Reactie chimica
O reacție chimică este o transformare a materiei care are loc fără modificări măsurabile ale masei , în care una sau mai multe specii chimice (numite „ reactanți ”) își modifică structura și compoziția originală pentru a genera alte specii chimice (numite „ produse ”). [1] Acest lucru are loc prin formarea sau ruperea așa-numitelor „ legături chimice intramoleculare ”, adică printr-o rearanjare a forțelor de natură electrostatică care intervin între atomii individuali din care sunt formate entitățile moleculare implicate în reacție. Aceste forțe electrostatice sunt, la rândul lor, atribuite efectului electronilor cei mai exteriori ai fiecărui atom.
O reacție nu poate avea loc sau este încetinită pentru a opri sau chiar regresa dacă nu sunt îndeplinite o serie de condiții, cum ar fi prezența reactanților într-o măsură adecvată și condiții de temperatură , presiune și lumină adecvate pentru reacția specifică.
Caracteristici
Materia este formată din atomi . Fiecare atom posedă proprietăți deosebite, derivând din structura sa atomică . Atomii se pot lega împreună pentru a forma molecule . [2] Moleculele pot fi diferențiate prin numărul, tipul și poziția reciprocă a atomilor care le constituie. Fiecare tip de moleculă caracterizează o singură substanță chimică . Dacă o substanță chimică constă din mai multe tipuri de atomi (adică atomi de diferite elemente chimice ), această substanță se numește „substanță compusă” sau „ compus chimic ”, în timp ce dacă este alcătuită din atomi de același tip (adică atomi de același tip) element chimic), această substanță este numită „substanță simplă”.
De exemplu, molecula de oxigen (O 2 ) este formată din doi atomi de același tip (ambii aparținând elementului „oxigen”), deci oxigenul este o substanță simplă. [3] Moleculele de apă (H 2 O) sunt formate din doi atomi de hidrogen legați de un atom de oxigen, deci apa este un compus chimic.
Moleculele se formează printr-o reacție chimică care implică ruperea și formarea legăturilor chimice între atomi. Mai general, reacțiile chimice pot implica și alte entități moleculare (de exemplu ioni sau radicali ) pe lângă molecule.
Speciile chimice prezente înainte de a avea loc reacția și care participă la aceasta se numesc „ reactanți ”, cele care sunt obținute din reacție se numesc „ produse ”. Pot fi prezente specii chimice care sunt prezente în mediul de reacție fără a participa sau modifica mecanismul de reacție : aceste specii sunt numite „ inerte ”. Pot exista, de asemenea, specii chimice care nu participă la reacție, dar care modifică mecanismul de reacție (și, prin urmare, viteza la care apare această reacție): aceste specii sunt numite „ catalizatori ”.
Reacții chimice și procese fizice
Reacțiile chimice nu afectează constituenții săi fundamentali (atomi), ci doar modul în care sunt legați între ei; ele nici măcar nu afectează modul în care moleculele se afectează reciproc (prin legături intermoleculare ), prin urmare transformările care nu implică ruperea și formarea legăturilor intramoleculare, cum ar fi schimbările de stare (inclusiv topirea , solidificarea și evaporarea ), uzura, eroziunea și fractura nu sunt reacții chimice, dar procese fizice .
La fel, transformările nucleelor atomice , adică reacțiile nucleare , nu fac parte din reacțiile chimice, deși asemenea reacții capătă un anumit interes pentru chimie și sunt studiate de chimia nucleară .
Prin urmare, reacțiile chimice privesc exclusiv variațiile legăturilor dintre atomi ( legătură covalentă , legătură ionică , legătură metalică ).
Tipuri de reacții chimice
În funcție de modul în care reactanții sunt combinați pentru a da naștere produselor, pot apărea următoarele tipuri de reacții chimice:
- sinteză : doi sau mai mulți reactanți dau naștere unui produs; [4]
- descompunere : un reactiv dă naștere la două sau mai multe produse; [5]
- substituție sau schimb simplu : un grup dintr-o specie chimică este înlocuit cu un alt grup;
- metateză sau dublu schimb : schimb de doi sau mai mulți ioni între elemente și grupuri având aceeași valență.
O reacție se numește redox (sau redox) dacă în timpul dezvoltării sale unele specii chimice își schimbă numărul de oxidare . [6] [7] Reacțiile care nu sunt reacții redox sunt reacții acid-bazice (adică reactanții acestor reacții sunt un acid și o bază ).
Ecuații chimice
Fenomenele care au loc în timpul unei reacții chimice sunt reprezentate prin intermediul unei ecuații chimice . [8] O ecuație chimică este scrisă într-un mod similar cu o ecuație matematică și în ea apar doi membri: primul membru (adică în stânga săgeții sau alt simbol de reacție) arată reactanții, [8] în timp ce al doilea elementele (adică în dreapta săgeții sau alt simbol de reacție) sunt produsele. [8]
Un exemplu de ecuație chimică este următorul:
În acest caz, speciile chimice H 2 ( hidrogen ) și N 2 ( azot ) sunt reactanții, în timp ce speciile chimice NH 3 ( amoniac ) sunt produsul reacției.
Echilibrarea unei ecuații chimice
Aspecte termodinamice
Sistem și mediu
O reacție chimică poate fi văzută ca o transformare termodinamică particulară, pentru care, în analogie cu celelalte transformări termodinamice, în timpul studiului unei reacții chimice pot fi definite ca un „ sistem ” (care, în cazul particular al reacțiilor chimice, se numește „sistem chimic”) și un „ mediu ” (nu trebuie confundat cu conceptul de „ mediu de reacție ”).
Sistemul este partea universului studiat. Un exemplu de sistem chimic este un amestec de substanțe chimice într-un pahar ; acesta din urmă reprezintă conturul sistemului , în timp ce mediul este tot ceea ce înconjoară sistemul în sine (inclusiv aerul înconjurător și suprafețele cu care sistemul este în contact).
Întregul sistem și mediul înconjurător constituie așa-numitul „univers”, care este un sistem izolat , adică este un sistem care nu are schimb de materie sau energie cu alte sisteme.
Reacții endotermice și exoterme
O reacție chimică care dezvoltă căldură în timpul dezvoltării sale se numește „ exotermă ”, în timp ce o reacție chimică care în timpul dezvoltării sale absoarbe căldura din exterior se numește „ endotermă ”.
O reacție exotermă este, prin urmare, o reacție care implică un transfer de căldură din sistem în mediu . În mod similar, o reacție endotermică este o reacție care implică un transfer de căldură din mediul înconjurător către sistem (de aceea are nevoie de energie externă pentru a continua).
În cazul în care o reacție chimică are loc la presiune constantă (adică dacă este un proces izobaric ), această reacție este exotermă dacă implică o scădere a entalpiei , în timp ce este endotermă dacă implică o creștere a entalpiei.
Reacții spontane și non-spontane
Pe parcursul unei reacții chimice, unele sau toate legăturile chimice asociate cu speciile care reacționează sunt rupte, absorbind o anumită cantitate de energie, apoi se formează noi legături chimice datorită eliberării unei anumite cantități de energie. Odată ce reacția a avut loc, totuși, o anumită cantitate de energie este conservată de speciile produse. Energia chimică „finală” asociată cu speciile produse poate fi mai mare sau mai mică decât energia de legare „inițială” asociată cu specia care reacționează.
Dacă energia chimică a produselor este mai mică decât energia chimică a reactanților, înseamnă că o anumită cantitate de energie a fost distribuită mediului (de exemplu sub formă de căldură).
Dacă, pe de altă parte, energia chimică a produselor este mai mare decât energia chimică a reactanților, înseamnă că o anumită cantitate de energie a fost absorbită din mediu (de exemplu sub formă de căldură).
Transformările care au loc în timpul unei reacții chimice spontane duc la o scădere a energiei totale a sistemului, în timp ce transformările care au loc în timpul unei reacții chimice non-spontane duc la o creștere a energiei totale a sistemului. Această energie totală a sistemului este egală cu cantitatea termodinamică numită „ energie liberă Gibbs ” dacă reacția are loc la temperatură și presiune constante. [9]
O reacție spontană este reprezentată de o ecuație chimică în care primul și al doilea membru sunt separați de o săgeată care merge de la stânga la dreapta, de exemplu:
O reacție non-spontană este reprezentată în schimb de o ecuație chimică în care primul și al doilea membru sunt separați de o săgeată care merge de la dreapta la stânga, de exemplu:
Din cele două exemple anterioare se poate observa că, dacă o reacție este spontană, reacția sa inversă nu este spontană: aceasta este o regulă de validitate generală. [10]
Reacția inversă este tocmai aceea în care produsele primei reacții (numite reacție directă ) sunt transformate în reactanții primei reacții, astfel încât reacția inversă este indicată prin schimbul celor doi membri ai ecuației chimice corespunzătoare reacției directe.
Reacții reversibile și ireversibile
Când are loc o reacție chimică, menținând energia totală a sistemului constantă, energia inițială a legăturii coincide cu energia finală a legăturii, astfel încât atât reacția directă, cât și reacția inversă au aceeași probabilitate de apariție: în acest caz spunem că reacția este "reversibil".
În cazul în care o reacție este reversibilă, sistemul evoluează către un „ echilibru dinamic ”, deoarece numărul de entități moleculare care reacționează în direcția reacției directe este compensat de numărul de entități moleculare care reacționează în sensul reacție inversă, astfel încât în orice moment compoziția globală a sistemului chimic rămâne neschimbată.
Un exemplu de reacție reversibilă este disocierea apei (H 2 O) în ionii H 3 O + și OH - . În acest caz, reversibilitatea reacției implică faptul că valoarea gradului de disociere α (care în general presupune valori cuprinse între 0 și 1) rămâne constantă.
Reacțiile reversibile sunt reprezentate de o ecuație chimică în care cele două părți ale ecuației sunt separate printr-o săgeată dublă, indicând faptul că reacția are loc atât într-o direcție, cât și în cealaltă. De exemplu, referindu-ne la exemplul anterior de disociere a apei putem scrie:
O reacție care apare la temperatură și presiune constante este, prin urmare, reversibilă dacă implică o variație a energiei libere Gibbs a sistemului nul, [9] în timp ce este ireversibilă dacă implică o variație a energiei libere Gibbs a sistemului.
Aspecte cinetice
Activarea unei reacții
Pe parcursul unei reacții se trece dintr-o stare intermediară în care s-au rupt unele legături vechi și încă nu s-au format altele: această stare se numește „stare de tranziție”; în corespondență cu starea de tranziție energia sistemului este maximă, astfel încât pentru a ajunge la starea de tranziție pornind de la reactanți este necesar să se furnizeze o anumită cantitate de energie sistemului, care corespunde energiei de activare ; energia de activare constituie un obstacol în calea realizării reacției, deci vorbim de o „barieră a energiei de activare”.
Datorită existenței barierei energetice de activare, pentru ca o reacție să se declanșeze (adică să înceapă să se desfășoare) este necesar să furnizăm o anumită energie sistemului, în timp ce odată ce reacția chimică a fost declanșată, energia de activare este returnată mediului și reacția continuă prin furnizarea de energie mediului sau prin scăderea energiei din mediu, în funcție de faptul că este exotermă sau endotermă.
Plotând energia pe care o deține sistemul chimic în raport cu timpul scurs din momentul în care începe reacția (sau cu privire la orice altă coordonată de reacție ), este posibil să se identifice trei puncte importante:
- punctul cel mai la stânga al diagramei (care corespunde timpului inițial) este cel în care reacția nu a avut încă loc, astfel încât reactanții nu s-au transformat încă în produse;
- cel mai înalt punct al diagramei (care corespunde timpului de declanșare) este cel referitor la starea de tranziție;
- punctul cel mai din dreapta al diagramei (care corespunde timpului final) este locul în care s-a încheiat reacția, prin care reactanții au fost transformați în produse.
Fiecăruia dintre aceste puncte îi corespunde o anumită energie a sistemului; diferența de energie dintre punctul de pornire și punctul de declanșare corespunde energiei de activare, în timp ce diferența de energie dintre punctul de pornire și punctul final corespunde cu energia schimbată cu mediul, absorbită (dacă punctul final este mai mare decât punctul de pornire ) sau cedat (dacă punctul final este mai mic decât punctul de plecare).
Odată ce starea intermediară este trecută, energia de activare este returnată mediului, dar în scurtul moment în care are loc reacția, această energie este „prinsă” de entitățile moleculare care reacționează și, prin urmare, nu este disponibilă pentru celelalte molecule. entități. care trebuie, așadar, să aștepte ca primele să reacționeze pentru a depăși bariera energiei de activare și, prin urmare, să reacționeze la rândul lor. Din acest motiv, cu aceeași energie deținută de reactanți și produse, viteza de reacție scade odată cu creșterea energiei de activare.
Viteza de reacție
Unele reacții sunt foarte rapide, chiar violente (cum ar fi exploziile ), în timp ce altele sunt atât de lente încât pot dura foarte mult timp pentru a se desfășura pe deplin (de exemplu, ani sau secole).
În cazul reacțiilor foarte lente, se poate crede că reactanții implicați sunt stabili: în acest caz vorbim de compuși „metastabili”; de exemplu, în cazul oxidării aluminiului , forma stabilă este oxidul de aluminiu , în timp ce forma metastabilă este aluminiu metalic; în acest caz particular viteza redusă de reacție se datorează unui anumit fenomen, numit „ pasivare ”.
Pentru a măsura viteza unei reacții, se utilizează conceptul de grad de progres al reacției, definind viteza de reacție ca derivată a gradului de progres ξ în raport cu timpul:
- .
La rândul său, gradul de avansare este o măsură a cantității de substanță care a reacționat deja într-un anumit moment; valoarea gradului de progres este între 0 și 1: la începutul reacției ξ = 0, în timp ce reacția este completă ξ = 1.
Cinetica chimică este disciplina care se ocupă cu studiul vitezei de reacție și a tuturor factorilor care o influențează. Acești factori sunt:
- numărul, tipul și distribuția fazelor în care sunt prezenți reactivii; [11]
- concentrația speciilor care reacționează în mediul de reacție ; [11]
- temperatura sistemului chimic în care are loc reacția; [11]
- prezența unui catalizator . [12]
Reacții omogene și eterogene
Principiul care contribuie la viteza reacțiilor chimice este distribuția fazelor în care se găsesc reactanții. Din acest punct de vedere, cele mai favorizate reacții sunt „ reacțiile omogene ” (adică în care toți reactanții sunt prezenți în aceeași fază), în special reacțiile omogene în faza gazoasă sau lichidă sunt mai rapide, unde agitația termică este mai mare , prin care entitățile moleculare ale speciei care reacționează se ciocnesc mai frecvent și, prin urmare, probabilitatea de a reacționa este mai mare.
În schimb, vorbim despre „ reacții eterogene ” atunci când reactanții sunt prezenți în diferite faze. [11] Pot apărea reacții eterogene între:
- un solid și un gaz
- un solid și un lichid
- un solid și un solid
- un lichid și un gaz
- două lichide nemiscibile.
În cazul reacțiilor eterogene, reacția poate avea loc exclusiv în punctele de contact dintre cele două faze (adică la interfață ), [11] prin urmare reacția este mai rapidă dacă suprafața de separare dintre cele două faze este mai largă, [11] ] adică dacă reactanții sunt mai dispersați unul în celălalt. În cazul în care una dintre cele două componente ale amestecului este un solid, gradul de dispersie între faze crește pe măsură ce crește suprafața specifică a solidului (care poate fi exprimată în m 2 / kg), adică suprafața expusă pe unitate de masă.; de exemplu o pulbere sau un solid poros au valori specifice suprafeței ridicate.
Exemple de sisteme chimice eterogene cu dispersie ridicată între cele două faze sunt:
- aerosoli (picături fine de lichid dispersate într-un gaz)
- emulsii (dispersii de picături ale unui lichid în altul nemiscibil)
- amestecuri de pulberi
- sol (dispersii de pulberi într-un lichid)
- spume (bule de gaz dispersate într-un lichid).
Influența temperaturii
Viteza unei reacții crește pe măsură ce temperatura sistemului crește; [11] de fapt, pe măsură ce energia termică crește, bariera energetică de activare este depășită mai ușor și, de asemenea, viteza de agitație a entităților moleculare crește , permițând un număr mai mare de coliziuni între entitățile moleculare care reacționează (și, prin urmare, este mai probabil va reacționa). [11]
Dependența vitezei de reacție de temperatură poate fi determinată prin ecuația lui Arrhenius .
Influența concentrării
Pe măsură ce concentrația reactanților în mediul de reacție crește, crește posibilitatea ca entitățile moleculare ale speciei care reacționează să se ciocnească, dând naștere reacției chimice. [11] Din acest motiv, prezența substanțelor inerte , prin scăderea concentrației speciei reactante, scade în general viteza de reacție.
În realitate, viteza de reacție crește odată cu concentrația reactanților doar până la un anumit punct: un exemplu practic al acestui fenomen sunt limitele de explozie , care corespund concentrațiilor minime și maxime ale reactanților pentru care viteza de reacție este atât de mare ca să provoace explozii.
Reacții catalizate
Multe reacții chimice modifică viteza cu care se desfășoară dacă în mediul de reacție pe lângă reactanți și produse există și alte substanțe, numite catalizatori , care nu sunt consumate pe parcursul reacției [12] (deși pot suferi o degradare ).
Unele reacții chimice în absența catalizatorilor corespunzători au loc atât de încet încât, în scopuri practice, parcă nu s-ar fi întâmplat: în acest caz, prezența catalizatorului este o prerogativă esențială pentru realizarea reacției.
În prezența catalizatorilor, mecanismul de reacție este modificat în așa fel încât speciile reactante trec printr-o stare intermediară diferită (având o energie de activare mai mică decât starea intermediară generată în absența unui catalizator), astfel încât inițierea reacția se întâmplă mai ușor și viteza de reacție crește.
Procese conexe
Unele procese care implică reacții chimice sunt:
- coroziunea fierului la rugină (care este compusă din oxizi de fier );
- arderea metanului sau a altor combustibili (metanul cu oxigen se transformă în dioxid de carbon și vapori de apă );
- digestie ( alimentele sunt descompuse de sucurile gastrice în substanțe chimice care pot fi asimilate de organism);
- solubilizarea și formarea amestecurilor în stări lichide și solide generează reacții de complexare și disociere .
Notă
- ^(EN) Thermopedia, „Reacție chimică”
- ^ Brown , p. 4 .
- ^ Trebuie remarcat faptul că substanțele simple iau adesea numele elementului chimic corespunzător; de exemplu, termenul „oxigen” indică atât elementul chimic „oxigen”, cât și substanța simplă corespunzătoare moleculei diatomice O 2 .
- ^ Brown , p. 82.
- ^ Brown , p. 83.
- ^ Silvestroni , p. 635 .
- ^ Brown , p. 133.
- ^ a b c Brown , p. 78.
- ^ a b Brown , p. 804 .
- ^ Brown , p. 786 .
- ^ a b c d e f g h i Brown , p. 558.
- ^ a b Brown , p. 559 .
Bibliografie
- Paolo Silvestroni, Fundamentals of chemistry , ed. A X-a, CEA, 1996, ISBN 88-408-0998-8 .
- Luigi Rolla, chimie și mineralogice. Pentru licee, Ed 29., Dante Alighieri, 1987.
- ( EN ) Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay Jr., Bruce E. Bursten, Catherine J. Murphy, Patrick M. Woodward, Chimie - Știința centrală , ediția a XII-a, Prentice Hall, 2012, ISBN 978-0- 321-69672-4 .
Elemente conexe
- Cinetica chimică
- Compuși chimici incompatibili
- Entalpia standard de reacție
- Legea lui Hess
- Proces unitar
- Reactor chimic
- Reacție acido-bazică
- Reacție de neutralizare
- Reactie redox
- Reacție multicomponentă
- Reacție organică
- Reacție oscilantă
- Semireaction
- Simptome de reacție
- Termochimie
Alte proiecte
-
Wikiversitatea conține resurse privind reacțiile chimice -
Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere despre reacția chimică
linkuri externe
- ( EN )Reacție chimică , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
- ( RO ) IUPAC Gold Book, „reacție chimică” , pe goldbook.iupac.org .
- Reacții chimice , pe itchiavari.org .
| Controlul autorității | Tezaur BNCF 3315 · LCCN (EN) sh85022952 · GND (DE) 4009853-9 · BNF (FR) cb119418960 (data) · NDL (EN, JA) 00.564.411 |
|---|
