Хімічна реакція

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

Хімічна реакція, або хімічне перетворення — це перетворення речовин, при якому молекули одних речовин руйнуються і на їхньому місці утворюються молекули інших речовин з іншим атомним складом. Усі хімічні реакції зображують хімічними рівняннями.

Загальна характеристика[ред.ред. код]

Вихідні речовини, що вступають у хімічну реакцію, називаються реагентами, а нові, які утворюються внаслідок такої реакції, — продуктами реакції.

Хімічні реакції завжди супроводжуються фізичними ефектами, що називаються ознаками хімічної реакції. Ознаки хімічних реакцій, що зустрічаються найчастіше:

  • поглинання або виділення теплоти;
  • зміна забарвлення реакційної суміші;
  • утворення або розчинення осаду;
  • виділення або поглинання газу;
  • поява або зникнення запаху.

При хімічних реакціях загальна кількість атомів та ізотопний склад хімічних елементів не змінюються. Х.р. можуть протікати мимовільно за звичайних умов, при нагріванні, за участі каталізаторів, при дії світла (фотохімічні реакції), елек-тричного струму, йонізуючого випромінювання, механіч-них впливів (механохімія), в низькотемпературній плазмі (плазмохімічні реакції) і т.д.

Розрізняють реакції сполучення (в ході яких із декількох речовин утворюється одна складна сполука), реа-кції розкладу (коли з однієї речовини утворюється кілька сполук), реакції заміщення (реакції, в ході яких більш проста речовина заміщує у складнішій якусь із її складових частин), реакції обміну (коли дві речовини обмінюються своїми складовими частинами). Ендотермічні реакції відбуваються з поглинанням тепла, екзотермічні – з виділенням тепла. Реакції, відбуваються без зміни валентності елементів, які реагують, і зі зміною валентності (так звані окисно-відновні, що супроводжуються переходом електронів від одного атома до іншого). Процес віддачі електронів називають окисненням, а приєднання їх – відновленням. Атоми, молекули та йони, які віддають електрони, називають відновниками, а ті, які приймають електрони – окисниками.

Розрізняють також прості і складні (зокрема ланцю-гові) хімічні реакції. Крім того, існують необоротні та оборотні реакції.

За агрегатним станом розрізняють газо-, рідинно- та твердофазні хімічні реакції. Якщо вихідні речовини та продукти реакції знаходяться в одній фазі, реакцію на-зивають гомогенною, якщо в різних – гетерогенною. Особлива група Х.р. – топохімічні реакції, які протікають на поверхні розділу твердої фази.

Для назви хімічної реакції використовують назву функціональної групи, яка бере участь у процесі хіміч-ного перетворення (з’являється або навпаки – зникає) – напр., нітрування, декарбоксилування. Інколи назва Х.р. відображає структурні зміни молекул речовини – ізоме-ризація, циклізація і т.п. Ряд хімічних реакцій мають спеціальний характер і відповідну назву – нейтралізація, гідроліз, горіння та ін.

Класифікація хімічних реакцій[ред.ред. код]

За типом перетворень[ред.ред. код]

Хімічні реакції класифікуються за такими ознаками: 1) зміна або відсутність зміни кількості реагентів і продуктів реакції. За цією ознакою реакції поділяються на чотири основних типи:

  • реакції сполучення — реакція, під час якої з двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина.
  • реакції розкладу — реакція, під час якої з однієї речовини утворюється дві або кілька нових речовин.
  • реакції заміщення — реакція між простою і складною речовинами, у процесі якої атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, внаслідок чого утворюються нова проста і нова складна речовини.
  • реакції обміну — реакція, у процесі якої дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

Такий розподіл, або класифікація, реакцій на окремі групи полегшує їх вивчення, оскільки реакції тієї чи іншої групи чи типу мають ряд спільних ознак. Більшість хімічних реакцій, що відбуваються в природі і техніці, являють собою досить складний комплекс різнотипних реакцій.

Реакція Загальна схема Приклади
Сполучення A + B → AB

C + O2 → CO2

CaO + CO2 → CaCO3
C2H4 + HBr → C2H5Br
CO2 (г) + H2O (р) → H2CO3 (aq)
H2CO3 (aq) + BaCO3 (тв)T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа Ba(HCO3)2 (aq)
CaO (тв) + H2O (р)T = 298,15 K, P = 101,325 кПа Ca(OH)2 (тв) & ΔH = −63,7 кДж / (моль CaO)
Розкладу AB → A + B

2 H2O → 2 H2 + O2

C2H5Br → C2H4 + HBr
ZnCO3 (тв)T >> 373 K, P ≈ 100 кПа ZnO (тв) + CO2 (г)
Заміщення A + BC → B + AC

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2
O2 (г) + HgS (тв) → Hg (г) + SO2 (г)
C (тв) + ZnO (тв)T > 1223 K, P ≈ 100 кПа Zn (г) + CO (г)
C (тв) + H2O (г)T ≥ 1273 K, P ≈ 101 кПа H2 (г) + CO (г) & ΔH ≈ +120 кДж / моль
Обміну AB + CD → AD + CB

C2H5OH + HONO2 → C2H5ONO2 + H2O

BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl
CuCl2 + NaOH → Cu(OH)Cl ↓ + NaCl
Cu(OH)Cl + HCl → CuCl2 + HOH
NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + HOH (р)
NaCl (aq) + AgNO3 (aq)T ≈ 298 K, P ≈ 100 кПа NaNO3 (aq) + AgCl (тв)
Ізомеризації перегрупування атомів у молекулі

α глюкоза ~ \overrightarrow{\leftarrow} β глюкоза

За зміною ступенів окиснення[ред.ред. код]

Другою ознакою класифікації хімічних реакцій є зміна або відсутність зміни ступенів окиснення елементів, що входять до складу речовин, які реагують. За цією ознакою реакції поділяються на окисно-відновні та такі, які відбуваються без зміни ступенів окиснення елементів.

Процес віддавання електронів речовинами називається окисненням, а процес приймання електронів – відновленням.

З точки зору електронної теорії валентності окисненням називається процес віддачі атомом, молекулою або іоном електронів, незалежно від того, бере кисень участь у реакції чи не бере. Процес приєднання атомом, молекулою або іоном електронів називається відновленням. Атом, молекула або іон, що віддає електрони, називаються відновником. Віддаючи електрони, сам відновник окиснюється. І навпаки, атом, молекула або іон, що приєднує електрони, називають окисником. Приєднуючи електрони, окисник відновлюється.

При окисно-відновних реакціях усі електрони, що втрачаються відновником, переходять до окисника. Тому загальна кількість електронів, відданих відновником, обов'язково повинно дорівнювати кількості електронів, приєднаних окисником. З цього виходить, що процеси окиснення і відновлення взаємно зв'язані і один без другого відбуватися не можуть. Кількість, відданих І приєднаних електронів знаходять за зміною валентності відповідних елементів. При цьому в рівняннях окисно-відновних реакцій над символами кожного елементу, що змінюють валентність, позначають їх валентність відповідною кількістю знаків плюс, мінус або нуль.

Прикладом окисно-відновної реакції є реакція окислення (розчинення) міді розбавленою нітратною кислотою:

3 Cu0(тв) + 2 HN+5O3 (aq) + 6 HNO3 (aq) → 3 Cu+2(NO3)2 (aq) + 2 N+2O (г) + 4 H2O (р)

Серед окисно-відновних реакцій виділяють:

1) реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення):
3 AuF → 2 Au (тв) + AuF3
4 KClO3 → KCl + 3 KClO4
3 K2MnO4 + 2 H2O → MnO2 + 2 KMnO4 + 4 KOH
2) реакції внутрішньомолекулярного окиснювання-відновлення:
2 Ag2O → O2 (г) + 4 Ag (тв)
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
(NH4)2Cr2O7 → N2 (г) + Cr2O3 + 4 H2O
2 AgNO3 → 2 Ag (тв) + 2 NO2 + O2
3) реакції міжмолекулярного окисновання-відновлення:
H2 (г) + F2 (г) → 2 HF
KClO4 + 4 C (тв) → KCl + 4 CO
KClO4 + 2 C (тв) → KCl + 2 CO2
3 H2S + K2Cr2O7 + 4 H2SO4 → 3 S (тв) + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O
3 C (тв) + 2 KNO3 + S (тв) → 3 CO2 + N2 (г) + K2S
3 As2S3 + 28 KNO3 + 4 H2O → 6 H3AsO4 + 9 H2SO4 + 28 NO

За тепловим ефектом реакції[ред.ред. код]

Наступною ознакою класифікації хімічних реакцій є виділення або поглинання енергії в процесі реакції. За цією ознакою реакції, що відбуваються з виділенням енергії (тепла), називаються екзотермічними. До них належить більшість хімічних реакцій. Наприклад, реакції сполучення заліза з сіркою, горіння магнію і фосфору в повітрі, гашення паленого вапна:

  • Fe + 2S = FeS2
  • 2Mg + О2 = 2MgO
  • 4Р + 5О2 = 2Р2О5
  • CaO (тв) + H2O (р)T = 298,15 K, P = 101,325 кПа Ca(ОН)2 (тв) & ΔH = −63,7 кДж / (моль Ca(OH)2)
  • 4 C6H5NH2 (р) + 31 O2 (г)T = 298,15 K, P = 101,325 кПа 24 CO2 (г) + 14 H2O (р) + 2 N2 (г) & ΔH = −13 584 кДж / (4 моль C6H5NH2)

Реакції, що відбуваються з вбираннями енергії (тепла), називаються ендотермічними. До них відносять, наприклад, реакції утворення монооксиду азоту при взаємодії азоту і кисню і дисульфіду вуглецю при взаємодії вуглецю і сірки при високих температурах:

  • C + 2 S = CS2
  • N2 (г) + O2 (г)T = 298,15 K, P = 101,325 кПа 2 NO (г) & ΔH = +180,8 кДж / (2 моль NO)

Відповідно до цього хімічні сполуки, що утворюються з простих речовин з виділенням енергії, називаються екзотермічними, а сполуки, що утворюються із вбиранням енергії, — ендотермічними. Екзотермічні речовини мають менший запас енергії порівняно з вихідними речовинами, а ендотермічні, навпаки, більший. Екзотермічні речовини, як правило, досить стійкі, причому чим більше енергії виділяється при їх утворенні, тим вони стійкіші. Ендотермічні речовини, навпаки, мало стійкі і легко розкладаються. Тому ендотермічних речовин відносно мало.

За типом реагентів[ред.ред. код]

За типом реагентів реакції поділяються на реакції галогенування (взаємодія з хлором, бромом), гідрування (приєднання молекул водню), гідратації (приєднання молекул води), гідролізу, нітрування.

Наявність каталізатора[ред.ред. код]

За цією ознакою реакції поділяються на каталітичні (які відбуваються тільки за наявності каталізатора) і некаталітичні (які відбуваються без каталізатора).

За ступенем перетворення реагентів[ред.ред. код]

За цією ознакою реакції поділяються на необоротні, коли реагенти повністю перетворюються на продукти реакції, та оборотні, які не доходять до кінця.

Реакції переносу електрона[ред.ред. код]

Докладніше: Перенос електрона

Реакції переносу електрону — реакції, що супроводжуються переносом електрону (ПЕ), тобто процесу, при якому електрон передається від одного атома або молекули до іншого атома або молекули. ПЕ — механістичний опис термодинамічного поняття окисно-відновних реакцій, при якому змінюються стани окислення обох реагентів реакції. Численні істотні процеси в біології використовують реакції переносу електрону, зокрема: зв'язування і транспорт кисню, фотосинтез/дихання, метаболічні синтези, і токсифікація високо-активних сполук. Додатково, процес передачі енергії може бути формалізований як два електронні обміни (дві конкуруючі події ПЕ в протилежних напрямках). Реакції ПЕ зазвичай залучають переходні металеві комплекси, але зараз відомо багато прикладів ПЕ в органічних молекулах.

Див. також[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Ф. А. Деркач "Хімія" Л. 1968.