Os 13 tipos de reações químicas (com exemplos)

Os tipos de reações químicas são baseados no que acontece no nível molecular; quais ligações são quebradas e como os átomos acabam se unindo. Da mesma forma, 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 que, devido ao seu grande número, precisam de certos critérios para poder diferenciá-las uma da outra. Assim, pode haver de acordo com características termodinâmicas, cinéticas, moleculares ou eletrônicas.

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A formação de certos compostos envolve uma série de reações. Por exemplo, a pátina (imagem de baixo) que cobre 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.

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Escultura com camadas de pátina: um exemplo diário de reação química. Fonte: Pxhere

O dióxido de carbono se dissolve na água que molha a superfície do cobre, hidrolisando em ácido carbônico. Como conseqüência, o pH é acidificado e promove a oxidação do cobre e a formação de um complexo aquoso; 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 tornar o óxido correspondente.

4CU (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)

O óxido de cobre (I) continua a oxidar em óxido de cobre (II):

2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)

Esse tipo de reação química, em que as espécies aumentam ou diminuem seu número de oxidação (ou estado), é conhecido como reação de oxidação e redução (redox).

O cobre metálico com estado de oxidação 0 perde primeiro um elétron e depois o segundo (oxida), enquanto o oxigênio permanece (reduz):

Cu => Cu + + e

Cu + => Cu 2+ + e

O 2 + 2e => 2O 2-

O ganho ou perda de elétrons pode ser determinado calculando os números de oxidação dos átomos nas fórmulas químicas de seus compostos resultantes.

Para o Cu 2 O, sabe-se que, por ser um óxido, possui um ânion O 2 ; portanto, para manter as cargas neutralizadas, cada um dos dois átomos de cobre deve ter uma carga +1. Muito semelhante ocorre com o CuO.

Quando o cobre oxidado adquire números positivos de oxidação; e oxigênio, a ser reduzido, números de oxidação negativos.

Ferro e cobalto

Exemplos adicionais para reações redox são mostrados abaixo. Além disso, um breve comentário será feito e alterações nos números de oxidação serão especificadas.

FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2

Se os números de oxidação forem calculados, deve-se notar que os de Cl permanecem com um valor constante de -1; não é assim, com os de Fe and Co.

À primeira vista, o ferro oxidou enquanto o cobalto foi reduzido. Como saber Porque o ferro agora interage não com dois ânions Cl mas com três, o átomo de cloro (neutro) sendo mais eletronegativo que o ferro e o cobalto. Por outro lado, o oposto acontece com o cobalto: ele passa da interação com três Cl para dois deles.

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Se o raciocínio acima não estiver claro, continue escrevendo as equações químicas da transferência líquida de elétrons:

2+ => Fé 3+ + e

Co 3+ + e => Co 2+

Portanto, o Fe 2+ oxida, enquanto o Co 3+ é reduzido.

Iodo e manganês

6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O

A equação química acima pode parecer complicada, mas não é. Cloro (Cl ) ou oxigênio (O 2- ) experimentam ganho ou perda de seus elétrons. Iodo e manganês, sim.

Considerando apenas os 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, ganha cinco elétrons)

O iodo oxida, enquanto o manganês é reduzido. Como saber sem fazer cálculos? Porque o iodo passa de estar com potássio para interagir com três oxigênio (mais eletronegativo); e o manganês, enquanto isso, perde interações com o oxigênio para ficar 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 vigorosa na qual a luz e o calor são liberados. Geralmente, nesse tipo de reação química, o oxigênio participa como agente oxidante ou oxidante; enquanto o agente redutor é o combustível, que queima no final da conta.

Onde há cinzas, houve combustão. Estes são essencialmente feitos de óxidos de carbono e metal; embora sua composição logicamente dependa 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) + 5 O 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.

Também digno de nota que o CO 2 e H 2 O, são os principais produtos quando queima corpos carbonados gasosos (tais como tecidos da madeira, do petróleo e animais). É inevitável que algum alótropo de carbono seja formado , devido à insuficiência de oxigênio, bem como a gases menos oxigenados, como CO e NO.

Síntese

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Representação gráfica de uma reação de síntese. Fonte: Gabriel Bolívar

A imagem acima mostra uma representação extremamente simples. Cada triângulo é um composto ou átomo, que se reúne para formar um único composto; Dois triângulos formam um paralelogramo. As massas aumentam e as propriedades físicas e químicas do produto geralmente são muito diferentes daquelas de seus reagentes.

Por exemplo, a combustão de hidrogênio (que também é uma reação redox) produz óxido de hidrogênio ou hidreto de oxigênio; mais conhecida como água:

H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)

Ao misturar os dois gases, a uma temperatura elevada, eles queimam produzindo água gasosa. Temperaturas geladas, os vapores condensam-se para fornecer água líquida. Vários autores consideram essa reação de síntese como uma das alternativas possíveis para substituir os combustíveis fósseis na obtenção de energia.

As ligações HH e O = O são quebradas para formar duas novas ligações simples: HOH. A água, como é sabido, é uma substância incomparável (além do sentido romântico), e suas propriedades diferem bastante do hidrogênio e oxigênio gasosos.

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Compostos iônicos

A formação de compostos iônicos a partir de seus elementos também é um exemplo de reação de síntese. Uma das mais simples é a formação de halogenetos 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 esse tipo de síntese é:

M (s) + X 2 => MX 2 (s)

Coordenação

Quando o composto formado envolve um átomo metálico dentro de uma geometria eletrônica, diz-se que é um complexo. Nos complexos, os metais permanecem ligados aos ligantes por ligações covalentes fracas e são formados por reações de coordenação.

Por exemplo, você tem o complexo [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+ . Isso é formado quando o cátion Cr 3+ está na presença das moléculas de amônia, NH 3 , que atuam como ligantes de cromo:

Cr 3+ + 6NH 3 => [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+

Abaixo está o octaedro de coordenação resultante ao redor do centro de metal de cromo:

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Octaedro de coordenação do complexo. Fonte: Gabriel Bolívar

Observe que a carga de cromo 3+ 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 átomos de ferro, zinco e cálcio.

Decomposição

A decomposição é o oposto da síntese: um composto se divide em um, dois ou três elementos ou compostos.

Por exemplo, você tem as três decomposições a seguir:

2HgO (s) => 2HG (l) + O 2 (g)

2H 2 O 2 (l) => 2H 2 O (l) + O 2 (g)

H 2 CO 3 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l)

O HgO é um sólido avermelhado que se decompõe em mercúrio metálico, líquido preto e oxigênio.

O peróxido de hidrogênio ou peróxido de hidrogênio sofre decomposição, fornecendo água líquida e oxigênio.

Enquanto isso, o ácido carbônico se decompõe em dióxido de carbono e água líquida.

Uma decomposição mais “seca” é a sofrida pelos carbonatos metálicos:

CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)

Vulcão de classe

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Queimando vulcão dicromato de amônio. Fonte: [аталия [CC BY-SA 4.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/4.0)]

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 (portanto deve ser manuseado com muito cuidado), queima para liberar muito calor e produz um óxido crômico sólido verde, 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

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Representação gráfica de uma reação de deslocamento. Fonte: Gabriel Bolívar

As 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. Círculos representam um elemento. Observa-se que o círculo verde limão desloca o círculo azul, estando fora; mas não apenas isso, mas o círculo azul é reduzido no processo e o verde limão se oxida.

Hidrogênio

Por exemplo, temos as seguintes equações químicas para expor o explicado acima:

2Al (s) + 6HCl (aq) => AlCl 3 (aq) + 3H 2 (g)

Zr (s) + 2H 2 O (g) => ZrO 2 (s) + 2H 2 (g)

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Zn (s) + H 2 SO 4 (aq) => ZnSO 4 (aq) + H 2 (g)

Qual é o elemento deslocado para essas três reações químicas? Hidrogénio, o qual é reduzido a hidrogénio molecular, H 2 ; passa de um número de oxidação de +1 a 0. Observe que os metais alumínio, zircônio e zinco podem deslocar os hidrogênios dos ácidos e da água; enquanto cobre, nem prata nem ouro, não pode.

De metais e halogênios

Da mesma forma, você tem essas duas reações de deslocamento adicionais:

Zn (s) + CuSO 4 (aq) => Cu (s) + ZnSO 4 (aq)

Cl 2 (g) + 2NaI (aq) => 2NaCl (aq) + I 2 (s)

Na primeira reação, o zinco desloca o cobre metálico menos ativo; O zinco oxida enquanto o cobre é reduzido.

Na segunda reação, por outro lado, o cloro, um elemento mais reativo que o iodo, substitui o último no sal de sódio. Aqui acontece o contrário: o elemento mais reativo é reduzido oxidando o elemento deslocado; portanto, o cloro é reduzido pela oxidação do iodo.

Formação de gás

Nas reações, pôde-se observar que vários deles geravam gases e, portanto, também entram nesse tipo de reação química. Da mesma forma, as reações da seção anterior, a do 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:

De Na 2 S (s) + 2 HCl (aq) => 2NaCl (aq) + H 2 S (g)

Metástase ou deslocamento duplo

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Representação gráfica de uma reação de duplo deslocamento. Fonte: Gabriel Bolívar

Na reação de metátese ou duplo deslocamento, o que acontece é uma mudança de casais sem transferência de elétrons; isto é, não é considerada uma reação redox. Como pode ser visto na imagem acima, o círculo verde quebra o vínculo com o azul escuro para vincular ao círculo azul claro.

Precipitação

Quando as interações de um dos casais são fortes o suficiente para superar o efeito de solvatação do líquido, é obtido um precipitado. As seguintes equações químicas representam reações de precipitação:

AgNO 3 (ac) + NaCl (ac) => AgCl (s) + NaNO 3 (ac)

CaCl 2 (ac) + Na 2 CO 3 (ac) => CaCO 3 (s) + 2 NaCl (ac)

Na primeira reação, Cl substitui o NO 3 para formar 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 da metátese seja a neutralização da base ácida. Finalmente, duas reações ácidas à base são mostradas como exemplos:

HCl (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H 2 O (l)

2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (aq) => BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)

O OH desloca o Cl para formar água e sais de cloretos.

Referências

  1. Whitten, Davis, Peck e Stanley. (2008). Química (8a ed.). Aprendizagem CENGAGE.
  2. IESO Cella Vinaria. (sf). Tipos de reações químicas. Física e Química. Recuperado de: eso4fyq.cellavinaria.org
  3. 1º Bacharelado: reações químicas. [PDF]. Recuperado de: recursostic.educacion.es
  4. Muley Priya (3 de junho de 2016). Reacções químicas Química LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
  5. Manequins (2019). Os tipos comuns de reações químicas. Recuperado de: dummies.com
  6. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (19
    e janeiro de 2019). Tipos de reações químicas. Recuperado de: thoughtco.com

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