Классификация химических реакций в неорганической химии: подготовка к заданию 17 ЕГЭ по химии

В едином государственном экзамене тема классификации проверяется в номере 17. Здесь нужно проанализировать предложенный список процессов и выбрать подходящие под заданные критерии.

Ты встретишь следующие типы формулировок:

• «Установите соответствие между химической реакцией и типами реакций, к которым она относится».
• «Установите соответствие между типами реакции и взаимодействующими веществами».

Химические процессы делятся на четыре группы в зависимости от того, сколько веществ вступает во взаимодействие и сколько образуется в итоге.

Реакции соединения

В таких процессах из двух или нескольких простых или сложных веществ образуется одно новое сложное вещество. Общий вид уравнения выглядит так: A + B = AB.

Примеры:

$S + O_2 = SO_2; \\ CaO + H_2O = Ca(OH)_2; \\ 4NO_2 + O_2 + 2H_2O = 4HNO_3$

Реакции разложения

Процессы, в результате которых из одного сложного вещества образуется два или несколько новых веществ. Они могут быть простыми и сложными. Общий вид уравнения записывается так: AB = A + B.

Примеры:

$2KMnO_4 = K_2MnO_4 + MnO_2 + O_2; \\ Cu(OH)_2 = CuO + H_2O; \\ CaCO_3 = CaO + CO_2$

Реакции замещения

Здесь происходит взаимодействие между простым и сложным веществами. Атомы простого вещества вытесняют и замещают атомы одного из элементов в составе сложного исходного соединения. Общий вид: A + BC = AC + B.

Примеры:

$Zn + 2HCl = ZnCl_2 + H_2; \\ 2Al + Fe_2O_3 = Al_2O_3 + 2Fe; \\ Cl_2 + 2KI = 2KCl + I_2$

Некоторые реакции между сложными веществами тоже относятся к реакциям замещения:

$Na_2CO_3 + SiO_2 = Na_2SiO_3 + CO_2$

Реакции обмена и их подтипы

В этом случае два сложных вещества обмениваются своими составными частями. Общий вид: AB + CD = AD + CB.

Реакции обмена в водных растворах электролитов (реакции ионного обмена) протекают до конца только при выполнении правила Бертолле. Оно гласит, что процесс идёт необратимо, если образуется осадок, выделяется газ или получается слабый электролит (например, вода).
Примеры:
$2KOH + CuCl_2 = 2KCl + Cu(OH)_2\downarrow; \\ Na_2CO_3 + 2HCl = 2NaCl + CO_2\uparrow + H_2O$

Особым случаем реакций обмена является реакция нейтрализации ― взаимодействие кислоты с основанием. Итогом всегда становится образование соли и воды.

Примеры:

$NaOH + HCl = NaCl + H_2O; \\ Ca(OH)_2 + H_2SO_4 = CaSO_4 + 2H_2O$

Также к процессам обмена относится гидролиз солей. Это взаимодействие различных веществ с водой, приводящее к их разложению.

Пример:

$Cr_2S_3 + 6H_2O = 3H_2S + 2Cr(OH)_3$

Агрегатное состояние участников (фазовый состав) диктует, в каком объёме будет протекать взаимодействие.

Гомогенные реакции

Такие процессы протекают в одной фазе. Компоненты полностью смешаны, и взаимодействие происходит по всему объёму реакционной смеси. Сюда относится взаимодействие между газами или между растворами.

Примеры гомогенных систем:

$2CO_{(г)} + O_{2(г)} = 2CO_{2(г)}; \\ NaOH_{(р-р)} + HCl_{(р-р)} = NaCl_{(р-р)} + H_2O_{(ж)}; \\ H_{2(г)} + Cl_{2(г)} = 2HCl_{(г)}$

Гетерогенные реакции

Они протекают строго на поверхности раздела фаз. Это происходит при контакте твёрдого вещества с газом или жидкостью, при взаимодействии двух твёрдых веществ, в реакции между газом и жидкостью, а также при смешивании двух нерастворимых друг в друге жидкостей.

Примеры гетерогенных систем:

$C_{(тв)} + O_{2(г)} = CO_{2(г)}; \\ Zn_{(тв)} + H_2SO_{4(р-р)} = ZnSO_{4(р-р)} + H_{2(г)}; \\ Fe_{(тв)} + S_{(тв)} = FeS_{(тв)}; \\ 2C_6H_{6(ж)} + 15O_{2(г)} = 12CO_{2(г)} + 6H_2O_{(ж)}$
(горение бензола протекает на границе жидкой и газообразной фаз).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

В этих процессах элементы меняют свои степени окисления. Обязательно присутствуют окислитель, который принимает электроны и понижает свою степень окисления, и восстановитель, который отдаёт электроны и повышает степень окисления.

К ОВР относятся все реакции замещения и все реакции с участием простых веществ. Также сюда включены процессы сложного строения, такие как разложение нитратов, марганцовки или бертолетовой соли.

Примеры ОВР:

$2Na^0 + Cl_2^0 = 2Na^{+1}Cl^{–1}; \\ 2KMn^{+7}O_4 = K_2Mn^{+6}O_4 + Mn^{+4}O_2 + O_2^0; \\ 4N^{–3}H_3 + 5O_2^0 = 4N^{+2}O + 6H_2O^{–2}$

Особые типы окислительно-восстановительных реакций — реакции диспропорционирования и сопропорционирования.

Реакция диспропорционирования ― реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в какой-либо промежуточной степени окисления, а продуктами окисления и восстановления будут вещества, содержащие этот элемент в более высокой и более низкой степенях окисления, чем изначальная.
Пример диспропорционирования:
$3Cl_2^0 + 6KOH = 5KCl^{-1} + KCl^{+5}O_3 + 3H_2O$

Реакция сопропорционирования ― реакция, в которой окислителем и восстановителем является один и тот же элемент в разных степенях окисления, а продуктом окисления и восстановления является вещество, содержащее элемент в промежуточной степени окисления.
Пример сопропорционирования:
$2H_2S^{-2} + S^{+4}O_2 = 3S^0 + 2H_2O$

Не окислительно-восстановительные реакции

Протекают без изменения степеней окисления у всех элементов.

К этой группе относятся все реакции ионного обмена, нейтрализации, большинство реакций разложения нерастворимых оснований и солей.

Примеры не ОВР:

$Ca^{+2}C^{+4}O_3^{–2} = Ca^{+2}O^{–2} + C^{+4}O_2^{–2}; \\ Ba^{+2}Cl_2^{–1} + H_2^{+1}S^{+6}O_4^{–2} = Ba^{+2}S^{+6}O_4^{–2}\downarrow + 2H^{+1}Cl^{–1}$

Исключения и ловушки

Определённые взаимодействия часто путают на экзамене.

Растворение бурого газа в воде:
$2NO_2 + H_2O = HNO_2 + HNO_3$ является диспропорционированием и относится к ОВР.
Сплавление песка с содой:
$SiO_2 + Na_2CO_3 = Na_2SiO_3 + CO_2$ идёт без изменения степеней окисления (не ОВР).
Превращение хроматов в дихроматы:
$2K_2CrO_4 + H_2SO_4 = K_2Cr_2O_7 + K_2SO_4 + H_2O$ протекает без изменения степени окисления хрома (+6), поэтому это не ОВР.

Необратимые реакции

Протекают только в одном прямом направлении. Продукты больше не взаимодействуют друг с другом с возвратом к исходным реагентам.

Условиями необратимости служат правила Бертолле (выпадение осадка, выделение газа, образование малодиссоциирующего вещества), а также выделение большого количества теплоты в реакциях горения.

Примеры необратимых процессов:

$BaCl_2 + K_2SO_4 = BaSO_4\downarrow + 2KCl; \\ CH_4 + 2O_2 = CO_2\uparrow + 2H_2O; \\ 2Na + 2H_2O = 2NaOH + H_2\uparrow$

Обратимые реакции

Протекают одновременно в двух противоположных направлениях. Исходные реагенты не превращаются в продукты полностью. В результате всегда образуется смесь исходных соединений и продуктов.

Примеры обратимых процессов:

$N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3 \text{ (синтез аммиака)}; \\ 2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3; \\ H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$

Этерификация (взаимодействие кислоты и спирта) и гидролиз солей (кроме полного необратимого гидролиза) также относятся к обратимым процессам.

Таблица визуальных признаков для проверки необратимости (правило Бертолле)

Каталитические реакции

Для их протекания требуется присутствие специальных веществ, которые ускоряют процесс, но сами в итоге не расходуются ― катализаторов. Классические примеры каталитических взаимодействий:
$2SO_2 + O_2 \to 2SO_3 \text{ (катализатор } V_2O_5\text{)}; \\ N_2 + 3H_2 \to 2NH_3 \text{ (катализатор губчатое железо)}; \\ 2H_2O_2 \to 2H_2O + O_2 \text{ (катализатор } MnO_2\text{)}; \\ CO + 2H_2 \to CH_3OH \text{ (катализаторы } ZnO\text{, } Cr_2O_3\text{)}$
Синтез метанола: $CO + 2H_2 \to CH_3OH$ (катализаторы $ZnO$, $Cr_2O_3$)
Ингибитор — вещество, которое замедляет химическую реакцию, но не расходуется в ней.

Некаталитические реакции

Протекают самостоятельно при заданных температурных условиях без участия дополнительных веществ. К ним относится большинство обменных процессов и реакций горения.

Примеры некаталитических процессов:

$2H_2 + O_2 = 2H_2O; \ C + O_2 = CO_2$

Особый случай: окисление аммиака

Важно различать условия взаимодействия аммиака с кислородом.

Экзотермические реакции (+Q)

Они идут с обильным выделением теплоты в окружающую среду.

Сюда относится абсолютное большинство реакций соединения, реакций обмена и замещения, а также все процессы горения.
Исключения, которые нужно знать:
Синтез оксида азота(II)
$N_2 + O_2 \rightleftharpoons 2NO$ (–Q)
и взаимодействие водорода с йодом
$H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$ (–Q)
относятся к реакциям соединения, но являются эндотермическими.

Эндотермические реакции (–Q)

Протекают с поглощением тепла извне. Чтобы разорвать химические связи, требуется непрерывно подводить энергию в виде нагревания.

Сюда входит большинство реакций разложения, гидролиз и фотосинтез.
Исключения, которые нужно знать:
Разложение дихромата аммония (вулкан Бёттгера)
$(NH_4)_2Cr_2O_7 = N_2 + Cr_2O_3 + 4H_2O$ (+Q)
и разложение хлората калия (бертолетовой соли)
$4KClO_3 = 3KClO_4 + KCl$ (+Q)
протекают с выделением теплоты.

Ученики часто теряют баллы на экзамене из-за заученных ложных стереотипов. Разберём самые опасные места.

Ошибка 1: полагают, что реакция нейтрализации может быть обратимой или эндотермической.

Как правильно: взаимодействие сильной кислоты с щёлочью (реакция нейтрализации) всегда является необратимой, некаталитической и экзотермической (+Q).

Ошибка 2: относят все реакции соединения к экзотермическим.

Как правильно: помнить исключения:

синтез оксида азота(II)
$N_2 + O_2 \rightleftharpoons 2NO$ (–Q)
и взаимодействие водорода с йодом
$H_2 + I_2 \rightleftharpoons 2HI$ (–Q)
являются эндотермическими.

Посмотрим на конкретных примерах, как применять теорию для получения баллов.

Пример 1

Из предложенного перечня выберите две реакции, которые являются окислительно-восстановительными.
1. Взаимодействие сульфида калия и перманганата калия
2. Взаимодействие хлорида натрия и сульфата меди(II)
3. Взаимодействие соляной кислоты и сульфида аммония
4. Взаимодействие хлора и гидроксида калия
5. Термическое разложение гидроксида железа(III)

Пример 2

Установите соответствие между типами реакции и веществами, вступающими в реакцию.
А) окислительно-восстановительная, каталитическая;
Б) соединения, гетерогенная;
В) замещения, не окислительно-восстановительная.
Варианты ответов:
1. Оксид кальция и оксид углерода(IV).
2. Оксид цинка и карбонат натрия.
3. Гидроксид натрия и соляная кислота.
4. Оксид серы(IV) и кислород.

Пример 3

Из предложенного перечня выберите две экзотермические реакции.
1. Взаимодействие азота и кислорода при нагревании
2. Взаимодействие цинка с соляной кислотой
3. Разложение известняка
4. Разложение гидроксида меди(II)
5. Взаимодействие оксида кальция с водой

Теперь ты знаешь основные признаки химических процессов и условия их протекания. Ты умеешь: определять типы взаимодействий по составу веществ, находить окислитель и восстановитель, применять правило Бертолле для реакций обмена. Чтобы закрепить материал, рекомендуем решить 8–10 заданий № 17 из нашего открытого банка, обращая особое внимание на реакции-исключения.