أنواع التفاعلات الكيميائية الـ 13 (مع أمثلة)
تعتمد أنواع التفاعلات الكيميائية على ما يحدث على المستوى الجزيئي ؛ ما هي الروابط المعطلة وكيف ينتهي بهم الأمر إلى الانضمام إلى الذرات. أيضا ، يؤخذ في الاعتبار إذا كان هذا النوع كسب أو فقدان الإلكترونات. حتى عندما يحدث هذا في معظم التفاعلات الكيميائية.
يمكن أن تعاني المادة من أنواع لا حصر لها من التفاعلات الكيميائية أو التحولات ، والتي ، بسبب كثافتها ، تحتاج إلى معايير معينة لتمييزها عن بعضها البعض. وبالتالي ، قد يكون هناك وفقا لخصائص الديناميكية الحرارية ، الحركية ، الجزيئية أو الإلكترونية.
تشكيل بعض المركبات ينطوي على سلسلة من ردود الفعل. على سبيل المثال ، الزنجار (الصورة السفلية) التي تغطي أجسام البرونز والنحاس ، هو نتاج أكسدة النحاس في وجود رطوبة وحمض الكربونيك ؛ وبالتالي ، فهي تتكون من كربونات النحاس ، CuCO 3 ، وأملاح أخرى من هذا المعدن.
يذوب ثاني أكسيد الكربون في الماء الذي يبلل سطح النحاس ، ويتحلل إلى حمض الكربونيك. نتيجة لذلك ، يصبح الرقم الهيدروجيني حمضيًا ويعزز أكسدة النحاس وتكوين ماء معقد ؛ التي ، في النهاية ، تتفاعل وترسب مع أيونات كربونات الوسط.
فيما يلي شرح الأنواع المختلفة للتفاعلات الكيميائية الموجودة.
الحد من الأكسدة (الأكسدة والاختزال)
أكسدة النحاس
في مثال الزنجار يحدث تفاعل الأكسدة: يفقد النحاس المعدني الإلكترونات في وجود الأكسجين ليتحول إلى أكسيد مطابق له.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
يستمر أكسيد النحاس (I) في التأكسد لإعطاء أكسيد النحاس (II):
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)
يُعرف هذا النوع من التفاعل الكيميائي الذي تزيد فيه الأنواع أو تقلل من عددها (أو حالتها) من الأكسدة ، بالأكسدة والاختزال (الأكسدة والاختزال).
النحاس المعدني ذو حالة الأكسدة 0 ، يفقد أولاً إلكترونًا واحدًا ، ثم الثاني (وهو مؤكسد) ، بينما يتم ترك الأكسجين (مخفضًا):
Cu => Cu + + e-
Cu + => Cu2 + + e-
O 2 + 2e- => 2O2-
يمكن تحديد كسب أو فقدان الإلكترونات من خلال حساب أرقام الأكسدة للذرات في الصيغ الكيميائية للمركبات الناتجة.
بالنسبة إلى Cu 2 O ، من المعروف أنه نظرًا لأنه أكسيد ، فإن لدينا الأنيون O2- ، لذلك للحفاظ على الشحنات محايدة ، يجب أن يكون لكل من ذرتين من النحاس تهمة +1. مشابهة جدا مع CuO.
النحاس عندما يتأكسد يكتسب أعداد أكسدة موجبة ؛ والأكسجين ، ليتم تخفيضها ، أعداد الأكسدة السلبية.
الحديد والكوبالت
تم عرض أمثلة أخرى لتفاعلات الأكسدة أدناه. أيضا ، سيتم إجراء تعليق موجز وسيتم تحديد التغييرات في أرقام الأكسدة.
FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2
إذا تم حساب أرقام الأكسدة ، تجدر الإشارة إلى أن أرقام CL تبقى بقيمة ثابتة -1 ؛ ليس كذلك ، مع تلك الإيمان وشركاه
للوهلة الأولى ، تم أكسدة الحديد بينما تم تقليل الكوبالت. كيف تعرف؟ ولأن الحديد لا يتفاعل الآن مع فئتين ، ولكن تتفاعل ذرة الكلور (المحايدة) كهربيًا أكثر من الحديد والكوبالت. من ناحية أخرى ، يحدث العكس للكوبالت: إنه يحدث للتفاعل مع ثلاثة إلى اثنين منهم.
إذا لم يكن السبب أعلاه واضحًا ، فإننا ننتقل إلى كتابة المعادلات الكيميائية لصافي نقل الإلكترونات:
Fe2 + => Fe3 + + e-
Co3 + + e- => Co2 +
لذلك يتأكسد Fe2 + ، بينما يتم تقليل Co3 +.
اليود والمنغنيز
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
قد تبدو المعادلة الكيميائية أعلاه معقدة ، لكنها ليست كذلك. الكلور (الكلور) والأكسجين (O2-) تجربة اكتساب أو فقدان الإلكترونات الخاصة بهم. اليود والمنغنيز ، نعم.
النظر فقط المركبات مع اليود والمنغنيز لديك:
KI => KIO 3 (رقم الأكسدة: -1 إلى +5 ، يفقد ستة إلكترونات)
KMnO 4 => MnCl 2 (رقم الأكسدة: +7 إلى +2 ، كسب خمسة إلكترونات)
يتأكسد اليود ، بينما يتم تقليل المنغنيز. كيف تعرف دون حساب؟ لأن اليود ينتقل من كونه مع البوتاسيوم إلى التفاعل مع ثلاثة أوكسجين (أكثر إلكترونيا) ؛ والمنغنيز ، من ناحية أخرى ، يفقد التفاعلات مع الأكسجين ليكون مع الكلور (أقل الكترونيا).
لا يمكن أن تفقد KI ستة إلكترونات إذا حقق KMnO 4 مكاسب ؛ لهذا السبب يجب موازنة عدد الإلكترونات في المعادلة:
5 (KI => KIO 3 + 6e-)
6 (KMnO 4 + 5e- => MnCl 2 )
مما يؤدي إلى نقل 30 إلكترونًا صافيًا.
إحراق
الاحتراق هو أكسدة قوية وحيوية يتم فيها إطلاق الضوء والحرارة. بشكل عام ، في هذا النوع من التفاعل الكيميائي ، يشارك الأكسجين كعامل مؤكسد أو مؤكسد ؛ في حين أن عامل الاختزال هو الوقود الذي يحترق في نهاية الحساب.
حيث يوجد رماد ، كان هناك احتراق. وتتكون هذه أساسا من الفحم وأكاسيد المعادن. على الرغم من أن تركيبها يعتمد منطقيا على ما كان الوقود. فيما يلي بعض الأمثلة:
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)
كل من هذه المعادلات يتوافق مع الاحتراق الكامل ؛ وهذا يعني أن كل الوقود يتفاعل مع وجود فائض من الأكسجين لضمان تحوله الكامل.
وبالمثل ، تجدر الإشارة إلى أن CO 2 و H 2 O هما الأغلبية الغازية عند حرق أجسام الكربون (مثل الخشب والهيدروكربونات والأنسجة الحيوانية). من المحتم أن تتشكل بعض خواص الكربون ، بسبب نقص الأكسجين ، وكذلك الغازات قليلة الأكسجين مثل ثاني أكسيد الكربون وأكسيد النيتروجين.
تركيب
في الصورة العليا يظهر تمثيل بسيط. كل مثلث هو مركب أو ذرة ، والتي ترتبط لتشكيل مركب واحد ؛ شكل مثلثين متوازي الاضلاع. تزداد الكتلة والخصائص الفيزيائية والكيميائية للمنتج غالبا ما تكون مختلفة جدا عن تلك المتفاعلات.
على سبيل المثال ، ينتج عن احتراق الهيدروجين (وهو أيضًا تفاعل الأكسدة) أكسيد الهيدروجين أو هيدروجين الأكسجين ؛ المعروف باسم الماء:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
عن طريق خلط كلا الغازين ، عند درجة حرارة عالية ، يحرقون إنتاج المياه الغازية. عندما يتم تبريد درجات الحرارة ، تتكثف الأبخرة لإعطاء الماء السائل. يعتبر العديد من المؤلفين أن تفاعل التوليف هذا هو أحد البدائل الممكنة لاستبدال الوقود الأحفوري في الحصول على الطاقة.
روابط HH و O = O مقطوعة لتشكيل رابطين بسيطين جديدين: HOH. الماء ، كما هو معروف ، مادة لا تضاهى (تتجاوز الحواس الرومانسية) ، وخصائصها مختلفة تمامًا عن الهيدروجين والأكسجين الغازي.
المركبات الأيونية
تشكيل المركبات الأيونية من عناصرها هو أيضا مثال على رد فعل التوليف. أحد أبسطها هو تشكيل هاليدات المعادن في المجموعتين 1 و 2. على سبيل المثال ، تخليق بروميد الكالسيوم:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
المعادلة العامة لهذا النوع من التوليف هي:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
تنسيق
عندما يتألف المركب من ذرة معدنية داخل هندسة إلكترونية ، يُقال إنه معقد. في المجمعات ، تبقى المعادن مربوطة بالروابط بواسطة روابط تساهمية ضعيفة ، وتتشكل بتفاعلات التنسيق.
على سبيل المثال ، لدينا المجمع [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+. يتشكل هذا عندما يكون الكاتيون Cr3 + في وجود جزيئات الأمونيا ، NH 3 ، التي تعمل كروابط الكروم:
Cr3 + + 6NH 3 => [Cr (NH 3 ) 6 ] 3+
يوجد أدناه مجسم التنسيق الناتج حول مركز معدن الكروم:
لاحظ أنه لا يتم تحييد شحنة 3+ من الكروم في المجمع. لونه أرجواني ، وهذا هو السبب في أن المجسم الثماني يمثل بهذا اللون.
بعض المجمعات أكثر إثارة للاهتمام ، كما هو الحال في بعض الإنزيمات التي تنسق ذرات الحديد والزنك والكالسيوم.
التحلل
التحلل هو عكس التوليف: يتم تقسيم المركب إلى عنصر واحد أو اثنين أو ثلاثة عناصر أو مركبات.
على سبيل المثال ، لدينا التحلل الثلاثة التالية:
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)
إن HgO مادة صلبة حمراء يتحلل تأثيرها في الزئبق المعدني والسائل ذو اللون الأسود والأكسجين.
يخضع بيروكسيد الهيدروجين أو بيروكسيد الهيدروجين للتحلل ، مما يعطي الماء السائل والأكسجين.
وحمض الكربونيك ، من ناحية أخرى ، يتحلل إلى ثاني أكسيد الكربون والماء السائل.
التحلل "الجاف" أكثر هو الذي تعاني منه الكربونات المعدنية:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
بركان الطبقة
تفاعل التحلل الذي تم استخدامه في فصول الكيمياء هو التحلل الحراري لثاني كرومات الأمونيوم ، (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 . هذا الملح المسرطن اللون البرتقالي (لذلك يجب معالجته بعناية فائقة) ، ويحترق لإطلاق الكثير من الحرارة وإنتاج مادة صلبة خضراء وأكسيد الكروم ، Cr 2 O 3 :
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
الإزاحة
تفاعلات الإزاحة هي نوع من تفاعل الأكسدة والاختزال الذي يزيح فيه عنصر آخر في مركب ما. ينتهي العنصر النازح بتقليل أو الحصول على الإلكترونات.
لتبسيط ما سبق ، يتم عرض الصورة العليا. تمثل الدوائر عنصرًا. يلاحظ أن الدائرة الخضراء الكلسية تحل محل الدائرة ذات اللون الأزرق ، وتبقى في الخارج ؛ ولكن ليس ذلك فحسب ، بل يتم تقليل الدائرة الزرقاء في العملية ، ويتأكسد لون الجير الأخضر.
من الهيدروجين
على سبيل المثال ، تستخدم المعادلات الكيميائية التالية لشرح ما ورد أعلاه:
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)
ما هو العنصر النازوح لهذه التفاعلات الكيميائية الثلاثة؟ الهيدروجين ، الذي يتم تقليله إلى الهيدروجين الجزيئي ، H 2 ؛ يذهب من عدد الأكسدة من +1 إلى 0. لاحظ أن معدن الألمنيوم والزركونيوم والزنك يمكن أن يحل محل الهيدروجين من الأحماض والماء ؛ بينما النحاس ، لا الفضة ولا الذهب ، لا يمكن.
المعادن والهالوجينات
أيضا ، لدينا هذه ردود فعل النزوح اثنين إضافية:
Zn (s) + CuSO 4 (ac) => Cu (s) + ZnSO 4 (ac)
Cl 2 (g) + 2NaI (ac) => 2NaCl (ac) + I 2 (s)
في أول رد فعل يقوم الزنك بإزاحة المعدن النحاسي الأقل نشاطًا ؛ يتأكسد الزنك بينما يتم تقليل النحاس.
في التفاعل الثاني ، من ناحية أخرى ، فإن الكلور ، وهو عنصر أكثر تفاعلية من اليود ، يحل محل الأخير في ملح الصوديوم. يحدث هنا في الاتجاه المعاكس: يتم تقليل العنصر الأكثر تفاعلًا عن طريق أكسدة العنصر النازل ؛ لذلك ، يتم تقليل الكلور عن طريق الأكسدة إلى اليود.
تشكيل الغاز
في التفاعلات ، يمكن ملاحظة أن العديد منها يولد غازات ، وبالتالي ، يدخل أيضًا في هذا النوع من التفاعل الكيميائي. وبالمثل ، فإن تفاعلات القسم السابق ، وهي تفاعل إزاحة الهيدروجين بواسطة معدن نشط ، تعتبر تفاعلات لتكوين الغاز.
بالإضافة إلى تلك التي سبق ذكرها ، فإن كبريتيد المعادن ، على سبيل المثال ، تطلق كبريتيد الهيدروجين (الذي تنبعث منه رائحة البيض الفاسد) عند إضافة حمض الهيدروكلوريك:
Na 2 S (s) + 2 HCl (ac) => 2 NaCl (ac) + H 2 S (g)
التحريف أو الإزاحة المزدوجة
في رد فعل metathesis أو الإزاحة المزدوجة ما يحدث هو تغيير الأزواج دون نقل الإلكترون ؛ وهذا هو ، لا يعتبر رد فعل الأكسدة والاختزال. كما هو موضح في الصورة أعلاه ، تقطع الدائرة الخضراء الرابط الأزرق الغامق للربط مع الدائرة الزرقاء الفاتحة.
هطول
عندما تكون تفاعلات أحد الأزواج قوية بما فيه الكفاية للتغلب على تأثير سائل السائل ، يتم الحصول على رواسب. تمثل المعادلات الكيميائية التالية تفاعلات الترسيب:
AgNO 3 (ac) + NaCl (ac) => AgCl (s) + NaNO 3 (ac)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (ac) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (ac)
في رد الفعل الأول ، يحل محل الكلور رقم 3 - لتشكيل كلوريد الفضة ، AgCl ، وهو راسب أبيض. وفي التفاعل الثاني ، يقوم ثاني أكسيد الكربون (CO 3) بإزاحة الكلور لترسيب كربونات الكالسيوم.
قاعدة حمض
ولعل أكثر تفاعلات تفاعلية هي تحييد قاعدة الحمض. أخيرًا ، يظهر تفاعلان أساسيان الحمض كأمثلة:
HCl (ac) + NaOH (ac) => NaCl (ac) + H 2 O (l)
2HCl (aq) + Ba (OH) 2 (ac) => BaCl 2 (ac) + 2H 2 O (l)
OH- تحل محل Cl- لتكوين الماء وأملاح الكلوريدات.
