Les 13 types de réactions chimiques (avec exemples)

Les types de réactions chimiques sont basés sur ce qui se passe au niveau moléculaire; quels liens sont brisés et comment ils finissent par rejoindre les atomes. De plus, cela est pris en compte si les espèces gagnent ou perdent des électrons; cela se produit même dans la plupart des réactions chimiques.

La matière peut subir d'innombrables types de réactions ou de transformations chimiques qui, en raison de leur épaisseur, ont besoin de certains critères pour se différencier les unes des autres. Ainsi, il peut exister selon des caractéristiques thermodynamiques, cinétiques, moléculaires ou électroniques.

La formation de certains composés implique une série de réactions. Par exemple, la patine (image inférieure) qui recouvre les objets en bronze ou en cuivre est un produit de l’oxydation du cuivre en présence d’humidité et d’acide carbonique; et par conséquent, il est composé de carbonate de cuivre, de CuCO 3 et d'autres sels de ce métal.

Le dioxyde de carbone se dissout dans l'eau qui mouille la surface du cuivre et s'hydrolyse en acide carbonique. En conséquence, le pH devient acide et favorise l'oxydation du cuivre et la formation d'une eau complexe; qui, finalement, interagit et précipite avec les ions carbonates du milieu.

Nous expliquons ci-dessous les différents types de réactions chimiques existantes.

Oxydation-réduction (rédox)

Oxydation du cuivre

Dans l'exemple de la patine, une réaction d'oxydation a lieu: le cuivre métallique perd des électrons en présence d'oxygène pour se transformer en son oxyde correspondant.

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

L'oxyde de cuivre (I) continue de s'oxyder pour donner de l'oxyde de cuivre (II):

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

Ce type de réaction chimique dans lequel les espèces augmentent ou réduisent leur nombre (ou leur état) d’oxydation est appelé oxydation et réduction (rédox).

Le cuivre métallique à l'état d'oxydation 0 perd tout d'abord un électron, puis le second (il est oxydé), tandis que l'oxygène est laissé (réduit):

Cu => Cu + + e-

Cu + => Cu2 + + e-

O 2 + 2e- => 2O2-

Le gain ou la perte d'électrons peut être déterminé en calculant les nombres d'oxydation pour les atomes dans les formules chimiques de leurs composés résultants.

Pour Cu 2 O, il est connu que, comme il s’agit d’un oxyde, nous avons l’anion O2-, donc pour maintenir les charges neutralisées, chacun des deux atomes de cuivre doit avoir une charge de +1. Très similaire avec CuO.

Le cuivre une fois oxydé acquiert des nombres d’oxydation positifs; et l'oxygène, à réduire, les nombres d'oxydation négatifs.

Fer et cobalt

D'autres exemples de réactions rédox sont présentés ci-dessous. De plus, un bref commentaire sera fait et les changements dans les nombres d'oxydation seront spécifiés.

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

Si les nombres d'oxydation sont calculés, on notera que ceux du Cl restent avec une valeur constante de -1; pas si, avec ceux de la foi et cie

À première vue, le fer a été oxydé alors que le cobalt a été réduit. Comment savoir Parce que le fer n'interagit plus maintenant avec deux anions Cl-trois, l'atome de chlore (neutre) étant plus électronégatif que le fer et le cobalt. De l’autre côté, cobalt: c’est le contraire qui se produit: il interagit avec trois à deux Cl.

Si le raisonnement ci-dessus n'est pas clair, alors nous procédons à l'écriture des équations chimiques du transfert net d'électrons:

Fe2 + => Fe3 + + e-

Co3 + + e- => Co2 +

Par conséquent, Fe2 + est oxydé, tandis que Co3 + est réduit.

Iode et manganèse

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

L'équation chimique ci-dessus peut sembler compliquée, mais ce n'est pas le cas. Le chlore (Cl) et l'oxygène (O2-) connaissent un gain ou une perte d'électrons. L'iode et le manganèse, oui.

En ne tenant compte que des composés contenant de l'iode et du manganèse, vous avez:

KI => KIO 3 (nombre d'oxydation: -1 à +5, perd six électrons)

KMnO 4 => MnCl 2 (nombre d'oxydation: +7 à +2, gain de cinq électrons)

L'iode est oxydé tandis que le manganèse est réduit. Comment savoir sans calculer? Parce que l'iode passe du potassium à l'interaction avec trois oxygènes (plus électronégatif); et le manganèse, en revanche, perd les interactions avec l'oxygène pour être avec le chlore (moins électronégatif).

Le KI ne peut pas perdre six électrons si le KMnO 4 en gagne cinq; c'est pourquoi le nombre d'électrons doit être équilibré dans l'équation:

5 (KI => KIO 3 + 6e-)

6 (KMnO 4 + 5e- => MnCl 2 )

Ce qui résulte en un transfert net de 30 électrons.

La combustion

La combustion est une oxydation vigoureuse et énergétique dans laquelle la lumière et la chaleur sont libérées. Généralement, dans ce type de réaction chimique, l'oxygène participe en tant qu'agent oxydant ou oxydant; tandis que l'agent réducteur est le carburant, qui brûle à la fin du compte.

Là où il y a des cendres, il y avait une combustion. Ceux-ci sont composés essentiellement de charbon et d'oxydes métalliques; bien que sa composition dépende logiquement de la nature du carburant. Ci-dessous quelques exemples:

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)

Chacune de ces équations correspond à des combustions complètes; c'est-à-dire que tout le carburant réagit avec un excès d'oxygène pour garantir sa transformation complète.

De même, il convient de noter que le CO 2 et l'H 2 O sont les produits majoritairement gazeux lors de la combustion de corps carbonés (tels que le bois, les hydrocarbures et les tissus animaux). Il est inévitable qu'une certaine quantité d'allotropes de carbone se forme en raison d'un manque d'oxygène, ainsi que de gaz moins oxygénés tels que le CO et le NO.

Synthèse

Dans l'image supérieure, une représentation simple est montrée. Chaque triangle est un composé ou un atome, qui se joignent pour former un seul composé; deux triangles forment un parallélogramme. Les masses augmentent et les propriétés physiques et chimiques du produit sont souvent très différentes de celles de ses réactifs.

Par exemple, la combustion de l'hydrogène (qui est aussi une réaction rédox) produit de l'oxyde d'hydrogène ou de l'hydrure d'oxygène; mieux connu comme l'eau:

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

En mélangeant les deux gaz, à haute température, ils brûlent en produisant de l'eau gazeuse. Lorsque les températures sont refroidies, les vapeurs se condensent pour donner de l'eau liquide. Plusieurs auteurs considèrent cette réaction de synthèse comme l'une des alternatives possibles pour remplacer les combustibles fossiles lors de l'obtention d'énergie.

Les liens de HH et O = O sont rompus pour former deux nouveaux liens simples: HOH. L’eau, comme on le sait, est une substance incomparable (au-delà du sens romantique) et ses propriétés sont très différentes de celles de l’hydrogène et de l’oxygène gazeux.

Composés ioniques

La formation de composés ioniques à partir de leurs éléments est également un exemple de réaction de synthèse. L’un des plus simples est la formation d’halogénures métalliques des groupes 1 et 2. Par exemple, la synthèse du bromure de calcium:

Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)

Une équation générale pour ce type de synthèse est la suivante:

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

La coordination

Lorsque le composé formé implique un atome de métal dans une géométrie électronique, il est dit complexe. Dans les complexes, les métaux restent liés aux ligands par des liaisons covalentes faibles et sont formés par des réactions de coordination.

Par exemple, nous avons le complexe [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+. Il se forme lorsque le cation Cr3 + est en présence des molécules d’ammoniac, NH 3, qui jouent le rôle de ligands du chrome:

Cr3 + + 6NH 3 => [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+

Ci-dessous, l'octaèdre de coordination obtenu autour du centre en métal chromé:

Notez que la charge 3+ du chrome n'est pas neutralisée dans le complexe. Sa couleur est pourpre et c'est pourquoi l'octaèdre est représenté avec cette couleur.

Certains complexes sont plus intéressants, comme dans le cas de certaines enzymes qui coordonnent des atomes de fer, de zinc et de calcium.

Décomposition

La décomposition est le contraire de la synthèse: un composé est décomposé en un, deux ou trois éléments ou composés.

Par exemple, nous avons les trois décompositions suivantes:

2HgO (s) => 2Hg (l) + 02 (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)

Le HgO est un solide rougeâtre qui se décompose sous l'action de la chaleur en mercure métallique, en liquide de couleur noire et en oxygène.

Le peroxyde d'hydrogène ou le peroxyde d'hydrogène subit une décomposition, donnant de l'eau liquide et de l'oxygène.

D'autre part, l'acide carbonique se décompose en dioxyde de carbone et en eau liquide.

Une décomposition plus "sèche" est celle subie par les carbonates métalliques:

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

Volcan de la classe

Une réaction de décomposition utilisée dans les classes de chimie est la décomposition thermique du dichromate d'ammonium, (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 . Ce sel cancérigène orange (il doit donc être manipulé avec un soin extrême) brûle pour dégager beaucoup de chaleur et produit un solide vert, oxyde chromique, Cr 2 O 3 :

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)

Déplacement

Les réactions de déplacement sont un type de réaction rédox dans laquelle un élément en déplace un autre dans un composé. L'élément déplacé finit par réduire ou gagner des électrons.

Pour simplifier ce qui précède, l'image supérieure est affichée. Les cercles représentent un élément. On observe que le cercle vert lime déplace le cercle de couleur bleue en restant à l’extérieur; mais pas seulement cela, mais le cercle bleu est réduit dans le processus et celui du vert lime est oxydé.

De l'hydrogène

Par exemple, les équations chimiques suivantes sont utilisées pour expliquer ce qui a été expliqué ci-dessus:

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

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

Zn (s) + H2S04 (ac) => ZnS04 (ac) + H2 (g)

Quel est l'élément déplacé pour ces trois réactions chimiques? Hydrogène, qui est réduit en hydrogène moléculaire, H 2 ; il passe d'un nombre d'oxydation de +1 à 0. Notez que les métaux tels que l'aluminium, le zirconium et le zinc peuvent déplacer les atomes d'hydrogène des acides et de l'eau; tandis que le cuivre, ni argent ni or, ne peut pas.

Métaux et halogènes

En outre, nous avons ces deux réactions de déplacement supplémentaires:

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

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

Dans la première réaction, le zinc déplace le cuivre métallique moins actif; le zinc est oxydé tandis que le cuivre est réduit.

Dans la deuxième réaction, en revanche, le chlore, un élément plus réactif que l'iode, déplace celui-ci dans le sel de sodium. Ici, il se passe l'inverse: on élimine l'élément le plus réactif en oxydant l'élément déplacé; par conséquent, le chlore est réduit par oxydation en iode.

Formation de gaz

Dans les réactions, on a pu constater que plusieurs d’entre eux généraient des gaz et entraient donc également dans ce type de réaction chimique. De même, les réactions de la section précédente, celle du déplacement de l'hydrogène par un métal actif, sont considérées comme des réactions de formation de gaz.

En plus de ceux déjà mentionnés, les sulfures métalliques, par exemple, libèrent de l'hydrogène sulfuré (qui sent comme les œufs pourris) lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté:

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

Métathèse ou double déplacement

Dans la réaction de métathèse ou de double déplacement, il se produit un changement de paires sans transferts d'électrons; c'est-à-dire que cela n'est pas considéré comme une réaction d'oxydo-réduction. Comme indiqué dans l'image ci-dessus, le cercle vert rompt le lien bleu foncé pour se lier au cercle bleu clair.

Précipitation

Lorsque les interactions de l'un des couples sont suffisamment fortes pour surmonter l'effet de solvatation du liquide, un précipité est obtenu. Les équations chimiques suivantes représentent les réactions de précipitation:

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

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

Dans la première réaction, Cl déplace N03 - pour former du chlorure d'argent, AgCl, qui est un précipité blanc. Et dans la deuxième réaction, le CO 3 2- déplace Cl- pour précipiter le carbonate de calcium.

Base acide

La neutralisation des bases acides est peut-être la plus emblématique des réactions de métathèse. Enfin, deux réactions acide-base sont présentées à titre d'exemple:

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

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

Le OH- déplace le Cl- pour former de l'eau et des sels de chlorures.