Hemijska svojstva supstance se otkrivaju u raznim hemijskim reakcijama.
Transformacije tvari praćene promjenama u njihovom sastavu i (ili) strukturi nazivaju se kemijske reakcije. Često se sreće sljedeća definicija: kemijska reakcija je proces pretvaranja početnih supstanci (reagensa) u finalne tvari (proizvode).
Hemijske reakcije se pišu pomoću hemijskih jednadžbi i dijagrama koji sadrže formule polaznih supstanci i produkta reakcije. U hemijskim jednadžbama, za razliku od dijagrama, broj atoma svakog elementa je isti na lijevoj i desnoj strani, što odražava zakon održanja mase.
Na lijevoj strani jednadžbe upisane su formule polaznih supstanci (reagensa), na desnoj - tvari dobivene kao rezultat kemijske reakcije (produkti reakcije, finalne tvari). Znak jednakosti koji povezuje lijevo i desna strana, ukazuje na to ukupno atoma supstanci koje učestvuju u reakciji ostaje konstantan. Ovo se postiže postavljanjem cjelobrojnih stehiometrijskih koeficijenata ispred formula, pokazujući kvantitativne odnose između reaktanata i produkta reakcije.
Hemijske jednačine mogu sadržavati dodatne informacije o karakteristikama reakcije. Ako se hemijska reakcija odvija pod uticajem spoljašnjih uticaja (temperatura, pritisak, zračenje, itd.), to je označeno odgovarajućim simbolom, obično iznad (ili „ispod“) znaka jednakosti.
Ogroman broj hemijskih reakcija može se grupisati u nekoliko tipova reakcija, koje imaju vrlo specifične karakteristike.
As karakteristike klasifikacije može se odabrati sljedeće:
- 1. Broj i sastav polaznih supstanci i produkta reakcije.
- 2. Fizičko stanje reagensa i produkta reakcije.
- 3. Broj faza u kojima se nalaze učesnici reakcije.
- 4. Priroda prenesenih čestica.
- 5. Mogućnost da se reakcija odvija u naprijed i nazad.
- 6. Potpiši termalni efekat dijeli sve reakcije na: egzotermne reakcije koje se javljaju s egzo-efektom - oslobađanje energije u obliku topline (Q>0, ?H
i endotermne reakcije koje se javljaju s endo efektom - apsorpcijom energije u obliku topline (Q<0, ?H >0):
Takve reakcije se klasifikuju kao termohemijske.
Pogledajmo detaljnije svaku vrstu reakcije.
Klasifikacija prema broju i sastavu reagensa i konačnih supstanci
1. Složene reakcije
U reakcijama koje uključuju spojeve nekoliko reaktanata, relativno jednostavna kompozicija dobija se jedna supstanca složenijeg sastava:
Ove reakcije su po pravilu praćene oslobađanjem toplote, tj. dovode do stvaranja stabilnijih i manje energetski bogatih spojeva.
Reakcije spojeva jednostavnih supstanci su uvijek redoks prirode. Složene reakcije koje se javljaju između složene supstance, može se dogoditi kao bez promjene valencije:
i takođe se klasifikuju kao redoks:
2. Reakcije razgradnje
Reakcije razgradnje dovode do stvaranja nekoliko spojeva iz jedne složene tvari:
A = B + C + D.
Produkti razgradnje složene tvari mogu biti i jednostavne i složene tvari. Od reakcija raspadanja koje se odvijaju bez promjene valentnih stanja, vrijedna je pažnje razgradnja kristalnih hidrata, baza, kiselina i soli kiselina koje sadrže kisik:
Reakcije redoks razgradnje uključuju razgradnju oksida, kiselina i soli koje formiraju elementi u višim stepenima oksidacija:
Reakcije redoks razlaganja posebno su karakteristične za soli dušične kiseline.
Reakcije razgradnje u organska hemija nazivaju se pucanjem:
ili dehidrogenacija
3. Reakcije supstitucije
U reakcijama supstitucije, obično jednostavna tvar reagira sa složenom, tvoreći drugu jednostavnu supstancu i još jednu složenu:
A + BC = AB + C.
Ove reakcije većinom pripadaju redoks reakcijama:
Izuzetno je malo primjera supstitucijskih reakcija koje nisu praćene promjenom valentnih stanja atoma. Treba napomenuti reakciju silicijum dioksida sa solima kiselina koje sadrže kiseonik, a koje odgovaraju gasovitim ili isparljivim anhidridima:
CaCO3+ SiO2 = CaSiO3 + CO2,
Ponekad se ove reakcije smatraju reakcijama razmjene:
4. Reakcije razmjene
Reakcije razmjene su reakcije između dva jedinjenja koja međusobno razmjenjuju svoje sastojke:
AB + CD = AD + CB.
Ako se redoks procesi dešavaju tokom reakcija supstitucije, onda se reakcije razmene uvek dešavaju bez promene valentno stanje atomi. Ovo je najčešća grupa reakcija između složenih supstanci - oksida, baza, kiselina i soli:
Poseban slučaj ovih reakcija razmjene je reakcija neutralizacije:
Obično su ove reakcije u skladu sa zakonima hemijska ravnoteža i teče u smjeru u kojem se barem jedna od tvari uklanja iz reakcione sfere u obliku plinovite, isparljive tvari, taloga ili jedinjenja s malom disocijacijom (za otopine):
5. Transfer reakcije.
U reakcijama prijenosa, atom ili grupa atoma se pomiče iz jednog strukturna jedinica drugome:
Na primjer:
- 1. Hemijske reakcije se razlikuju po broju i sastavu reaktanata:
- a) reakcije koje se odvijaju bez promjene sastava supstanci u interakciji: c neorganska hemija primjeri takvih kemijskih reakcija su procesi promjene alotropskih modifikacija istog kemijskog elementa (grafit se pretvara u dijamant, kisik u ozon);
u organskoj hemiji primjeri su reakcije izomerizacije alkana, alkena, alkina i drugih, koje se javljaju bez promjene ne samo kvalitativnog, već i kvantitativnog sastava reagensa.
- b) hemijske reakcije koje se javljaju sa promenom sastava supstanci: reakcije povezivanja, supstitucije, razmene i razgradnje.
- 2. Reakcije se mogu klasificirati prema promjenama u oksidacijskim stanjima hemijski elementi interakciju u hemijskoj reakciji:
- a) redoks hemijske reakcije se javljaju sa promenom oksidacionog stanja;
- b) reakcije bez promjene oksidacijskog stanja reaktanata.
- 3. Hemijske reakcije se također dijele prema termičkom efektu koji je rezultat interakcije atoma ili molekula:
- a) egzotermni - sa oslobađanjem toplote (ili energije);
- b) endotermni - sa apsorpcijom energije.
- 4. Na osnovu učešća katalizatora u procesu interakcije, hemijske reakcije se dele na katalitičke i nekatalitičke (više od 70% svih reakcija su katalitičke).
- 5. Prema prisustvu u reakciji supstanci koje se nalaze u različitim agregatna stanja hemijske reakcije se dele na heterogene (reagensi i proizvodi su u različitim agregacionim stanjima) i homogene (svi reagensi i proizvodi su prisutni u istoj fazi).
- 6. U zavisnosti od smera strujanja, hemijske reakcije mogu biti reverzibilne (idu u oba smera) ili ireverzibilne.
- 7. Postoji i klasifikacija hemijskih reakcija prema vrsti energije koja pokreće reakciju: fotohemijska, radijaciona, termohemijska i elektrohemijska.
- 4. Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija
- 1. Priroda supstanci koje reaguju. Priroda hemijskih veza i struktura molekula reagensa igraju važnu ulogu. Reakcije se odvijaju u pravcu razaranja manje jakih veza i stvaranja supstanci sa jačim vezama. Dakle, prekid veza u molekulima H2 i N2 zahtijeva visoke energije; takvi molekuli su blago reaktivni. Prekidanje veza u visoko polarnim molekulima (HCl, H2O) zahtijeva manje energije i brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između jona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.
Fluor reaguje sa vodonikom eksplozivno na sobnoj temperaturi; brom reaguje sa vodonikom sporo kada se zagreje.
Kalcijum oksid reaguje sa vodom snažno, oslobađajući toplotu; bakreni oksid - ne reaguje.
2. Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena), sudari molekula reagujućih supstanci se češće javljaju - brzina reakcije se povećava.
Zakon djelovanja mase - brzina kemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija supstanci koje reaguju.
Za jednostepenu homogenu reakciju tipa A+B? produkti reakcije, ovaj zakon se izražava jednadžbom:
gdje je v brzina reakcije; cA i cB - koncentracije supstanci A i B, mol/l;
k je koeficijent proporcionalnosti koji se naziva konstanta brzine reakcije.
Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata.
Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz brzine reakcije.
3. Temperatura. Za svakih 10°C porasta temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo). Kako temperatura raste od t1 do t2, promjena brzine reakcije može se izračunati pomoću formule:
(gdje su Vt2 i Vt1 brzine reakcije na temperaturama t2 i t1, respektivno; g je temperaturni koeficijent ove reakcije).
Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo samo u uskom temperaturnom rasponu. Tačnija je Arrheniusova jednačina:
gdje je A konstanta ovisno o prirodi supstanci koje reaguju;
R je univerzalna plinska konstanta;
Ea je energija aktivacije, tj. energija koju molekuli u sudaru moraju imati da bi sudar doveo do hemijske transformacije.
Energetski dijagram hemijske reakcije.
Rice. 1
A - reagensi, B - aktivirani kompleks (prijelazno stanje), C - proizvodi.
Što je energija aktivacije Ea veća, brzina reakcije se više povećava s povećanjem temperature.
- 4. Kontaktna površina reagujućih supstanci. Za heterogene sisteme (kada su supstance u različitim agregacionim stanjima), što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrste materije može se povećati njihovim mljevenjem, a za rastvorljive supstance - otapanjem.
- 5. Kataliza. Supstance koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, nazivaju se katalizatori. Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva. U homogenoj katalizi, reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregacijskom stanju), u heterogenoj katalizi su različite faze (u različitim su agregacijskim stanjima). Dramatično usporite napredovanje neželjenih hemijski procesi u nekim slučajevima, inhibitori se mogu dodati reakcionom mediju (fenomen “negativne katalize”).
- 5. Zakon hemijske ravnoteže
Hemijska ravnoteža je stanje hemijskog sistema u kojem se jedna ili više hemijskih reakcija odvija reverzibilno, a brzine u svakom paru reakcija naprijed-nazad su jednake. Za sistem u hemijskoj ravnoteži, koncentracije reagensa, temperatura i drugi parametri sistema se ne menjaju tokom vremena.
U stanju ravnoteže, brzine reakcije naprijed i nazad postaju jednake.
Položaj hemijske ravnoteže zavisi od sledećih parametara reakcije: temperature, pritiska i koncentracije. Utjecaj koji ovi faktori imaju na hemijsku reakciju podliježe obrascu koji je izražen opšti pogled 1885. godine od strane francuskog naučnika Le Chateliera.
U svakom reverzibilna reakcija jedan od pravaca odgovara egzotermnom procesu, a drugi endotermnom.
Prednja reakcija je egzotermna, a reverzna endotermna.
Uticaj promena temperature na položaj hemijske ravnoteže je podložan slijedeći pravila: Kada temperatura raste, hemijska ravnoteža se pomera u pravcu endotermne reakcije, a kada se temperatura smanjuje, u pravcu egzotermne reakcije.
U svim reakcijama koje uključuju gasovite supstance, praćene promenom zapremine usled promene količine supstance tokom prelaska sa polaznih supstanci na produkte, na položaj ravnoteže utiče pritisak u sistemu.
Uticaj pritiska na položaj ravnoteže podleže sledećim pravilima: Sa povećanjem pritiska, ravnoteža se pomera ka stvaranju supstanci (ili polaznih proizvoda) manje zapremine; kako pritisak opada, ravnoteža se pomiče prema stvaranju tvari veće zapremine:
Tako je pri prelasku sa polaznih supstanci na produkte zapremina gasova prepolovljena.
Utjecaj koncentracije na stanje ravnoteže podliježe sljedećim pravilima:
Kada se koncentracija jedne od polaznih supstanci poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju produkta reakcije;
Kada se koncentracija jednog od produkta reakcije poveća, ravnoteža se pomiče prema stvaranju polaznih tvari.
1. Po karakteristikama promjene u oksidacijskim stanjima elemenata u molekule reagujućih supstanci, sve reakcije se dijele na:
A) redoks reakcije (reakcije prijenosa elektrona);
b) ne redoks reakcije (reakcije bez prijenosa elektrona).
2. Prema predznaku toplotnog efekta sve reakcije se dijele na:
A) egzotermna (dolazi sa oslobađanjem toplote);
b) endotermni (dolazi sa apsorpcijom toplote).
3. Po karakteristikama homogenost reakcionog sistema reakcije se dijele na:
A) homogena (teče u homogenom sistemu);
b) heterogena (teče u heterogenom sistemu)
4. U zavisnosti od prisustvo ili odsustvo katalizatora reakcije se dijele na:
A) katalitički (dolazi uz učešće katalizatora);
b) nekatalitički (radi bez katalizatora).
5. Po karakteristikama reverzibilnost sve hemijske reakcije se dele na:
A) nepovratan (teče samo u jednom smjeru);
b) reverzibilan (teče istovremeno u naprijed i nazad).
Pogledajmo još jednu često korištenu klasifikaciju.
Prema broju i sastavu polaznih supstanci (reagensa) i produkta reakcije Mogu se razlikovati sljedeće najvažnije vrste kemijskih reakcija:
A) reakcije povezivanja; b) reakcije raspadanja;
V) reakcije supstitucije; G) reakcije razmene.
Složene reakcije- to su reakcije tokom kojih dvije ili više tvari formiraju jednu supstancu složenijeg sastava:
A + B + ... = B.
Postoji veliki broj reakcije spajanja jednostavnih supstanci (metala s nemetalima, nemetala s nemetalima), na primjer:
Fe + S = FeS 2Na + H 2 = 2NaH
S + O 2 = SO 2 H 2 + Cl 2 = 2HCl
Reakcije spajanja jednostavnih supstanci su uvijek redoks reakcije. Ove reakcije su po pravilu egzotermne.
Složene supstance takođe mogu učestvovati u složenim reakcijama, na primer:
CaO + SO 3 = CaSO 4 K 2 O + H 2 O = 2KOH
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2
U navedenim primjerima, oksidacijska stanja elemenata se ne mijenjaju tokom reakcija.
Postoje i reakcije spajanja jednostavnih i složenih supstanci, koje spadaju u redoks reakcije, na primjer:
2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2SO 2 + O 2 = 2SO 3
· Reakcije razgradnje- to su reakcije u kojima iz jedne složene tvari nastaju dvije ili više jednostavnijih tvari: A = B + C + ...
Produkti razgradnje polazne tvari mogu biti i jednostavne i složene tvari, na primjer:
2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O BaCO 3 = BaO + CO 2
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
Reakcije razgradnje obično se javljaju kada se tvari zagrijavaju i predstavljaju endotermne reakcije. Kao i reakcije spojeva, reakcije razgradnje se mogu odvijati sa ili bez promjena u oksidacijskim stanjima elemenata.
Reakcije supstitucije- to su reakcije između jednostavnih i složenih supstanci, tokom kojih se atomi jednostavna supstanca zamjenjuju atome jednog od elemenata u molekuli složene tvari. Kao rezultat reakcije supstitucije, formiraju se nova jednostavna i nova složena tvar:
A + BC = AC + B
Ove reakcije su gotovo uvijek redoks reakcije. Na primjer:
Zn + 2HCl = ZnSl 2 + H 2
Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu
2Al + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3
2KBr + Cl 2 = 2KCl + Br 2
Postoji mali broj reakcija supstitucije koje uključuju složene tvari i koje se odvijaju bez promjene oksidacijskog stanja elemenata, na primjer:
CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2
Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + P 2 O 5
Reakcije razmjene- to su reakcije između dvije složene supstance, čije molekule izmjenjuju svoje sastavne dijelove:
AB + SV = AB + SV
Reakcije razmjene uvijek se odvijaju bez prijenosa elektrona, odnosno nisu redoks reakcije. Na primjer:
HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O
BaCl 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + 2HCl
Kao rezultat reakcija izmjene nastaje talog (↓), ili plinovita tvar (), ili slab elektrolit(npr. voda).
IN moderna nauka razlikuju kemijske i nuklearne reakcije koje nastaju kao rezultat interakcije polaznih supstanci, koje se obično nazivaju reagensima. Kao rezultat, nastaju druge hemikalije koje se nazivaju proizvodi. Sve interakcije nastaju pod određenim uslovima (temperatura, zračenje, prisustvo katalizatora, itd.). Jezgra atoma reaktanata kemijskih reakcija se ne mijenjaju. U nuklearnim transformacijama nastaju nove jezgre i čestice. Ima ih nekoliko razni znakovi, koji određuju vrste hemijskih reakcija.
Klasifikacija se može zasnivati na broju polaznih i rezultirajućih supstanci. U ovom slučaju, sve vrste hemijskih reakcija podijeljene su u pet grupa:
- Razlaganja (iz jedne supstance se dobija nekoliko novih), na primer, razlaganje pri zagrevanju na kalijum hlorid i kiseonik: KCLO3 → 2KCL + 3O2.
- Jedinjenja (dva ili više jedinjenja formiraju jedno novo), u interakciji sa vodom, kalcijum oksid prelazi u kalcijum hidroksid: H2O + CaO → Ca(OH)2;
- Supstitucija (broj proizvoda jednak je broju polaznih supstanci u kojima je jedna komponenta zamijenjena drugom), željezo u bakrovom sulfatu, zamjenjujući bakar, formira željezni sulfat: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu.
- Dvostruka izmjena (molekule dvije tvari zamjenjuju dijelove koji ih napuštaju), metali ulaze i razmjenjuju anione, formirajući precipitirani srebrni jodid i kadijum nitrat: KI + AgNO3 → AgI↓ + KNO3.
- Polimorfna transformacija (tvar prelazi iz jednog kristalnog oblika u drugi), kada se zagrije, obojeni jodid se pretvara u živin jodid žuta boja: HgI2 (crveno) ↔ HgI2 (žuto).
Ako hemijske transformacije ako se razmatraju na osnovu promjena u oksidacijskim stanjima elemenata u reagujućim supstancama, onda se vrste kemijskih reakcija mogu podijeliti u grupe:
- Sa promjenom stupnja oksidacije - redoks reakcije (ORR). Kao primjer možemo razmotriti interakciju željeza sa hlorovodonične kiseline: Fe + HCL → FeCl2 + H2, kao rezultat toga, oksidaciono stanje gvožđa (redukciono sredstvo koje donira elektrone) se promenilo sa 0 na -2, a vodonika (oksidaciono sredstvo koje prihvata elektrone) sa +1 na 0.
- Bez promjene oksidacijskog stanja (tj. ne ORR). Na primjer, kiselo-bazna reakcija bromovodonika s natrijevim hidroksidom: HBr + NaOH → NaBr + H2O, kao rezultat takvih reakcija nastaju sol i voda, a oksidacijska stanja kemijskih elemenata uključenih u polazne tvari ne mijenjaju se. promijeniti.
Ako uzmemo u obzir brzinu protoka u smjeru naprijed i natrag, onda se sve vrste kemijskih reakcija također mogu podijeliti u dvije grupe:
- Reverzibilni - oni koji istovremeno teku u dva smjera. Većina reakcija je reverzibilna. Primjer je otapanje ugljičnog dioksida u vodi sa stvaranjem nestabilnog ugljična kiselina, koji se razlaže na početne supstance: H2O + CO2 ↔ H2CO3.
- Nepovratni - teku samo u smjeru naprijed, nakon potpunog trošenja jedne od polaznih supstanci se završavaju, nakon čega su prisutni samo proizvodi i početna supstanca uzeti u višku. Obično je jedan od proizvoda ili nerastvorljiva tvar ili evoluirani plin. Na primjer, tokom interakcije sumporne kiseline i barijum hlorida: H2SO4 + BaCl2 + → BaSO4↓ + 2HCl, nerastvorljivi talog
Tipovi hemijskih reakcija u organskoj hemiji mogu se podeliti u četiri grupe:
- Supstitucija (jedan atom ili grupe atoma se zamjenjuju drugim), na primjer, kada hloroetan reaguje sa natrijum hidroksidom, nastaju etanol i natrijum hlorid: C2H5Cl + NaOH → C2H5OH + NaCl, to jest, atom hlora je zamenjen vodikom atom.
- Dodatak (dva molekula reaguju i formiraju jedan), na primer, brom dodaje na mestu prekida dvostruke veze u molekulu etilena: Br2 + CH2=CH2 → BrCH2—CH2Br.
- Eliminacija (molekul se raspada na dva ili više molekula), na primjer, pod određenim uvjetima, etanol se razlaže na etilen i vodu: C2H5OH → CH2=CH2 + H2O.
- Preuređenje (izomerizacija, kada se jedna molekula pretvara u drugu, ali se kvalitativni i kvantitativni sastav atoma u njoj ne mijenja), na primjer, 3-kloro-ruten-1 (C4H7CL) pretvara se u 1 hlorobuten-2 (C4H7CL) ). Ovdje je atom klora otišao od trećeg atoma ugljika u lancu ugljikovodika do prvog, a dvostruka veza je povezivala prvi i drugi atom ugljika, a zatim je počela spajati drugi i treći atom.
Poznate su i druge vrste hemijskih reakcija:
- Nastaju apsorpcijom (endotermna) ili oslobađanjem toplote (egzotermna).
- Po vrsti reagensa ili nastalih proizvoda u interakciji. Interakcija sa vodom - hidroliza, sa vodonikom - hidrogenacija, sa kiseonikom - oksidacija ili sagorevanje. Eliminacija vode je dehidracija, vodonika je dehidrogenacija itd.
- Prema uslovima interakcije: u prisustvu pod uticajem niske ili visoke temperature, pri promjeni pritiska, na svjetlu, itd.
- Prema mehanizmu reakcije: ionske, radikalne ili lančane reakcije.
Hemijske reakcije, njihova svojstva, vrste, uslovi nastajanja, itd., jedan su od stubova temelja zanimljive nauke zvane hemija. Hajde da pokušamo da shvatimo šta je hemijska reakcija i koja je njena uloga. Dakle, kemijskom reakcijom u hemiji se smatra transformacija jedne ili više tvari u druge tvari. U tom se slučaju njihove jezgre ne mijenjaju (za razliku od nuklearnih reakcija), ali dolazi do preraspodjele elektrona i jezgara i, naravno, pojavljuju se novi kemijski elementi.
Hemijske reakcije u prirodi i svakodnevnom životu
Vi i ja smo okruženi hemijskim reakcijama, štaviše, sami ih redovno sprovodimo kroz razne svakodnevne radnje, kada, na primer, zapalimo šibicu. Kuvari, a da to i ne znaju (ili možda čak i ne sumnjaju), provode mnoge hemijske reakcije prilikom pripreme hrane.
Naravno, u prirodni uslovi Događaju se mnoge hemijske reakcije: erupcija vulkana, lišća i drveća, ali šta da kažem, skoro svaki biološki proces može se klasifikovati kao primer hemijskih reakcija.
Vrste hemijskih reakcija
Sve hemijske reakcije se mogu podeliti na jednostavne i složene. Jednostavne hemijske reakcije se, pak, dijele na:
- reakcije veze,
- reakcije raspadanja,
- supstitucijske reakcije,
- reakcije razmene.
Hemijska reakcija jedinjenja
Prema vrlo prikladnoj definiciji velikog hemičara D.I. Mendeljejeva, složena reakcija se odvija kada se "dogodi jedna od dvije supstance". Primjer kemijske reakcije spoja je zagrijavanje praha željeza i sumpora, u kojem se iz njih formira željezni sulfid - Fe + S = FeS. Još jedan upečatljiv primjer ove reakcije je sagorijevanje jednostavnih tvari kao što su sumpor ili fosfor u zraku (možda se takva reakcija može nazvati i termičkom kemijskom reakcijom).
Hemijska reakcija raspadanja
Ovdje je sve jednostavno, reakcija razlaganja je suprotna reakciji povezivanja. Njime se iz jedne supstance dobivaju dvije ili više tvari. Jednostavan primjer kemijske reakcije raspadanja bila bi reakcija raspadanja krede, tokom koje se iz same krede formira živo vapno i ugljen-dioksid.
Reakcija hemijske supstitucije
Reakcija supstitucije nastaje kada jednostavna supstanca stupi u interakciju sa složenom. Navedimo primjer reakcije kemijske zamjene: ako čelični ekser uronite u otopinu s bakrenim sulfatom, tada tokom ovog jednostavnog hemijsko iskustvo dobićemo gvožđe sulfat (gvožđe će istisnuti bakar iz soli). Jednačina za takvu hemijsku reakciju će izgledati ovako:
Fe+CuSO 4 → FeSO 4 +Cu
Reakcija hemijske razmene
Reakcije razmene odvijaju se isključivo između složenih hemijskih supstanci, pri čemu one razmenjuju svoje delove. Dosta takvih reakcija se odvija u raznim rješenjima. Neutralizacija kiseline žuči - ovdje dobar primjer reakcija hemijske razmene.
NaOH+HCl→ NaCl+H 2 O
Ovako to izgleda hemijska jednačina Ova reakcija uključuje izmjenu jona vodonika iz jedinjenja HCl sa jonom natrijuma iz jedinjenja NaOH. Posljedica ove kemijske reakcije je stvaranje otopine kuhinjske soli.
Znakovi hemijskih reakcija
Po znacima nastanka hemijskih reakcija može se suditi da li je došlo do hemijske reakcije između reagensa ili ne. Evo primjera znakova hemijskih reakcija:
- Promjena boje (svijetlo željezo, na primjer, postaje prekriveno smeđim premazom u vlažnom zraku, kao rezultat kemijske reakcije između željeza i).
- Precipitacija (ako iznenada prođete ugljični dioksid kroz otopinu vapna, dobit ćete bijeli nerastvorljivi talog kalcijum karbonata).
- Emisija gasa (ako vam padne kap soda bikarbona limunska kiselina, dobit ćete oslobađanje ugljičnog dioksida).
- Formiranje slabo disociranih supstanci (sve reakcije koje rezultiraju stvaranjem vode).
- Sjaj rastvora (primer ovde su reakcije koje se dešavaju sa rastvorom luminola, koji emituje svetlost tokom hemijskih reakcija).
Općenito, teško je identificirati koji su znakovi kemijskih reakcija glavni; različite tvari i različite reakcije imaju svoje karakteristike.
Kako prepoznati znak hemijske reakcije
Znak kemijske reakcije možete odrediti vizualno (promjenom boje, sjajem), ili po rezultatima same te reakcije.
Brzina hemijske reakcije
Brzina hemijske reakcije se obično podrazumeva kao promena količine jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena. Štaviše, brzina hemijske reakcije je uvek pozitivna vrednost. Godine 1865. hemičar N. N. Beketov formulirao je zakon djelovanja mase, koji kaže da je “brzina kemijske reakcije u svakom trenutku vremena proporcionalna koncentracijama reagensa podignutih na snage jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.”
Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije uključuju:
- priroda reaktanata,
- prisustvo katalizatora,
- temperatura,
- pritisak,
- površina reagujućih supstanci.
Svi oni imaju veoma direktan uticaj na brzinu hemijske reakcije.
Ravnoteža hemijske reakcije
Hemijska ravnoteža je stanje hemijskog sistema u kojem se odvija nekoliko hemijskih reakcija i brzine u svakom paru prednjih i reverznih reakcija su jednake. Tako se identifikuje konstanta ravnoteže hemijske reakcije - to je veličina koja za datu hemijsku reakciju određuje odnos između termodinamičkih aktivnosti polaznih supstanci i proizvoda u stanju hemijske ravnoteže. Poznavajući konstantu ravnoteže, možete odrediti smjer kemijske reakcije.
Uslovi za nastanak hemijskih reakcija
Za pokretanje hemijskih reakcija potrebno je stvoriti odgovarajuće uslove:
- dovodeći supstance u bliski kontakt.
- zagrijavanje tvari na određenu temperaturu (temperatura kemijske reakcije mora biti prikladna).
Toplotni efekat hemijske reakcije
To je ono što oni zovu promjena unutrašnja energija sistema kao rezultat nastanka hemijske reakcije i transformacije polaznih supstanci (reaktanata) u produkte reakcije u količinama koje odgovaraju jednadžbi hemijske reakcije pod sledećim uslovima:
- Jedini mogući rad u ovom slučaju je samo rad protiv vanjskog pritiska.
- polazne supstance i proizvodi dobijeni kao rezultat hemijske reakcije imaju istu temperaturu.
Hemijske reakcije, video
I na kraju, zanimljiv video o najnevjerovatnijim kemijskim reakcijama.
Klasifikacija hemijskih reakcija u neorganskoj i organskoj hemiji vrši se na osnovu različitih klasifikacionih karakteristika, o kojima su informacije date u donjoj tabeli.
Promjenom oksidacijskog stanja elemenata
Prvi znak klasifikacije temelji se na promjeni oksidacijskog stanja elemenata koji formiraju reaktante i produkte.
a) redoks
b) bez promene oksidacionog stanja
Redox nazivaju se reakcije praćene promjenom oksidacijskih stanja kemijskih elemenata koji čine reagense. Redox reakcije u neorganskoj hemiji uključuju sve reakcije supstitucije i one reakcije razgradnje i kombinacije u kojima je uključena barem jedna jednostavna supstanca. Reakcije koje se javljaju bez promjene oksidacijskih stanja elemenata koji tvore reaktante i produkte reakcije uključuju sve reakcije izmjene.
Prema broju i sastavu reagensa i proizvoda
Hemijske reakcije se klasificiraju prema prirodi procesa, odnosno prema broju i sastavu reagensa i proizvoda.
Složene reakcije su hemijske reakcije usled kojih se iz nekoliko jednostavnijih molekula dobijaju složeni molekuli, na primer:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Reakcije razgradnje nazivaju se kemijske reakcije usljed kojih se jednostavne molekule dobivaju iz složenijih, na primjer:
CaCO 3 = CaO + CO 2
Reakcije razgradnje mogu se smatrati obrnutim procesima kombinacije.
Reakcije supstitucije su kemijske reakcije uslijed kojih se atom ili grupa atoma u molekuli tvari zamjenjuje drugim atomom ili grupom atoma, na primjer:
Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2
Njihov žig- interakcija jednostavne supstance sa složenom. Takve reakcije postoje i u organskoj hemiji.
Međutim, koncept "supstitucije" u organskoj hemiji je širi nego u neorganskoj hemiji. Ako u molekuli polazne supstance bilo koji atom ili funkcionalna grupa su zamijenjene drugim atomom ili grupom, to su također reakcije supstitucije, iako sa stanovišta neorganske hemije proces izgleda kao reakcija razmjene.
- razmjena (uključujući neutralizaciju).
Reakcije razmjene su hemijske reakcije koje se odvijaju bez promene oksidacionih stanja elemenata i dovode do razmene komponente reagensi, na primjer:
AgNO 3 + KBr = AgBr + KNO 3
Ako je moguće, krenite u suprotnom smjeru
Ako je moguće, tok u suprotnom smjeru - reverzibilan i nepovratan.
Reverzibilno su hemijske reakcije koje se odvijaju na datoj temperaturi istovremeno u dva suprotna smjera s uporedivim brzinama. Prilikom pisanja jednadžbi za takve reakcije, znak jednakosti zamjenjuje se suprotno usmjerenim strelicama. Najjednostavniji primjer reverzibilne reakcije je sinteza amonijaka interakcijom dušika i vodika:
N 2 +3H 2 ↔2NH 3
Nepovratno su reakcije koje se odvijaju samo u smjeru naprijed, što rezultira stvaranjem proizvoda koji ne stupaju u interakciju jedni s drugima. Nepovratne reakcije uključuju kemijske reakcije koje rezultiraju stvaranjem blago disociranih spojeva i oslobađanjem velika količina energije, kao i one kod kojih konačni produkti napuštaju reakcijsku sferu u plinovitom obliku ili u obliku taloga, na primjer:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
2Ca + O2 = 2CaO
BaBr 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaBr
Termičkim efektom
Egzotermno nazivaju se hemijske reakcije koje nastaju oslobađanjem toplote. Simbol promjena entalpije (sadržaja topline) ΔH i termičkog efekta reakcije Q. Za egzotermne reakcije Q > 0, i ΔH< 0.
Endotermni su hemijske reakcije koje uključuju apsorpciju toplote. Za endotermne reakcije Q< 0, а ΔH > 0.
Reakcije spajanja će općenito biti egzotermne reakcije, a reakcije razlaganja će biti endotermne. Rijetka iznimka je reakcija dušika s kisikom - endotermna:
N2 + O2 → 2NO – Q
Po fazama
Homogene su reakcije koje se odvijaju u homogenom mediju ( homogene supstance, u jednoj fazi, na primjer g-g, reakcije u otopinama).
Heterogena su reakcije koje se odvijaju u heterogenom mediju, na dodirnoj površini reagujućih supstanci koje se nalaze u različite faze, na primjer, čvrsti i plinoviti, tekući i plinoviti, u dvije tekućine koje se ne miješaju.
Prema upotrebi katalizatora
Katalizator je tvar koja ubrzava kemijsku reakciju.
Katalitičke reakcije javljaju se samo u prisustvu katalizatora (uključujući enzimske).
Nekatalitičke reakcije ići u odsustvu katalizatora.
Po vrsti otpremnine
Po vrsti rupture hemijska veza u originalnoj molekuli razlikuju se homolitičke i heterolitičke reakcije.
Homolitički nazivaju se reakcije u kojima, kao rezultat raskidanja veza, nastaju čestice koje imaju nespareni elektron - slobodni radikali.
Heterolitički su reakcije koje nastaju stvaranjem ionskih čestica – kationa i anjona.
- homolitički (jednak jaz, svaki atom prima 1 elektron)
- heterolitički (nejednak jaz - dobija se par elektrona)
Radikalan(lanac) su hemijske reakcije koje uključuju radikale, na primjer:
CH 4 + Cl 2 hv →CH 3 Cl + HCl
Jonski su hemijske reakcije koje se dešavaju uz učešće jona, na primer:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓
Heterolitičke reakcije nazivaju se elektrofilnim. organska jedinjenja sa elektrofilima - česticama koje nose cijeli ili djelomični pozitivni naboj. Dijele se na reakcije elektrofilne supstitucije i elektrofilne adicije, na primjer:
C 6 H 6 + Cl 2 FeCl3 → C 6 H 5 Cl + HCl
H 2 C =CH 2 + Br 2 → BrCH 2 –CH 2 Br
Nukleofilne su heterolitičke reakcije organskih jedinjenja s nukleofilima - česticama koje nose cijele ili frakcije negativni naboj. Dijele se na reakcije nukleofilne supstitucije i nukleofilne adicije, na primjer:
CH 3 Br + NaOH → CH 3 OH + NaBr
CH 3 C(O)H + C 2 H 5 OH → CH 3 CH(OC 2 H 5) 2 + H 2 O
Klasifikacija organskih reakcija
Klasifikacija organske reakcije je dato u tabeli:
