Химические реакции очень разнообразны, поэтому их классифицируют по нескольким признакам: числу и составу исходных веществ и продуктов, тепловому эффекту, обратимости, изменению степеней окисления, фазам, участию катализатора. В тестах часто просят дать одной реакции несколько «ярлыков». Например, Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ — одновременно реакция замещения, окислительно-восстановительная, необратимая, гетерогенная и экзотермическая. В этой теме классификации приведены в систему, а также показано, как правильно уравнивать уравнения и вести термохимические расчёты. Она продолжает тему «Основные понятия» и служит введением в темы «Окислительно-восстановительные реакции», «Электролитическая диссоциация», «Скорость реакции».
§1. По числу и составу веществ
Соединение — из двух или более веществ образуется одно сложное: 2H₂ + O₂ → 2H₂O, CaO + H₂O → Ca(OH)₂, NH₃ + HCl → NH₄Cl.
Разложение — из одного сложного вещества образуются два или более: CaCO₃ → CaO + CO₂ (нагревание), 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂, 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.
Замещение — атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu, Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂.
Обмен — два сложных вещества обмениваются составными частями (ионами): NaOH + HCl → NaCl + H₂O.
Реакция обмена в растворе идёт до конца, если среди продуктов есть осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (вода, слабая кислота) — правило Бертолле. Обмен между кислотой и основанием называется нейтрализацией. Одну реакцию можно рассматривать с разных сторон: например, CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂ — реакция обмена, так как промежуточная неустойчивая H₂CO₃ распадается на воду и газ.
Пример
Смешали растворы BaCl₂ + Na₂SO₄ и KCl + NaNO₃. В какой паре идёт реакция?
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl — обмен; образуется осадок BaSO₄, реакция идёт до конца.
KCl + NaNO₃ — возможные продукты KNO₃ и NaCl растворимы, нет ни осадка, ни газа, ни воды.
Горение, нейтрализация, большинство реакций соединения экзотермичны; большинство реакций разложения, а также N₂ + O₂ → 2NO и фотосинтез эндотермичны. Тепловой эффект складывается из разности энергии, затраченной на разрыв связей, и энергии, выделившейся при их образовании. Термохимическое уравнение — уравнение с указанием теплового эффекта: C + O₂ → CO₂ + 394 кДж. Теплота в нём относится именно к записанным количествам молей, поэтому расчёт ведут простой пропорцией.
Пример
2H₂ + O₂ → 2H₂O + 572 кДж. Сколько теплоты выделится при сгорании 11,2 л H₂ (н.у.)?
n(H₂) = 11,2/22,4 = 0,5 моль.
По уравнению 2 моль H₂ → 572 кДж.
Q = 572·0,5/2 = 143 кДж.
§3. По обратимости и изменению степеней окисления
Необратимые реакции идут до конца (образуется осадок, газ или вода, горение); обратимые идут одновременно в обе стороны и приходят к равновесию (⇌): N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, этерификация, 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃.
В окислительно-восстановительных реакциях меняются степени окисления атомов: все реакции замещения, реакции соединения и разложения с участием простых веществ, горение. Реакции обмена никогда не бывают окислительно-восстановительными. Реакции соединения и разложения без участия простых веществ (CaO + H₂O, CaCO₃ → CaO + CO₂) обычно не меняют степеней окисления, но бывают исключения: в реакции NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O азот переходит из −3 и +5 в +1. Поэтому надёжнее всего каждый раз расставлять степени окисления.
Идёт при нагревании, поглощает теплоту — эндотермическая, необратимая.
§4. По другим признакам
По фазам: гомогенные (в одной фазе — в смеси газов или в растворе: H₂ + Cl₂ → 2HCl) и гетерогенные (на границе разных фаз: Zn(тв) + HCl(р-р), горение угля).
По участию катализатора: каталитические (2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃, V₂O₅; ферментативные реакции) и некаталитические.
По виду энергии: фотохимические (под действием света: фотосинтез, взрыв H₂ + Cl₂), электрохимические (электролиз), термические (при нагревании).
В органической химии: присоединение (гидрирование, галогенирование), замещение, отщепление (дегидратация), полимеризация, изомеризация; по механизму — радикальные и ионные.
§5. Уравнивание уравнений
Правильно запишите формулы веществ; при уравнивании индексы не меняют — ставят только коэффициенты.
Коэффициенты расставляют сначала по металлам, затем по неметаллам (кислотные остатки — группой), затем по водороду и в конце по кислороду.
Проверьте: число атомов каждого элемента слева и справа одинаково; коэффициенты должны быть наименьшими целыми числами.
При уравнивании уравнений горения органических веществ сначала уравнивают углерод, затем водород, в конце кислород; если кислорода получается нечётное число, все коэффициенты удваивают.
О протекании реакции говорят внешние признаки: изменение цвета, пузырьки газа, выпадение или растворение осадка, появление запаха, выделение теплоты или света. Для начала реакции часто нужны условия: соприкосновение веществ (измельчение, растворение), нагревание (чтобы начать горение), свет, катализатор, давление. В уравнении условия пишут над стрелкой, осадок обозначают ↓, газ — ↑. Некоторые реакции, начавшись, продолжаются сами (горение — выделяющаяся теплота нагревает следующие молекулы), другие идут только при постоянном подводе энергии (разложение CaCO₃, электролиз). В отличие от физических явлений, в химической реакции образуются новые вещества, но число атомов сохраняется — поэтому уравнения и уравнивают.
Проверьте себя
К какому типу относится реакция CuO + H₂ → Cu + H₂O?
Какая пара реагирует до конца: а) NaCl + KNO₃; б) Na₂CO₃ + HCl?
CaCO₃ → CaO + CO₂ − 178 кДж — экзо- или эндотермическая реакция?
Уравняйте Al + O₂ → Al₂O₃.
C + O₂ → CO₂ + 394 кДж. Сколько граммов угля нужно сжечь, чтобы получить 1970 кДж?
Каково сокращённое ионное уравнение реакции нейтрализации?
Уравняйте C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O и найдите сумму коэффициентов.
Является ли NH₄Cl → NH₃ + HCl окислительно-восстановительной реакцией?
Типичные ошибки
Менять индексы при уравнивании (например, превращать H₂O в H₂O₂).
Думать, что любая реакция обмена идёт: проверяйте правило Бертолле.
Относить реакции обмена к окислительно-восстановительным.
Не учитывать коэффициент уравнения в термохимическом расчёте.
Считать все реакции соединения и разложения окислительно-восстановительными: расставьте степени окисления и проверьте.