Os 13 tipos de reações químicas (com exemplos)
Os tipos de reações químicas são baseados no que acontece no nível molecular; Quais links são quebrados e como eles acabam se unindo aos átomos. Além disso, é levado em consideração se as espécies ganham ou perdem elétrons; mesmo quando na maioria das reações químicas isso acontece.
A matéria pode sofrer inúmeros tipos de reações ou transformações químicas, as quais, devido ao seu grande número, necessitam de certos critérios para diferenciá-las umas das outras. Assim, pode haver de acordo com características termodinâmicas, cinéticas, moleculares ou eletrônicas.
A formação de certos compostos envolve uma série de reações. Por exemplo, a pátina (imagem inferior) que cobre os objetos de bronze ou cobre, é um produto da oxidação do cobre na presença de umidade e ácido carbônico; e, portanto, é composto de carbonato de cobre, CuCO 3 e outros sais deste metal.
O dióxido de carbono se dissolve na água que molha a superfície do cobre, hidrolisando em ácido carbônico. Como consequência, o pH torna-se ácido e promove a oxidação do cobre e a formação de uma água complexa; que, finalmente, interage e precipita com os íons carbonato do meio.
Abaixo, explicamos os diferentes tipos de reações químicas existentes.
Redução da oxidação (redox)
Oxidação de cobre
No exemplo da pátina ocorre uma reação de oxidação: o cobre metálico perde elétrons na presença de oxigênio para se transformar em seu óxido correspondente.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
O óxido de cobre (I) continua a oxidar para dar óxido de cobre (II):
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)
Este tipo de reação química em que as espécies aumentam ou reduzem seu número (ou estado) de oxidação, é conhecido como oxidação e redução (redox).
O cobre metálico com estado de oxidação 0 perde primeiro um elétron e depois o segundo (é oxidado), enquanto o oxigênio é deixado (reduzido):
Cu => Cu + + e-
Cu + => Cu2 + + e-
O 2 + 2e- => 2O2-
O ganho ou perda de elétrons pode ser determinado pelo cálculo dos números de oxidação dos átomos nas fórmulas químicas de seus compostos resultantes.
Para o Cu 2 O, sabe-se que, por ser um óxido, temos o ânion O2-; portanto, para manter as cargas neutralizadas, cada um dos dois átomos de cobre deve ter uma carga de +1. Muito parecido com o CuO.
Cobre quando oxidado adquire números positivos de oxidação; e oxigênio, para ser reduzido, números negativos de oxidação.
Ferro e cobalto
Outros exemplos para as reações redox são mostrados abaixo. Além disso, um breve comentário será feito e as mudanças nos números de oxidação serão especificadas.
FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2
Se os números de oxidação forem calculados, será observado que os do Cl permanecem com um valor constante de -1; não é assim, com os da Faith and Co.
À primeira vista, o ferro foi oxidado enquanto o cobalto foi reduzido. Como saber Como o ferro agora não interage com dois ânions Cl, mas com três, o átomo de cloro (neutro) é mais eletronegativo que o ferro e o cobalto. Por outro lado, o oposto acontece com o cobalto: acontece de interagir com três Cl- a dois deles.
Se o raciocínio acima não estiver claro, então, vamos escrever as equações químicas da transferência líquida de elétrons:
Fe2 + => Fe3 + + e-
Co3 + + e- => Co2 +
Portanto, o Fe2 + é oxidado, enquanto o Co3 + é reduzido.
Iodo e manganês
6KMnO4 + 5KI + 18HC1 => 6MnCl2 + 5KIO3 + 6KCl + 9H2O
A equação química acima pode parecer complicada, mas não é. Cloro (Cl-) e oxigênio (O2-) experimentam ganho ou perda de seus elétrons. Iodo e manganês, sim.
Considerando apenas compostos com iodo e manganês, você tem:
KI => KIO 3 (número de oxidação: -1 a +5, perde seis elétrons)
KMnO 4 => MnCl 2 (número de oxidação: +7 a +2, ganhe cinco elétrons)
O iodo é oxidado, enquanto o manganês é reduzido. Como saber sem calcular? Porque o iodo vai do potássio para a interação com três oxigênios (mais eletronegativos); e o manganês, por outro lado, perde interações com o oxigênio para estar com o cloro (menos eletronegativo).
O KI não pode perder seis elétrons se o KMnO 4 ganhar cinco; é por isso que o número de elétrons deve ser balanceado na equação:
5 (KI => KIO 3 + 6e)
6 (KMnO 4 + 5e- => MnCl 2 )
O que resulta em uma transferência líquida de 30 elétrons.
Combustão
A combustão é uma oxidação vigorosa e energética na qual a luz e o calor são liberados. Geralmente, neste tipo de reação química, o oxigênio participa como um agente oxidante ou oxidante; enquanto o agente redutor é o combustível, que queima no final da conta.
Onde há cinza, houve combustão. Estes são compostos essencialmente de óxidos de carvão e metal; embora sua composição dependa logicamente do combustível. Abaixo estão alguns exemplos:
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)
Cada uma dessas equações corresponde a combustões completas; isto é, todo o combustível reage com um excesso de oxigênio para garantir sua completa transformação.
Da mesma forma, deve-se notar que o CO 2 e a H 2 O são os produtos da maioria gasosa quando os corpos de carbono queimam (como madeira, hidrocarbonetos e tecidos animais). É inevitável que algum alótropo de carbono seja formado, devido à falta de oxigênio, bem como a gases menos oxigenados, como CO e NO.
Síntese
Na imagem superior, uma representação simples é mostrada. Cada triângulo é um composto ou átomo, que se juntam para formar um único composto; dois triângulos formam um paralelogramo. As massas aumentam e as propriedades físicas e químicas do produto são frequentemente muito diferentes das dos seus reagentes.
Por exemplo, a combustão de hidrogênio (que também é uma reação redox) produz óxido de hidrogênio ou hidreto de oxigênio; mais conhecido como água:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
Ao misturar ambos os gases, a uma alta temperatura, eles queimam produzindo água gasosa. Quando as temperaturas são resfriadas, os vapores se condensam para dar água líquida. Vários autores consideram essa reação de síntese como uma das possíveis alternativas para substituir os combustíveis fósseis na obtenção de energia.
Os links de HH e O = O são quebrados para formar dois novos links simples: HOH. A água, como é bem sabido, é uma substância incomparável (além do sentido romântico) e suas propriedades são bastante diferentes do hidrogênio gasoso e do oxigênio.
Compostos iônicos
A formação de compostos iônicos a partir de seus elementos é também um exemplo de reação de síntese. Uma das mais simples é a formação de haletos metálicos dos grupos 1 e 2. Por exemplo, a síntese de brometo de cálcio:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
Uma equação geral para este tipo de síntese é:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
Coordenação
Quando o composto formado envolve um átomo de metal dentro de uma geometria eletrônica, então é dito que é um complexo. Em complexos, os metais permanecem ligados aos ligantes por ligações covalentes fracas e são formados por reações de coordenação.
Por exemplo, temos o complexo [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+. Isto é formado quando o cátion Cr3 + está na presença das moléculas de amônia, NH 3, que atuam como ligantes de cromo:
Cr3 + + 6NH3 => [Cr (NH3) 6 ] 3+
Abaixo está o octaedro de coordenação resultante em torno do centro de metal cromado:
Note que a carga 3+ do cromo não é neutralizada no complexo. Sua cor é roxa, e é por isso que o octaedro é representado com essa cor.
Alguns complexos são mais interessantes, como no caso de certas enzimas que coordenam os átomos de ferro, zinco e cálcio.
Decomposição
A decomposição é o oposto da síntese: um composto é dividido em um, dois ou três elementos ou compostos.
Por exemplo, temos as três seguintes decomposições:
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)
A HgO é um sólido avermelhado que pela ação do calor se decompõe em mercúrio metálico, líquido de cor preta e oxigênio.
O peróxido de hidrogênio ou peróxido de hidrogênio sofre decomposição, fornecendo água e oxigênio líquidos.
E o ácido carbônico, por outro lado, se decompõe em dióxido de carbono e água líquida.
Uma decomposição mais "seca" é aquela sofrida pelos carbonatos metálicos:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO2 (g)
Vulcão da classe
Uma reação de decomposição que tem sido usada nas aulas de química é a decomposição térmica do dicromato de amônio, (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 . Este sal cancerígeno de cor laranja (por isso deve ser manuseado com extremo cuidado), queima para libertar muito calor e produzir um sólido verde, óxido crómico, Cr 2 O 3 :
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
Deslocamento
Reações de deslocamento são um tipo de reação redox na qual um elemento desloca outro em um composto. O elemento deslocado acaba reduzindo ou ganhando elétrons.
Para simplificar o acima, a imagem superior é mostrada. Os círculos representam um elemento. Observa-se que o círculo verde-limão desloca o azul, permanecendo fora; mas não apenas isso, mas o círculo azul é reduzido no processo, e o de verde-limão é oxidado.
De hidrogênio
Por exemplo, as seguintes equações químicas são usadas para explicar as explicações acima:
2Al (s) + 6HCl (ac) => AlCl3 (ac) + 3H2 (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 é o elemento deslocado para essas três reações químicas? Hidrogênio, que é reduzido a hidrogênio molecular, H 2 ; vai de um número de oxidação de +1 a 0. Note que os metais alumínio, zircônio e zinco podem deslocar os hidrogênios dos ácidos e da água; enquanto cobre, nem prata nem ouro, não pode.
Metais e halogênios
Além disso, temos essas duas reações de deslocamento adicionais:
Zn (s) + CuSO4 (ac) => Cu (s) + ZnSO4 (ac)
Cl 2 (g) + 2NaI (ac) => 2NaCl (ac) + I 2 (s)
Na primeira reação, o zinco desloca o metal de cobre menos ativo; o zinco é oxidado enquanto o cobre é reduzido.
Na segunda reação, por outro lado, o cloro, um elemento mais reativo que o iodo, desloca o último no sal de sódio. Aqui acontece o contrário: o elemento mais reativo é reduzido pela oxidação do elemento deslocado; portanto, o cloro é reduzido pela oxidação ao iodo.
Formação de gás
Nas reações pôde-se ver que várias delas geravam gases e, portanto, também entram nesse tipo de reação química. Da mesma forma, as reações da seção anterior, a de deslocamento de hidrogênio por um metal ativo, são consideradas reações de formação de gás.
Além dos já mencionados, os sulfetos metálicos, por exemplo, liberam sulfeto de hidrogênio (que cheira a ovos podres) quando o ácido clorídrico é adicionado:
Na 2 S (s) + 2 HCl (ac) => 2 NaCl (ac) + H2S (g)
Metatese ou duplo deslocamento
Na reação de metátese ou duplo deslocamento, o que acontece é uma mudança de pares sem transferência de elétrons; isto é, não é considerado uma reação redox. Como mostrado na imagem acima, o círculo verde quebra o link azul escuro para vincular ao círculo azul claro.
Precipitação
Quando as interações de um dos pares são fortes o suficiente para superar o efeito de solvatação do líquido, um precipitado é obtido. As seguintes equações químicas representam reações de precipitação:
AgNO 3 (ac) + NaCl (ac) => AgCl (s) + NaNO 3 (ac)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (ac) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (ac)
Na primeira reação, Cl- desloca o NO 3 - para formar o cloreto de prata, AgCl, que é um precipitado branco. E na segunda reação, o CO 3 2- desloca o Cl- para precipitar o carbonato de cálcio.
Base ácida
Talvez a mais emblemática das reações de metátese seja a neutralização da base ácida. Finalmente, duas reações ácido-base são mostradas como exemplos:
HCl (ac) + NaOH (ac) => NaCl (ac) + H2O (l)
2HC1 (aq) + Ba (OH) 2 (ac) => BaCl2 (ac) + 2H2O (l)
O OH- desloca Cl- para formar água e sais de cloretos.
