Химические реакции: классификация, ОВР, равновесие

Как классифицируют реакцию
Одна и та же реакция получает название по каждому признаку, а задания обычно требуют сразу два или три критерия.

• Соединения: из двух веществ получается одно, $\mathrm{BaO}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{Ba}(\mathrm{OH}{)}_2$.
• Разложения: из одного вещества несколько, $2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2\to 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{O}}_2\uparrow$.
• Замещения: простое вещество вытесняет элемент из сложного, $\mathrm{Zn}+\mathrm{CuS}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{ZnS}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{Cu}$.
• Обмена: два сложных вещества меняются частями, $\mathrm{KOH}+\mathrm{HN}{\mathrm{O}}_3\to \mathrm{KN}{\mathrm{O}}_3+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

Степень окисления

• В простом веществе степень равна нулю: $\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$, $\mathrm{S}$, $\mathrm{Fe}$.
• У водорода $+1$ (в гидридах металлов $-1$), у кислорода $-2$ (в пероксидах, например в ${\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2$, $-1$).
• У металлов I группы $+1$, II группы $+2$, у алюминия $+3$.
• Сумма степеней равна нулю в молекуле и заряду в ионе: в ${\mathrm{K}}_2\mathrm{C}{\mathrm{r}}_2{\mathrm{O}}_7$ из $2(+1)+2x+7(-2)=0$ следует $x=+6$.

Окислительно-восстановительные реакции: порядок, который оплачивает барем
Окислитель принимает электроны и восстанавливается; восстановитель отдаёт электроны и окисляется.

1. 1)Расставь степени окисления всех элементов и найди те, которые меняются.
2. 2)Напиши два электронных уравнения, окисление и восстановление: $\stackrel{-2}{\mathrm{S}}-2{\mathrm{e}}^{-}\to \stackrel{0}{\mathrm{S}}$ и $2\stackrel{+6}{\mathrm{Cr}}+6{\mathrm{e}}^{-}\to 2\stackrel{+3}{\mathrm{Cr}}$.
3. 3)Найди множители баланса так, чтобы отданных электронов было столько же, сколько принятых: здесь $3$ и $1$.
4. 4)Назови окислитель и восстановитель веществами, а не только элементами.
5. 5)Назови процессы: у восстановителя окисление, у окислителя восстановление.
6. 6)Перенеси множители в уравнение и в конце проверь элементы, которые не менялись, прежде всего кислород.

Химическое равновесие
В обратимой реакции равновесие наступает, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной. Принцип Ле Шателье: при внешнем воздействии равновесие смещается в сторону, которая это воздействие ослабляет.

• Концентрация: если увеличить концентрацию реагента или вывести продукт, равновесие смещается вправо; если уменьшить концентрацию реагента — влево.
• Температура: нагревание смещает равновесие в сторону эндотермической реакции. Если прямая реакция экзотермическая ($+Q$), нагревание смещает равновесие влево.
• Давление: считают только моли газов, твёрдые вещества и жидкости не учитывают. Повышение давления смещает равновесие туда, где молей газа меньше; если их поровну, давление ничего не меняет.
• Катализатор ускоряет и прямую, и обратную реакцию: равновесие наступает быстрее, но не смещается.

Например, в $2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{S}}_{(\mathrm{г})}+\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{2(\mathrm{г})}\rightleftarrows 3{\mathrm{S}}_{(\mathrm{тв})}+2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_{(\mathrm{г})}+\mathrm{Q}$ слева 3 моль газа, справа 2, а твёрдая сера не считается: понижение давления смещает равновесие влево, и нагревание тоже влево, потому что прямая реакция экзотермическая.

Скорость реакции
Растёт с концентрацией реагентов, с температурой, с площадью поверхности твёрдого вещества и в присутствии катализатора. Скорость показывает, как быстро система придёт к равновесию, а не в какую сторону оно смещено.