- Concepte de reacció química
- Característiques de les reaccions químiques
- cinètica
- Conservació de la massa
- Canvis físics i / o canvis d'estat
- Variació de la color
- Alliberament de gasos
- Canvis de temperatura
- Parts d'una reacció química
- Reactius i productes
- Mitjans de reacció
- Recipients o reactors
- Tipus de reaccions químiques
- - Oxidació-reducció (redox)
- Oxidació de l'coure
- Ferro i cobalt
- Iode i manganès
- combustió
- - Síntesi
- compostos iònics
- coordinació
- - Descomposició
- Volcà de la classe
- - Desplaçament
- De l'hidrogen
- De metalls i halògens
- - Formació de gasos
- - Metàtesi o doble desplaçament
- precipitació
- àcid base
- Exemples de reaccions químiques
- desplaçament
- neutralització
- doble desplaçament
- redox
- Exercicis de reaccions químiques resolts
- - Exercici 1
- - Exercici 2
- - Exercici 3
- referències
Les reaccions químiques són canvis que pateix la matèria en l'ordenament dels seus àtoms, i tenen lloc quan dues substàncies o compostos diferents entren en contacte. En el procés s'originen canvis que es poden percebre immediatament; com ara un increment de la temperatura, refredament, formació de gasos, espurnes o precipitació d'un sòlid.
Les reaccions químiques més comunes passen sovint desapercebudes en la vida diària; en els nostres cossos es duen a terme milers d'elles. Altres, però, són més visibles, ja que podem realitzar-les en la cuina seleccionant els estris i ingredients correctes; per exemple, barrejar bicarbonat amb vinagre, fondre el sucre en aigua o acidificar el suc de col morada.
La reacció de l'bicarbonat i el vinagre és un exemple de reacció química recurrent a la cuina. Font: Kate Ter Haar (https://www.flickr.com/photos/katerha/5703151566)
En els laboratoris les reaccions químiques es tornen més usuals i comuns; totes tenen lloc dins de gots de precipitats (beakers), o de matrassos Erlenmeyer. Si alguna cosa comparteixen en comú, és que cap és simple, ja que amaguen col·lisions, trencaments d'enllaços, mecanismes, formació d'enllaços, aspectes energètics i cinètics.
Hi ha reaccions químiques tan cridaneres que els aficionats i científics, coneixent la toxicologia dels reactius i algunes mesures de seguretat, les reprodueixen a grans escales en actes de demostració fascinants.
Concepte de reacció química
Les reaccions químiques tenen lloc quan hi ha el trencament d'un enllaç (iònic o covalent), perquè es formi un altre en el seu lloc; dos àtoms o un conjunt d'ells deixen d'interactuar fortament per originar noves molècules. Gràcies a això pot determinar-se les propietats químiques d'un compost, la seva reactivitat, estabilitat, amb què reacciona.
A més de ser responsables les reaccions químiques que la matèria constantment es transformi, sense veure afectats els seus àtoms, expliquen el sorgiment dels compostos tals com els coneixem.
Perquè es trenquin els enllaços es requereix energia, i quan es formen els enllaços aquesta s'allibera. Si és més gran l'energia absorbida que l'alliberada, es diu que la reacció és endotèrmica; tenim un refredament dels voltants. Mentre que si la calor alliberada és superior a l'absorbit, llavors es tractarà d'una reacció exotèrmica; s'escalfen els voltants.
Característiques de les reaccions químiques
cinètica
Les molècules en teoria han de col·lisionar unes amb les altres, portant amb si la suficient energia cinètica per afavorir el trencament d'un enllaç. Si els seus col·lisions són lentes o ineficients, la reacció química es veu afectada cinèticament. Això pot passar bé sigui pels estats físics de les substàncies, o per la geometria o estructura de les mateixes.
Així, en una reacció la matèria es transforma absorbint o alliberant calor, alhora que pateix col·lisions que afavoreixen la formació dels productes; els components més important de tota reacció química.
Conservació de la massa
A causa de la llei de conservació de la massa, la massa total del conjunt es manté constant després d'una reacció química. Així, la suma de les masses individuals de cada substància és igual a la massa de l'resultat obtingut.
Canvis físics i / o canvis d'estat
L'ocurrència d'una reacció química pot anar acompanyada d'un canvi d'estat dels components; és a dir, una variació en l'estat sòlid, líquid o gasós de l'material.
No obstant això, no tots els canvis d'estat impliquen una reacció química. Per exemple: si l'aigua s'evapora per efecte de la calor, el vapor d'aigua produït després d'aquest canvi d'estat segueix sent aigua.
Variació de la color
Entre els atributs físics que resulten d'una reacció química, destaca el canvi en el color dels reactius versus el color del producte final.
Aquest fenomen és apreciable a l'observar la reacció química dels metalls amb l'oxigen: quan un metall s'oxida, canvia el seu color característic (daurat o platejat, segons sigui el cas), per a tornar-se de un to taronja-vermellós, conegut com rovell.
Alliberament de gasos
Aquesta característica es manifesta com un bombolleig o amb l'emissió d'olors particulars.
Generalment, les bombolles apareixen com a conseqüència de la submissió d'un líquid a altes temperatures, la qual cosa incita un increment de l'energia cinètica de les molècules que formen part de la reacció.
Canvis de temperatura
En cas que la calor sigui un catalitzador de la reacció química, s'induirà en el producte final un canvi en la temperatura. Per tant, l'entrada i la sortida de calor en el procés també pot ser una característica de les reaccions químiques.
Parts d'una reacció química
Reactius i productes
Una reacció química qualsevol es representa per una equació de l'tipus:
A + B → C + D
On A i B són els reactants, mentre C i D els productes. L'equació ens diu que l'àtom o molècula A, reacciona amb B per originar productes C i D. Aquesta és una reacció irreversible, ja que els reactants no poden tornar a originar-se a partir dels productes. En canvi, la reacció d'aquí baix si és reversible:
A + B <=> C + D
És important recalcar que la massa dels reactants (A + B) ha de ser igual a la massa dels productes (C + D). En cas contrari, la massa no es conservaria. Igualment, el nombre d'àtoms per a un element donat ha de ser el mateix abans i després de la fletxa.
A sobre de la fletxa s'indica algunes especificacions pròpies de la reacció: la temperatura (Δ), la incidència de radiació ultraviolada (hv), o el catalitzador usat.
Mitjans de reacció
Pel que fa a la vida ia les reaccions que tenen lloc en els nostres cossos, el medi de reacció és aquós (ac). No obstant això, les reaccions químiques poden desenvolupar-se en qualsevol mitjà líquid (etanol, àcid acètic glacial, toluè, tetrahidrofurà, etc.) sempre que els reactius estiguin ben dissolts.
Recipients o reactors
Les reaccions químiques controlades ocorren en un recipient, ja sigui un simple material de vidre, o en un reactor d'acer inoxidable.
Tipus de reaccions químiques
Els tipus de reaccions químiques es basen en què passa a nivell molecular; quins enllaços es trenquen i com acaben unint-se els àtoms. Així mateix, es pren en consideració si les espècies guanyen o perden electrons; tot i que en la majoria de les reaccions químiques passa això.
A continuació t'expliquem els diferents tipus de reaccions químiques que existeixen.
- Oxidació-reducció (redox)
Oxidació de l'coure
En l'exemple de la pàtina pren lloc una reacció d'oxidació: el coure metàl·lic perd electrons en presència de l'oxigen per transformar-se en el seu òxid corresponent.
4Cu (s) + O 2 (g) => Cu 2 O (s)
L'òxid de coure (I) continua oxidant per donar òxid de coure (II):
2Cu 2 O (s) + O 2 => 4CuO (s)
Aquest tipus de reacció química on les espècies augmenten o redueixen el seu nombre (o estat) d'oxidació, es coneix com a reacció d'oxidació i reducció (redox).
El coure metàl·lic amb estat d'oxidació 0, perd primer un electró, i després el segon (s'oxida), mentre que l'oxigen se'ls queda (es redueix):
Cu => Cu + + i -
Cu + => Cu 2+ + i -
O 2 + 2e - => 2O 2-
El guany o pèrdua d'electrons pot determinar calculant els números d'oxidació per als àtoms en les fórmules químiques dels seus compostos resultants.
Per al Cu 2 O, se sap que per ser un òxid es té a l'anió O 2-, de manera que per mantenir les càrregues neutralitzades cadascun dels dos àtoms de coure ha de tenir càrrega de +1. Molt semblant passa amb el CuO.
El coure a l'oxidar-adquireix nombres d'oxidació positius; i l'oxigen, per reduir-se, nombres d'oxidació negatius.
Ferro i cobalt
Es mostren a continuació exemples addicionals per a les reaccions redox. Així mateix, es farà un breu comentari i s'especificaran els canvis en els nombres d'oxidació.
FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2
Si es calcula els números d'oxidació, es notarà que els de el Cl romanen amb un valor constant de -1; no així, amb els de l'Fe i Co
A primera vista, el ferro s'ha oxidat mentre que el cobalt s'ha reduït. Com saber-ho? Perquè el ferro interacciona ara no amb dos anions Cl - sinó amb tres, sent l'àtom de clor (neutre) més electronegatiu que el ferro i el cobalt. D'altra banda, a l'cobalt li passa el contrari: passa d'interaccionar amb tres Cl - a dos d'ells.
Si l'anterior raonament no és clar, es procedeix llavors a escriure les equacions químiques de la transferència neta dels electrons:
Fe 2+ => Fe 3+ + i -
Co 3+ + i - => Co 2+
Per tant el Fe 2+ s'oxida, mentre que el Co 3+ es redueix.
Iode i manganès
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
L'equació química de dalt pot semblar complicada, però no ho és. El clor (Cl -) ni l'oxigen (O 2-) experimenten guany o pèrdua dels seus electrons. El iode i manganès, sí.
Considerant només els compostos amb iode i manganès es té:
KI => KIO 3 (nombre d'oxidació: -1 a +5, perd sis electrons)
KMnO 4 => MnCl 2 (nombre d'oxidació: +7 a +2, guanya cinc electrons)
El iode s'oxida, mentre que el manganès es redueix. Com saber-ho sense fer càlculs? Perquè el iode passa d'estar amb el potassi a interaccionar amb tres oxígens (més electronegatius); i el manganès, per la seva banda, perd interaccions amb l'oxigen per estar amb el clor (menys electronegatiu).
El KI no pot perdre 6 electrons si el KMnO 4 guanya cinc; és per això que ha balancejar en l'equació el nombre d'electrons:
5 (KI => KIO 3 + 6e -)
6 (KMnO 4 + 5e - => MnCl 2)
El que dóna lloc a una transferència neta de 30 electrons.
combustió
La combustió és una oxidació vigorosa i enèrgica en la qual s'allibera llum i calor. Generalment, en aquest tipus de reacció química participa l'oxigen com a agent oxidant o comburent; mentre que l'agent reductor és el combustible, el que crema a la fin de compte.
On hi ha cendres, hi va haver combustió. Aquestes es componen en essència de carbó i òxids metàl·lics; encara que la seva composició lògicament depèn de quin va ser el combustible. S'està mostrant uns 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)
Cadascuna d'aquestes equacions corresponen a combustions completes; és a dir, tot el combustible reacciona amb un excés d'oxigen per garantir la seva completa transformació.
Així mateix, cal ressaltar que el CO 2 i H 2 O són els productes majoritaris gasosos quan cremen cossos carbonats (com la fusta, hidrocarburs i els teixits d'animals). És inevitable que es formi algun al·lòtrop de carbó, a causa d'una insuficiència d'oxigen, a l'igual que gasos menys oxigenats com CO i NO.
- Síntesi
Representació gràfica d'una reacció de síntesi. Font: Gabriel Bolívar.
A la imatge superior es mostra una representació en gran manera senzilla. Cada triangle és un compost o àtom, els quals s'uneixen per formar un sol compost; dos triangles formen un paral. Les masses augmenten i les propietats físiques i químiques del producte són, moltes vegades, molt diferents a les dels seus reactius.
Per exemple, la combustió de l'hidrogen (la qual també és una reacció redox), produeix òxid d'hidrogen o hidrur d'oxigen; més conegut com aigua:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2H 2 O (g)
A l'barrejar ambdós gasos, a una temperatura elevada, cremen produint aigua gasosa. Refredades les temperatures, els vapors es condensen per donar aigua líquida. Diversos autors consideren aquesta reacció de síntesi com una de les possibles alternatives per substituir els combustibles fòssils en l'obtenció d'energia.
Els enllaços de l'HH i O = O es trenquen per formar dos nous enllaços simples: HOH. L'aigua, com bé se sap, és una substància inigualable (més enllà de el sentit romàntic), i les seves propietats difereixen bastant de l'hidrogen i oxigen gasosos.
compostos iònics
La formació de compostos iònics a partir dels seus elements també és un exemple d'una reacció de síntesi. Una de les més simples és la formació d'halogenurs de metalls dels grups 1 i 2. Per exemple, la síntesi de l'bromur de calci:
Ca (s) + Br 2 (l) => Cabr 2 (s)
Una equació general per a aquest tipus de síntesi és:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
coordinació
Quan el compost format involucra un àtom metàl·lic dins d'una geometria electrònica, es diu llavors que es tracta d'un complex. En els complexos, els metalls romanen units amb els lligands mitjançant enllaços covalents febles, i es formen mitjançant reaccions de coordinació.
Per exemple, es té el complex 3+. Aquest es forma quan el catió Cr 3+ està en presència de les molècules d'amoníac, NH 3, les quals actuen com a lligands de l'crom:
Cr 3+ + 6NH 3 => 3+
A baix es mostra l'octaedre de coordinació resultant entorn a centre metàl·lic de crom:
Octaedro de coordinació per al complex. Font: Gabriel Bolívar.
Cal notar que la càrrega 3+ de l'crom no es neutralitza en el complex. El seu color és porpra, i és per això que l'octaedre es representa amb aquest color.
Alguns complexos són més interessants, com en el cas de certs enzims que coordinen àtoms de ferro, zinc i calci.
- Descomposició
La descomposició ve a ser l'oposat a la síntesi: un compost es descompon en un, dos o tres elements o compostos.
Per exemple, es tenen les següents 3 descomposicions:
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)
El HgO és un sòlid vermellós que per acció de la calor es descompon en mercuri metàl·lic, líquid de color negre, i oxigen.
L'aigua oxigenada o peròxid d'hidrogen pateix descomposició, donant aigua líquida i oxigen.
I l'àcid carbònic, per la seva banda, es descompon en diòxid de carboni i aigua líquida.
Una descomposició més "seca" és la que pateixen els carbonats metàl·lics:
CaCO 3 (s) => CaO (s) + CO 2 (g)
Volcà de la classe
Volcà de dicromat d'amoni cremant. Font: Наталия
Una reacció de descomposició que s'ha utilitzat en les classes de química és la descomposició tèrmica de l'dicromat d'amoni, (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Aquesta sal cancerígena de color ataronjat (pel que ha de manejar-se amb molt de compte), crema per alliberar molta calor i produir un sòlid de color verd, l'òxid cròmic, Cr 2 O 3:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (s) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
- Desplaçament
Representació gràfica d'una reacció de desplaçament. Font: Gabriel Bolívar.
Les reaccions de desplaçament són un tipus de reacció redox en la qual un element desplaça a un altre en un compost. L'element desplaçat acaba reduint-se o guanyant electrons.
Per simplificar l'anterior, es mostra la imatge superior. Els cercles representen un element. S'observa que el cercle de color verd llima desplaça a el de color blau, quedant per fora; però no només això, sinó que el cercle blau es redueix en el procés, i el de verd llima s'oxida.
De l'hidrogen
Es té per exemple les següents equacions químiques per exposar l'anterior explicat:
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 (aq) => ZnSO 4 (ac) + H 2 (g)
Quin és l'element desplaçat per aquestes tres reaccions químiques? L'hidrogen, el qual es redueix a hidrogen molecular, H 2; passa d'un nombre d'oxidació de +1 a 0. Cal notar que els metalls alumini, zirconi i zinc poden desplaçar als hidrògens dels àcids i de l'aigua; mentre que el coure, ni la plata o l'or, no poden.
De metalls i halògens
Igualment, es tenen aquestes dues reaccions de desplaçament addicionals:
Zn (s) + CuSO 4 (ac) => Cu (s) + ZnSO 4 (ac)
Cl 2 (g) + 2NaI (ac) => 2NaCl (ac) + I 2 (s)
A la primera reacció el zinc desplaça a l'metall menys actiu coure; el zinc s'oxida mentre que el coure es redueix.
A la segona reacció, d'altra banda, el clor, element més reactiu que el iode, desplaça a aquest últim en la sal de sodi. Aquí passa a l'inrevés: l'element més reactiu es redueix oxidant a l'element desplaçat; per tant, el clor es redueix oxidant a l'iode.
- Formació de gasos
En les reaccions poder veure que diverses d'elles generaven gasos, i per tant, entren també en aquest tipus de reacció química. Així mateix, les reaccions de l'apartat anterior, la de desplaçament d'hidrogen per un metall actiu, es consideren reaccions de formació de gasos.
A més de les ja esmentades, els sulfurs metàl·lics, per exemple, alliberen sulfur d'hidrogen (el qual fa olor a ous podrits) quan se'ls afegeix àcid clorhídric:
Na 2 S (s) + 2HCl (aq) => 2NaCl (ac) + H 2 S (g)
- Metàtesi o doble desplaçament
Representació gràfica d'una reacció de doble desplaçament. Font: Gabriel Bolívar.
En la reacció de metàtesi o doble desplaçament el que passa és un canvi de parelles sense transferències d'electrons; és a dir, no es considera una reacció redox. Com s'aprecia en la imatge superior, el cercle verd trenca enllaç amb el de blau fosc per enllaçar-se a l'cercle de blau clar.
precipitació
Quan les interaccions d'una de les parelles són prou forts per vèncer l'efecte de solvatació de el líquid, s'obté un precipitat. Les següents equacions químiques representen reaccions de precipitació:
AgNO 3 (ac) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO 3 (ac)
CaCl 2 (ac) + Na 2 CO 3 (ac) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (ac)
A la primera reacció el Cl - desplaça a l'NO 3 - per formar clorur de plata, AgCl, el qual és un precipitat blanc. I en la segona reacció, el CO 3 2- desplaça a l'Cl - per precipitar carbonat de calci.
àcid base
Potser la més emblemàtica de les reaccions de metàtesi és la de neutralització àcid base. Per finalitzar, es mostren dues reaccions àcid base com a exemples:
HCl (ac) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H 2 O (l)
2HCl (ac) + Ba (OH) 2 (ac) => BaCl 2 (ac) + 2H 2 O (l)
Els OH - desplacen als Cl - per formar aigua i sals de clorurs.
Exemples de reaccions químiques
A baix ia continuació es farà esment d'algunes reaccions químiques amb les seves respectives equacions i comentaris.
desplaçament
Zn (s) + AgNO 3 (ac) → 2Ag (s) + Zn (NO 3) 2 (ac)
El zinc desplaça a la plata en la seva sal de nitrat: la redueix d'Ag + a Ag. Com a resultat, comença a precipitar plata metàl·lica en el medi, observada a l'microscopi qual arbres platejats sense fulles. D'altra banda, el nitrat es combina amb els ions Zn 2+ resultants per formar nitrat de zinc.
neutralització
CaCO 3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl 2 (ac) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
L'àcid clorhídric neutralitza a la sal carbonat de calci per produir una sal, clorur de calci, aigua i diòxid de carboni. El CO 2 bombolleja i se li detecta en l'aigua. Aquest bombolleig s'obté també a l'afegir-HCl al guix o les closques d'ou, riques en CaCO 3.
NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4 Cl (s)
En aquesta segona reacció, els vapors de HCl neutralitzen a l'amoníac gasós. La sal clorur d'amoni, NH 4 Cl, es forma com un fum blanquinós (imatge inferior), ja que conté finíssimes partícules suspeses en l'aire.
Reacció de formació de l'clorur d'amoni. Font: Adam Rędzikowski
doble desplaçament
AgNO 3 (ac) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO 3 (ac)
En una reacció de doble desplaçament hi ha un intercanvi de "parelles". La plata canvia de parella amb el sodi. El resultat és que la nova sal, clorur de plata, AgCl, precipita com un sòlid lletós.
redox
En la reacció química Barking Dog s'allibera calor, so i llum blava. Font: Maxim Bilovitskiy via Wikipedia.
Hi ha innombrables reaccions redox. Una de les més impressionants és la de Barkin Dog:
8 N 2 O (g) + 4 CS 2 (l) → S 8 (s) + 4 CO 2 (g) + 8 N 2 (g)
És tanta l'energia alliberada a l'formar-se els tres productes estables, que es produeix una espurna blavós (imatge superior) i un increment rotund de la pressió causada pels gasos originats (CO 2 i N 2).
I a més, tot això ve acompanyat per un so fortíssim semblant a el lladruc d'un gos. El sofre produït, S 8, recobreix de groc les parets internes de l'tub.
Quin espècie es redueix i quin s'oxida? Com a regla general, els elements tenen nombre d'oxidació 0. Per tant, el sofre i el nitrogen en els productes han de ser les espècies que van guanyar o perdre electrons.
El sofre es va rovellar (va perdre electrons), ja que tenia nombre d'oxidació -2 al CS 2 (C 4+ S 2 2-):
S 2- → S 0 + 2e -
Mentre que el nitrogen es va reduir (va guanyar electrons), perquè tenia nombre d'oxidació +1 al N 2 O (N 2 + O 2-):
2N + + 2e → N 0
Exercicis de reaccions químiques resolts
- Exercici 1
Què sal precipita en la següent reacció en medi aquós?
Na 2 S (ac) + FeSO 4 (ac) → ¿?
Com a regla general, tots els sulfurs, a excepció de formats amb els metalls alcalins i amoni, precipiten en medi aquós. Ocorre un doble desplaçament: el ferro s'uneix a l'sulfur, i el sodi amb el sulfat:
Na 2 S (ac) + FeSO 4 (ac) → FES (s) + Na 2 SO 4 (aq)
- Exercici 2
Quins productes obtindrem de la següent reacció?
Cu (NO 3) 2 + Ca (OH) 2 → ¿?
L'hidròxid de calci no és molt soluble en aigua; però l'addició de l'nitrat de coure ajuda a solubilizarlo perquè reacciona per formar la seva hidròxid corresponent:
Cu (NO 3) 2 (aq) + Ca (OH) 2 (ac) → Cu (OH) 2 (s) + Ca (NO 3) 2 (ac)
El Cu (OH) 2 es reconeix a l'instant per ser un precipitat de color blau.
- Exercici 3
Què sal es produirà en la següent reacció de neutralització?
A l'(OH) 3 (s) + 3HCl (ac) → ¿?
L'hidròxid d'alumini es comporta com una base reaccionant amb l'àcid clorhídric. En una reacció de neutralització àcid-base (de Bronsted-Lowry) sempre es forma aigua, de manera que l'altre producte ha de ser clorur d'alumini, AlCl 3:
A l'(OH) 3 (s) + 3HCl (ac) → AlCl 3 (ac) + 3H 2 O
Aquesta vegada el AlCl 3 no precipita perquè és una sal (fins a cert punt) soluble en aigua.
referències
- Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
- Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
- Ana Zita. (18 de novembre de al 2019). Reaccions químiques. Recuperat de: todamateria.com
- Kashyap Vyas. (23 de gener del 2018). 19 Cool Chemical Reactions that Prove Science is Fascinating. Recuperat de: interestingengineering.com
- BeautifulChemistry.net (sf). Reaction. Recuperat de: beautifulchemistry.net
- Wikipedia. (2019). Chemical reaction. Recuperat de: en.wikipedia.org