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 окислення натрію:

2Na + O₂ → Na₂O

[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:

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.

[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:

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ ↑

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:

$CO_2 + H_2 \;\overrightarrow{\leftarrow} CO + H_2O$

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:

$N_2 + 3H_2 \;\overrightarrow{\leftarrow} 2NH_3$

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-відновні реакції

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:

3Cu⁰ + 2HNO₃ + 6HNO₃ = 3Cu²⁺(NO₃)₂ + 2N²⁺O + 4H₂O

[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 = FеS
2Mg + О₂ = 2MgO
4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅
CaО + H₂O = Ca(ОН)₂

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:

H₂ + О₂ = 2NO
С + 2S = СS₂

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.