Хімічна реакція

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.

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.

Реакція окиснення літію:

4Li + O₂ → 2Li₂O

Зміст 1 Основні типи хімічних реакцій 2 Зворотні і незворотні реакції 3 Окисно-вiдновні реакцii 4 Екзотермічні і ендотермічні реакції 5 Див. також 6 Джерела

[ред.] Основні типи хімічних реакцій

Хімічні реакції, а разом з тим і хімічні рівняння, які їх відображають, різноманітні. Проте майже всі хімічні реакції можна звести до чотирьох основних типів:

• реакції сполучення
• реакції розкладу
• реакції заміщення
• реакції обміну

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.

Реакцiя	Загальна схема	Приклади
Сполучення	A + B → AB	C + O2 → CO2
		CaO + CO2 → CaCO3
		C2H4 + HBr → C2H5Br
		CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq)
		H2CO3 (aq) + BaCO3 (s) → T ≈ 298 K, P ≈ 100 kPa Ba(HCO3)2 (aq)
		CaO (s) + H2O (l) → T = 298.15 K, P = 101.325 kPa Ca(OH)2 (s) & ΔH = −63.7 kJ / mol of CaO
Розкладу	AB → A + B	2 H2O → 2 H2 + O2
		C2H5Br → C2H4 + HBr
		ZnCO3 (s) → T >> 373 K, P ≈ 100 kPa ZnO (s) + CO2 (g)
Замiщення	A + BC → B + AC	Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
		2 Al + HCl → 2 AlCl3 + 3 H2 ↑
		O2 (g) + HgS (s) → Hg (g) + SO2 (g)
		C (s) + ZnO (s) → T > 1223 K, P ≈ 100 kPa Zn (g) + CO (g)
		C (s) + H2O (g) → T ≥ 1273 K, P ≈ 101 kPa H2 (g) + CO (g) & ΔH ≈ +120 kJ / mol
Обмiну	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 (l)
		NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → T ≈ 298 K, P ≈ 100 kPa NaNO3 (aq) + AgCl (s)
Ізомеризації	перегрупування атомів у молекулі	α глюкоза β глюкоза

[ред.] Зворотні і незворотні реакції

Усі хімічні реакції, незалежно від типу, поділяються на дві групи в залежності від того, доходять вони до кінця чи не доходять. Реакції, які доходять до кінця, тобто до повного перетворення всіх молекул вихідних речовин у молекули продуктів реакції, називаються незворотними. Наприклад, при нагріванні бертолетової солі всі її молекули без залишку розкладаються з утворенням молекул хлориду калію і кисню:

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂ ↑ 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O_{2 (g)} ( 2 KCl + 3 O_{2 (g)} → 2 KClO₃ )

Зворотна реакція, тобто реакція утворення бертолетової солі шляхом взаємодії хлориду калію і кисню, неможлива.

Оборотними називаються реакції, які при тих самих умовах одночасно відбуваються у двох взаємопротилежних напрямках. Оборотні реакції не доходять до кінця, тобто не всі молекули вихідних речовин перетворюються у молекули продуктів реакції, оскільки продукти реакції, у свою чергу, взаємодіють між собою і перетворюються у вихідні речовини. Прикладом оборотної реакції може служити реакція взаємодії діоксиду вуглецю з воднем при нагріванні з утворенням монооксиду вуглецю і водяної пари:

CO₂ + H₂ → CO + H₂O

Однак при тих самих умовах монооксид вуглецю реагує з водяною парою, утворюючи діоксид вуглецю і водень, тобто вихідні речовини:

CO + H₂O → CO₂ + H₂

Оборотні реакції зображають звичайно одним рівнянням, замінивши знак рівності двома стрілками, скерованими в протилежні сторони:

CO₂ + H₂ CO + H₂O CO₂ + H₂ → CO + H₂O CO + H₂O → CO₂ + H₂

Реакцію, що протікає зліва направо, називають прямою, а ту, що протікає справа наліво, — зворотною. Як приклад оборотних реакцій можна навести також реакцію утворення амоніаку при взаємодії азоту і водню при нагріванні:

N₂ + 3 H₂ 2 NH₃ N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃ 2 NH₃ → N₂ + 3 H₂

Кожна оборотна реакція завершується встановленням хімічної рівноваги, тобто такого стану, коли в одиницю часу утворюється стільки молекул, скільки їх і руйнується. В техніці оборотні реакції невигідні, бо вони приводять до зниження виходу одержуваних продуктів. Тому стан хімічної рівноваги намагаються змістити різними способами в сторону утворення одержуваного продукту.

[ред.] Окисно-вiдновні реакцii

Усі хімічні реакції, незалежно від їх типу, які протікають із зміною валентності елементів, що входять до складу реагуючих речовин, виділяють в окрему групу і називають окисно-відновними.

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. Навпаки, процес приєднання атомом, молекулою або іоном електронів називається відновленням. Атом, молекула або іон, що віддає електрони, називаються відновником. Віддаючи електрони, сам відновник окиснюється. 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 розведеною нітратною кислотою:

3 Cu⁰ _(s) + 2 HN⁺⁵O_{3 (aq)} + 6 HNO_{3 (aq)} → 3 Cu⁺²(NO₃)_{2 (aq)} + 2 N⁺²O _(g) + 4 H₂O _(l)

Серед окисно-вiдновних реакцii видiляють:

1) реакцii самоокиснення-самовiдновлення:

3 AuF → 2 Au _(s) + AuF₃

3 Au⁺¹F → 2 Au⁰ _(s) + Au⁺³F₃

0 = O_xl(Au in Au _(s)) < O_xl(Au in AuF) < O_xl(Au in AuF₃) = 3 O_xl(Au in AuF) = 1

4 KClO₃ → KCl + 3 KClO₄

4 KCl⁺⁵O₃ → KCl⁻¹ + 3 KCl⁺⁷O₄

−1 = O_xl(Cl in KCl) < O_xl(Cl in KClO₃) < O_xl(Cl in KClO₄) = 7 O_xl(Cl in KClO₃) = 5

3 K₂MnO₄ + 2 H₂O → MnO₂ + 2 KMnO₄ + 4 KOH

3 K₂Mn⁺⁶O₄ + 2 H₂O → Mn⁺⁴O₂ + 2 KMn⁺⁷O₄ + 4 KOH

4 = O_xl(Mn in MnO₂) < O_xl(Mn in K₂MnO₄) < O_xl(Mn in KMnO₄) = 7 O_xl(Mn in K₂MnO₄) = 6

2) реакцii внутрiшномолекулярного окисновання-вiдновлення:

2 Ag₂O → O_{2 (g)} + 4 Ag _(s)

2 Ag⁺¹₂O⁻² → O⁰_{2 (g)} + 4 Ag⁰ _(s)

−2 = O_xl(O in Ag₂O) < O_xl(O in O_{2 (g)}) = 0 1 = O_xl(Ag in Ag₂O) > O_xl(Ag in Ag _(s)) = 0

2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂

2 KCl⁺⁵O⁻²₃ → 2 KCl⁻¹ + 3 O⁰₂

−2 = O_xl(O in KClO₃) < O_xl(O in O₂) = 0 5 = O_xl(Cl in KClO₃) > O_xl(Cl in KCl) = −1

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N_{2 (g)} + Cr₂O₃ + 4 H₂O

(N⁻³H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇ → N⁰_{2 (g)} + Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O

−3 = O_xl(N in (NH₄)₂Cr₂O₇) < O_xl(N in N_{2 (g)}) = 0 6 = O_xl(Cr in (NH₄)₂Cr₂O₇) > O_xl(Cr in Cr₂O₃) = 3

2 AgNO₃ → 2 Ag _(s) + 2 NO₂ + O₂

2 Ag⁺¹N⁺⁵O⁻²₃ → 2 Ag⁰ _(s) + 2 N⁺⁴O₂ + O⁰₂

−2 = O_xl(O in AgNO₃) < O_xl(O in O₂) 5 = O_xl(N in AgNO₃) > O_xl(N in NO₂) = 4

1 = O_xl(Ag in AgNO₃) > O_xl(Ag in Ag _(s))= 0

3) реакцii мiжмолекулярного окисновання-вiдновлення:

H_{2 (g)} + F_{2 (g)} → 2 HF

H⁰_{2 (g)} + F⁰_{2 (g)} → 2 H⁺¹F⁻¹

0 = O_xl(H in H_{2 (g)}) < O_xl(H in HF) = 1 0 = O_xl(F in F_{2 (g)}) > O_xl(F in HF) = −1

KClO₄ + 4 C _(s) → KCl + 4 CO

KCl⁺⁷O₄ + 4 C⁰ _(s) → KCl⁻¹ + 4 C⁺²O

0 = O_xl(C in C _(s)) < O_xl(C in CO) = 2 7 = O_xl(Cl in KClO₄) > O_xl(Cl in KCl) = −1

KClO₄ + 2 C _(s) → KCl + 2 CO₂

KCl⁺⁷O₄ + 2 C⁰ _(s) → KCl⁻¹ + 2 C⁺⁴O₂

0 = O_xl(C in C _(s)) < O_xl(C in CO₂) = 4 7 = O_xl(Cl in KClO₄) > O_xl(Cl in KCl) = −1

3 H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4 H₂SO₄ → 3 S _(s) + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7 H₂O

3 H₂S⁻² + K₂Cr⁺⁶₂O₇ + 4 H₂SO₄ → 3 S⁰ _(s) + Cr⁺³₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7 H₂O

−2 = O_xl(S in H₂S) < O_xl(S in S _(s)) = 0 6 = O_xl(Cr in K₂Cr₂O₇) > O_xl(Cr in Cr₂(SO₄)₃) = 3

3 C _(s) + 2 KNO₃ + S _(s) → 3 CO₂ + N_{2 (g)} + K₂S

3 C⁰ _(s) + 2 KN⁺⁵O₃ + S⁰ _(s) → 3 C⁺⁴O₂ + N⁰_{2 (g)} + K₂S⁻²

0 = O_xl(C in C _(s)) < O_xl(C in CO₂) = 4 5 = O_xl(N in KNO₃) > O_xl(N in N_{2 (g)}) = 0

0 = O_xl(S in S _(s)) > O_xl(S in K₂S) = −2

3 As₂S₃ + 28 KNO₃ + 4 H₂O → 6 H₃AsO₄ + 9 H₂SO₄ + 28 NO

3 As⁺³₂S⁻²₃ + 28 KN⁺⁵O₃ + 4 H₂O → 6 H₃As⁺⁵O₄ + 9 H₂S⁺⁶O₄ + 28 N⁺²O

3 = O_xl(As in As₂S₃) < O_xl(As in H₃AsO₄) = 5 −2 = O_xl(S in As₂S₃) < O_xl(S in H₂SO₄) = 6

5 = O_xl(N in HNO₃) > O_xl(N in NO) = 2

[ред.] Екзотермічні і ендотермічні реакції

Усі хімічні перетворення речовин, незалежно від типу реакції, супроводжуються виділенням або вбиранням енергії, найчастіше всього теплової.

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 + S = FeS
• 2Mg + О₂ = 2MgO
• 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅
• CaO _(s) + H₂O _(l) → _{T = 298.15 K, P = 101.325 kPa} Ca(ОН)_{2 (s) & ΔH = −63.7 kJ / mol of Ca(OH)2}

• 4 C₆H₅NH_{2 (l)} + 31 O_{2 (g)} → _{T = 298.15 K, P = 101.325 kPa} 24 CO_{2 (g)} + 14 H₂O _(l) + 2 N_{2 (g) & ΔH = −13 584 kJ / 4 mol of 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
• N_{2 (g)} + O_{2 (g)} → _{T = 298.15 K, P = 101.325 kPa} 2 NO _{(g) & ΔH = +180.8 kJ / 2 mol of 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.

[ред.] Див. також

• Реакція Будуара
• Реакція Гайдінгера
• Реакція Мейгена

[ред.] Джерела

• Ф. А. Деркач "Хімія" Л. 1968