Kjemisk reaksjon
Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Kjemiske reaksjoner skjer når to eller flere stoffer reagerer med hverandre og danner en eller flere nye forbindelser – reaksjonsproduktene. Det finnes mange typer av kjemiske reaksjoner, eksempelvis redoks-reaksjoner, syre-base-reaksjoner, hydrolyse og kondenseringsreaksjoner.
I de fleste reaksjoner vil reaksjonsproduktene samtidig brytes ned og gå tilbake til utgangsstoffene, og det vil etter en tid oppstå likevekt mellom reaksjonshastighetene begge veier. Reaksjonshastigheten er til enhver tid avhengig av konsentrasjonen av de ulike stoffene samt trykk og temperatur. Dette kalles likevektsreaksjoner og beskrives i reaksjonsformler etter Brønsted-Lowry-prinsippet.
I noen kjemiske reaksjoner blir energi utviklet og avgis som varme, såkalte eksoterme reaksjoner. I andre reaksjoner må energi tilføres utenfra for at reaksjonen skal skje, såkalte endoterme reaksjoner. Begge typer reaksjoner kan være spontane, avhengig av trykk og temperatur. Alle reaksjoner skjer hurtigere ved høyere temperatur, men likevekten kan da være forskjøvet mot utgangsstoff til ulempe for produktutbyttet. I industrielle kjemiske prosesser er reaksjonsbetingelsene (konsentrasjon, trykk, temperatur) oftest justert til et kompromiss mellom hastighet og utbytte.
[rediger] Ulike typer kjemiske reaksjonar
- Raske reaksjoner:
- Langsomme reaksjoner:
En reaksjon som utvikler energi kalles eksoterm. Et eksempel på dette ser vi når vi tenner på et magnesiumband. Bandet brenner med en intens hvit flamme og gir fra seg energi. (2 Mg + O2 → 2 MgO + energi).
En reaksjon som krever energi for at den skal gå, sier vi er endoterm. Dersom for eksempel nitrogen og oksygen skal reagere med hverandre, må det tilføres energi. Reaksjonen er endoterm. (N2 + O2 + energi → 2 NO)
