Chemická reakce

Chemická reakce - přeměna jedné nebo více výchozích látek (činidel) na jiné látky (produkty), při které se nemění jádra atomů , přičemž dochází k redistribuci elektronů a jader a vznikají nové chemikálie. Chemické reakce na rozdíl od jaderných reakcí nemění celkový počet atomových jader a izotopové složení chemických prvků .

Chemické reakce probíhají smícháním nebo fyzikálním kontaktem reagencií samovolně, zahřátím, za účasti katalyzátorů ( katalýza ), působením světla ( fotochemické reakce ), elektrického proudu ( elektrodové procesy ), ionizujícího záření ( radiačně-chemické reakce), mechanické působení ( mechanochemické reakce ), v nízkoteplotním plazmatu ( plazmochemické reakce ) atd. Vzájemná interakce molekul probíhá řetězovou cestou: asociace - elektronová izomerizace - disociace , při které radikály , ionty , koordinačně nenasycené sloučeniny jsou aktivní částice . Rychlost chemické reakce je dána koncentrací aktivních částic a rozdílem vazebných energií rozbitých a vytvořených.

Chemické procesy probíhající ve hmotě se liší jak od fyzikálních procesů, tak od jaderných přeměn. Ve fyzikálních procesech si každá ze zúčastněných látek zachovává své složení nezměněné (ačkoli látky mohou tvořit směsi ), ale může měnit vnější formu nebo stav agregace .

Při chemických procesech (chemických reakcích) se získávají nové látky s vlastnostmi odlišnými od činidel, ale nikdy nevznikají atomy nových prvků , protože jádra zůstávají stejná a všechny změny probíhají v elektronovém obalu.

Při jaderných reakcích dochází ke změnám v atomových jádrech všech zúčastněných prvků, což vede ke vzniku atomů nových prvků.

Klasifikace

Existuje velké množství znaků, podle kterých lze klasifikovat chemické reakce.

Přítomností fázové hranice

a) mezi činidly

Homogenní chemická reakce je chemická reakce, ke které dochází ve stejné fázi . ( reagencie jsou ve stejné fázi)

Heterogenní chemická reakce je chemická reakce, která probíhá na rozhraní mezi fázemi. ( činidla v různých fázích, např. olejová látka s vodou; pevná látka s kapalnou reakční složkou atd.)

Ve vícestupňové chemické reakci mohou být některé kroky homogenní, zatímco jiné mohou být heterogenní. Takové reakce se nazývají homogenní-heterogenní [1] .

b) mezi reaktanty a produkty

V závislosti na počtu fází, které tvoří výchozí látky a reakční produkty, mohou být chemické procesy homofázové (výchozí látky a produkty jsou ve stejné fázi) a heterofázové (výchozí látky a produkty tvoří několik fází).

Homo- a heterofázická povaha reakce nesouvisí s tím, zda je reakce homo- nebo heterogenní [2] . Proto lze rozlišit čtyři typy procesů:

Homogenní homofázové reakce . Při reakcích tohoto typu je reakční směs homogenní a reaktanty a produkty patří do stejné fáze. Příkladem takových reakcí jsou iontoměničové reakce, například neutralizace kyselého roztoku alkalickým roztokem:

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

Heterogenní homofázové reakce . Složky jsou ve stejné fázi, ale reakce probíhá na fázovém rozhraní, například na povrchu katalyzátoru. Příkladem může být hydrogenace ethylenu na niklovém katalyzátoru:

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

Homogenní heterofázové reakce . Reaktanty a produkty v takové reakci existují v několika fázích, ale reakce probíhá v jedné fázi. Může tak probíhat oxidace uhlovodíků v kapalné fázi plynným kyslíkem.
Heterogenní heterofázové reakce . V tomto případě jsou reaktanty v jiném fázovém stavu, reakční produkty mohou být také v libovolném fázovém stavu. Reakční proces probíhá na fázovém rozhraní. Příkladem je reakce solí kyseliny uhličité (uhličitanů) s Bronstedovými kyselinami:

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

Změnou oxidačních stavů činidel

Pokud během reakce dojde ke změně oxidačních stavů činidel, pak se takové reakce nazývají redoxní reakce : atomy jednoho prvku (oxidačního činidla) se redukují, to znamená, že přidávají elektrony a snižují svůj oxidační stav a atomy jiného prvku (reduktantu) jsou oxidovány, to znamená, že darují elektrony a zvyšují jejich oxidační stav . Zvláštním případem redoxních reakcí jsou proporcionální reakce, ve kterých jsou oxidačními a redukčními činidly atomy stejného prvku v různých oxidačních stavech.

Příkladem redoxní reakce je spalování vodíku (redukčního činidla) v kyslíku (oxidační činidlo) za vzniku vody :

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

Příkladem proporcionální reakce je rozklad dusičnanu amonného při zahřívání. Oxidačním činidlem je v tomto případě dusík (+5) nitroskupiny a redukčním činidlem je dusík (-3) amonného kationtu:

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

Nepatří k redoxním reakcím, při kterých nedochází ke změně oxidačních stavů atomů, např.:

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

Podle reakčního tepla

Všechny chemické reakce jsou doprovázeny uvolňováním nebo absorpcí energie. Při přerušení chemických vazeb se v reaktantech uvolňuje energie , která se používá hlavně k vytvoření nových chemických vazeb. V některých reakcích jsou energie těchto procesů blízké a v tomto případě se celkový tepelný účinek reakce blíží nule. V jiných případech můžeme rozlišit:

exotermické reakce , které probíhají s uvolňováním tepla, (pozitivní tepelný efekt), například výše uvedené spalování vodíku
endotermické reakce , při kterých je absorbováno teplo (negativní tepelný efekt) z prostředí.

Reakční teplo (reakční entalpie, Δ r H), často velmi důležité, lze vypočítat z Hessova zákona , pokud jsou známy entalpie tvorby reaktantů a produktů. Když je součet entalpií produktů menší než součet entalpií reaktantů (Δ r H < 0), uvolňuje se teplo, jinak (Δ r H > 0) - absorpce.

Podle typu přeměn reagujících částic

Chemické reakce jsou vždy doprovázeny fyzikálními jevy: absorpcí nebo uvolňováním energie , změnou barvy reakční směsi atd. Právě tyto fyzikální jevy se často používají k posouzení průběhu chemických reakcí.

Složená reakce je chemická reakce, při které ze dvou nebo více výchozích látek vzniká pouze jedna nová látka. Do takových reakcí mohou vstupovat jak jednoduché, tak složité látky.

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

Rozkladná reakce je chemická reakce, při které z jedné látky vzniká několik nových látek. Do reakcí tohoto typu vstupují pouze komplexní sloučeniny a jejich produkty mohou být jak složité, tak jednoduché látky.

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

Substituční reakce - chemická reakce, v jejímž důsledku atomy jednoho prvku, které jsou součástí jednoduché látky, nahrazují v její komplexní sloučenině atomy jiného prvku. Jak vyplývá z definice, v takových reakcích musí být jedna z výchozích látek jednoduchá a druhá složitá.

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

Výměnná reakce je reakce, při které si dvě složité látky vyměňují své složky. Tyto reakce zahrnují neutralizační reakci.

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

Ve směru proudění

Chemické reakce se nazývají nevratné, pokud probíhají pouze jedním směrem („zleva doprava “), v důsledku čehož se výchozí látky přeměňují na reakční produkty. Takové chemické procesy prý postupují „do konce“. Patří sem spalovací reakce, stejně jako reakce doprovázené tvorbou špatně rozpustných nebo plynných látek. ${\mathsf {\longrightarrow ))$

Reverzibilní jsou chemické reakce, které probíhají současně ve dvou opačných směrech („zleva doprava“ a „zprava doleva“ ). V rovnicích takových reakcí je rovnítko nahrazeno dvěma opačně orientovanými šipkami. Dvě simultánní reakce se dělí na přímé (zleva doprava) a zpětné (zprava doleva) reakce. Protože se v průběhu reverzibilní reakce výchozí látky spotřebovávají i tvoří, nejsou zcela přeměněny na reakční produkty. Proto se říká, že vratné reakce postupují „ne do konce“. V důsledku toho vždy vzniká směs výchozích látek a reakčních produktů. ${\mathsf {\rightleftarrows ))$

Na základě účasti katalyzátorů

Katalytické reakce jsou ty, které probíhají v přítomnosti katalyzátorů. V rovnicích takových reakcí je chemický vzorec katalyzátoru uveden nad znaménkem rovnosti nebo vratnosti, někdy spolu s označením podmínek proudění (teplota t, tlak p). Reakce tohoto typu zahrnují mnoho reakcí rozkladu a kombinací.

Mnoho reakcí, ke kterým dochází v nepřítomnosti katalyzátorů, se nazývá nekatalytické . Jsou to například výměnné a substituční reakce.

Podle kritéria spontaneity

Spontánnost udává schopnost chemických reakcí probíhat jak za normálních podmínek (T = 298 K, P = 101325 Pa nebo 1 atm), tak při různých teplotách a tlacích. Gibbsova volná energie ΔG slouží jako kritérium pro spontaneitu chemických reakcí . Gibbsova energie je rozdíl mezi dvěma různě zaměřenými termodynamickými kritérii – entalpií ΔH (která má tendenci entalpii snižovat) a entropií – TΔS (která má tendenci entropii zvyšovat):

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

Na základě tohoto kritéria se chemické reakce dělí na:

Spontánní nebo exergonické , kdy je velikost Gibbsovy energie záporná, tj. ΔG < 0
Nespontánní nebo endergonické , když je velikost Gibbsovy energie kladná, tj. ΔG > 0
Rovnováha , když je hodnota Gibbsovy energie nulová, to znamená ΔG = 0

aplikace

Pomocí chemických reakcí je možné získat téměř jakékoli látky, které se v přírodě vyskytují v omezeném množství, například dusíkatá hnojiva, nebo se z nějakého důvodu nevyskytují vůbec, například sulfonamidy a další syntetické drogy, polyethylen a další plasty . Chemie umožňuje syntetizovat nové, přírodě neznámé látky, nezbytné pro lidský život .

viz také

Chemická kinetika

Poznámky

↑ Emanuel, Knorre. Kurz chemické kinetiky, 1984 , str. padesáti.
↑ Emanuel, Knorre. Kurz chemické kinetiky, 1984 , str. 51.

Literatura

Emanuel N. M., Knorre D. G. Kurz chemické kinetiky. - 4. vyd., přepracováno a doplněno. - M . : Vyšší škola, 1984. - 463 s.
Chemie: Ref. vyd. / W. Schroeter, K.-H. Lautenschleger, H. Bibrak a další: Per. s ním. — M.: Chemie, 1989.
Basolo F., Pearson R. Mechanismy anorganických reakcí. - M .: Mir, 1971. - 591 s.
Voronin AI, Osherov VI, Dynamika molekulárních reakcí. M.: Nauka, 1990. - 421s.
Vorobyov A. Kh., Přednášky o teorii elementárního aktu chemických reakcí v kondenzované fázi. Moskevská státní univerzita, 2000.
Gankin V. Yu., Gankin Yu. V., Jak vzniká chemická vazba a jak probíhají chemické reakce. M.: Hranice, 2007.-319 s.
Nikitin EE, Teorie elementárních atomových a molekulárních procesů v plynech. M., Chemie, 1970.
Salem L. Elektrony v chemických reakcích. M.: Mir, 1985. 299 s.
Toub M. Mechanismy anorganických reakcí. — M .: Mir, 1975. — 275 s.
Glesston S., Leidler K., Eyring G. Teorie absolutních reakčních rychlostí. M.: GIIL, 1948. - 584 s.
Umansky S. Ya. Teorie elementárních chemických reakcí. Intelekt, 2009. - 408s.
Stepanov N. F. „Složitý svět elementárních aktů chemických reakcí“ (nepřístupný odkaz) Soros Educational Journal, 1996, č. 11, s. 30-36.
Stepanov N. F. "Potenciální povrchy a chemické reakce" (nepřístupný odkaz) Soros Educational Journal, 1996, č. 10, s. 33-41.\