13 cheminių reakcijų tipų (su pavyzdžiais)
Cheminių reakcijų tipai grindžiami tuo, kas vyksta molekuliniu lygiu; kokios nuorodos yra suskaidytos ir kaip jos susilieja su atomais. Be to, į tai atsižvelgiama, jei rūšis įgyja arba praranda elektronus; net jei daugumoje cheminių reakcijų tai atsitinka.
Medžiaga gali patirti daugybę cheminių reakcijų ar transformacijų, kurioms dėl jų storio reikia tam tikrų kriterijų, kad juos būtų galima atskirti. Taigi, gali būti pagal termodinamines, kinetines, molekulines ar elektronines charakteristikas.
Tam tikrų junginių susidarymas apima keletą reakcijų. Pavyzdžiui, patina (apatinis vaizdas), apimanti bronzos ar vario objektus, yra vario oksidacijos produktas esant drėgmei ir anglies rūgščiai; todėl jis susideda iš vario karbonato, CuCO 3 ir kitų šio metalo druskų.
Anglies dioksidas ištirpsta vandenyje, kuris drėkina vario paviršių, hidrolizuojasi į anglies rūgštį. Dėl to pH tampa rūgštus ir skatina vario oksidaciją ir kompleksinio vandens susidarymą; kuris, galiausiai, sąveikauja ir nusodina su terpės karbonato jonais.
Žemiau paaiškiname įvairias cheminių reakcijų rūšis.
Oksidacijos mažinimas (redoksas)
Vario oksidavimas
Patinos pavyzdyje vyksta oksidacijos reakcija: metalinis varis praranda elektronus, esant deguoniui, kad transformuotųsi į atitinkamą oksidą.
4Cu (s) + O2 (g) => Cu 2 O (s)
Vario (I) oksidas toliau oksiduoja, kad gautų vario (II) oksidą:
2Cu2O (s) + O2 => 4CuO (s)
Tokio tipo cheminė reakcija, kurioje rūšys padidina ar sumažina oksidacijos skaičių (arba būseną), vadinama oksidacija ir redukcija (redoksas).
Metalinis varis su oksidacijos būsena 0, pirma, praranda vieną elektroną, o po to antrasis (oksiduojamas), o deguonis paliekamas (sumažintas):
Cu => Cu + + e-
Cu + => Cu2 + + e-
O2 + 2e- => 2O2-
Elektronų prieaugį arba praradimą galima nustatyti apskaičiuojant atomų oksidacijos numerius jų gautų junginių cheminėse formulėse.
Cu 2 O atveju yra žinoma, kad, kadangi tai yra oksidas, turime anijoną O2-, todėl, kad įkrovos būtų neutralizuotos, kiekvienas iš dviejų vario atomų turi turėti +1 krūvį. Labai panašus į CuO.
Vario oksidacijos metu gaunamas teigiamas oksidacijos skaičius; ir deguonies kiekis, neigiamas oksidacijos skaičius.
Geležis ir kobaltas
Kiti redokso reakcijų pavyzdžiai pateikti žemiau. Taip pat bus pateikta trumpa pastaba ir bus nurodyti oksidacijos numerių pokyčiai.
FeCl2 + CoCl3 => FeCl3 + CoCl2
Jei skaičiuojami oksidacijos numeriai, bus pažymėta, kad Cl likučiai yra pastovios -1; ne taip, su tikėjimo ir Co.
Iš pirmo žvilgsnio geležis buvo oksiduota, o kobalto kiekis sumažėjo. Kaip sužinoti? Kadangi geležis dabar sąveikauja ne su dviem Cl-anionais, bet su trimis, chloro (neutralaus) atomas yra labiau elektroninis nei geležies ir kobalto. Kita vertus, kobaltui atsitinka priešingai: jis atsitinka su trimis Cl su dviem.
Jei pirmiau minėtas argumentas nėra aiškus, rašome elektronų elektroninio perdavimo chemines lygtis:
Fe2 + => Fe3 + + e-
Co3 + + e- => Co2 +
Todėl Fe2 + oksiduojamas, o Co3 + yra sumažintas.
Jodas ir manganas
6KMnO4 + 5KI + 18HCl => 6MCl2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H2O
Pirmiau minėta cheminė lygtis gali atrodyti sudėtinga, bet ne. Chloras (Cl-) ir deguonis (O2-) patiria savo elektronų patekimą arba praradimą. Jodas ir manganas, taip.
Atsižvelgiant tik į junginius su jodu ir manganu, turite:
KI => KIO 3 (oksidacijos numeris: nuo -1 iki +5, praranda šešis elektronus)
KMnO 4 => MnCl2 (oksidacijos numeris: nuo +7 iki +2, įgyja penkis elektronus)
Jodas oksiduojamas, o manganas sumažėja. Kaip sužinoti be skaičiavimo? Kadangi jodas pereina nuo kalio ir sąveikauja su trimis oksigenais (daugiau elektronų); ir manganas, kita vertus, praranda sąveiką su deguonimi, kad būtų su chloru (mažiau elektroniniu požiūriu).
KI negali prarasti šešių elektronų, jei KMnO 4 įgyja penkis; todėl elektronų skaičius turi būti subalansuotas lygtyje:
5 (KI => KIO 3 + 6–)
6 (KMnO4 + 5e- => MnCl2)
Tai lemia net 30 elektronų perdavimą.
Degimas
Degimas yra energingas ir energingas oksidacijos procesas, kuriame išsiskiria šviesa ir šiluma. Paprastai šio tipo cheminėje reakcijoje deguonis dalyvauja kaip oksiduojantis arba oksiduojantis agentas; o redukuojantis agentas yra kuras, kuris nudegina sąskaitos pabaigoje.
Kur yra pelenai, buvo degimas. Juos sudaro daugiausia anglis ir metalų oksidai; nors jo sudėtis logiškai priklauso nuo kuro. Toliau pateikiami keli pavyzdžiai:
C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)
2CO (g) + O2 (g) => 2CO2 (g)
C3H8 (g) + 5O2 (g) => 3CO2 (g) + 4H2O (g)
Kiekviena iš šių lygčių atitinka pilną degimą; tai reiškia, kad visas kuras reaguoja su deguonies pertekliumi, kad užtikrintų visišką jo transformaciją.
Taip pat reikėtų pažymėti, kad anglies dvideginio sudeginimo metu (pvz., Mediena, angliavandeniliai ir gyvūniniai audiniai) CO 2 ir H 2 O yra daugumos produktai. Dėl deguonies trūkumo, taip pat mažiau deguoninių dujų, pvz., CO ir NO, susidaro tam tikras anglies allotropas.
Sintezė
Viršutiniame vaizde rodomas paprastas vaizdas. Kiekvienas trikampis yra junginys arba atomas, jungiantis, kad suformuotų vieną junginį; du trikampiai sudaro lygiagretę. Masės didėja, o fizinės ir cheminės produkto savybės dažnai skiriasi nuo reagentų savybių.
Pavyzdžiui, vandenilio deginimas (kuris taip pat yra redoksinė reakcija) gamina vandenilio oksidą arba deguonies hidridą; geriau žinomas kaip vanduo:
H2 (g) + O2 (g) => 2H20 (g)
Maišant abi dujas, esant aukštai temperatūrai, jie degina dujinį vandenį. Kai temperatūra atšaldoma, garai kondensuojasi, kad gautų skystą vandenį. Keletas autorių šią sintezės reakciją laiko viena iš galimų alternatyvų iškastiniam kurui pakeisti energijai gauti.
HH ir O = O nuorodos yra suskaidytos, kad sudarytų dvi naujas paprastas nuorodas: HOH. Vanduo, kaip gerai žinoma, yra neprilygstama medžiaga (ne tik romantiška prasme), ir jos savybės labai skiriasi nuo dujinio vandenilio ir deguonies.
Jonų junginiai
Jonų junginių susidarymas iš jų elementų taip pat yra sintezės reakcijos pavyzdys. Vienas iš paprasčiausių yra 1 ir 2 grupių metalo halogenidų susidarymas. Pavyzdžiui, kalcio bromido sintezė:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
Bendra tokio tipo sintezės lygtis yra:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
Koordinavimas
Kai sujungtas junginys apima metalo atomą elektroninėje geometrijoje, tai yra kompleksas. Komplekse metalai lieka pririšti prie ligandų silpnomis kovalentinėmis jungtimis ir yra suformuotos koordinavimo reakcijomis.
Pavyzdžiui, turime kompleksą [Cr (NH3) 6 ] 3+. Tai susidaro, kai Cr3 + katijonas yra amoniakų molekulių NH3, veikiančių kaip chromo ligandai, akivaizdoje:
Cr3 + + 6NH3 => [Cr (NH3) 6 ] 3+
Žemiau pateiktas koordinavimo oktaedras aplink chromo metalo centrą:
Atkreipkite dėmesį, kad chromo 3+ įkrovos sudėtyje nėra neutralizuojamos. Jo spalva yra violetinė, todėl oktaedras yra pateikiamas su tokia spalva.
Kai kurie kompleksai yra įdomesni, pavyzdžiui, kai kurie fermentai, koordinuojantys geležies, cinko ir kalcio atomus.
Skilimas
Skilimas yra priešingas sintezei: junginys yra suskirstytas į vieną, du ar tris elementus arba junginius.
Pvz., Turime tris išskaidymus:
2HgO (s) => 2Hg (l) + O2 (g)
2H202 (l) => 2H2O (l) + O2 (g)
H 2CO 3 (ac) => CO2 (g) + H20 (l)
HgO yra rausvai kieta medžiaga, kuri, veikdama šiluma, skaidosi metaliniame gyvsidabris, juodos spalvos skystyje ir deguonyje.
Vandenilio peroksidas arba vandenilio peroksidas patenka į skystą vandenį ir deguonį.
O anglies rūgštis, kita vertus, suskaido į anglies dioksidą ir skystą vandenį.
Metalo karbonatai patiria „sausesnį“ skilimą:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
Klasės vulkanas
Chemijos klasėse naudojama skilimo reakcija yra amonio dikromato, (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 terminis skilimas. Ši oranžinės spalvos kancerogeninė druska (todėl ji turi būti tvarkoma labai atsargiai), nudegina, kad išlaisvintų daug šilumos ir pagamintų žalias kietas, chromo oksidas, Cr 2 O 3 :
(NH4) 2Cr2O7 (s) => Cr203 (s) + 4H 2O (g) + N2 (g)
Poslinkis
Perkrovimo reakcijos yra redoksinės reakcijos tipas, kai vienas elementas pakeičia kitą junginį. Išstumtas elementas baigiasi sumažinančiais arba įgyjančiais elektronais.
Norėdami supaprastinti aukščiau pateiktą informaciją, rodomas viršutinis vaizdas. Ratai yra elementas. Pastebėta, kad žalios spalvos apskritimas perkelia mėlyną spalvą, paliekant lauką; bet ne tik tai, bet mėlynas apskritimas yra sumažintas, o kalkių žalia oksidacija.
Iš vandenilio
Pavyzdžiui, pirmiau aprašytai paaiškinimui naudojamos šios cheminės lygtys:
2Al (s) + 6HCl (ac) => AlCl3 (ac) + 3H2 (g)
Zr (s) + 2H 2O (g) => ZrO 2 (s) + 2H2 (g)
Zn (s) + H2S04 (ac) => ZnSO4 (ac) + H2 (g)
Kas yra šių trijų cheminių reakcijų perkeltas elementas? Vandenilis, redukuotas iki molekulinio vandenilio, H2; jis eina iš oksidacijos skaičiaus nuo +1 iki 0. Atkreipkite dėmesį, kad metalai aliuminis, cirkonis ir cinkas gali išstumti rūgščių ir vandens vandenilius; o vario, nei sidabro, nei aukso, negali.
Metalai ir halogenai
Taip pat turime šias dvi papildomas poslinkio reakcijas:
Zn (s) + CuSO 4 (ac) => Cu (s) + ZnSO 4 (ac)
Cl2 (g) + 2NaI (ac) => 2NaCl (ac) + I2 (s)
Pirmoje reakcijoje cinkas išstumia mažiau aktyvų vario metalą; cinkas oksiduojamas, kai varis sumažėja.
Antroje reakcijoje, kita vertus, chloras, labiau reaktyvus elementas nei jodas, pastarasis perkeltas į natrio druską. Čia jis atsitinka kitaip: reaktyviausias elementas sumažinamas oksiduojant išstumtą elementą; todėl chloras sumažinamas oksiduojant jodu.
Dujų susidarymas
Reakcijose galima pastebėti, kad keletas iš jų sukėlė dujas, taigi ir įeina į šios rūšies cheminę reakciją. Panašiai, ankstesnės dalies reakcijos, ty vandenilio perkėlimas aktyviu metalu, yra laikomos dujų susidarymo reakcijomis.
Be jau paminėtų, metalo sulfidai, pavyzdžiui, išskiria vandenilio sulfidą (kuris kvepia supuvusius kiaušinius), kai pridėta druskos rūgšties:
Na2S (s) + 2 HCl (ac) => 2 NaCl (ac) + H 2 S (g)
Metatas arba dvigubas poslinkis
Metatezės reakcijoje arba dvigubo poslinkio atveju vyksta porų keitimas be elektronų perdavimo; tai yra, ji nelaikoma redokso reakcija. Kaip parodyta aukščiau esančiame paveikslėlyje, žalias apskritimas pertraukia tamsiai mėlyną nuorodą, kad susietų su šviesiai mėlynu apskritimu.
Krituliai
Kai vienos iš porų sąveika yra pakankamai stipri, kad įveiktų skysčio solvacinį poveikį, susidaro nuosėdos. Šios cheminės lygtys reiškia kritulių reakcijas:
AgNO3 (ac) + NaCl (ac) => AgCl (s) + NaNO3 (ac)
CaCl2 (aq) + Na2C03 (ac) => CaCO3 (s) + 2NaCl (ac)
Pirmoje reakcijoje Cl- išstumia NO3 - sudaro sidabro chloridą, AgCl, kuris yra baltos nuosėdos. Antrajame reakcijoje CO 3 2 išsiskiria Cl-, kad nusodintų kalcio karbonatą.
Rūgščių bazė
Galbūt metadezės reakcijos labiausiai simbolizuoja rūgšties bazės neutralizavimą. Galiausiai, kaip pavyzdžiai parodytos dvi rūgšties ir bazės reakcijos:
HCl (ac) + NaOH (ac) => NaCl (ac) + H20 (l)
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) => BaCl2 (ac) + 2H2O (l)
OH- išskiria Cl-, kad susidarytų vanduo ir chloridų druskos.
