- Koncept chemické reakce
- Charakteristika chemických reakcí
- Kinetika
- Konzervace těsta
- Fyzické změny a / nebo změny stavu
- Barevné variace
- Uvolňování plynů
- Změny teploty
- Části chemické reakce
- Činidla a produkty
- Reakční média
- Plavidla nebo reaktory
- Druhy chemických reakcí
- - Redukce oxidace (redox)
- Oxidace mědi
- Železo a kobalt
- Jód a mangan
- Spalování
- - Syntéza
- Iontové sloučeniny
- Koordinace
- - Rozklad
- Třída sopka
- - Posun
- Z vodíku
- Z kovů a halogenů
- - Tvorba plynu
- - Metathéza nebo dvojité přemístění
- Srážky
- Zásaditá kyselina
- Příklady chemických reakcí
- Přemístění
- Neutralizace
- Dvojité posouvání
- Redox
- Cvičení chemických reakcí
- - Cvičení 1
- - Cvičení 2
- - Cvičení 3
- Reference
Tyto chemické reakce jsou předmětem trpí změny v uspořádání jejich atomů, a když dvě různé látky jsou různé sloučeniny nebo kontakt. Změny vznikají v procesu, který lze okamžitě vidět; jako je zvýšení teploty, chlazení, tvorba plynu, flashování nebo srážení pevné látky.
Nejběžnější chemické reakce jsou v každodenním životě často bez povšimnutí; tisíce z nich jsou prováděny v našich tělech. Ostatní jsou však viditelnější, protože je můžeme vyrobit v kuchyni výběrem správného nádobí a přísad; například smíchání jedlé sody s octem, tající cukr ve vodě nebo okyselení červené zelné šťávy.
Reakce jedlé sody a octa je příkladem opakující se chemické reakce při vaření. Zdroj: Kate Ter Haar (https://www.flickr.com/photos/katerha/5703151566)
V laboratořích jsou chemické reakce běžnější a běžnější; všechny se vyskytují uvnitř kádinek nebo Erlenmeyerových baněk. Pokud sdílejí něco společného, nic z toho není jednoduché, protože skrývají kolize, přerušování spojení, mechanismy, formování spojení, energetické a kinetické aspekty.
Existují chemické reakce tak nápadné, že fandové a vědci, kteří znají toxikologii činidel a některá bezpečnostní opatření, je ve fascinujících demonstračních událostech reprodukují ve velkém měřítku.
Koncept chemické reakce
Chemické reakce probíhají, když je přerušena vazba (iontová nebo kovalentní), takže se na jejím místě vytvoří jiná; dva atomy nebo jejich skupina přestávají silně interagovat, aby vytvořily nové molekuly. Díky tomu lze určit chemické vlastnosti sloučeniny, její reaktivitu, stabilitu a to, s čím reaguje.
Kromě toho, že jsou zodpovědní za chemické reakce, které se neustále mění, aniž by byly ovlivněny atomy, vysvětlují vznik sloučenin, jak je známe.
Energie je nutná pro to, aby se vazby rozbily, a když se vytvoří, uvolní se. Pokud je absorbovaná energie větší než energie uvolněná, je reakce považována za endotermickou; máme chlazení okolí. Vzhledem k tomu, že pokud je uvolněné teplo vyšší než absorbované, bude to exotermická reakce; okolí je vyhřívané.
Charakteristika chemických reakcí
Kinetika
Teorie molekul se musí navzájem srazit a nést s sebou dostatečnou kinetickou energii, aby podpořila rozbití vazby. Pokud jsou jejich srážky pomalé nebo neefektivní, chemická reakce je kineticky ovlivněna. K tomu může dojít buď fyzikálními stavy látek nebo jejich geometrií nebo strukturou.
Při reakci se tedy hmota přeměňuje absorbováním nebo uvolňováním tepla a současně dochází ke srážkám, které napomáhají tvorbě produktů; nejdůležitější složky jakékoli chemické reakce.
Konzervace těsta
Podle zákona zachování hmoty zůstává celková hmotnost sestavy po chemické reakci konstantní. Součet jednotlivých hmot každé látky se tedy rovná hmotnosti získaného výsledku.
Fyzické změny a / nebo změny stavu
Výskyt chemické reakce může být doprovázen změnou stavu složek; to je změna v pevném, kapalném nebo plynném stavu materiálu.
Ne všechny změny stavu však zahrnují chemickou reakci. Například: pokud se voda odpařuje vlivem tepla, vodní pára produkovaná po této změně stavu je stále voda.
Barevné variace
Mezi fyzickými atributy, které jsou výsledkem chemické reakce, vyniká změna barvy reagentů oproti barvě konečného produktu.
Tento jev je patrný při pozorování chemické reakce kovů s kyslíkem: když kov oxiduje, mění svou charakteristickou barvu (případně zlato nebo stříbro), aby změnil červeno-oranžový odstín, známý jako rez.
Uvolňování plynů
Tato charakteristika se projevuje jako bublání nebo s emisemi určitých zápachů.
Obecně se bubliny objevují jako důsledek vystavení kapaliny vysokým teplotám, což vyvolává zvýšení kinetické energie molekul, které jsou součástí reakce.
Změny teploty
V případě, že teplo je katalyzátorem chemické reakce, bude v konečném produktu vyvolána změna teploty. Proto může být vstup a výstup tepla v procesu také charakteristický pro chemické reakce.
Části chemické reakce
Činidla a produkty
Jakákoli chemická reakce je reprezentována rovnicí typu:
A + B → C + D
Kde A a B jsou reakční složky, zatímco C a D jsou produkty. Rovnice nám říká, že atom nebo molekula A reaguje s B za vzniku produktů C a D. Toto je nevratná reakce, protože reaktanty nemohou znovu pocházet z produktů. Na druhé straně je reakce níže reverzibilní:
A + B <=> C + D
Je důležité zdůraznit, že hmotnost reakčních složek (A + B) se musí rovnat hmotnosti produktů (C + D). Jinak by se těsto nezachovalo. Podobně počet atomů pro daný prvek musí být stejný před a za šipkou.
Nad šipkou jsou uvedeny některé specifické specifikace reakce: teplota (A), výskyt ultrafialového záření (hv) nebo použitý katalyzátor.
Reakční média
Pokud jde o život a reakce, které se vyskytují v našem těle, je reakčním médiem vodné (ac). Chemické reakce však mohou probíhat v jakémkoli kapalném médiu (ethanol, ledová kyselina octová, toluen, tetrahydrofuran atd.), Pokud jsou činidla dobře rozpuštěna.
Plavidla nebo reaktory
Řízené chemické reakce probíhají v nádobě, ať už jde o jednoduché sklo, nebo v reaktoru z nerezové oceli.
Druhy chemických reakcí
Typy chemických reakcí jsou založeny na tom, co se děje na molekulární úrovni; které vazby jsou přerušené a jak se atomy nakonec spojí. Podobně se bere v úvahu, zda druh získává nebo ztrácí elektrony; i když ve většině chemických reakcí k tomu dochází.
Zde vysvětlujeme různé typy chemických reakcí, které existují.
- Redukce oxidace (redox)
Oxidace mědi
V příkladu patiny dochází k oxidační reakci: kovová měď ztrácí elektrony v přítomnosti kyslíku a přeměňuje se na odpovídající oxid.
4Cu (y) + O 2 (g) => Cu 2 O (y)
Oxid měďný i nadále oxiduje na oxid měďnatý:
2Cu 2 O (y) + O 2 => 4CuO (y)
Tento typ chemické reakce, ve které druh zvyšuje nebo snižuje jejich oxidační číslo (nebo stav), se nazývá oxidační a redukční (redoxní) reakce.
Kovová měď s oxidačním stavem 0 nejprve ztratí jeden elektron a poté druhý (oxiduje), zatímco kyslík zůstává (snižuje):
Cu => Cu + + e -
Cu + => Cu 2+ + e -
O 2 + 2e - => 2O 2-
Zisk nebo ztráta elektronů může být stanovena výpočtem oxidačních čísel atomů v chemických vzorcích jejich výsledných sloučenin.
Pro Cu 2 O je známo, že protože se jedná o oxid, máme O 2 anion, takže aby byly náboje neutralizovány, musí mít každý ze dvou atomů mědi +1 náboj. Velmi podobné se stane s CuO.
Při oxidaci mědi získává kladná oxidační čísla; a kyslík, aby bylo sníženo, záporná oxidační čísla.
Železo a kobalt
Další příklady redoxních reakcí jsou uvedeny níže. Kromě toho bude proveden krátký komentář a budou specifikovány změny v oxidačních číslech.
FeCl 2 + CoCl 3 => FeCl 3 + CoCl 2
Pokud jsou vypočtena oxidační čísla, je třeba poznamenat, že čísla Cl zůstávají s konstantní hodnotou -1; ne tak, s těmi Faith and Co.
Na první pohled bylo železo oxidováno, zatímco kobalt byl snížen. Jak to víš? Protože železo nyní neinteraguje se dvěma Cl anionty - ale se třemi, atom chloru (neutrální) je více elektronegativní než železo a kobalt. Na druhé straně se u kobaltu stane opak: jde o interakci se třemi Cl - ke dvěma z nich.
Pokud výše uvedené zdůvodnění není jasné, pokračujeme v psaní chemických rovnic čistého přenosu elektronů:
Fe 2+ => Fe 3+ + e -
Co 3+ + e - => Co 2+
Fe 2+ se proto oxiduje, zatímco Co 3+ se snižuje.
Jód a mangan
6KMnO 4 + 5KI + 18HCl => 6MnCl 2 + 5KIO 3 + 6KCl + 9H 2 O
Výše uvedená chemická rovnice se může zdát komplikovaná, ale není. Chlor (Cl -) a kyslík (O 2-) zažívají zisk nebo ztrátu svých elektronů. Jód a mangan, ano.
Pokud jde pouze o sloučeniny s jodem a manganem, máme:
KI => KIO 3 (oxidační číslo: -1 až +5, ztráta šesti elektronů)
KMnO 4 => MnCl 2 (oxidační číslo: 7 až +2, získá pět elektrony)
Jód je oxidován, zatímco mangan je redukován. Jak to zjistit bez výpočtů? Protože jód přechází z bytí s draslíkem na interakci se třemi kyslíky (více elektronegativní); a mangan naopak ztrácí interakce s kyslíkem s chlorem (méně elektronegativní).
KI nemůže ztratit šest elektronů, pokud KMnO 4 získá pět; proto musí být počet elektronů v rovnici vyvážen:
5 (KI => KIO 3 + 6e -)
6 (KMnO 4 + 5e - => MnCI 2)
To má za následek čistý přenos 30 elektronů.
Spalování
Spalování je intenzivní a energetická oxidace, při které se uvolňuje světlo a teplo. Obecně se v tomto typu chemické reakce kyslík účastní jako oxidační nebo oxidační činidlo; zatímco redukčním činidlem je palivo, které na konci dne hoří.
Tam, kde je popel, došlo ke spalování. V zásadě se skládají z oxidů uhlíku a kovů; i když jeho složení logicky závisí na tom, jaké palivo bylo. Níže uvádíme několik příkladů:
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)
Každá z těchto rovnic odpovídá úplnému spalování; to znamená, že veškeré palivo reaguje s přebytkem kyslíku, aby byla zaručena jeho úplná transformace.
Rovněž je třeba poznamenat, že CO 2 a H 2 O jsou hlavními plynnými produkty při spalování uhlíkatých těl (jako je dřevo, uhlovodíky a živočišné tkáně). Je nevyhnutelné, že některé uhlíkové allotropy se tvoří kvůli nedostatečnému kyslíku, stejně jako méně okysličené plyny, jako je CO a NO.
- Syntéza
Grafické znázornění syntézní reakce. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Obrázek nahoře ukazuje velmi jednoduchou reprezentaci. Každý trojúhelník je sloučenina nebo atom, které se spojí a vytvoří jedinou sloučeninu; dva trojúhelníky tvoří rovnoběžník. Hmotnosti se zvyšují a fyzikální a chemické vlastnosti produktu se mnohokrát velmi liší od vlastností jeho činidel.
Například spalování vodíku (což je také redoxní reakce) produkuje oxid uhličitý nebo hydrid kyslíku; lépe známý jako voda:
H 2 (g) + O 2 (g) => 2 H 2 O (g)
Když se oba plyny smísí, při vysoké teplotě spálí a vytvoří plynnou vodu. Když se teploty ochladzují, páry kondenzují za vzniku kapalné vody. Několik autorů považuje tuto syntézní reakci za jednu z možných alternativ nahrazení fosilních paliv při získávání energie.
HH a O = O vazby se zlomí a vytvoří dvě nové jednoduché vazby: HOH. Voda, jak je známo, je jedinečnou látkou (mimo romantický smysl) a její vlastnosti se zcela liší od plynného vodíku a kyslíku.
Iontové sloučeniny
Tvorba iontových sloučenin z jejich prvků je také příkladem syntézní reakce. Jedním z nejjednodušších je tvorba halogenidů kovů ve skupinách 1 a 2. Například, syntéza bromidu vápenatého:
Ca (y) + Br 2 (l) => CaBr 2 (s)
Obecná rovnice pro tento typ syntézy je:
M (s) + X 2 => MX 2 (s)
Koordinace
Když vytvořená sloučenina zahrnuje kovový atom v elektronické geometrii, pak se říká, že se jedná o komplex. V komplexech kovy zůstávají navázány na ligandy slabými kovalentními vazbami a jsou vytvářeny koordinačními reakcemi.
Například máte komplex 3+. To je tvořen, když je ČR 3+ kation je v přítomnosti molekul amoniaku, NH 3, které působí jako ligandy chrómu:
Cr 3+ + 6NH 3 => 3+
Výsledná koordinační osmiúhelník kolem středu kovového chromu je uveden níže:
Koordinační oktaedron pro komplex. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Všimněte si, že náboj 3+ na chromu není v komplexu neutralizován. Jeho barva je fialová, a proto je s touto barvou reprezentován osmistěn.
Některé komplexy jsou zajímavější, jako v případě určitých enzymů, které koordinují atomy železa, zinku a vápníku.
- Rozklad
Rozklad je opakem syntézy: sloučenina se rozkládá na jeden, dva nebo tři prvky nebo sloučeniny.
Máme například následující tři dekompozice:
2HgO (y) => 2HG (l) + O 2 (g)
2H 2 O 2 (l) => 2 H 2 O (l) + O 2 (g)
H 2 CO 3 (aq) => CO 2 (g) + H 2 O (l)
HgO je načervenalá pevná látka, která se působením tepla rozkládá na kovovou rtuť, černou kapalinu a kyslík.
Peroxid vodíku nebo peroxid vodíku se rozkládá a vytváří kapalnou vodu a kyslík.
Kyselina uhličitá se rozkládá na oxid uhličitý a kapalnou vodu.
„Sušší“ rozklad je rozklad uhlovodíků kovů:
CaCO 3 (S) => CaO (y) + CO 2 (g)
Třída sopka
Spalování sopky amonium dichromátu. Zdroj: Наталия
Reakce rozkladu, který byl použit v chemii třídách je tepelný rozklad dvojchromanu amonného (NH 4) 2 Cr 2 O 7. Tato karcinogenní pomerančová sůl (takže s ní musí být zacházeno s velkou opatrností), hoří, aby uvolnilo velké množství tepla a vytvořilo zelenou pevnou látku, oxid chromitý, Cr 2 O 3:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 (s) => Cr 2 O 3 (y) + 4H 2 O (g) + N 2 (g)
- Posun
Grafické znázornění reakce přemístění. Zdroj: Gabriel Bolívar.
Reakce vytěsnění jsou typem redoxní reakce, ve které jeden prvek vytěsňuje jiný ve sloučenině. Posunutý prvek nakonec redukuje nebo získává elektrony.
Pro zjednodušení výše uvedeného je zobrazen obrázek výše. Kruhy představují prvek. Je pozorováno, že vápno zelený kruh posune modrý, zbývající na vnější straně; ale nejen to, ale modrý kruh se v procesu zmenšuje a vápno zelený oxiduje.
Z vodíku
Například máme následující chemické rovnice, abychom odhalili výše vysvětlené:
2AL (y) + 6HCl (aq) => AlCl 3 (aq) + 3H 2 (g)
Zr (y) + 2 H 2 O (g) => ZrO 2 (s) + 2 H 2 (g)
Zn (y) + H 2 SO 4 (aq) => ZnSO 4 (aq) + H 2 (g)
Jaký je posunovaný prvek pro tyto tři chemické reakce? Vodík, který se redukuje na molekulární vodík, H 2; jde o oxidační číslo +1 na 0. Všimněte si, že kovy hliník, zirkonium a zinek mohou vytlačovat vodíky kyselin a vody; zatímco měď, ani stříbro, ani zlato, to nemůže.
Z kovů a halogenů
Stejně tak existují další dvě reakce přemístění:
Zn (y) + CuSO 4 (aq) => Cu (y) + ZnSO 4 (aq)
Cl 2 (g) + 2NaI (aq) => 2NaCl (aq) + I 2 (s)
Při první reakci zinek vytlačuje méně aktivní kovovou měď; zinek oxiduje, zatímco měď je redukována.
Na druhé straně, chlor, prvek, který je reaktivnější než jód, jej vytlačuje v sodné soli. Zde je to naopak: nejreaktivnější prvek je redukován oxidací vytlačeného prvku; proto se chlor redukuje oxidací jodu.
- Tvorba plynu
V reakcích bylo vidět, že několik z nich produkovalo plyny, a proto také vstupují do tohoto typu chemické reakce. Podobně se reakce z předchozí sekce, reakce vytlačování vodíku aktivním kovem, považují za reakce tvorby plynu.
Kromě těch, které již byly zmíněny, například při přidávání kyseliny chlorovodíkové uvolňují sulfidy kovů sirovodík (který voní jako shnilá vejce):
Na 2 S (s) + 2HCl (aq) => 2NaCl (aq) + H 2 S (g)
- Metathéza nebo dvojité přemístění
Grafické znázornění reakce dvojitého posunu. Zdroj: Gabriel Bolívar.
V reakci na metathezi nebo dvojité přemístění dochází ke změně partnerů bez přenosu elektronů; to znamená, že se nepovažuje za redoxní reakci. Jak je vidět na obrázku výše, zelený kruh přeruší spojení tmavě modrým a vytvoří odkaz na světle modrý kruh.
Srážky
Když jsou interakce jednoho z partnerů dostatečně silné, aby překonaly solvatační účinek kapaliny, získá se sraženina. Následující chemické rovnice představují srážkové reakce:
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) => AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
CaCl 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) => CaCO 3 (s) + 2NaCl (aq)
V první reakci Cl - nahradí NO 3 - za vzniku chloridu stříbrného, AgCl, což je bílá sraženina. A ve druhé reakci CO 3 2- vytlačí Cl - za účelem vysrážení uhličitanu vápenatého.
Zásaditá kyselina
Snad nejznámějším z metathézních reakcí je neutralizace kyselých bází. Nakonec jsou jako příklady uvedeny dvě reakce acidobazické reakce:
HCl (aq) + NaOH (aq) => NaCl (aq) + H 2 O (l)
2HCl (aq) + B (OH) 2 (aq) => BaCl 2 (aq) + 2H 2 O (l)
OH - nahradí Cl - za vzniku vody a chloridových solí.
Příklady chemických reakcí
Níže a níže budou zmíněny některé chemické reakce s jejich příslušnými rovnicemi a komentáři.
Přemístění
Zn (s) + AgNO 3 (aq) → 2Ag (s) + Zn (NO 3) 2 (aq)
Zinek vytěsňuje stříbro v dusičnanové soli: redukuje ho z Ag + na Ag. Výsledkem je, že se v médiu vysráží kovové stříbro, pozorované pod mikroskopem jako stromy bez listů stříbra. Na druhé straně se dusičnan kombinuje s výslednými ionty Zn 2+ za vzniku dusičnanu zinečnatého.
Neutralizace
CaCO 3 (s) + 2HCl (aq) → CaCl 2 (aq) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
Kyselina chlorovodíková neutralizuje sůl uhličitanu vápenatého za vzniku soli, chloridu vápenatého, vody a oxidu uhličitého. CO 2 bubliny nahoru a je detekován ve vodě. Tato probublávání se také získá přidáním kyseliny chlorovodíkové na křídu nebo vaječných skořápek, bohatých na CaCO 3.
NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4 Cl (y)
V této druhé reakci páry HC1 neutralizují plynný amoniak. Chlorid amonný sůl, NH 4 Cl, formy, jako bělavá kouře (nižší obrázku), protože obsahuje velmi jemné částice suspendované ve vzduchu.
Reakce tvorby chloridu amonného. Zdroj: Adam Rędzikowski
Dvojité posouvání
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO 3 (aq)
V reakci dvojitého přemístění dochází k výměně „partnerů“. Stříbro mění partnery sodíkem. Výsledkem je, že nová sůl, chlorid stříbrný, AgCl, se vysráží jako mléčná pevná látka.
Redox
Teplo, zvuk a modré světlo se uvolňují v chemické reakci Barking Dog. Zdroj: Maxim Bilovitskiy prostřednictvím Wikipedie.
Existuje nespočet redoxních reakcí. Jedním z nejpůsobivějších je Barkin Dog:
8 N 2 O (g) + 4 CS 2 (1) → S 8 (s) + 4 CO 2 (g) + 8 N 2 (g)
Energie uvolněná, když jsou vytvořeny tři stabilní produkty, je tak velký, že modravý blesk se vyrábí (horní obrázek) a hlasité zvýšení tlaku způsobeného plynů (CO 2 a N 2).
A to vše doprovází velmi hlasitý zvuk podobný štěkání psa. Síra produkoval, S 8, pláště vnitřní stěny trubky žlutě.
Který druh je redukován a který je oxidován? Obecně platí, že prvky mají oxidační číslo 0. Proto musí být síra a dusík v produktech druhem, který získal nebo ztratil elektrony.
Síra oxiduje (ztracené elektrony), jak to mělo oxidační číslo -2 v CS 2 (C 4 + S 2 2):
S 2- → S 0 + 2e -
Zatímco dusíku se redukuje (získaný elektrony), protože to mělo oxidační číslo +1 v N 2 O (N 2 + O 2):
2N + + 2e → N 0
Cvičení chemických reakcí
- Cvičení 1
Jaká sůl se vysráží v následující reakci ve vodném médiu?
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → ¿?
Obecně platí, že všechny sulfidy, s výjimkou sulfidů vytvořených s alkalickými kovy a amoniem, se vysráží ve vodném prostředí. Existuje dvojí výtlak: železo se váže na síru a sodík na síran:
Na 2 S (aq) + FeSO 4 (aq) → FeS (y) + Na 2 SO 4 (aq)
- Cvičení 2
Jaké produkty získáme z následující reakce?
Cu (NO 3) 2 + Ca (OH) 2 → ¿?
Hydroxid vápenatý není ve vodě příliš rozpustný; ale přidání dusičnanu měďnatého pomáhá jej solubilizovat, protože reaguje za vzniku odpovídajícího hydroxidu:
Cu (NO 3) 2 (vod.) + Ca (OH) 2 (vod.) → Cu (OH) 2 (s) + Ca (NO 3) 2 (vod.)
Cu (OH) 2 je okamžitě rozpoznatelný jako modrá sraženina.
- Cvičení 3
Jaká sůl se vytvoří při další neutralizační reakci?
Al (OH) 3 (s) + 3HCl (aq) →?
Hydroxid hlinitý se chová jako báze reakcí s kyselinou chlorovodíkovou. V acidobazické (Bronsted-Lowryho) neutralizační reakce, ve vodě vždy formy, takže druhý výrobek musí být chlorid hlinitý, chlorid hlinitý 3:
AI (OH) 3 (s) + 3HCl (aq) → AlCl 3 (aq) + 3H 2 O
Tentokrát AlCl 3 nesráží, protože se jedná o sůl (do jisté míry), rozpustný ve vodě.
Reference
- Whitten, Davis, Peck a Stanley. (2008). Chemie (8. ed.). CENGAGE Učení.
- Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
- Ana Zita. (18. listopadu 2019). Chemické reakce. Obnoveno z: todamateria.com
- Kashyap Vyas. (23. ledna 2018). 19 Skvělé chemické reakce, které dokazují, že věda je fascinující. Obnoveno z: interestingengineering.com
- BeautifulChemistry.net (nd). Reakce. Obnoveno z: beautifulchemistry.net
- Wikipedia. (2019). Chemická reakce. Obnoveno z: en.wikipedia.org