Chemická reakce

Chemická reakce probíhá tak, že se jedna nebo více chemických látek mění na jednu nebo více jiných chemických látek. Příklady:

  • spojení železa a kyslíku za vzniku rzi
  • ocet a jedlá soda se spojí v octan sodný, oxid uhličitý a vodu.
  • hořící nebo vybuchující věci
  • mnoho reakcí, které probíhají uvnitř živých organismů.
  • elektrochemické reakce při vybíjení nebo dobíjení baterií.

Některé reakce jsou rychlé, jiné pomalé. Některé probíhají různou rychlostí v závislosti na teplotě nebo jiných okolnostech. Například dřevo za studena se vzduchem nereaguje, ale pokud se dostatečně zahřeje, začne hořet. Při některých reakcích se uvolňuje energie. Jedná se o exotermické reakce. Při jiných reakcích se energie přijímá. Jedná se o endotermickéreakce.

Jaderné reakce nejsou chemické reakce. Chemických reakcí se účastní pouze elektrony atomů, jaderných reakcí se účastní protony a neutrony v atomových jádrech.

Rezavějící železoZoom
Rezavějící železo

Táborák je příkladem redoxní reakce.Zoom
Táborák je příkladem redoxní reakce.

Čtyři základní typy

Syntéza

Při syntézní reakci se dvě nebo více jednoduchých látek spojí za vzniku složitější látky.

A + B A B {\displaystyle A+B\podlouhlá pravá šipka AB} {\displaystyle A+B\longrightarrow AB}

"Dva nebo více reaktantů dává jeden produkt" je další způsob, jak identifikovat syntézní reakci. Příkladem syntézní reakce je kombinace železa a síry za vzniku sulfidu železa(II):

8 F e + S 8 8 F e S {\displaystyle 8Fe+S_{8}\longrightarrow 8FeS} {\displaystyle 8Fe+S_{8}\longrightarrow 8FeS}

Dalším příkladem je jednoduchý plynný vodík kombinovaný s jednoduchým plynným kyslíkem za vzniku složitější látky, například vody.

Rozklad

Rozkladná reakce probíhá tak, že se složitější látka rozkládá na jednodušší části. Je to tedy opak syntézy a lze ji zapsat jako:

A B A + B {\displaystyle AB\podlouhlá pravá šipka A+B} {\displaystyle AB\longrightarrow A+B}

Příkladem rozkladné reakce je elektrolýza vody za vzniku kyslíku a plynného vodíku:

2 H 2 O 2 H 2 + O 2 {\displaystyle 2H_{2}O\longrightarrow 2H_{2}+O_{2}}} {\displaystyle 2H_{2}O\longrightarrow 2H_{2}+O_{2}}

Jediná výměna

Při jednoduché náhradní reakci nahrazuje jeden nekombinovaný prvek jiný prvek ve sloučenině; jinými slovy, jeden prvek si vymění místo s jiným prvkem ve sloučenině Tyto reakce mají obecně podobu:

A + B C A C + B {\displaystyle A+BC\longrightarrow AC+B} {\displaystyle A+BC\longrightarrow AC+B}

Příkladem jednoduché vytěsňovací reakce je reakce, při níž hořčík nahrazuje vodík ve vodě za vzniku hydroxidu hořečnatého a plynného vodíku:

M g + 2 H 2 O M g ( O H ) 2 + H 2 {\displaystyle Mg+2H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}+H_{2}} {\displaystyle Mg+2H_{2}O\longrightarrow Mg(OH)_{2}+H_{2}}

Dvojitá výměna

Při reakci dvojné záměny si anionty a kationty dvou sloučenin vymění místa a vytvoří dvě zcela odlišné sloučeniny. Tyto reakce mají obecný tvar:

A B + C D A D + C B {\displaystyle AB+CD\longrightarrow AD+CB} {\displaystyle AB+CD\longrightarrow AD+CB}

Například při reakci chloridu barnatého (BaCl2 ) a síranu hořečnatého (MgSO4 ) si anion SO42− vymění místo s anionem 2Cl, čímž vzniknou sloučeniny BaSO4a MgCl 2.

Dalším příkladem reakce dvojího vytěsnění je reakce dusičnanu olovnatého(II) s jodidem draselným za vzniku jodidu olovnatého(II) a dusičnanu draselného:

P b ( N O 3 ) 2 + 2 K I P b I 2 + 2 K N O 3 {\displaystyle Pb(NO_{3})_{2}+2KI\longrightarrow PbI_{2}+2KNO_{3}}} {\displaystyle Pb(NO_{3})_{2}+2KI\longrightarrow PbI_{2}+2KNO_{3}}

Čtyři základní typy chemických reakcí: syntéza, rozklad, jednoduchá náhrada a dvojitá náhrada.Zoom
Čtyři základní typy chemických reakcí: syntéza, rozklad, jednoduchá náhrada a dvojitá náhrada.

Rovnice

Chemická reakce je zobrazena rovnicí:

A + B C + D {\displaystyle \mathrm {A+B\podlouhlá šipka C+D} } {\displaystyle \mathrm {A+B\longrightarrow C+D} }

Zde A a B reagují chemickou reakcí na C a D.

Jedná se o příklad spalovací reakce.

C + O 2 C O 2 {\displaystyle \mathrm {C+O_{2}\longrightarrow CO_{2}} } {\displaystyle \mathrm {C+O_{2}\longrightarrow CO_{2}} }

uhlík + kyslík oxid uhličitý

Související stránky

  • Organická reakce
  • Redox

AlegsaOnline.com - 2020 / 2022 - License CC3