Reactie chimica

Reacție chimică - transformarea uneia sau a mai multor substanțe inițiale (reactivi) în alte substanțe (produse), în care nucleele atomilor nu se schimbă, în timp ce are loc redistribuirea electronilor și a nucleelor și se formează noi substanțe chimice. Spre deosebire de reacțiile nucleare , reacțiile chimice nu modifică numărul total de nuclee atomice și compoziția izotopică a elementelor chimice .

Reacțiile chimice apar prin amestecarea sau contactul fizic al reactivilor în mod spontan, prin încălzire, prin participarea catalizatorilor ( cataliza ), prin acțiunea luminii ( reacții fotochimice ), prin curent electric ( procese cu electrozi ), radiații ionizante (reacții radiații-chimice), acțiune mecanică ( reacții mecanicochimice ), în plasmă la temperatură scăzută ( reacții plasma-chimice ), etc. Interacțiunea moleculelor între ele are loc de-a lungul unui traseu în lanț: asociere - izomerizare electronică - disociere , în care radicali , ioni , compuși nesaturați coordonator sunt particule active . Viteza unei reacții chimice este determinată de concentrația particulelor active și de diferența dintre energiile de legătură dintre cele rupte și cele formate.

Procesele chimice care au loc în materie diferă atât de procesele fizice, cât și de transformările nucleare. În procesele fizice, fiecare dintre substanțele participante își păstrează compoziția neschimbată (deși substanțele pot forma amestecuri ), dar își pot schimba forma externă sau starea de agregare .

În procesele chimice (reacții chimice), se obțin substanțe noi cu proprietăți diferite de cele ale reactanților, dar nu se formează niciodată atomii de elemente noi , deoarece nucleele rămân aceleași și toate modificările au loc în învelișul electronilor.

În reacțiile nucleare, apar modificări în nucleele atomice ale tuturor elementelor participante, ceea ce duce la formarea de atomi de noi elemente.

Clasificare

Există un număr mare de semne după care pot fi clasificate reacțiile chimice.

Prin prezența limitei de fază

a) între reactivi

O reacție chimică omogenă este o reacție chimică care are loc în aceeași fază . ( reactivii sunt in aceeasi faza)

O reacție chimică eterogenă este o reacție chimică care are loc la interfața dintre faze. ( reactivi în diferite faze, de exemplu, substanță uleioasă cu apă; reactant solid cu reactant lichid etc.)

Într-o reacție chimică în mai multe etape, unele etape pot fi omogene, în timp ce altele pot fi eterogene. Astfel de reacții se numesc omogen-eterogene [1] .

b) între reactanţi şi produşi

În funcție de numărul de faze care formează substanțele inițiale și produsele de reacție, procesele chimice pot fi homofazice (substanțele și produsele inițiale se află în aceeași fază) și heterofazice (substanțele și produsele inițiale formează mai multe faze).

Natura homo- și heterofazică a reacției nu este legată de faptul dacă reacția este homo- sau eterogenă [2] . Prin urmare, se pot distinge patru tipuri de procese:

Reacții omogene omofazice . În reacțiile de acest tip, amestecul de reacție este omogen, iar reactanții și produșii aparțin aceleiași faze. Un exemplu de astfel de reacții sunt reacțiile de schimb ionic, de exemplu, neutralizarea unei soluții acide cu o soluție alcalină:

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

Reacții homofazice eterogene . Componentele sunt în aceeași fază, totuși, reacția are loc la limita de fază, de exemplu, pe suprafața catalizatorului. Un exemplu ar fi hidrogenarea etilenei pe un catalizator de nichel:

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

Reacții heterofazice omogene . Reactanții și produșii dintr-o astfel de reacție există în mai multe faze, dar reacția se desfășoară într-o singură fază. Astfel, poate avea loc oxidarea hidrocarburilor în fază lichidă cu oxigen gazos.
Reacții heterofazice eterogene . În acest caz, reactanții sunt într-o stare de fază diferită, produșii de reacție pot fi, de asemenea, în orice stare de fază. Procesul de reacție are loc la limita de fază. Un exemplu este reacția sărurilor acidului carbonic (carbonați) cu acizii Bronsted:

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

Prin modificarea stărilor de oxidare ale reactivilor

Dacă în timpul reacției are loc o modificare a stărilor de oxidare ale reactivilor, atunci astfel de reacții se numesc reacții redox : atomii unui element (oxidant) sunt reduse, adică adaugă electroni și își reduc starea de oxidare, iar atomii a altui element (reductor) sunt oxidate, adică donează electroni și își măresc starea de oxidare . Un caz special de reacții redox sunt reacțiile proporționale, în care agenții de oxidare și reducție sunt atomi ai aceluiași element în diferite stări de oxidare.

Un exemplu de reacție redox este arderea hidrogenului (reductor) în oxigen (oxidant) pentru a forma apă :

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

Un exemplu de reacție proporțională este descompunerea azotatului de amoniu atunci când este încălzit. Agentul de oxidare în acest caz este azotul (+5) al grupării nitro, iar agentul reducător este azotul (-3) al cationului de amoniu:

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

Ele nu aparțin reacțiilor redox în care nu există nicio modificare a stărilor de oxidare ale atomilor, de exemplu:

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

În funcție de căldura reacției

Toate reacțiile chimice sunt însoțite de eliberarea sau absorbția de energie. Când legăturile chimice sunt rupte, energia este eliberată în reactanți , care este folosită în principal pentru a forma noi legături chimice. În unele reacții, energiile acestor procese sunt apropiate, iar în acest caz efectul termic total al reacției se apropie de zero. În alte cazuri, putem distinge:

reacții exoterme care merg cu eliberarea de căldură, (efect termic pozitiv), de exemplu, arderea de mai sus a hidrogenului
reactii endoterme in timpul carora caldura este absorbita (efect termic negativ) din mediu.

Căldura de reacție (entalpia de reacție, Δ r H), adesea de mare importanță, poate fi calculată din legea lui Hess dacă se cunosc entalpiile de formare a reactanților și a produselor. Când suma entalpiilor produselor este mai mică decât suma entalpiilor reactanților (Δ r H < 0), se eliberează căldură, în caz contrar (Δ r H > 0) - absorbție.

După tipul de transformări ale particulelor care reacţionează

Reacțiile chimice sunt întotdeauna însoțite de efecte fizice: absorbția sau eliberarea de energie , schimbarea culorii amestecului de reacție etc. Aceste efecte fizice sunt adesea folosite pentru a judeca cursul reacțiilor chimice.

O reacție compusă este o reacție chimică în care din două sau mai multe substanțe inițiale se formează o singură substanță nouă. Atât substanțele simple, cât și cele complexe pot intra în astfel de reacții.

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

O reacție de descompunere este o reacție chimică în care dintr-o singură substanță se formează mai multe substanțe noi. Doar compușii complecși intră în reacții de acest tip, iar produsele lor pot fi atât substanțe complexe, cât și simple.

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

Reacție de substituție - o reacție chimică, în urma căreia atomii unui element, care fac parte dintr-o substanță simplă, înlocuiesc atomii altui element în compusul său complex. După cum rezultă din definiție, în astfel de reacții una dintre materiile prime trebuie să fie simplă, iar cealaltă complexă.

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

O reacție de schimb este o reacție în care două substanțe complexe își schimbă constituenții. Aceste reacții includ reacția de neutralizare.

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

În direcția curgerii

Reacțiile chimice sunt numite ireversibile dacă se desfășoară într-o singură direcție („de la stânga la dreapta ”), în urma căreia substanțele inițiale sunt transformate în produși de reacție. Se spune că astfel de procese chimice continuă „până la capăt”. Acestea includ reacții de ardere, precum și reacții însoțite de formarea de substanțe slab solubile sau gazoase. ${\mathsf {\longrightarrow })$

Reversibile sunt reacțiile chimice care au loc simultan în două direcții opuse („de la stânga la dreapta” și „de la dreapta la stânga” ). În ecuațiile unor astfel de reacții, semnul egal este înlocuit cu două săgeți direcționate opus. Două reacții simultane sunt împărțite în reacții directe (de la stânga la dreapta) și inverse (de la dreapta la stânga). Deoarece în cursul unei reacții reversibile, materiile prime sunt atât consumate, cât și formate, ele nu sunt complet transformate în produși de reacție. Prin urmare, se spune că reacțiile reversibile continuă „nu până la capăt”. Ca rezultat, se formează întotdeauna un amestec de substanțe inițiale și produse de reacție. ${\mathsf {\rightleftarrows ))$

Pe baza participării catalizatorilor

Reacțiile catalitice sunt cele care au loc în prezența catalizatorilor. În ecuațiile unor astfel de reacții, formula chimică a catalizatorului este indicată deasupra semnului de egalitate sau reversibilitate, uneori împreună cu desemnarea condițiilor de curgere (temperatura t, presiunea p). Reacțiile de acest tip includ multe reacții de descompunere și combinare.

Multe reacții care apar în absența catalizatorilor sunt numite necatalitice . Acestea sunt, de exemplu, reacții de schimb și substituție.

După criteriul spontaneităţii

Spontaneitatea indică capacitatea reacțiilor chimice de a se desfășura atât în condiții normale (T = 298 K, P = 101325 Pa sau 1 atm), cât și la diferite temperaturi și presiuni. Energia liberă Gibbs ΔG servește ca criteriu pentru spontaneitatea reacțiilor chimice . Energia Gibbs este diferența dintre două criterii termodinamice direcționate diferit - entalpia ΔH (care tinde să scadă entalpia) și entropia - TΔS (care tinde să crească entropia):

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

Pe baza acestui criteriu, reacțiile chimice sunt împărțite în:

Spontan sau exergonic , când magnitudinea energiei Gibbs este negativă, adică ΔG < 0
Nespontan sau endergonic , când mărimea energiei Gibbs este pozitivă, adică ΔG > 0
Echilibru , când valoarea energiei Gibbs este zero, adică ΔG = 0

Aplicație

Cu ajutorul reacțiilor chimice, este posibil să se obțină aproape orice substanță care se găsește în natură în cantități limitate, de exemplu, îngrășăminte cu azot, sau nu apar deloc din niciun motiv, de exemplu, sulfonamide și alte medicamente sintetice, polietilenă si alte materiale plastice . Chimia vă permite să sintetizați noi substanțe necunoscute naturii, necesare vieții umane .

Vezi si

Cinetica chimică

Note

↑ Emanuel, Knorre. Curs de cinetică chimică, 1984 , p. cincizeci.
↑ Emanuel, Knorre. Curs de cinetică chimică, 1984 , p. 51.

Literatură

Emanuel N. M., Knorre D. G. Curs de cinetică chimică. - Ed. a IV-a, revizuită și completată. - M . : Şcoala superioară, 1984. - 463 p.
Chimie: Ref. ed. / W. Schroeter, K.-H. Lautenschleger, H. Bibrak și alții: Per. cu el. — M.: Chimie, 1989.
Basolo F., Pearson R. Mecanismele reacțiilor anorganice. - M . : Mir, 1971. - 591 p.
Voronin AI, Osherov VI, Dinamica reacțiilor moleculare. M.: Nauka, 1990. - 421p.
Vorobyov A. Kh., Prelegeri despre teoria actului elementar al reacțiilor chimice în faza condensată. Universitatea de Stat din Moscova, 2000.
Gankin V. Yu., Gankin Yu. V., Cum se formează o legătură chimică și cum decurg reacțiile chimice. M.: Frontieră, 2007.-319 p.
Nikitin EE, Teoria proceselor atomice și moleculare elementare în gaze. M., Chimie, 1970.
Salem L. Electronii în reacţiile chimice. M.: Mir, 1985. 299 p.
Toub M. Mecanisme ale reacţiilor anorganice. — M .: Mir, 1975. — 275 p.
Glesston S., Leidler K., Eyring G. Teoria vitezelor absolute de reacție. M.: GIIL, 1948. - 584 p.
Umansky S. Ya. Teoria reacțiilor chimice elementare. Intelect, 2009. - 408s.
Stepanov N. F. „Lumea complexă a actelor elementare ale reacțiilor chimice” (link inaccesibil) Soros Educational Journal, 1996, nr. 11, p. 30-36.
Stepanov N. F. „Suprafețe potențiale și reacții chimice” (link inaccesibil) Soros Educational Journal, 1996, nr. 10, p. 33-41.\