- Conceptul de reacție chimică
- Caracteristicile reacțiilor chimice
- cinetică
- Conservarea aluatului
- Modificări fizice și / sau schimbări de stare
- Variația culorii
- Eliberarea de gaze
- Schimbări de temperatură
- Părți ale unei reacții chimice
- Reactivi și produse
- Mediile de reacție
- Nave sau reactoare
- Tipuri de reacții chimice
- - Oxidare-reducere (redox)
- Oxidarea cuprului
- Fier și cobalt
- Iod și mangan
- Combustie
- - Sinteză
- Compuși ionici
- Coordonare
- - descompunere
- Vulcan de clasă
- - Deplasare
- De hidrogen
- Din metale și halogeni
- - Formarea gazelor
- - Metateza sau dubla deplasare
- Precipitare
- Acid de bază
- Exemple de reacții chimice
- Deplasare
- Neutralizare
- Defilare dublă
- redox
- Exerciții de reacții chimice rezolvate
- - Exercitiul 1
- - Exercițiul 2
- - Exercițiul 3
- Referințe
Cele Reacțiile chimice sunt subiect suferă modificări în aranjamentul atomilor lor, iar atunci când două substanțe sunt compuși diferiți sau de contact. Modificări apar în procesul care poate fi văzut imediat; cum ar fi o creștere a temperaturii, răcire, formarea de gaz, intermitent sau precipitare a unui solid.
Cele mai frecvente reacții chimice trec adesea neobservate în viața de zi cu zi; mii dintre ei sunt desfășurați în corpurile noastre. Altele, însă, sunt mai vizibile, deoarece le putem face în bucătărie selectând ustensilele și ingredientele corecte; de exemplu, amestecarea sodatului de copt cu oțet, topirea zahărului în apă sau acidifierea sucului de varză roșie.
Reacția de bicarbonat de sodă și oțet este un exemplu de reacție chimică recurentă în gătit. Sursa: Kate Ter Haar (https://www.flickr.com/photos/katerha/5703151566)
În laboratoare, reacțiile chimice devin mai obișnuite și mai frecvente; toate apar în interiorul paharelor sau a baloanelor Erlenmeyer. Dacă împărtășesc ceva în comun, este că niciuna dintre ele nu este simplă, deoarece ascund coliziuni, pauze de legătură, mecanisme, formarea de legături, energie și aspecte cinetice.
Există reacții chimice atât de atrăgătoare încât pasionații și oamenii de știință, cunoscând toxicologia reactivilor și unele măsuri de siguranță, le reproduc la scară largă în evenimente demonstrative fascinante.
Conceptul de reacție chimică
Reacțiile chimice au loc atunci când o legătură (ionică sau covalentă) este ruptă, astfel încât o alta se formează la locul ei; doi atomi sau un set dintre ei încetează să interacționeze puternic pentru a crea noi molecule. Datorită acestui fapt, pot fi determinate proprietățile chimice ale unui compus, reactivitatea, stabilitatea acestuia, cu ce reacționează.
Pe lângă faptul că sunt responsabili pentru reacțiile chimice care materia se transformă constant, fără ca atomii săi să fie afectați, ei explică apariția compușilor așa cum îi cunoaștem.
Energia este necesară pentru ca obligațiunile să se rupă, iar la formarea obligațiunilor, aceasta este eliberată. Dacă energia absorbită este mai mare decât cea eliberată, se spune că reacția este endotermică; avem o răcire a împrejurimilor. Întrucât dacă căldura degajată este mai mare decât cea absorbită, va fi o reacție exotermică; împrejurimile sunt încălzite.
Caracteristicile reacțiilor chimice
cinetică
Moleculele în teorie trebuie să se ciocnească între ele, ducând cu ele suficientă energie cinetică pentru a promova ruperea unei legături. Dacă coliziunile lor sunt lente sau ineficiente, reacția chimică este afectată cinetic. Acest lucru se poate întâmpla fie prin stările fizice ale substanțelor, fie prin geometria sau structura acestora.
Astfel, într-o reacție, materia este transformată prin absorbția sau eliberarea căldurii, în același timp în care suferă coliziuni care favorizează formarea produselor; cele mai importante componente ale oricărei reacții chimice.
Conservarea aluatului
Datorită legii conservării masei, masa totală a ansamblului rămâne constantă după o reacție chimică. Astfel, suma maselor individuale ale fiecărei substanțe este egală cu masa rezultatului obținut.
Modificări fizice și / sau schimbări de stare
Apariția unei reacții chimice poate fi însoțită de o schimbare a stării componentelor; adică o variație a stării solide, lichide sau gazoase a materialului.
Totuși, nu toate modificările de stare implică o reacție chimică. De exemplu: dacă apa se evaporă datorită efectului căldurii, vaporii de apă produși după această schimbare de stare sunt apă.
Variația culorii
Printre atributele fizice care rezultă dintr-o reacție chimică, se evidențiază schimbarea culorii reactivilor față de culoarea produsului final.
Acest fenomen se observă la observarea reacției chimice a metalelor cu oxigenul: când un metal se oxidează, își schimbă culoarea caracteristică (auriu sau argintiu, după caz), pentru a transforma o nuanță roșiatică-portocalie, cunoscută sub numele de rugină.
Eliberarea de gaze
Această caracteristică se manifestă sub formă de balonare sau cu emisii de mirosuri particulare.
În general, bulele apar ca urmare a supunerii unui lichid la temperaturi ridicate, ceea ce incită la o creștere a energiei cinetice a moleculelor care fac parte din reacție.
Schimbări de temperatură
În cazul în care căldura este un catalizator al reacției chimice, o schimbare a temperaturii va fi indusă în produsul final. Prin urmare, intrarea și ieșirea de căldură în proces pot fi, de asemenea, o caracteristică a reacțiilor chimice.
Părți ale unei reacții chimice
Reactivi și produse
Orice reacție chimică este reprezentată de o ecuație de tipul:
A + B → C + D
Unde A și B sunt reactanții, în timp ce C și D sunt produsele. Ecuația ne spune că atomul sau molecula A reacționează cu B pentru a produce produsele C și D. Aceasta este o reacție ireversibilă, deoarece reactanții nu pot provoca din nou din produse. Pe de altă parte, reacția de mai jos este reversibilă:
A + B <=> C + D
Este important să subliniem că masa reactanților (A + B) trebuie să fie egală cu masa produselor (C + D). În caz contrar, aluatul nu s-ar păstra. De asemenea, numărul de atomi pentru un element dat trebuie să fie același înainte și după săgeată.
Deasupra săgeții sunt indicate câteva specificații specifice ale reacției: temperatura (Δ), incidența radiațiilor ultraviolete (hv) sau catalizatorul utilizat.
Mediile de reacție
În ceea ce privește viața și reacțiile care apar în corpul nostru, mediul de reacție este apos (ac). Cu toate acestea, reacțiile chimice pot avea loc în orice mediu lichid (etanol, acid acetic glacial, toluen, tetrahidrofuran etc.) atât timp cât reactivii sunt bine dizolvați.
Nave sau reactoare
Reacțiile chimice controlate au loc într-un vas, fie că este vorba de o simplă sticlă sau dintr-un reactor din oțel inoxidabil.
Tipuri de reacții chimice
Tipurile de reacții chimice se bazează pe ceea ce se întâmplă la nivel molecular; ce legături sunt rupte și modul în care atomii sfârșesc prin a se uni. De asemenea, se ia în considerare dacă specia câștigă sau pierde electroni; chiar dacă în majoritatea reacțiilor chimice acest lucru apare.
Aici vă explicăm diferitele tipuri de reacții chimice care există.
- Oxidare-reducere (redox)
Oxidarea cuprului
În exemplul patinei are loc o reacție de oxidare: cupru metalic pierde electroni în prezența oxigenului pentru a se transforma în oxidul său corespunzător.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
Oxidul de cupru (I) continuă să se oxideze la oxidul de cupru (II):
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)
Acest tip de reacție chimică în care specia crește sau își reduce numărul (sau starea) de oxidare este cunoscută sub numele de reacție de oxidare și reducere (redox).
Cupru metalic cu starea de oxidare 0, pierde mai întâi un electron, apoi al doilea (oxidează), în timp ce oxigenul rămâne (reduce):
Cu => Cu + + e -
Cu + => Cu 2+ + e -
O 2 + 2e - => 2O 2-
Câștigul sau pierderea electronilor poate fi determinată prin calcularea numerelor de oxidare a atomilor din formulele chimice ale compușilor lor rezultați.
Pentru Cu 2 O, este cunoscut faptul că , deoarece este un oxid, are O 2- anionul , astfel încât să păstreze taxele neutralizate, fiecare dintre cei doi atomi de cupru trebuie să aibă o sarcină +1. Foarte similar se întâmplă cu CuO.
Cuprul, atunci când este oxidat, obține numere de oxidare pozitive; și oxigen, care trebuie reduse, numere de oxidare negative.
Fier și cobalt
Exemple suplimentare pentru reacții redox sunt prezentate mai jos. În plus, se va face un scurt comentariu și se vor specifica modificările numărului de oxidare.
FeCh 2 + COCI 3 => FeCl 3 + COCI 2
Dacă se calculează numerele de oxidare, se va observa că cele ale lui Cl rămân cu o valoare constantă de -1; nu așa, cu cele ale Credinței și Co.
La prima vedere, fierul a fost oxidat în timp ce cobaltul a fost redus. De unde știți? Deoarece acum fierul interacționează nu cu doi anioni Cl - ci cu trei, atomul de clor (neutru) fiind mai electronegativ decât fierul și cobaltul. Pe de altă parte, opusul se întâmplă cu cobaltul: trece de la interacțiunea cu trei Cl - la două dintre ele.
Dacă raționamentul de mai sus nu este clar, atunci vom continua să scriem ecuațiile chimice ale transferului net de electroni:
Fe 2+ => Fe 3+ + e -
Co 3+ + e - => Co 2+
Prin urmare, Fe 2+ este oxidat, în timp ce Co 3+ este redus.
Iod și mangan
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
Ecuația chimică de mai sus poate părea complicată, dar nu este așa. Clorul (Cl - ) și oxigenul (O 2- ) experimentează câștig sau pierdere de electroni. Iod și mangan, da.
Având în vedere doar compușii cu iod și mangan, avem:
KI => KIO 3 (numărul de oxidare: de la -1 la +5, pierde șase electroni)
KMnO 4 => MnCl 2 (numărul de oxidare: +7 până la +2, câștigă cinci electroni)
Iodul este oxidat, în timp ce manganul este redus. Cum să știi fără să faci calcule? Deoarece iodul trece de la a fi cu potasiu la interacțiunea cu trei oxigeni (mai electronegativi); iar manganul, din partea sa, pierde interacțiunile cu oxigenul pentru a fi cu clorul (mai puțin electronegativ).
KI nu poate pierde șase electroni dacă KMnO 4 câștigă cinci; de aceea numărul de electroni trebuie să fie echilibrat în ecuație:
5 (KI => KIO 3 + 6e - )
6 (KMnO 4 + 5e - => MnCl 2 )
Ceea ce are ca rezultat un transfer net de 30 de electroni.
Combustie
Arderea este o oxidare puternică și energică în care se eliberează lumină și căldură. În general, la acest tip de reacție chimică oxigenul participă ca agent oxidant sau oxidant; în timp ce agentul reducător este combustibilul, care arde la sfârșitul zilei.
Acolo unde există cenușă, a fost o combustie. Acestea sunt compuse în esență din carbon și oxizi metalici; deși compoziția sa depinde logic de ce a fost combustibilul. Mai jos sunt câteva exemple:
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)
Fiecare dintre aceste ecuații corespunde combustiilor complete; adică tot combustibilul reacționează cu un exces de oxigen pentru a garanta transformarea sa completă.
De asemenea, trebuie remarcat faptul că CO 2 și H 2 O sunt principalele produse gazoase atunci când corpurile carbonate ard (cum ar fi lemn, hidrocarburi și țesuturi animale). Este inevitabil să se formeze unele alotrope de carbon, din cauza oxigenului insuficient, precum și a gazelor mai puțin oxigenate, cum ar fi CO și NO.
- Sinteză
Reprezentarea grafică a unei reacții de sinteză. Sursa: Gabriel Bolívar.
Imaginea de mai sus arată o reprezentare extrem de simplă. Fiecare triunghi este un compus sau atom, care se unesc pentru a forma un singur compus; două triunghiuri formează o paralelogramă. Masele cresc și proprietățile fizice și chimice ale produsului sunt, de multe ori, foarte diferite de cele ale reactivilor săi.
De exemplu, arderea hidrogenului (care este și o reacție redox) produce oxid de hidrogen sau hidrură de oxigen; mai cunoscut sub numele de apă:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
Atunci când ambele gaze sunt amestecate, la o temperatură ridicată, ard, producând apă gazoasă. Pe măsură ce temperaturile se răcesc, vaporii se condensează pentru a da apă lichidă. Mai mulți autori consideră că această reacție de sinteză este una dintre alternativele posibile de substituire a combustibililor fosili în obținerea de energie.
Legăturile HH și O = O se rup pentru a forma două noi legături unice: HOH. Apa, după cum se știe, este o substanță unică (dincolo de sensul romantic), iar proprietățile sale sunt destul de diferite de hidrogenul gazos și oxigenul.
Compuși ionici
Formarea compușilor ionici din elementele lor este, de asemenea, un exemplu de reacție de sinteză. Una dintre cele mai simple este formarea halogenurilor metalice din grupele 1 și 2. De exemplu, sinteza bromurii de calciu:
Ca (s) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
O ecuație generală pentru acest tip de sinteză este:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
Coordonare
Când compusul format implică un atom metalic într-o geometrie electronică, se spune atunci că este un complex. În complexe, metalele rămân atașate de liganzi prin legături covalente slabe și sunt formate prin reacții de coordonare.
De exemplu, aveți complexul 3+ . Aceasta se formează atunci când cationul Cr 3+ este în prezența moleculelor de amoniac, NH 3 , care acționează ca liganzi de crom:
Cr 3+ + 6NH 3 => 3+
Octaedrul de coordonare rezultat în jurul centrului metalului crom este prezentat mai jos:
Octaedru de coordonare pentru complex. Sursa: Gabriel Bolívar.
Rețineți că sarcina 3+ pe crom nu este neutralizată în complex. Culoarea sa este purpurie și de aceea octaedrul este reprezentat cu acea culoare.
Unele complexe sunt mai interesante, ca în cazul anumitor enzime care coordonează atomii de fier, zinc și calciu.
- descompunere
Descompunerea este opusul sintezei: un compus se descompune într-unul, două sau trei elemente sau compuși.
De exemplu, avem următoarele trei descompuneri:
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)
HgO este un solid roșiatic care, sub acțiunea căldurii, se descompune în mercur metalic, un lichid negru și oxigen.
Peroxidul de hidrogen sau peroxidul de hidrogen se supun descompunerii, oferind apă lichidă și oxigen.
Iar acidul carbonic, la rândul său, se descompune în dioxid de carbon și apă lichidă.
O descompunere „mai uscată” este cea suferită de carbonatele metalice:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
Vulcan de clasă
Arderea vulcanului dicromat de amoniu. Sursa: Наталия
O reacție de descompunere care a fost utilizată în clasele de chimie este descompunerea termică a dicromatului de amoniu, (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 . Această sare carcinogenă de portocale (deci trebuie manipulată cu mare atenție), arde pentru a elibera multă căldură și pentru a produce un solid verde, oxid cromic, Cr 2 O 3 :
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
- Deplasare
Reprezentarea grafică a unei reacții de deplasare. Sursa: Gabriel Bolívar.
Reacțiile de deplasare sunt un tip de reacție redox în care un element se deplasează pe altul într-un compus. Elementul deplasat se termină prin reducerea sau câștigarea electronilor.
Pentru a simplifica cele de mai sus, este afișată imaginea de mai sus. Cercurile reprezintă un element. Se observă că cercul verde de var îl deplasează pe cel albastru, rămânând la exterior; dar nu numai asta, ci cercul albastru se micșorează în proces, iar cel verde de oxid se oxidează.
De hidrogen
De exemplu, avem următoarele ecuații chimice pentru a expune cele expuse mai sus:
2AL (s) + 6HCl (aq) => AlCb 3 (aq) + 3H 2 (g)
Zr (s) + 2H 2 O (g) => ZrO 2 (s) + 2H 2 (g)
Zn (s) + H 2 SO 4 (aq) => ZnSO 4 (aq) + H 2 (g)
Care este elementul deplasat pentru aceste trei reacții chimice? Hidrogen, care este redus la hidrogen molecular, H 2 ; trece de la un număr de oxidare de +1 la 0. Rețineți că metalele aluminiu, zirconiu și zinc pot deplasa hidrogenii acizilor și apei; în timp ce cuprul, nici argintul, nici aurul, nu pot.
Din metale și halogeni
De asemenea, există aceste două reacții suplimentare de deplasare:
Zn (s) + CuSO 4 (aq) => Cu (s) + ZnSO 4 (aq)
Cl 2 (g) + 2NaI (aq) => 2NaCI (aq) + I 2 (s)
În prima reacție, zincul deplasează cupruul metalic mai puțin activ; zincul se oxidează în timp ce cuprul este redus.
În a doua reacție, pe de altă parte, clorul, un element mai reactiv decât iodul, îl deplasează pe acesta din urmă în sarea de sodiu. Iată invers: elementul cel mai reactiv este redus prin oxidarea elementului deplasat; prin urmare, clorul este redus prin oxidarea iodului.
- Formarea gazelor
În reacții s-a putut vedea că mai multe dintre ele au generat gaze și, prin urmare, intră și în acest tip de reacție chimică. De asemenea, reacțiile din secțiunea anterioară, cea a deplasării hidrogenului de către un metal activ, sunt considerate reacții de formare a gazelor.
În plus față de cele menționate deja, sulfurile metalice, de exemplu, eliberează sulfură de hidrogen (care miroase a ouă putrede) atunci când se adaugă acid clorhidric:
Na 2 S (s) + 2HCI (aq) => 2NaCI (aq) + H 2 S (g)
- Metateza sau dubla deplasare
Reprezentare grafică a unei reacții de deplasare dublă. Sursa: Gabriel Bolívar.
În reacția de metateză sau dublă deplasare, ceea ce se întâmplă este o schimbare a partenerilor fără transferuri de electroni; adică nu este considerată o reacție redox. După cum se poate vedea în imaginea de mai sus, cercul verde rupe legătura cu cel albastru închis pentru a face legătura cu cercul albastru deschis.
Precipitare
Când interacțiunile unuia dintre parteneri sunt suficient de puternice pentru a depăși efectul de solvație a lichidului, se obține un precipitat. Următoarele ecuații chimice reprezintă reacții de precipitare:
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) => CaCO 3 (s) + 2NaCI (aq)
În prima reacție, Cl - deplasează NO 3 - pentru a forma clorură de argint, AgCl, care este un precipitat alb. Și în a doua reacție, CO 3 2- deplasează Cl - pentru a precipita carbonatul de calciu.
Acid de bază
Poate că cea mai emblematică dintre reacțiile de metateză este cea a neutralizării acid-bază. În cele din urmă, două reacții acido-bazice sunt prezentate ca exemple:
HCI (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H 2 O (l)
2HCI (aq) + Ba (OH) 2 (aq) => BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)
OH - înlocuiește Cl - pentru a forma săruri de apă și clorură.
Exemple de reacții chimice
Mai jos și mai jos, se vor menționa unele reacții chimice cu ecuațiile și comentariile respective.
Deplasare
Zn (s) + AgNO 3 (aq) → 2Ag (s) + Zn (NO 3 ) 2 (aq)
Zincul plasează argintul în sarea de azotat: îl reduce de la Ag + la Ag. Drept urmare, argintul metalic începe să precipite în mediu, observat la microscop ca niște arbori argintii fără frunze. Pe de altă parte, nitratul se combină cu ionii Zn 2+ rezultați pentru a forma azotat de zinc.
Neutralizare
CaCO 3 (s) + 2HCI (aq) → CaCl 2 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Acidul clorhidric neutralizează sarea carbonatului de calciu pentru a produce o sare, clorură de calciu, apă și dioxid de carbon. CO 2 se ridică și este detectat în apă. Această balonare este obținută și prin adăugarea de HCl la cojile de cretă sau de ou, bogate în CaCO 3 .
NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4 Cl (s)
În această a doua reacție, vaporii de HCl neutralizează amoniacul gazos. Sarea clorurii de amoniu, NH 4 Cl, se formează sub forma unui fum albicios (imagine inferioară), deoarece conține particule foarte fine suspendate în aer.
Reacție de formare a clorurii de amoniu Sursa: Adam Rędzikowski
Defilare dublă
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
Într-o dublă reacție de deplasare are loc un schimb de „parteneri”. Argintul schimbă partenerii cu sodiu. Rezultatul este că noua sare, clorura de argint, AgCl, precipită ca un solid lăptos.
redox
Căldura, sunetul și lumina albastră sunt eliberate în reacția chimică Barking Dog. Sursa: Maxim Bilovitskiy prin Wikipedia.
Există nenumărate reacții redox. Una dintre cele mai impresionante este cea a câinelui Barkin:
8 N 2 O (g) + 4 CS 2 (l) → S 8 (s) + 4 CO 2 (g) + 8 N 2 (g)
Atâta energie este eliberată când se formează cele trei produse stabile, încât se produce un flash albastruos (imaginea superioară) și o creștere răsunătoare a presiunii cauzate de gazele produse (CO 2 și N 2 ).
Și, de asemenea, toate acestea sunt însoțite de un sunet foarte puternic similar cu lătratul unui câine. Sulful produs, S 8 , acoperă pereții interni ai tubului în galben.
Ce specie este redusă și care este oxidată? De regulă generală, elementele au numărul de oxidare 0. Prin urmare, sulful și azotul din produse trebuie să fie speciile care au câștigat sau au pierdut electroni.
Sulfat oxidat (electroni pierduți), deoarece a avut numărul de oxidare -2 în CS 2 (C 4+ S 2 2- ):
S 2- → S 0 + 2e -
In timp ce azotul a fost redus (câștigat electroni), deoarece avea număr de oxidare +1 în N 2 O (N 2 + O 2 ):
2N + + 2e → N 0
Exerciții de reacții chimice rezolvate
- Exercitiul 1
Ce sare precipită în următoarea reacție în mediu apos?
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → ¿?
Ca regulă generală, toate sulfurile, cu excepția celor formate cu metale alcaline și amoniu, se precipită în mediu apos. Există o deplasare dublă: fierul se leagă de sulf și sodiu de sulfat:
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → FeS (s) + Na 2 SO 4 (aq)
- Exercițiul 2
Ce produse vom obține din următoarea reacție?
Cu (NU 3 ) 2 + Ca (OH) 2 → ¿?
Hidroxidul de calciu nu este foarte solubil în apă; dar adăugarea de nitrat de cupru ajută la solubilizarea acestuia, deoarece reacționează pentru a forma hidroxidul corespunzător:
Cu (NU 3 ) 2 (aq) + Ca (OH) 2 (aq) → Cu (OH) 2 (s) + Ca (NO 3 ) 2 (aq)
Cu (OH) 2 se poate recunoaște instantaneu ca un precipitat albastru.
- Exercițiul 3
Ce sare se va produce în următoarea reacție de neutralizare?
Al (OH) 3 (s) + 3HCl (apos) →?
Hidroxidul de aluminiu se comportă ca o bază prin reacția cu acidul clorhidric. Într-o reacție de neutralizare a acidului (Bronsted-Lowry), apa se formează întotdeauna, deci celălalt produs trebuie să fie clorura de aluminiu, AlCl 3 :
Al (OH) 3 (s) + 3HCI (aq) → AlCb 3 (aq) + 3H 2 O
De data aceasta, AlCl 3 nu precipită, deoarece este o sare (într-o oarecare măsură) solubilă în apă.
Referințe
- Whitten, Davis, Peck și Stanley. (2008). Chimie (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
- Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
- Ana Zita. (18 noiembrie 2019). Reacții chimice. Recuperat de la: todamateria.com
- Kashyap Vyas. (23 ianuarie 2018). 19 Reacții chimice minunate care demonstrează că știința este fascinantă. Recuperat de la: interessantine.info
- BeautifulChemistry.net (nd). Reacţie. Recuperat de la: beautifulchemistry.net
- Wikipedia. (2019). Reactie chimica. Recuperat de la: en.wikipedia.org