάθε πλευρά

Τώρα η εξίσωση είναι σταθμισμένη.

Μια αξιόπιστη μέθοδος βήμα προς βήμα

Για πολλά προβλήματα αρχαρίων, αυτή η σειρά λειτουργεί καλά:

1. Γράψε τους σωστούς χημικούς τύπους για τα αντιδρώντα και τα προϊόντα.
2. Μέτρησε τα άτομα κάθε στοιχείου και στις δύο πλευρές.
3. Στάθμισε πρώτα τα στοιχεία που εμφανίζονται μόνο σε έναν τύπο σε κάθε πλευρά.
4. Άφησε στοιχεία όπως το οξυγόνο ή το υδρογόνο για αργότερα, όταν εμφανίζονται σε πολλές ενώσεις.
5. Ξαναμέτρα κάθε στοιχείο μετά από κάθε αλλαγή συντελεστή.

Αυτό είναι ένα χρήσιμο μοτίβο, όχι κανόνας που ταιριάζει σε κάθε αντίδραση. Το σημαντικό είναι η επανακαταμέτρηση.

Συχνά λάθη στη στάθμιση εξισώσεων

Αλλαγή του ίδιου του χημικού τύπου

Η αλλαγή ενός δείκτη αλλάζει την ουσία. Αυτό σημαίνει ότι δεν σταθμίζεις πλέον την ίδια αντίδραση.

Να ξεχνάς ότι ένας συντελεστής αλλάζει κάθε άτομο στον τύπο

Αν βάλεις ένα $2$ μπροστά από το $\mathrm{H_2O}$, τότε έχεις πλέον $4$ υδρογόνα και $2$ οξυγόνα από το νερό, όχι μόνο διπλάσιο υδρογόνο.

Να σταματάς πριν από τον τελικό έλεγχο

Μια εξίσωση μπορεί να φαίνεται σχεδόν σταθμισμένη και παρ’ όλα αυτά να είναι λάθος κατά ένα άτομο. Πάντα να μετράς ξανά κάθε στοιχείο στο τέλος.

Να αφήνεις κλασματικούς συντελεστές στην τελική απάντηση

Κλάσματα μπορεί να εμφανιστούν κατά τη διαδικασία, ειδικά σε πιο δύσκολα προβλήματα. Όμως η τελική σταθμισμένη εξίσωση συνήθως γράφεται με τους μικρότερους ακέραιους συντελεστές.

Πότε έχουν σημασία οι σταθμισμένες χημικές εξισώσεις

Η στάθμιση είναι το σημείο εκκίνησης για τη στοιχειομετρία, τα προβλήματα περιοριστικού αντιδρώντος, την απόδοση αντίδρασης και πολλούς εργαστηριακούς υπολογισμούς. Αν η εξίσωση δεν είναι σταθμισμένη, οι επόμενοι υπολογισμοί mol και μάζας δεν θα είναι αξιόπιστοι.

Δοκίμασε ένα μόνος σου

Δοκίμασε να σταθμίσεις

$$\mathrm{Al + O_2 \rightarrow Al_2O_3}$$

Ξεκίνα με το αλουμίνιο, μετά διόρθωσε το οξυγόνο και στο τέλος έλεγξε αν οι συντελεστές μπορούν να μειωθούν στους μικρότερους ακέραιους αριθμούς. Αν θέλεις άλλο ένα παράδειγμα μετά από αυτό, δοκίμασε μια αντίδραση καύσης και δες αν το ίδιο μοτίβο καταμέτρησης εξακολουθεί να λειτουργεί.