Химическая реакция

Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества (продукты), при котором ядра атомов не меняются, при этом происходит перераспределение электронов и ядер, и образуются новые химические вещества. В отличие от ядерных реакций, при химических реакциях не изменяется общее число ядер атомов и изотопный состав химических элементов.

Виды энергии:
	Механическая	Потенциальная  Кинетическая
‹♦›	Внутренняя
	Электромагнитная	Электрическая  Магнитная
	Химическая
	Ядерная
${\displaystyle G}$	Гравитационная
${\displaystyle \emptyset }$	Вакуума
Гипотетические:
${\displaystyle }$	Тёмная
См. также: Закон сохранения энергии

Химические реакции происходят при смешении или физическом контакте реагентов самопроизвольно, при нагревании, участии катализаторов (катализ), действии света (фотохимические реакции), электрического тока (электродные процессы), ионизирующих излучений (радиационно-химические реакции), механического воздействия (механохимические реакции), в низкотемпературной плазме (плазмохимические реакции) и т. п. Взаимодействие молекул между собой происходит по цепному маршруту: ассоциация — электронная изомеризация — диссоциация, в котором активными частицами являются радикалы, ионы, координационно-ненасыщенные соединения. Скорость химической реакции определяется концентрацией активных частиц и разницей между энергиями связи разрываемой и образуемой.

Химические процессы, протекающие в веществе, отличаются и от физических процессов, и от ядерных превращений. В физических процессах каждое из участвующих веществ сохраняет неизменным свой состав (хотя вещества могут образовывать смеси), но могут изменять внешнюю форму или агрегатное состояние.

В химических процессах (химических реакциях) получаются новые вещества с отличными от реагентов свойствами, но никогда не образуются атомы новых элементов, так как ядра остаются прежними, а все изменения происходят в электронной оболочке.

В ядерных реакциях происходят изменения в атомных ядрах всех участвующих элементов, что приводит к образованию атомов новых элементов.

Классификация

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.

По наличию границы раздела фаз

а) между реагентами

Гомогенная химическая реакция — химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы. (реагенты находятся в одной фазе)

Гетерогенная химическая реакция — химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз. (реагенты в разных фазах, например маслянистое вещество с водой; твёрдый реагент с жидким реагентом и т.д.)

В многостадийной химической реакции некоторые стадии могут быть гомогенными, а другие — гетерогенными. Такие реакции называются гомогенно-гетерогенными^[1].

б) между реагентами и продуктами

В зависимости от числа фаз, которые образуют исходные вещества и продукты реакции, химические процессы могут быть гомофазными (исходные вещества и продукты находятся в пределах одной фазы) и гетерофазными (исходные вещества и продукты образуют несколько фаз).

Гомо- и гетерофазность реакции не связана с тем, является ли реакция гомо- или гетерогенной^[2]. Поэтому можно выделить четыре типа процессов:

• Гомогенные гомофазные реакции. В реакциях такого типа реакционная смесь является гомогенной, а реагенты и продукты принадлежат одной и той же фазе. Примером таких реакций могут служить реакции ионного обмена, например, нейтрализация раствора кислоты раствором щёлочи:

${\displaystyle \mathrm {NaOH+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O} }$

• Гетерогенные гомофазные реакции. Компоненты находятся в пределах одной фазы, однако реакция протекает на границе раздела фаз, например, на поверхности катализатора. Примером может быть гидрирование этилена на никелевом катализаторе:

${\displaystyle \mathrm {C_{2}H_{4}+H_{2}\ {\xrightarrow[{}]{Ni}}\ C_{2}H_{6}} }$

• Гомогенные гетерофазные реакции. Реагенты и продукты в такой реакции существуют в пределах нескольких фаз, однако реакция протекает в одной фазе. Так может проходить окисление углеводородов в жидкой фазе газообразным кислородом.
• Гетерогенные гетерофазные реакции. В этом случае реагенты находятся в разном фазовом состоянии, продукты реакции также могут находиться в любом фазовом состоянии. Реакционный процесс протекает на границе раздела фаз. Примером может служить реакция солей угольной кислоты (карбонатов) с кислотами Бренстеда:

${\displaystyle \mathrm {MgCO_{3}+2HCl\rightarrow MgCl_{2}+CO_{2}\uparrow +H_{2}O} }$

По изменению степеней окисления реагентов

• Если в процессе реакции происходит изменение степеней окисления реагентов, то такие реакции называются окислительно-восстановительными реакциями: атомы одного элемента (окислителя) восстанавливаются, то есть присоединяют электроны и понижают свою степень окисления, а атомы другого элемента (восстановителя) окисляются, то есть отдают электроны и повышают свою степень окисления. Частным случаем окислительно-восстановительных реакций являются реакции конпропорционирования, в которых окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, находящиеся в разных степенях окисления.

Пример окислительно-восстановительной реакции — горение водорода (восстановитель) в кислороде (окислитель) с образованием воды:

${\displaystyle \mathrm {2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O} }$

Пример реакции конпропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O\uparrow +2H_{2}O\qquad (<250{}^{\circ }C)} }$

• Не относятся к окислительно-восстановительным реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например:

${\displaystyle \mathrm {BaCl_{2}+Na_{2}SO_{4}\rightarrow BaSO_{4}\downarrow +2NaCl} }$

По тепловому эффекту реакции

Все химические реакции сопровождаются выделением или поглощением энергии. При разрыве химических связей в реагентах выделяется энергия, которая в основном идёт на образование новых химических связей. В некоторых реакциях энергии этих процессов близки, и в таком случае общий тепловой эффект реакции приближается к нулю. В остальных случаях можно выделить:

• экзотермические реакции, которые идут с выделением тепла, (положительный тепловой эффект) например, указанное выше горение водорода
• эндотермические реакции в ходе которых тепло поглощается (отрицательный тепловой эффект) из окружающей среды.

Тепловой эффект реакции (энтальпию реакции, Δ_rH), часто имеющий очень важное значение, можно вычислить по закону Гесса, если известны энтальпии образования реагентов и продуктов. Когда сумма энтальпий продуктов меньше суммы энтальпий реагентов (Δ_rH < 0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (Δ_rH > 0) — поглощение.

По типу превращений реагирующих частиц

Химические реакции всегда сопровождаются физическими эффектами: поглощением или выделением энергии, изменением окраски реакционной смеси и др. Именно по этим физическим эффектам часто судят о протекании химических реакций.

• Реакция соединения — химическая реакция, в результате которой из двух или большего числа исходных веществ образуется только одно новое. В такие реакции могут вступать как простые, так и сложные вещества.

Пример: ${\displaystyle {\mathsf {2Cu+O_{2}\longrightarrow 2CuO}}}$

• Реакция разложения — химическая реакция, в результате которой из одного вещества образуется несколько новых веществ. В реакции данного типа вступают только сложные соединения, а их продуктами могут быть как сложные, так и простые вещества.

Пример: ${\displaystyle {\mathsf {2HgO\longrightarrow 2Hg+O_{2}\uparrow }}}$

• Реакция замещения — химическая реакция, в результате которой атомы одного элемента, входящие в состав простого вещества, замещают атомы другого элемента в его сложном соединении. Как следует из определения, в таких реакциях одно из исходных веществ должно быть простым, а другое сложным.

Пример: ${\displaystyle {\mathsf {Fe+CuSO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+Cu}}}$

• Реакции обмена — реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями. К таким реакциям относится в том числе реакция нейтрализации.

Пример: ${\displaystyle {\mathsf {NaOH+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O}}}$

По направлению протекания

• Необратимыми называют химические реакции, протекающие лишь в одном направлении («слева направо ${\displaystyle {\mathsf {\longrightarrow }}}$»), в результате чего исходные вещества превращаются в продукты реакции. О таких химических процессах говорят, что они протекают «до конца». К ним относят реакции горения, а также реакции, сопровождающиеся образованием малорастворимых или газообразных веществ.

• Обратимыми называются химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях («слева направо» и «справа налево» ${\displaystyle {\mathsf {\rightleftarrows }}}$). В уравнениях таких реакций знак равенства заменяется двумя противоположно направленными стрелками. Среди двух одновременно протекающих реакций различают прямую (протекает «слева направо») и обратную (протекает «справа налево»). Поскольку в ходе обратимой реакции исходные вещества одновременно и расходуются, и образуются, они не полностью превращаются в продукты реакции. Поэтому об обратимых реакциях говорят, что они протекают «не до конца». В результате всегда образуется смесь исходных веществ и продуктов взаимодействия.

По признаку участия катализаторов

• Каталитическими называют реакции, протекающие в присутствии катализаторов. В уравнениях таких реакций химическую формулу катализатора указывают над знаком равенства или обратимости, иногда вместе с обозначением условий протекания (температура t, давление p). К реакциям данного типа относятся многие реакции разложения и соединения.

• Некаталитическими называются многие реакции, протекающие в отсутствие катализаторов. Это, например, реакции обмена и замещения.

По критерию самопроизвольности

Самопроизвольность показывает на способность протекания химических реакций как при нормальных условиях (T = 298 K, P = 101325 Па или 1 атм), так и при различных значениях температуры и давления. Критерием самопроизвольности протекания химических реакций служит свободная энергия Гиббса ΔG. Энергия Гиббса представляет собой разность двух разнонаправленных термодинамических критериев — энтальпийного ΔH (который стремится к уменьшению энтальпии) и энтропийного — TΔS (который стремится к увеличению энтропии):

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}$

Исходя из данного критерия, химические реакции делятся на:

• Самопроизвольные или экзергонические, когда величина энергии Гиббса отрицательна, то есть ΔG < 0
• Несамопроизвольные или эндергонические, когда величина энергии Гиббса положительна, то есть ΔG > 0
• Равновесные, когда величина энергии Гиббса равна нулю, то есть ΔG = 0

Применение

С помощью химических реакций можно получать практически любые вещества, которые в природе находятся в ограниченных количествах, например, азотные удобрения, либо вообще не встречаются по каким-либо причинам, например сульфаниламиды и другие синтетические лекарственные препараты, полиэтилен и другие пластмассы. Химия позволяет синтезировать новые, неизвестные природе вещества, необходимые для жизнедеятельности человека.

См. также

• Химическая кинетика

Примечания

1. Эмануэль, Кнорре. Курс химической кинетики, 1984, с. 50.
2. Эмануэль, Кнорре. Курс химической кинетики, 1984, с. 51.

Литература

• Эмануэль Н. М., Кнорре Д. Г. Курс химической кинетики. — 4-е изд., переработанное и дополненное. — М.: Высшая школа, 1984. — 463 с.
• Химия: Справ. изд./ В. Шретер, К.-Х. Лаутеншлегер, Х. Бибрак и др.: Пер. с нем. — М.: Химия, 1989.
• Басоло Ф., Пирсон Р. Механизмы неорганических реакций. — М.: Мир, 1971. — 591 с.
• Воронин А. И., Ошеров В. И., Динамика молекулярных реакций. М.: Наука, 1990. — 421с.
• Воробьев А. Х., Лекции по теории элементарного акта химических реакций в конденсированной фазе. МГУ, 2000.
• Ганкин В. Ю., Ганкин Ю. В., Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. М.: Граница, 2007.-319 с.
• Никитин Е. Е., Теория элементарных атомно-молекулярных процессов в газах. М., Химия, 1970.
• Салем Л. Электроны в химических реакциях. М.: Мир, 1985. 299 c.
• Тоуб М. Механизмы неорганических реакций. — М.: Мир, 1975. — 275 с.
• Глесстон С., Лейдлер К., Эйринг Г. Теория абсолютных скоростей реакций. М.: ГИИЛ, 1948. — 584 с.
• Уманский С. Я. Теория элементарных химических реакций. Интеллект, 2009. — 408с.
• Степанов Н. Ф. «Сложный мир элементарных актов химических реакций» (недоступная ссылка) Соросовский образовательный журнал, 1996, № 11, с. 30-36.
• Степанов Н. Ф. «Потенциальные поверхности и химические реакции» (недоступная ссылка) Соросовский образовательный журнал, 1996, № 10, с. 33-41.\

Ссылки

Химический портал — мир химии, веществ и превращений на страницах Википедии.