I 13 tipi di reazioni chimiche (con esempi)
I tipi di reazioni chimiche si basano su ciò che accade a livello molecolare; quali collegamenti sono interrotti e come finiscono per unirsi agli atomi. Inoltre, viene preso in considerazione se la specie guadagna o perde elettroni; anche quando nella maggior parte delle reazioni chimiche questo accade.
La materia può subire innumerevoli tipi di reazioni o trasformazioni chimiche che, a causa del loro grosso numero, hanno bisogno di determinati criteri per differenziarli l'uno dall'altro. Quindi, ci possono essere secondo caratteristiche termodinamiche, cinetiche, molecolari o elettroniche.
La formazione di determinati composti comporta una serie di reazioni. Ad esempio, la patina (immagine inferiore) che copre gli oggetti di bronzo o rame, è un prodotto dell'ossidazione del rame in presenza di umidità e acido carbonico; e quindi, è composto da carbonato di rame, CuCO 3 e altri sali di questo metallo.
L'anidride carbonica si dissolve nell'acqua che bagna la superficie del rame, idrolizzando fino all'acido carbonico. Di conseguenza, il pH diventa acido e promuove l'ossidazione del rame e la formazione di un'acqua complessa; che, infine, interagisce e precipita con gli ioni carbonato del mezzo.
Di seguito spieghiamo i diversi tipi di reazioni chimiche che esistono.
Riduzione dell'ossidazione (redox)
Ossidazione del rame
Nell'esempio della patina avviene una reazione di ossidazione: il rame metallico perde elettroni in presenza di ossigeno per trasformarsi nel suo ossido corrispondente.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
L'ossido di rame (I) continua a ossidarsi per dare ossido di rame (II):
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)
Questo tipo di reazione chimica in cui le specie aumentano o riducono il loro numero (o stato) di ossidazione, è noto come ossidazione e riduzione (redox).
Il rame metallico con lo stato di ossidazione 0, per prima cosa perde un elettrone, e quindi il secondo (è ossidato), mentre l'ossigeno viene lasciato (ridotto):
Cu => Cu + + e-
Cu + => Cu2 + + e-
O 2 + 2e- => 2O2-
Il guadagno o la perdita di elettroni può essere determinata calcolando i numeri di ossidazione per gli atomi nelle formule chimiche dei loro composti risultanti.
Per Cu 2 O, è noto che poiché è un ossido abbiamo l'anione O2-, quindi per mantenere le cariche neutralizzate, ciascuno dei due atomi di rame deve avere una carica di +1. Molto simile a CuO.
Il rame quando ossidato acquisisce numeri di ossidazione positivi; e ossigeno, da ridurre, numeri di ossidazione negativi.
Ferro e cobalto
Ulteriori esempi per le reazioni redox sono mostrati di seguito. Inoltre, verrà fatto un breve commento e saranno specificate le modifiche nei numeri di ossidazione.
FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2
Se i numeri di ossidazione sono calcolati, si noterà che quelli del Cl rimangono con un valore costante di -1; non così, con quelli della Fede e del Co.
A prima vista, il ferro è stato ossidato mentre il cobalto è stato ridotto. Come sapere? Poiché il ferro ora non interagisce con due Cl-anions ma con tre, l'atomo di cloro (neutro) è più elettronegativo di ferro e cobalto. D'altra parte, accade il contrario al cobalto: capita di interagire con tre Cl- a due di essi.
Se il ragionamento di cui sopra non è chiaro, allora procediamo a scrivere le equazioni chimiche del trasferimento netto di elettroni:
Fe2 + => Fe3 + + e-
Co3 + + e- => Co2 +
Quindi Fe2 + è ossidato, mentre Co3 + è ridotto.
Iodio e manganese
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
L'equazione chimica sopra può sembrare complicata, ma non lo è. Cloro (Cl-) e ossigeno (O2-) sperimentano il guadagno o la perdita dei loro elettroni. Iodio e manganese, sì.
Considerando solo composti con iodio e manganese hai:
KI => KIO 3 (numero di ossidazione: da -1 a +5, perde sei elettroni)
KMnO 4 => MnCl 2 (numero di ossidazione: da +7 a +2, guadagna cinque elettroni)
Lo iodio è ossidato, mentre il manganese è ridotto. Come sapere senza calcolare? Perché lo iodio passa dall'essere con il potassio all'interazione con tre ossigeni (più elettronegativi); e il manganese, d'altra parte, perde le interazioni con l'ossigeno per stare con il cloro (meno elettronegativo).
Il KI non può perdere sei elettroni se il KMnO 4 ne guadagna cinque; questo è il motivo per cui il numero di elettroni deve essere bilanciato nell'equazione:
5 (KI => KIO 3 + 6e-)
6 (KMnO 4 + 5e- => MnCl 2 )
Il che si traduce in un trasferimento netto di 30 elettroni.
combustione
La combustione è un'ossidazione vigorosa ed energetica in cui luce e calore vengono rilasciati. Generalmente, in questo tipo di reazione chimica, l'ossigeno partecipa come agente ossidante o ossidante; mentre l'agente riducente è il carburante, che brucia alla fine dell'account.
Dove c'è cenere, c'era la combustione. Questi sono composti essenzialmente da ossidi di carbone e metallo; anche se la sua composizione dipende logicamente da cosa fosse il carburante. Di seguito sono riportati alcuni esempi:
C (s) + O 2 (g) => CO 2 (g)
2CO (g) + O 2 (g) => 2CO 2 (g)
C 3 H 8 (g) + 5O 2 (g) => 3CO 2 (g) + 4H 2 O (g)
Ognuna di queste equazioni corrisponde a combo complete; vale a dire, tutto il combustibile reagisce con un eccesso di ossigeno per garantire la sua completa trasformazione.
Allo stesso modo, va notato che CO 2 e H 2 O sono i prodotti a maggioranza gassosa quando bruciano corpi di carbonio (come legno, idrocarburi e tessuti animali). È inevitabile che si formi qualche allotropo di carbonio, a causa della mancanza di ossigeno e di gas meno ossigenati come CO e NO.
sintesi
Nell'immagine in alto viene mostrata una rappresentazione semplice. Ogni triangolo è un composto o atomo, che si uniscono per formare un singolo composto; due triangoli formano un parallelogramma. Le masse aumentano e le proprietà fisiche e chimiche del prodotto sono spesso molto diverse da quelle dei suoi reagenti.
Ad esempio, la combustione dell'idrogeno (che è anche una reazione redox) produce ossido di idrogeno o ossigeno idruro; meglio conosciuto come acqua:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
Miscelando entrambi i gas, ad alta temperatura, bruciano producendo acqua gassosa. Quando le temperature si sono raffreddate, i vapori si condensano per dare acqua liquida. Diversi autori considerano questa reazione di sintesi come una delle possibili alternative per sostituire i combustibili fossili nell'ottenere energia.
I collegamenti di HH e O = O vengono interrotti per formare due nuovi collegamenti semplici: HOH. L'acqua, come è noto, è una sostanza incomparabile (oltre il senso romantico) e le sue proprietà sono molto diverse dall'idrogeno e dall'ossigeno gassosi.
Composti ionici
La formazione di composti ionici dai loro elementi è anche un esempio di una reazione di sintesi. Uno dei più semplici è la formazione di alogenuri metallici dei gruppi 1 e 2. Ad esempio, la sintesi del bromuro di calcio:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
Un'equazione generale per questo tipo di sintesi è:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
coordinazione
Quando il composto formato coinvolge un atomo di metallo all'interno di una geometria elettronica, allora si dice che sia un complesso. Nei complessi, i metalli rimangono legati ai ligandi da deboli legami covalenti e sono formati da reazioni di coordinazione.
Ad esempio, abbiamo il complesso [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+. Questo si forma quando il catione Cr3 + è in presenza delle molecole di ammoniaca, NH 3, che agiscono come ligandi di cromo:
Cr3 + + 6NH 3 => [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+
Di seguito è riportato l'ottaedro di coordinamento risultante attorno al centro del cromo:
Si noti che la carica 3+ del cromo non è neutralizzata nel complesso. Il suo colore è viola, ed è per questo che l'ottaedro è rappresentato con quel colore.
Alcuni complessi sono più interessanti, come nel caso di alcuni enzimi che coordinano gli atomi di ferro, zinco e calcio.
decomposizione
La decomposizione è l'opposto della sintesi: un composto è scomposto in uno, due o tre elementi o composti.
Ad esempio, abbiamo le seguenti tre scomposizioni:
2HgO (s) => 2Hg (l) + O 2 (g)
2H 2 O 2 (l) => 2H 2 O (l) + O 2 (g)
H 2 CO 3 (ac) => CO 2 (g) + H 2 O (l)
L'HgO è un solido rossastro che per l'azione del calore si decompone nel mercurio metallico, liquido di colore nero e ossigeno.
Il perossido di idrogeno o il perossido di idrogeno subiscono la decomposizione, fornendo acqua e ossigeno liquidi.
E l'acido carbonico, d'altra parte, si decompone in anidride carbonica e acqua liquida.
Una decomposizione più "secca" è quella che subisce i carbonati metallici:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
Vulcano della classe
Una reazione di decomposizione che è stata utilizzata nelle classi di chimica è la decomposizione termica del dicromato di ammonio (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 . Questo sale cancerogeno di colore arancione (quindi deve essere maneggiato con estrema cura), brucia per rilasciare molto calore e produrre un solido verde, l'ossido cromico, Cr 2 O 3 :
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
spostamento
Le reazioni di spostamento sono un tipo di reazione redox in cui un elemento sposta un altro in un composto. L'elemento spostato finisce per ridurre o guadagnare elettroni.
Per semplificare quanto sopra, viene mostrata l'immagine superiore. I cerchi rappresentano un elemento. Si osserva che il cerchio verde lime sostituisce quello blu, rimanendo all'esterno; ma non solo, ma il cerchio blu è ridotto nel processo, e quello del verde lime è ossidato.
Da idrogeno
Ad esempio, le seguenti equazioni chimiche sono utilizzate per spiegare quanto sopra spiegato:
2Al (s) + 6HCl (ac) => AlCl 3 (ac) + 3H 2 (g)
Zr (s) + 2H 2 O (g) => ZrO 2 (s) + 2H 2 (g)
Zn (s) + H 2 SO 4 (ac) => ZnSO 4 (ac) + H 2 (g)
Qual è l'elemento sfollato per queste tre reazioni chimiche? Idrogeno, che è ridotto all'idrogeno molecolare, H 2 ; passa da un numero di ossidazione di +1 a 0. Si noti che i metalli alluminio, zirconio e zinco possono spostare gli idrogeni degli acidi e dell'acqua; mentre il rame, né l'argento né l'oro, non possono.
Metalli e alogeni
Inoltre, abbiamo queste due reazioni aggiuntive di spostamento:
Zn (s) + CuSO 4 (ac) => Cu (s) + ZnSO 4 (ac)
Cl 2 (g) + 2NaI (ac) => 2NaCl (ac) + I 2 (s)
Nella prima reazione lo zinco sposta il metallo di rame meno attivo; lo zinco è ossidato mentre il rame è ridotto.
Nella seconda reazione, invece, il cloro, un elemento più reattivo dello iodio, sposta quest'ultimo nel sale sodico. Qui accade il contrario: l'elemento più reattivo viene ridotto ossidando l'elemento spostato; pertanto, il cloro viene ridotto ossidando allo iodio.
Formazione di gas
Nelle reazioni si può vedere che molti di loro hanno generato gas e quindi anche questo tipo di reazione chimica. Allo stesso modo, le reazioni della sezione precedente, quella dello spostamento dell'idrogeno da parte di un metallo attivo, sono considerate reazioni di formazione di gas.
Oltre a quelli già menzionati, i solfuri metallici, ad esempio, rilasciano idrogeno solforato (che odora di uova marce) quando si aggiunge acido cloridrico:
Na 2 S (s) + 2 HCl (ac) => 2 NaCl (ac) + H 2 S (g)
Metatesi o doppio spostamento
Nella reazione di metatesi o di doppio spostamento ciò che accade è un cambio di coppie senza trasferimento di elettroni; cioè, non è considerato una reazione redox. Come mostrato nell'immagine sopra, il cerchio verde spezza il collegamento blu scuro per collegarsi al cerchio blu chiaro.
precipitazione
Quando le interazioni di una delle coppie sono abbastanza forti da superare l'effetto solvatante del liquido, si ottiene un precipitato. Le seguenti equazioni chimiche rappresentano le reazioni di precipitazione:
AgNO 3 (ac) + NaCl (ac) => AgCl (s) + NaNO 3 (ac)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (ac) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (ac)
Nella prima reazione Cl- disloca NO 3 - per formare cloruro d'argento, AgCl, che è un precipitato bianco. E nella seconda reazione, CO 3 2- sposta Cl- per precipitare il carbonato di calcio.
Acido base
Forse la più emblematica delle reazioni di metatesi è la neutralizzazione della base acida. Infine, due reazioni acido-base sono mostrate come esempi:
HCl (ac) + NaOH (ac) => NaCl (ac) + H 2 O (l)
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) => BaCl 2 (ac) + 2H 2 O (l)
L'OH- sposta Cl- per formare acqua e sali di cloruri.
