Kemisk reaktion

Kemisk reaktion - omdannelsen af et eller flere udgangsstoffer (reagenser) til andre stoffer (produkter), hvor atomkernerne ikke ændres, mens omfordelingen af elektroner og kerner sker , og nye kemikalier dannes. I modsætning til kernereaktioner ændrer kemiske reaktioner ikke det samlede antal atomkerner og den isotopiske sammensætning af kemiske grundstoffer .

Kemiske reaktioner opstår ved spontan blanding eller fysisk kontakt af reagenser, ved opvarmning, ved deltagelse af katalysatorer ( katalyse ), ved påvirkning af lys ( fotokemiske reaktioner ), elektrisk strøm ( elektrodeprocesser ), ioniserende stråling (strålingskemiske reaktioner), mekanisk virkning ( mekanokemiske reaktioner ), i lavtemperaturplasma ( plasma -kemiske reaktioner ) osv. Interaktionen mellem molekyler med hinanden sker langs en kæderute: association - elektronisk isomerisering - dissociation , hvor radikaler , ioner , koordinativt umættede forbindelser er aktive partikler . Hastigheden af en kemisk reaktion bestemmes af koncentrationen af aktive partikler og forskellen mellem bindingsenergierne for de ødelagte og dannede.

Kemiske processer, der forekommer i stof, adskiller sig både fra fysiske processer og fra nukleare transformationer. I fysiske processer bevarer hvert af de deltagende stoffer sin sammensætning uændret (selvom stoffer kan danne blandinger ), men kan ændre den ydre form eller tilstand af aggregering .

I kemiske processer (kemiske reaktioner) opnås nye stoffer med egenskaber, der er forskellige fra reagenserne, men atomer af nye grundstoffer dannes aldrig , da kernerne forbliver de samme, og alle ændringer sker i elektronskallen.

I kernereaktioner sker der ændringer i atomkernerne af alle deltagende grundstoffer, hvilket fører til dannelsen af atomer af nye grundstoffer.

Klassifikation

Der er et stort antal tegn, som kemiske reaktioner kan klassificeres efter.

Ved tilstedeværelsen af fasegrænsen

a) mellem reagenser

En homogen kemisk reaktion er en kemisk reaktion, der finder sted inden for samme fase . ( reagenser er i samme fase)

En heterogen kemisk reaktion er en kemisk reaktion, der finder sted ved grænsefladen mellem faser. ( reagenser i forskellige faser, f.eks. olieagtigt stof med vand; fast reaktant med flydende reaktant osv.)

I en flertrins kemisk reaktion kan nogle trin være homogene, mens andre kan være heterogene. Sådanne reaktioner kaldes homogen-heterogene [1] .

b) mellem reaktanter og produkter

Afhængig af antallet af faser, der danner udgangsstofferne og reaktionsprodukterne, kan kemiske processer være homofasiske (udgangsstofferne og produkterne er inden for samme fase) og heterofasiske (udgangsstofferne og produkterne danner flere faser).

Reaktionens homo- og heterofasiske karakter er ikke relateret til, om reaktionen er homo- eller heterogen [2] . Derfor kan der skelnes mellem fire typer processer:

Homogene homofasiske reaktioner . I reaktioner af denne type er reaktionsblandingen homogen, og reaktanterne og produkterne tilhører samme fase. Et eksempel på sådanne reaktioner er ionbytterreaktioner, for eksempel neutralisering af en sur opløsning med en alkaliopløsning:

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

Heterogene homofasiske reaktioner . Komponenterne er inden for samme fase, men reaktionen forløber ved fasegrænsen, for eksempel på overfladen af katalysatoren. Et eksempel ville være hydrogenering af ethylen på en nikkelkatalysator:

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

Homogene heterofasereaktioner . Reaktanterne og produkterne i en sådan reaktion eksisterer inden for flere faser, men reaktionen forløber i én fase. Således kan oxidationen af kulbrinter i væskefasen med gasformig oxygen finde sted.
Heterogene heterofasiske reaktioner . I dette tilfælde er reaktanterne i en anden fasetilstand, reaktionsprodukterne kan også være i en hvilken som helst fasetilstand. Reaktionsprocessen foregår ved fasegrænsen. Et eksempel er reaktionen af kulsyresalte (carbonater) med Brønsted-syrer:

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

Ved at ændre reagensernes oxidationstilstande

Hvis der under reaktionen sker en ændring i reagensernes oxidationstilstande, kaldes sådanne reaktioner redoxreaktioner : atomerne i et element (oxidationsmiddel) reduceres, det vil sige, de tilføjer elektroner og sænker deres oxidationstilstand, og atomerne af et andet grundstof (reduktionsmiddel) oxideres, det vil sige, at de donerer elektroner og øger deres oxidationstilstand . Et særligt tilfælde af redoxreaktioner er de proportionale reaktioner, hvor oxidations- og reduktionsmidlerne er atomer af det samme grundstof i forskellige oxidationstilstande.

Et eksempel på en redoxreaktion er forbrændingen af hydrogen (reduktionsmiddel) i oxygen (oxidationsmiddel) til dannelse af vand :

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

Et eksempel på en proportional reaktion er nedbrydningen af ammoniumnitrat ved opvarmning. Oxidationsmidlet er i dette tilfælde nitrogen (+5) fra nitrogruppen, og reduktionsmidlet er nitrogen (-3) af ammoniumkationen:

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

De hører ikke til redoxreaktioner, hvor der ikke er nogen ændring i atomernes oxidationstilstande, for eksempel:

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

Ifølge reaktionens varme

Alle kemiske reaktioner er ledsaget af frigivelse eller absorption af energi. Når kemiske bindinger brydes, frigives energi i reaktanterne , som hovedsageligt bruges til at danne nye kemiske bindinger. I nogle reaktioner er energierne af disse processer tæt på, og i dette tilfælde nærmer den samlede termiske effekt af reaktionen sig nul. I andre tilfælde kan vi skelne:

eksoterme reaktioner, der følger med frigivelsen af varme, (positiv termisk effekt), f.eks. ovenstående forbrænding af brint
endoterme reaktioner , hvorunder varme absorberes (negativ termisk effekt) fra miljøet.

Reaktionsvarmen (reaktionsentalpi, Δ r H), ofte af stor betydning, kan beregnes ud fra Hess' lov, hvis reaktanternes og produkternes dannelsesentalpier er kendt. Når summen af produkternes entalpier er mindre end summen af reaktanternes entalpier (Δ r H < 0), frigives varme, ellers (Δ r H > 0) - absorption.

Alt efter typen af transformationer af de reagerende partikler

Kemiske reaktioner er altid ledsaget af fysiske effekter: absorption eller frigivelse af energi , ændring i farven på reaktionsblandingen osv. Det er disse fysiske effekter, der ofte bruges til at bedømme forløbet af kemiske reaktioner.

En sammensat reaktion er en kemisk reaktion, hvor der kun dannes ét nyt stof af to eller flere begyndelsesstoffer. Både simple og komplekse stoffer kan indgå i sådanne reaktioner.

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

En nedbrydningsreaktion er en kemisk reaktion, hvor der dannes flere nye stoffer af et stof. Kun komplekse forbindelser indgår i reaktioner af denne type, og deres produkter kan være både komplekse og simple stoffer.

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

Substitutionsreaktion - en kemisk reaktion, som et resultat af hvilken atomerne i et element, som er en del af et simpelt stof, erstatter atomerne i et andet element i dets komplekse forbindelse. Som det følger af definitionen, skal et af udgangsmaterialerne i sådanne reaktioner være enkelt og det andet komplekst.

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

En udvekslingsreaktion er en reaktion, hvor to komplekse stoffer udveksler deres bestanddele. Disse reaktioner inkluderer neutraliseringsreaktionen.

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

I strømningsretningen

Kemiske reaktioner kaldes irreversible, hvis de kun forløber i én retning ("fra venstre mod højre "), hvilket resulterer i, at udgangsstofferne omdannes til reaktionsprodukter. Sådanne kemiske processer siges at fortsætte "til enden". Disse omfatter forbrændingsreaktioner såvel som reaktioner ledsaget af dannelsen af dårligt opløselige eller gasformige stoffer. ${\mathsf {\longrightarrow ))$

Reversible er kemiske reaktioner, der forløber samtidigt i to modsatte retninger ("venstre mod højre" og "højre mod venstre" ). I ligningerne for sådanne reaktioner er lighedstegnet erstattet af to modsat rettede pile. To samtidige reaktioner er opdelt i direkte (venstre-til-højre) og omvendte (højre-til-venstre) reaktioner. Da udgangsmaterialerne i løbet af en reversibel reaktion både forbruges og dannes, omdannes de ikke fuldstændigt til reaktionsprodukter. Derfor siges reversible reaktioner at fortsætte "ikke til ende." Som følge heraf dannes der altid en blanding af startstoffer og reaktionsprodukter. ${\mathsf {\rightleftarrows ))$

På grundlag af deltagelse af katalysatorer

Katalytiske reaktioner er dem, der finder sted i nærvær af katalysatorer. I ligningerne for sådanne reaktioner er den kemiske formel for katalysatoren angivet over tegnet på lighed eller reversibilitet, nogle gange sammen med betegnelsen af strømningsbetingelserne (temperatur t, tryk p). Reaktioner af denne type omfatter mange reaktioner af nedbrydning og kombination.

Mange reaktioner, der opstår i fravær af katalysatorer, kaldes ikke-katalytiske . Det er for eksempel udvekslings- og substitutionsreaktioner.

Ifølge kriteriet om spontanitet

Spontanitet angiver kemiske reaktioners evne til at forløbe både under normale forhold (T = 298 K, P = 101325 Pa eller 1 atm) og ved forskellige temperaturer og tryk. Gibbs fri energi ΔG tjener som et kriterium for spontaniteten af kemiske reaktioner . Gibbs-energien er forskellen mellem to forskelligt rettede termodynamiske kriterier - entalpien ΔH (som har en tendens til at mindske entalpien) og entropien - TΔS (som har tendens til at øge entropien):

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

Baseret på dette kriterium er kemiske reaktioner opdelt i:

Spontant eller eksergonisk , når størrelsen af Gibbs-energien er negativ, dvs. ΔG < 0
Ikke-spontan eller endergonisk , når størrelsen af Gibbs-energien er positiv, dvs. ΔG > 0
Ligevægt , når værdien af Gibbs-energien er nul, det vil sige ΔG = 0

Ansøgning

Ved hjælp af kemiske reaktioner er det muligt at opnå næsten alle stoffer, der findes i naturen i begrænsede mængder, for eksempel kvælstofgødning, eller slet ikke forekommer af en eller anden grund, for eksempel sulfonamider og andre syntetiske stoffer, polyethylen og anden plast . Kemi giver dig mulighed for at syntetisere nye stoffer, der er ukendte for naturen, og som er nødvendige for menneskers liv .

se også

Kemisk kinetik

Noter

↑ Emanuel, Knorre. Course of chemical kinetics, 1984 , s. halvtreds.
↑ Emanuel, Knorre. Course of chemical kinetics, 1984 , s. 51.

Litteratur

Emanuel N. M., Knorre D. G. Kursus i kemisk kinetik. - 4. udg., revideret og suppleret. - M . : Højere skole, 1984. - 463 s.
Kemi: Ref. red. / W. Schroeter, K.-H. Lautenschleger, H. Bibrak m.fl.: Per. med ham. - M.: Kemi, 1989.
Basolo F., Pearson R. Mekanismer for uorganiske reaktioner. - M . : Mir, 1971. - 591 s.
Voronin AI, Osherov VI, Dynamik af molekylære reaktioner. M.: Nauka, 1990. - 421s.
Vorobyov A. Kh., Forelæsninger om teorien om den elementære handling af kemiske reaktioner i den kondenserede fase. Moscow State University, 2000.
Gankin V. Yu., Gankin Yu. V., Hvordan en kemisk binding dannes, og hvordan kemiske reaktioner forløber. M.: Grænse, 2007.-319 s.
Nikitin EE, teori om elementære atomare og molekylære processer i gasser. M., Kemi, 1970.
Salem L. Elektroner i kemiske reaktioner. M.: Mir, 1985. 299 s.
Toub M. Mekanismer for uorganiske reaktioner. — M .: Mir, 1975. — 275 s.
Glesston S., Leidler K., Eyring G. Teori om absolutte reaktionshastigheder. M.: GIIL, 1948. - 584 s.
Umansky S. Ya. Teori om elementære kemiske reaktioner. Intellekt, 2009. - 408s.
Stepanov N. F. "Den komplekse verden af elementære handlinger af kemiske reaktioner" (utilgængeligt link) Soros Educational Journal, 1996, nr. 11, s. 30-36.
Stepanov N. F. "Potentielle overflader og kemiske reaktioner" (utilgængeligt link) Soros Educational Journal, 1996, nr. 10, s. 33-41.\