Kemisk reaktion

Kemisk reaktion - omvandlingen av en eller flera utgångsämnen ( reagens) till andra ämnen (produkter), där atomkärnorna inte förändras, medan omfördelningen av elektroner och kärnor sker och nya kemikalier bildas. Till skillnad från kärnreaktioner ändrar kemiska reaktioner inte det totala antalet atomkärnor och isotopsammansättningen av kemiska element .

Kemiska reaktioner uppstår genom blandning eller fysisk kontakt av reagens spontant, genom uppvärmning, genom deltagande av katalysatorer ( katalys ), genom inverkan av ljus ( fotokemiska reaktioner ), elektrisk ström ( elektrodprocesser ), joniserande strålning (strålningskemiska reaktioner), mekanisk verkan ( mekanokemiska reaktioner ), i lågtemperaturplasma ( plasmakemiska reaktioner ) etc. Interaktionen mellan molekyler med varandra sker längs en kedjeväg: association - elektronisk isomerisering - dissociation , där radikaler , joner , koordinativt omättade föreningar är aktiva partiklar . Hastigheten för en kemisk reaktion bestäms av koncentrationen av aktiva partiklar och skillnaden mellan bindningsenergierna hos de brutna och bildade.

Kemiska processer som förekommer i materia skiljer sig både från fysikaliska processer och från kärnomvandlingar. I fysikaliska processer behåller vart och ett av de deltagande ämnena sin sammansättning oförändrad (även om ämnen kan bilda blandningar ), men kan ändra den yttre formen eller tillståndet av aggregation .

I kemiska processer (kemiska reaktioner) erhålls nya ämnen med egenskaper som skiljer sig från reagenserna, men atomer av nya grundämnen bildas aldrig , eftersom kärnorna förblir desamma och alla förändringar sker i elektronskalet.

I kärnreaktioner sker förändringar i atomkärnorna hos alla deltagande element, vilket leder till bildandet av atomer av nya element.

Klassificering

Det finns ett stort antal tecken genom vilka kemiska reaktioner kan klassificeras.

Genom närvaron av fasgränsen

a) mellan reagenser

En homogen kemisk reaktion är en kemisk reaktion som sker inom samma fas . ( reagenser är i samma fas)

En heterogen kemisk reaktion är en kemisk reaktion som sker i gränsytan mellan faser. ( reagens i olika faser, t.ex. oljig substans med vatten; fast reaktant med flytande reaktant, etc.)

I en kemisk reaktion i flera steg kan vissa steg vara homogena medan andra kan vara heterogena. Sådana reaktioner kallas homogen-heterogena [1] .

b) mellan reaktanter och produkter

Beroende på antalet faser som bildar utgångsämnena och reaktionsprodukterna kan kemiska processer vara homofasiska (utgångsämnena och produkterna är inom samma fas) och heterofasiska (utgångsämnena och produkterna bildar flera faser).

Reaktionens homo- och heterofasiska natur är inte relaterad till om reaktionen är homo- eller heterogen [2] . Därför kan fyra typer av processer särskiljas:

Homogena homofasiska reaktioner . I reaktioner av denna typ är reaktionsblandningen homogen och reaktanterna och produkterna tillhör samma fas. Ett exempel på sådana reaktioner är jonbytesreaktioner, till exempel neutralisering av en sur lösning med en alkalilösning:

\mathrm{NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O}

Heterogena homofasiska reaktioner . Komponenterna är inom samma fas, men reaktionen fortskrider vid fasgränsen, till exempel på ytan av katalysatorn. Ett exempel skulle vara hydreringen av eten på en nickelkatalysator:

\mathrm {C_{2}H_{4}+H_{2}\ {\xrightarrow[{}]{Ni}}\ C_{2}H_{6}}

Homogena heterofasreaktioner . Reaktanterna och produkterna i en sådan reaktion existerar inom flera faser, men reaktionen fortskrider i en fas. Sålunda kan oxidation av kolväten i vätskefasen med gasformigt syre ske.
Heterogena heterofasiska reaktioner . I detta fall är reaktanterna i ett annat fastillstånd, reaktionsprodukterna kan också vara i vilket fastillstånd som helst. Reaktionsprocessen äger rum vid fasgränsen. Ett exempel är reaktionen av kolsyrasalter (karbonater) med Brönsted-syror:

\mathrm{MgCO_3 + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + CO_2 \uparrow + H_2O}

Genom att ändra reagensernas oxidationstillstånd

Om det under reaktionen sker en förändring i reagensernas oxidationstillstånd, kallas sådana reaktioner redoxreaktioner : atomerna i ett element (oxidationsmedel) reduceras, det vill säga de lägger till elektroner och sänker deras oxidationstillstånd, och atomerna av ett annat element (reduktionsmedel) oxideras, det vill säga de donerar elektroner och ökar deras oxidationstillstånd . Ett specialfall av redoxreaktioner är de proportionella reaktionerna, där oxidations- och reduktionsmedlen är atomer av samma grundämne i olika oxidationstillstånd.

Ett exempel på en redoxreaktion är förbränning av väte (reduktionsmedel) i syre (oxidationsmedel) för att bilda vatten :

\mathrm{2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O}

Ett exempel på en proportionell reaktion är nedbrytningen av ammoniumnitrat vid upphettning. Oxidationsmedlet i detta fall är kväve (+5) från nitrogruppen, och reduktionsmedlet är kväve (-3) av ammoniumkatjonen:

\mathrm{NH_4NO_3 \rightarrow N_2O \uparrow + 2H_2O \qquad (< 250 {}^{\circ} C)}

De hör inte till redoxreaktioner där det inte sker någon förändring i oxidationstillstånden för atomer, till exempel:

\mathrm{BaCl_2 + Na_2SO_4 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl}

Enligt reaktionens värme

Alla kemiska reaktioner åtföljs av frisättning eller absorption av energi. När kemiska bindningar bryts frigörs energi i reaktanterna , som främst används för att bilda nya kemiska bindningar. I vissa reaktioner är energierna för dessa processer nära, och i detta fall närmar sig reaktionens totala termiska effekt noll. I andra fall kan vi urskilja:

exoterma reaktioner som följer med frigöring av värme, (positiv termisk effekt) till exempel, ovanstående förbränning av väte
endotermiska reaktioner under vilka värme absorberas (negativ termisk effekt) från omgivningen.

Reaktionsvärmen (reaktionsentalpi, Δ r H), ofta av stor betydelse, kan beräknas utifrån Hess lag om entalpierna för bildning av reaktanterna och produkterna är kända. När summan av produkternas entalpier är mindre än summan av reaktanternas entalpier (Δ r H < 0), frigörs värme, annars (Δ r H > 0) - absorption.

Beroende på typen av omvandlingar av de reagerande partiklarna

Kemiska reaktioner åtföljs alltid av fysikaliska effekter: absorption eller frigöring av energi , förändring av färgen på reaktionsblandningen, etc. Det är dessa fysikaliska effekter som ofta används för att bedöma förloppet av kemiska reaktioner.

En sammansatt reaktion är en kemisk reaktion där endast ett nytt ämne bildas av två eller flera initiala ämnen. Både enkla och komplexa ämnen kan ingå i sådana reaktioner.

Exempel: ${\mathsf {2Cu+O_{2}\longrightarrow 2CuO}}$

En nedbrytningsreaktion är en kemisk reaktion där flera nya ämnen bildas av ett ämne. Endast komplexa föreningar deltar i reaktioner av denna typ, och deras produkter kan vara både komplexa och enkla ämnen.

Exempel: ${\mathsf {2HgO\longrightarrow 2Hg+O_{2}\uparrow }}$

Substitutionsreaktion - en kemisk reaktion, som ett resultat av vilken atomerna i ett element, som är en del av ett enkelt ämne, ersätter atomerna i ett annat element i dess komplexa förening. Som följer av definitionen måste i sådana reaktioner ett av utgångsmaterialen vara enkelt och det andra komplext.

Exempel: ${\mathsf {Fe+CuSO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+Cu}}$

En utbytesreaktion är en reaktion där två komplexa ämnen byter ut sina beståndsdelar. Dessa reaktioner inkluderar neutraliseringsreaktionen.

Exempel: ${\mathsf {NaOH+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O))$

I flödesriktningen

Kemiska reaktioner kallas irreversibla om de bara fortsätter i en riktning ("från vänster till höger "), vilket resulterar i att utgångsämnena omvandlas till reaktionsprodukter. Sådana kemiska processer sägs fortsätta "till slutet". Dessa inkluderar förbränningsreaktioner, såväl som reaktioner åtföljda av bildning av svårlösliga eller gasformiga ämnen. ${\mathsf {\longrightarrow ))$

Reversibla är kemiska reaktioner som pågår samtidigt i två motsatta riktningar ("vänster till höger" och "höger till vänster" ). I ekvationerna för sådana reaktioner ersätts likhetstecknet med två motsatt riktade pilar. Två samtidiga reaktioner är uppdelade i direkta (vänster-till-höger) och omvända (höger-till-vänster) reaktioner. Eftersom utgångsmaterialen både förbrukas och bildas under en reversibel reaktion, omvandlas de inte fullständigt till reaktionsprodukter. Därför sägs reversibla reaktioner fortsätta "inte till slutet." Som ett resultat bildas alltid en blandning av initiala substanser och reaktionsprodukter. ${\mathsf {\rightleftarrows ))$

På grundval av deltagande av katalysatorer

Katalytiska reaktioner är de som äger rum i närvaro av katalysatorer. I ekvationerna för sådana reaktioner anges den kemiska formeln för katalysatorn ovanför tecknet på likhet eller reversibilitet, ibland tillsammans med beteckningen av flödesförhållandena (temperatur t, tryck p). Reaktioner av denna typ inkluderar många reaktioner av sönderdelning och kombination.

Många reaktioner som inträffar i frånvaro av katalysatorer kallas icke-katalytiska . Dessa är till exempel utbytes- och substitutionsreaktioner.

Enligt kriteriet spontanitet

Spontanitet indikerar förmågan hos kemiska reaktioner att fortgå både under normala förhållanden (T = 298 K, P = 101325 Pa eller 1 atm), och vid olika temperaturer och tryck. Gibbs fria energi ΔG fungerar som ett kriterium för spontaniteten hos kemiska reaktioner . Gibbs energi är skillnaden mellan två olika inriktade termodynamiska kriterier - entalpin ΔH (som tenderar att minska entalpin) och entropin - TΔS (som tenderar att öka entropin):

\Delta G=\Delta HT\cdot \Delta S

Baserat på detta kriterium delas kemiska reaktioner in i:

Spontant eller exergonisk , när storleken på Gibbs-energin är negativ, dvs ΔG < 0
Icke-spontan eller endergonisk , när storleken på Gibbs-energin är positiv, dvs ΔG > 0
Jämvikt , när värdet på Gibbs energi är noll, det vill säga ΔG = 0

Ansökan

Med hjälp av kemiska reaktioner är det möjligt att få fram nästan alla ämnen som finns i naturen i begränsade mängder, till exempel kvävegödsel, eller inte förekommer alls av någon anledning, till exempel sulfonamider och andra syntetiska droger, polyeten och annan plast . Kemi låter dig syntetisera nya ämnen som är okända för naturen, nödvändiga för mänskligt liv .

se även

Kemisk kinetik

Anteckningar

↑ Emanuel, Knorre. Course of chemical kinetics, 1984 , sid. femtio.
↑ Emanuel, Knorre. Course of chemical kinetics, 1984 , sid. 51.

Litteratur

Emanuel N. M., Knorre D. G. Kurs i kemisk kinetik. - 4:e uppl., reviderad och kompletterad. - M . : Högre skola, 1984. - 463 sid.
Kemi: Ref. red. / W. Schroeter, K.-H. Lautenschleger, H. Bibrak m. fl.: Per. med honom. — M.: Kemi, 1989.
Basolo F., Pearson R. Mekanismer för oorganiska reaktioner. - M . : Mir, 1971. - 591 sid.
Voronin AI, Osherov VI, Dynamik av molekylära reaktioner. M.: Nauka, 1990. - 421s.
Vorobyov A. Kh., Föreläsningar om teorin om den elementära handlingen av kemiska reaktioner i den kondenserade fasen. Moscow State University, 2000.
Gankin V. Yu., Gankin Yu. V., Hur en kemisk bindning bildas och hur kemiska reaktioner fortskrider. M.: Gräns, 2007.-319 sid.
Nikitin EE, Teori om elementära atomära och molekylära processer i gaser. M., Kemi, 1970.
Salem L. Elektroner i kemiska reaktioner. M.: Mir, 1985. 299 sid.
Toub M. Mekanismer för oorganiska reaktioner. — M .: Mir, 1975. — 275 sid.
Glesston S., Leidler K., Eyring G. Teori om absoluta reaktionshastigheter. M.: GIIL, 1948. - 584 sid.
Umansky S. Ya Teori om elementära kemiska reaktioner. Intellekt, 2009. - 408s.
Stepanov N. F. "Den komplexa världen av elementära handlingar av kemiska reaktioner" (otillgänglig länk) Soros Educational Journal, 1996, nr 11, sid. 30-36.
Stepanov N. F. "Potentiala ytor och kemiska reaktioner" (otillgänglig länk) Soros Educational Journal, 1996, nr 10, sid. 33-41.\