Tipuri de reacții chimice
Clasificarea și studiul reacțiilor chimice după diverse criterii, cu accent pe mecanisme și echilibre.
BacalaureatAdmitere la Medicină
Clasificarea reacțiilor după transformarea substanțelor
Aceeași reacție poate fi încadrată în mai multe clase, pentru că o clasificăm după criterii diferite. Primul criteriu, cel formal, se referă la felul în care se rearanjează substanțele:
- Reacția de combinare (sinteză) – din două sau mai multe substanțe rezultă una singură: 2 Mg + O₂ → 2 MgO; N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃.
- Reacția de descompunere (analiză) – dintr-o singură substanță rezultă două sau mai multe: CaCO₃ → CaO + CO₂ (calcinare); 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂.
- Reacția de substituție (înlocuire simplă) – un element mai reactiv scoate din combinație un element mai puțin reactiv: Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂. Ordinea din seria activității metalelor decide dacă reacția are loc: cuprul nu scoate hidrogenul din acid clorhidric, pentru că stă după hidrogen în serie.
- Reacția de schimb (dublă înlocuire) – doi compuși își schimbă reciproc ionii: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃. Are loc doar dacă unul dintre produși iese din sistem ca precipitat, gaz sau electrolit slab (apa).
Al doilea criteriu este natura procesului: reacții redox (cu transfer de electroni, deci cu modificarea numerelor de oxidare) și reacții fără transfer de electroni (acido-bazice, de precipitare, de complexare).
Confuzia clasică: elevii cred că orice reacție de combinare este redox. Nu este așa. CaO + H₂O → Ca(OH)₂ este o combinare, dar niciun element nu își schimbă numărul de oxidare, deci nu e redox. În schimb, orice reacție în care un element liber (substanță simplă) apare printre reactanți sau produși este obligatoriu redox.
Efectul termic: reacții exoterme și endoterme
Orice reacție chimică rupe legături (proces care consumă energie) și formează legături noi (proces care eliberează energie). Bilanțul acestor două procese dă efectul termic.
- Reacție exotermă – degajă căldură în mediu; variația de entalpie este negativă, ΔH < 0. Exemple: arderile, neutralizarea, reacția sodiului cu apa.
- Reacție endotermă – absoarbe căldură din mediu; ΔH > 0. Exemple: descompunerea carbonatului de calciu, dizolvarea azotatului de amoniu în apă (vasul se răcește).
Atenție la semn — este cea mai frecventă pierdere de punct. Când căldura apare în dreapta ecuației (printre produși), reacția este exotermă, iar ΔH este negativ. Formularea „degajă 92 kJ” înseamnă ΔH = −92 kJ, nu +92 kJ.
Pentru reacția reversibilă de sinteză a amoniacului, N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH = −92 kJ/mol, sensul direct este exoterm, ceea ce înseamnă automat că sensul invers este endoterm, cu aceeași valoare și semn schimbat. Acest lucru contează enorm la aplicarea principiului Le Chatelier.
Un alt element de reținut: efectul termic nu spune nimic despre viteza reacției. Arderea lemnului este puternic exotermă, dar nu pornește singură — are nevoie de o energie de activare. Exoterm nu înseamnă rapid, iar endoterm nu înseamnă lent.
Reacții reversibile, ireversibile și starea de echilibru
O reacție este ireversibilă (totală) dacă se desfășoară practic în întregime într-un singur sens, până la consumarea reactantului limitativ. Se întâmplă când un produs părăsește sistemul: precipită, se degajă ca gaz sau este un electrolit foarte slab. O reacție este reversibilă dacă se desfășoară simultan în ambele sensuri; se scrie cu dublă săgeată ⇌.
Echilibrul chimic se instalează atunci când viteza reacției directe devine egală cu viteza reacției inverse. De aici două idei pe care examinatorii le testează constant:
- Echilibrul este dinamic, nu static. Ambele reacții continuă să se desfășoare, dar cu aceeași viteză, așa că concentrațiile rămân constante. Nu înseamnă că reacția s-a oprit.
- Concentrațiile la echilibru sunt constante, dar nu egale. A spune că la echilibru sunt cantități egale de reactanți și produși este greșit.
Legea acțiunii maselor (Guldberg și Waage): pentru echilibrul aA + bB ⇌ cC + dD, constanta de echilibru este
K_c = ([C]^c · [D]^d) / ([A]^a · [B]^b)
adică produsul concentrațiilor produșilor la puterile date de coeficienți, împărțit la produsul concentrațiilor reactanților. Substanțele solide pure și lichidele pure nu apar în expresia constantei, pentru că activitatea lor este constantă. Pentru CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), expresia se reduce la K_c = [CO₂].
Valoarea lui K depinde numai de temperatură. Adăugarea unui catalizator sau modificarea concentrațiilor deplasează echilibrul, dar nu schimbă valoarea lui K. K mare înseamnă echilibru deplasat spre produși; K mic, spre reactanți.
Principiul Le Chatelier și deplasarea echilibrului
Principiul Le Chatelier: dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se exercită o constrângere exterioară, echilibrul se deplasează în sensul care micșorează efectul constrângerii.
Efectul concentrației. Dacă adaugi un reactant, echilibrul se deplasează spre dreapta, ca să consume surplusul. Dacă scoți un produs din sistem, echilibrul se deplasează tot spre dreapta, ca să refacă produsul îndepărtat. Acest al doilea caz este cheia sintezelor industriale: amoniacul se lichefiază și se extrage continuu, ceea ce trage echilibrul spre produs.
Efectul temperaturii. Creșterea temperaturii favorizează sensul endoterm, pentru că acesta absoarbe căldura adăugată. Scăderea temperaturii favorizează sensul exoterm. Temperatura este singurul factor care modifică valoarea constantei de echilibru.
Efectul presiunii (numai la sisteme cu gaze). Creșterea presiunii deplasează echilibrul spre partea cu număr mai mic de moli de gaz. La N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ avem 4 moli de gaz în stânga și 2 în dreapta, deci presiunea mare favorizează amoniacul. Dacă numărul de moli gazoși este egal în ambele părți, ca la H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g), presiunea nu are niciun efect — capcană frecventă la grile.
Catalizatorul micșorează energia de activare pentru ambele sensuri în mod egal. El accelerează atingerea echilibrului, dar nu deplasează echilibrul și nu modifică randamentul la echilibru. A spune că un catalizator crește randamentul reacției de sinteză a amoniacului este greșit; el crește doar viteza cu care se ajunge la echilibru.
Aplicații: procese industriale conduse prin echilibru
Sinteza amoniacului (procedeul Haber-Bosch): N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH < 0. Termodinamica cere temperatură joasă (reacție exotermă) și presiune mare (scădere de moli gazoși). Cinetica însă cere temperatură ridicată, altfel reacția e prea lentă. Soluția reală este un compromis: aproximativ 400–500 °C, 150–300 atm și catalizator de fier. Aici se vede cel mai clar diferența dintre ce este favorabil echilibrului și ce este realizabil practic.
Sinteza trioxidului de sulf (procedeul de contact): 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), ΔH < 0, catalizator V₂O₅. Aceeași logică: exoterm, cu scădere de moli gazoși.
Cum se rezolvă o problemă de echilibru, pas cu pas:
- Scrii ecuația echilibrată și notezi concentrațiile inițiale.
- Notezi cu x cantitatea transformată și exprimi variațiile proporțional cu coeficienții stoechiometrici.
- Calculezi concentrațiile la echilibru: inițial ± variație, apoi le împarți la volum dacă lucrezi cu moli.
- Înlocuiești în expresia lui K_c.
Greșeala de calcul cea mai costisitoare: folosirea numărului de moli în loc de concentrații molare. Cele două coincid doar dacă volumul vasului este exact 1 L. Dacă volumul nu este 1 L, trebuie să împarți fiecare cantitate la volum înainte de a înlocui în K_c.
Un indicator util: gradul de transformare (de conversie) este raportul dintre cantitatea de reactant consumată și cantitatea inițială, exprimat de obicei procentual.
De reținut
- reacție reversibilă
- reacție care se desfășoară simultan în ambele sensuri, în aceleași condiții, și care ajunge la o stare de echilibru; se notează cu dublă săgeată
- echilibru chimic
- starea în care viteza reacției directe este egală cu viteza reacției inverse, iar concentrațiile tuturor participanților rămân constante în timp
- constanta de echilibru K_c
- raportul dintre produsul concentrațiilor produșilor și produsul concentrațiilor reactanților, fiecare ridicată la puterea coeficientului stoechiometric; depinde numai de temperatură
- legea acțiunii maselor
- legea formulată de Guldberg și Waage, potrivit căreia la echilibru raportul concentrațiilor produșilor și reactanților, la puterile coeficienților, are o valoare constantă la temperatură dată
- principiul Le Chatelier
- dacă asupra unui sistem în echilibru se exercită o constrângere exterioară, echilibrul se deplasează în sensul care diminuează efectul acelei constrângeri
- reacție exotermă
- reacție care degajă căldură în mediul exterior și pentru care variația de entalpie este negativă, ΔH < 0
- reacție endotermă
- reacție care absoarbe căldură din mediul exterior și pentru care variația de entalpie este pozitivă, ΔH > 0
- catalizator
- substanță care mărește viteza reacției prin scăderea energiei de activare, se regăsește nemodificată la sfârșit și nu deplasează poziția echilibrului
- grad de conversie
- raportul dintre cantitatea de reactant transformată și cantitatea de reactant introdusă inițial, exprimat de obicei în procente
- reacție de schimb
- reacție între doi compuși care își schimbă reciproc ionii; are loc numai dacă unul dintre produși este precipitat, gaz sau electrolit slab
Greșeli frecvente
Greșit: La echilibru concentrațiile reactanților și ale produșilor ar fi egale
Corect: La echilibru concentrațiile sunt constante, nu egale; egale sunt vitezele celor două reacții opuse
Greșit: Catalizatorul deplasează echilibrul spre produși și crește randamentul la echilibru
Corect: Catalizatorul accelerează în aceeași măsură ambele sensuri, deci scurtează doar timpul până la echilibru; poziția echilibrului și valoarea lui K rămân neschimbate
Greșit: Creșterea presiunii deplasează întotdeauna echilibrul spre dreapta
Corect: Presiunea deplasează echilibrul spre partea cu mai puțini moli de gaz; dacă numărul de moli gazoși este egal în ambii membri, presiunea nu are niciun efect
Greșit: Substanțele solide se trec în expresia constantei de echilibru
Corect: Solidele pure și lichidele pure nu apar în expresia lui K_c; pentru CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g) rămâne doar K_c = [CO₂]
Greșit: În K_c se înlocuiesc numerele de moli de la echilibru
Corect: Se înlocuiesc concentrațiile molare; numărul de moli se împarte mai întâi la volumul vasului, iar coincidența apare doar când volumul este 1 L
Test — 6 întrebări ca la examen
1. Reacția CaCO₃ → CaO + CO₂ este o reacție de:
- combinare
- descompunere
- substituție
- schimb
Vezi răspunsul
descompunere. Dintr-o singură substanță rezultă două, deci este o descompunere. Varianta „schimb” este tentantă pentru că apar doi produși, dar la reacția de schimb trebuie să existe doi reactanți care își schimbă ionii, iar aici reactantul este unul singur.
2. Pentru echilibrul N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), expresia constantei de echilibru este:
- K_c = [N₂]·[H₂]³ / [NH₃]²
- K_c = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³)
- K_c = [NH₃] / ([N₂]·[H₂])
- K_c = 2[NH₃] / ([N₂] + 3[H₂])
Vezi răspunsul
K_c = [NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³). Produșii se scriu la numărător, reactanții la numitor, fiecare concentrație ridicată la puterea coeficientului său. Prima variantă este exact raportul inversat, adică expresia constantei pentru reacția inversă, iar ultima confundă coeficienții cu factori de înmulțire.
3. Un sistem aflat în echilibru chimic se caracterizează prin faptul că:
- reacțiile directă și inversă s-au oprit complet
- vitezele celor două reacții opuse sunt egale, iar concentrațiile rămân constante
- toți reactanții s-au transformat în produși
- constanta de echilibru devine egală cu 1
Vezi răspunsul
vitezele celor două reacții opuse sunt egale, iar concentrațiile rămân constante. Echilibrul este dinamic: ambele reacții continuă, dar cu viteze egale, așa că nicio concentrație nu se mai modifică. Prima variantă descrie un echilibru static, care nu există în chimie, iar valoarea 1 a constantei este întâmplătoare și nu definește echilibrul.
4. Pentru echilibrul 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g), ΔH < 0, creșterea temperaturii determină:
- deplasarea echilibrului spre SO₃ și creșterea lui K_c
- deplasarea echilibrului spre SO₂ și O₂ și scăderea lui K_c
- deplasarea echilibrului spre SO₃, fără modificarea lui K_c
- menținerea echilibrului neschimbat
Vezi răspunsul
deplasarea echilibrului spre SO₂ și O₂ și scăderea lui K_c. Sensul direct fiind exoterm, sensul invers este endoterm; căldura adăugată este consumată de sensul endoterm, deci echilibrul se deplasează spre reactanți, iar K_c scade. Varianta a treia greșește dublu: temperatura este singurul factor care chiar modifică valoarea constantei.
5. În care dintre următoarele echilibre creșterea presiunii NU modifică poziția echilibrului?
- N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g)
- 2 SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2 SO₃(g)
- H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g)
- PCl₅(g) ⇌ PCl₃(g) + Cl₂(g)
Vezi răspunsul
H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). La H₂ + I₂ ⇌ 2 HI sunt 2 moli de gaz în fiecare membru, deci presiunea nu favorizează niciun sens. Descompunerea PCl₅ pare candidatul tentant pentru că are un singur reactant, dar acolo numărul de moli gazoși crește de la 1 la 2, deci presiunea chiar contează.
6. Într-un vas de 2 L se introduc 4 moli de A și 4 moli de B; la echilibru se constată că s-au transformat 2 moli de A după reacția A + B ⇌ C + D. Valoarea lui K_c este:
- 0,25
- 1
- 2
- 4
Vezi răspunsul
1. La echilibru rămân câte 2 moli de A și de B și se formează câte 2 moli de C și D; împărțind la volumul de 2 L, toate cele patru concentrații sunt 1 mol/L, deci K_c = (1·1)/(1·1) = 1. Cine uită împărțirea la volum obține tot 1 aici din întâmplare, dar greșeala apare imediat la reacții cu coeficienți diferiți de 1.
Grile de admitere UMF — 5
1. (complement simplu) Despre constanta de echilibru K_c a unei reacții date este adevărat că:
- crește la adăugarea unui catalizator
- depinde numai de temperatură
- crește dacă se mărește concentrația unui reactant
- este întotdeauna supraunitară
- se modifică odată cu presiunea, la orice echilibru gazos
Vezi răspunsul
depinde numai de temperatură. K_c este o funcție exclusiv de temperatură pentru o reacție dată. Adăugarea unui reactant sau modificarea presiunii deplasează echilibrul, dar sistemul se reașază exact astfel încât raportul concentrațiilor să revină la aceeași valoare K_c; catalizatorul nu influențează nici poziția echilibrului, nici constanta.
2. (complement simplu) Pentru echilibrul CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g), expresia constantei de echilibru este:
- K_c = [CaO]·[CO₂] / [CaCO₃]
- K_c = [CaCO₃] / ([CaO]·[CO₂])
- K_c = [CO₂]
- K_c = 1 / [CO₂]
- K_c = [CaO] / [CaCO₃]
Vezi răspunsul
K_c = [CO₂]. Solidele pure au activitate constantă și nu intră în expresia constantei, așa că rămâne doar concentrația dioxidului de carbon gazos, la numărător pentru că este produs. Prima variantă este forma completă, aparent corectă, dar exact aceea este capcana: include cele două faze solide.
3. (complement simplu) Într-un echilibru exoterm, scăderea temperaturii determină:
- deplasare spre reactanți și scăderea lui K
- deplasare spre produși și creșterea lui K
- deplasare spre produși, fără modificarea lui K
- creșterea vitezei ambelor reacții
- anularea stării de echilibru
Vezi răspunsul
deplasare spre produși și creșterea lui K. Răcirea este compensată de sensul care degajă căldură, adică sensul direct exoterm, deci echilibrul se deplasează spre produși, iar constanta crește. Varianta a treia este distractorul principal: uită că temperatura este singurul factor care modifică valoarea constantei, iar varianta a patra confundă efectul asupra echilibrului cu efectul asupra vitezei, care de fapt scade la răcire.
4. (complement multiplu) Despre reacțiile de substituție și de schimb sunt adevărate afirmațiile:
- reacția Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂ este o reacție de substituție și, în același timp, redox
- reacția AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃ are loc pentru că se formează un precipitat
- cuprul înlocuiește hidrogenul din soluția de acid clorhidric
- orice reacție de schimb implică transfer de electroni
- o reacție de schimb are loc și dacă unul dintre produși este un electrolit slab, cum este apa
Vezi răspunsul
reacția Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂ este o reacție de substituție și, în același timp, redox, reacția AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃ are loc pentru că se formează un precipitat, o reacție de schimb are loc și dacă unul dintre produși este un electrolit slab, cum este apa. Prima afirmație este dublu corectă: zincul trece de la 0 la +2, iar hidrogenul de la +1 la 0, deci substituția este obligatoriu redox. Precipitarea clorurii de argint și formarea apei sunt exact cele două situații care scot un produs din sistem și fac reacția de schimb posibilă. Cuprul stă după hidrogen în seria activității, deci nu îl poate înlocui, iar reacțiile de schimb decurg fără modificarea numerelor de oxidare.
5. (complement multiplu) Pentru sistemul N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), ΔH = −92 kJ, sunt adevărate:
- creșterea presiunii favorizează formarea amoniacului
- creșterea temperaturii mărește randamentul de amoniac la echilibru
- îndepărtarea continuă a amoniacului deplasează echilibrul spre dreapta
- catalizatorul de fier mărește viteza de atingere a echilibrului
- reacția inversă este exotermă
Vezi răspunsul
creșterea presiunii favorizează formarea amoniacului, îndepărtarea continuă a amoniacului deplasează echilibrul spre dreapta, catalizatorul de fier mărește viteza de atingere a echilibrului. Presiunea mare favorizează membrul cu mai puțini moli gazoși, adică cei 2 moli de amoniac față de cei 4 moli de reactanți; scoaterea produsului trage echilibrul spre dreapta, iar catalizatorul scurtează drumul până la echilibru. Temperatura ridicată favorizează sensul endoterm, deci scade randamentul la echilibru, chiar dacă în practică se folosește pentru viteză, iar reacția inversă este endotermă, având semnul opus celei directe.