Reacții chimice: clasificare, redox, echilibru chimic

Cum se clasifică o reacție
Aceeași reacție primește un nume după fiecare criteriu, iar itemii cer de obicei două sau trei criterii deodată.

• Combinare: din două substanțe se obține una singură, $\mathrm{BaO}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2$.
• Descompunere: dintr-o substanță se obțin mai multe, $2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2\to 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{O}}_2\uparrow$.
• Substituție: o substanță simplă scoate un element dintr-un compus, $\mathrm{Zn}+\mathrm{CuS}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{ZnS}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{Cu}$.
• Schimb: doi compuși își schimbă părțile, $\mathrm{KOH}+\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3\to \mathrm{KN}{\mathrm{O}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Gradul de oxidare

• În substanța simplă gradul este zero: $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$, $\mathrm{S}$, $\mathrm{Fe}$.
• Hidrogenul are $+1$ (în hidruri metalice $-1$), oxigenul $-2$ (în peroxizi, ca ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2$, are $-1$).
• Metalele din grupa I au $+1$, cele din grupa a II-a $+2$, aluminiul $+3$.
• Suma gradelor este zero într-o moleculă și egală cu sarcina într-un ion: în ${\mathrm{K}}_2\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7$, $2(+1)+2x+7(-2)=0$, deci $x=+6$.

Reacții redox: ordinea pe care o punctează baremul
Oxidantul primește electroni și se reduce; reducătorul cedează electroni și se oxidează.

1. 1)Scrie gradele de oxidare ale tuturor elementelor și vezi care se schimbă.
2. 2)Scrie cele două ecuații electronice, una pentru oxidare și una pentru reducere: $\stackrel{-2}{\mathrm{S}}-2{\mathrm{e}}^{-}\to \stackrel{0}{\mathrm{S}}$ și $2\stackrel{+6}{\mathrm{Cr}}+6{\mathrm{e}}^{-}\to 2\stackrel{+3}{\mathrm{Cr}}$.
3. 3)Stabilește factorii bilanțului, astfel încât electronii cedați să fie egali cu cei primiți: aici $3$ și $1$.
4. 4)Numește oxidantul și reducătorul prin substanțe, nu doar prin elemente.
5. 5)Numește procesele: oxidare la reducător, reducere la oxidant.
6. 6)Treci factorii în ecuație și verifică la urmă atomii care nu s-au schimbat, mai ales oxigenul.

Echilibrul chimic
Într-o reacție reversibilă, echilibrul se atinge când viteza reacției directe este egală cu viteza celei inverse. Principiul lui Le Châtelier: la o acțiune din afară, echilibrul se deplasează în sensul care micșorează acea acțiune.

• Concentrația: dacă mărești concentrația unui reactant sau scoți un produs, echilibrul se deplasează spre dreapta; dacă micșorezi concentrația unui reactant, spre stânga.
• Temperatura: creșterea temperaturii deplasează echilibrul spre reacția endotermă. La o reacție directă exotermă ($+Q$), încălzirea deplasează echilibrul spre stânga.
• Presiunea: contează doar numărul de moli de gaz, solidele și lichidele nu se numără. Creșterea presiunii deplasează echilibrul spre partea cu mai puțini moli de gaz; dacă numărul lor este egal, presiunea nu schimbă nimic.
• Catalizatorul grăbește și reacția directă, și pe cea inversă: echilibrul se atinge mai repede, dar nu se deplasează.

De exemplu, în $2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{S}}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{2(\mathrm{g})}\rightleftarrows 3{\mathrm{S}}_{(\mathrm{s})}+2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{(\mathrm{g})}+\mathrm{Q}$ sunt 3 moli de gaz în stânga și 2 în dreapta, iar sulful solid nu se numără: micșorarea presiunii deplasează echilibrul spre stânga, iar încălzirea, tot spre stânga, fiindcă reacția directă este exotermă.

Viteza de reacție
Crește cu concentrația reactanților, cu temperatura, cu suprafața de contact a solidului și în prezența catalizatorului. Viteza spune cât de repede se ajunge la echilibru, nu în ce parte este el.