Какие бывают продукты реакции
Хими́ческая реа́кция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, 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.
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[править | править код]
Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.
По наличию границы раздела фаз[править | править код]
Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией. В многостадийной химической реакции некоторые стадии могут быть гомогенными, а другие — гетерогенными. Такие реакции называются гомогенно-гетерогенными[1].
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 реакции (гомофазные). 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:
- 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:
- 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:
По изменению степеней окисления реагентов[править | править код]
- 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:
Пример реакции конпропорционирования — реакция разложения нитрата аммония при нагревании. Окислителем в данном случае выступает азот (+5) нитрогруппы, а восстановителем — азот (-3) катиона аммония:
- Не относятся к окислительно-восстановительным реакции, в которых не происходит изменения степеней окисления атомов, например:
По тепловому эффекту реакции[править | править код]
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, ΔrH), 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 (ΔrH < 0) наблюдается выделение тепла, в противном случае (ΔrH > 0) — поглощение.
По типу превращений реагирующих частиц[править | править код]
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:
- 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:
- 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:
- Реакции обмена — реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями. К таким реакциям относится в том числе реакция нейтрализации.
Пример:
По направлению протекания[править | править код]
- Необратимыми называют химические реакции, протекающие лишь в одном направлении («слева направо»), 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»). 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[править | править код]
- 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[править | править код]
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):
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[править | править код]
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. Вместе с тем, неумелое или безответственное химическое воздействие на окружающую среду и на протекающие природные процессы может привести к нарушению установившихся естественных химических циклов, что делает актуальной экологическую проблему (загрязнение окружающей среды) и усложняет задачу рационального использования природных ресурсов и сохранения естественной среды обитания на Земле.
См. также[править | править код]
- Химическая кинетика
Примечания[править | править код]
Литература[править | править код]
- 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[править | править код]
- [www.xumuk.ru/encyklopedia/2/3845.html Химические реакции]- Химическая энциклопедия
Некоторые внешние ссылки в этой статье ведут на сайты, занесённые в спам-лист. Эти сайты могут нарушать авторские права, быть признаны неавторитетными источниками или по другим причинам быть запрещены в Википедии. Редакторам следует заменить такие ссылки ссылками на соответствующие правилам сайты или библиографическими ссылками на печатные источники либо удалить их (возможно, вместе с подтверждаемым ими содержимым). Список проблемных ссылок
|
Источник
Сложность статьи
Определение
Химическая реакция — это превращение одних веществ (реагентов) в другие, отличающиеся по химическому составу или строению (продукты реакции).
ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Химическое превращение от физического всегда можно отличить по наличию одного или нескольких признаков:
изменение цвета;
выпадение осадка;
выделение газа;
образование слабодиссоциированных веществ (например, воды);
выделение энергии (тепловой или световой).
ТИПЫ КЛАССИФИКАЦИЙ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Существует несколько подходов к классификации химических реакций^
по числу и составу реагирующих и образующихся веществ
по изменению степени окисления
по агрегатному состоянию реагирующих веществ
по тепловому эффекту
по участию катализатора
по направлению протекания реакции
Рассмотрим их подробнее.
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ЧИСЛУ И СОСТАВУ РЕАГИРУЮЩИХ И ОБРАЗУЮЩИХСЯ ВЕЩЕСТВ
Например:
$CaO + CO_2 = CaCO_3$
$ CaCO_3 = CaO + CO_2$
Первая реакция является реакцией соединения (иногда говорят присоединения), поскольку из двух веществ получается одно. Во второй реакции, наоборот, из одного вещества получается два и это реакция разложения.
В реакциях замещения простое вещество замещает один из элементов в сложном веществе, в результате чего получается новое просто вещество и новое сложное вещество. Например:
$2Al + Fe_2O_3 = 2Fe + Al_2O_3$
В реакциях обмена два сложных вещества обмениваются своими составными частями и образуется два новых сложных вещества:
$2NaOH + H_2SO_4 = Na_2SO_4 + 2H_2O$
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ИЗМЕНЕНИЮ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
Определение
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, протекающие с изменением степеней окисления элемента(ов).
В любой окислительно-восстановительной реакции (ОВР) всегда должен быть как минимум один элемент, повышающий степень окисления (восстановитель), и другой — понижающий степень окисления (окислитель).
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕКТУ
Определение
Тепловой эффект реакции — $Delta Q$ — теплота, поглощаемая или выделяемая системой в ходе химической реакции.
Определение
Экзотермические реакции — реакции, протекающие с выделением тепла (+Q)
Самые типичные экзотермические реакции — это реакции горения:
$CH_4 + 2O_2 = CO_2 + 2H_2O + Q$
Иногда энергетический “выигрыш” настолько велик, что происходит выделение и тепловой и световой энергии, что чаще всего принято называть взрывом. Например, горение метана в атмосфере воздуха.
В случае, если на образование новых химических связей требуется энергия большая, чем выделилась при разрыве старых связей, то системе требуется дополнительная подача тепла.
Определение
Эндотермические реакции — реакции, протекающие с поглощением тепла (-Q)
Например,
$CaCO_3 xrightarrow[]{t, ^circ C} CaO + CO_2 – Q$
Определение
Термохимические уравнения — уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта реакции.
Подробнее термохимические уравнения будут рассмотрены в соответствующем разделе.
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО АГРЕГАТНОМУ СОСТОЯНИЮ РЕАГЕНТОВ
Напомним, что существует четыре агрегатных состояния вещества: газ, жидкость, твердое и плазма (последнее встречается крайне редко).
Определение
Реакции, протекающие в одной фазе называются гомогенными, например реакция между двумя растворами или между двумя газами. Реакции, протекающие на границе раздела фаз, называются гетерогенными.
Граница раздела фаз присутствует в системе, образованной, например, жидкостью и твердым телом (металл и кислота), твердым телом и газом (гетерогенный катализ), двумя несмешивающимися жидкостями (масло и вода). Чаще всего химические реакции являются гетерогенными.
Агрегатное состояние вещества обычно обозначается буквами русского алфавита нижним индексом в скобках : (г) — газ, (ж) — жидкость, (т) — твердое.
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО НАЛИЧИЮ КАТАЛИЗАТОРА
Определение
Катализатор — вещество, которое ускоряет скорость химической реакции, но само при этом не расходуется.
Ингибитор — вещество, замедляющее или предотвращающее протекание химической реакции.
Следует понимать, что катализатор участвует в реакции и претерпевает ряд изменений (каталитический цикл), превращается в промежуточные соединения, которые разрушаются к концу каталитического цикла, превращаясь в исходный катализатор. Поэтому иногда в учебниках встречается формулировка: “катализатор в реакции не расходуется”.
| Классификация реакций по наличию катализатора | |
|---|---|
| каталитические | некаталитические |
| с участием катализатора | без участия катализатора |
$2KClO_3 /xrightarrow[]{MnO_2} 2KCl + 3O_2uparrow$ | $2HgO /xrightarrow[]{t, ^circ C} 2Hg + O_2$ |
Природные катализаторы – ферменты, способны в мягких условиях (например, t тела человека равна 36,6 градуса) способствовать тому, что биохимические процессы в организме протекают с эффективностью, близкой к 100%, в то время, как выход промышленных химических процессов редко составляет более 50%.
Ингибиторы используются в быту и в промышленности для подавления протекания нежелательных процессов: старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др. Например, ортофосфорная кислота замедляет процессы окисления железа (коррозию), поэтому ее используют для предотвращения ржавления. Часто ингибиторы используются в медицине, в лекарственных препаратах, например ингибиторы образования ферментов и др
КЛАССИФИКАЦИЯ ПО НАПРАВЛЕНИЮ ПРОТЕКАНИЯ РЕАКЦИИ
Определение
Реакции, которые при заданных условиях протекают как в прямом, так и в обратном направлении, называют обратимыми.
| Классификация реакций по направлению реакций | |
|---|---|
| обратимые | необратимые |
| протекают одновременно в двух противоположных направлениях | протекают в одном направлении (необратимо) |
$2H_2 + O_2 /Leftrightarrow 2H_2O$ | $KOH + HNO_3 = KNO_3 + H_2O$ |
При записи таких реакций вместо знака равенства используют противоположно направленные стрелки: $”leftrightarrow”$. В этом случае может наступить состояние равновесия. Это означает, что скорость прямого процесса становится равной скорости обратного процесса. С точки зрения получения конечных продуктов – обратимость реакции является негативным явлением, поэтому часто в промышленных химических процессах приходится смещать химическое равновесие различными способами. Способы смещения химического равнвесия подробно рассматриваются в теме: “Химическое равновесие”.
Обратимые реакции очень распространены в химии. К ним относятся диссоциация воды и слабых кислот, гидролиз некоторых солей, реакции водорода с бромом, иодом и азотом, многие промышленно важные реакции, такие как:
$2SO_2textrm{(г)} + O_2textrm{(г)} = 2SO_3textrm{(г)}$
$COtextrm{(г)}+ 2H_2textrm{(г)} = CH_3OHtextrm{(г)}$
$2CH_4textrm{(г)}= C_2H_2textrm{(г)} + 3H_2textrm{(г)}$
$C_2H_4textrm{(г)} + H_2Otextrm{(г)} = C_2H_5OHtextrm{(г)}$
$Ctextrm{(тв)} + H_2Otextrm{(г)} = COtextrm{(г)} + H_2textrm{(г)}$
$CH_4textrm{(г)}+ H_2Otextrm{(г)} = COtextrm{(г)} + 3H_2textrm{(г)}$.
Источник