Kemijska reakcija

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Skoči na: navigacija, iskanje

Kemijska reakcija je proces, v katerem pride do trajne spremembe kemijskih in fizikalnih lastnosti snovi.[1] V reakcijo vstopajoče snovi so reaktanti, izstopajoče snovi pa produkti. Kemijske reakcije zapisujemo s kemijskimi enačbami.

Razvrščanje kemijskih reakcij[uredi | uredi kodo]

Kemijske reakcije razvrščamo po več kriterijih, ki se včasih bolj ali manj prekrivajo.

Po izmenjavi snovi[uredi | uredi kodo]

  • Spajanje ali sinteza - iz dveh ali več snovi nastane bolj kompleksen produkt
N2 + 3H2 → 2NH3
  • Razpad ali analiza - iz ene snovi nastaneta dve ali več novih enostavnejših spojin:
(NH4)2Cr2O7 + Δ → Cr2O3 + 4 H2O + N2
  • Enojna zamenjava ali substitucija - enega od elementov v spojini zamenja neki drug, bolj reaktiven element:
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
  • Dvojna zamenjava ali metateza - dve snovi si izmenjata ione, tako da nastaneta dve novi snovi. Takšni reakciji sta na primer nevtralizacija in obarjanje:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s) (obarjanje)

Po reakcijskem mehanizmu[uredi | uredi kodo]

Razvrščanje kemijskih reakcij po reakcijskem mehanizmu je najpogostejše v organski kemiji.

  • Adicija (pripajanje) – na osnovno spojino z dvojno ali trojno vezjo se veže neka druga spojina ali element. Takšne reakcije so na primer hidrogeniranje, hidratacija in halogeniranje. Adicije se po reakcijskem mehanizmu delijo na
  • elektrofilne
  • nukleofilne in
  • radikalske adicije.
Primer: adicija klora na eten


Addition of chlorine to ethylene




  • Eliminacija (odcepljanje) – obratna reakcija kot adicija, na primer dehidratacija, dehidrogeniranje...
  • Substitucija (zamenjava) – funkcionalna skupina spojine se zamenja z neko drugo funkcionalno skupino. Takšna reakcije je na primer halogeniranje alkanov:
CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl (v pristotnosti sončne svetlobe)
Podobno kot adicije tudi substitucije delimo po reakcijskem mehanizmu na
  • elektrofilne
  • nukleofilne in
  • radikalske substitucije.
  • Izomerizacija (prerazporeditev) - med reakcijo pride samo do prerazporeditve atomov ali vezi znotraj molekule, kemijska sestava snovi pa ostane nespremenjena. Primer: propan-1-ol, propan-2-ol in etil-metil eter (metoksi etan):
propano





Po agregatnem stanju[uredi | uredi kodo]

Reaktanti in produkti so lahko v trdnem (s), tekočem (l) ali plinastem (g) agregatnem stanju ali v raztopini (aq – vodna raztopina).

  • Homogena reakcija – reaktanti in produkti so v enakem agregatnem stanju:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
NaCl(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
  • Heterogena reakcija – reaktanti in produkti so v različnih agregatnih stanjih:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl↓(s)

Po vrsti prenešenih delcev delcev[uredi | uredi kodo]

  • Ionska reakcija - reaktanti in produkti so v ioniziranem stanju.
  • Redoks reakcija – med reakcijo se spremenijo oksidacijska stanja atomov reaktantov. Reakcije pogosto (poenostavljeno) razlagamo s prenosom elektronov med udeleženci kemijske reakcije:
2S2O32−(aq) + I2(aq) → S4O62−(aq) + 2I(aq)
V zgornji reakciji se I2 reducira v I-, S2O32- (tiosulfatni anion) pa se oksidira v S4O62-.
Poseben primer redoks reakcije je gorenje, v kateri gorljiva snov reagira z oksidantom, običajno s kisikom iz zraka:
C10H8+ 12O2 → 10CO2 + 4H2O
Med reakcijo se sproščata toplota in svetloba. Izraz gorenje običajno uporabljamo samo za popolno oksidacijo snovi, ne pa za kontrolirano oksidacijo posameznih funkcionalnih skupin, na primer oksidacijo alkoholov v aldehide ali ketone.
Poseben primer redoks reakcije je disproporcionacija, na primer disproporcionacija Sn2+ iona:
2Sn2+ → Sn0 + Sn4+
  • Protolitske oziroma kislo-bazične reakcije, v katerih se prenašajo vodikovi kationi H+. Tipičen primer takšne reakcije je reakcija med kislino in bazo (nevtralizacija).
  • Kompleksne reakcije, v katerih se atomi ali finkcionalne skupine, tako imenovani ligandi, vežejo na tako imenovani centralni atom:
CuSO4 + 4H2O → [Cu(H2O)4]SO4

Po spremembi notranje energije[uredi | uredi kodo]

Energija (toplota, električna energija, elektromagnetno valovanje...) je udeležena v vseh kemijskih reakcijah. Energija je na začetku reakcije potrebna za pretrganje kemijskih vezi v reaktantih, kar je predpogoj, da reakcija sploh steče. Ko v produktih nastanejo nove vezi, se energija sprosti. Kemijska (notranja) energija produktov je lahko večja ali manjša od energije reaktantov, se pravi, da se energija med reakcijo porablja ali sprošča.

  • Eksotermna reakcija je reakcija, pri kateri je vsota notranjih energij produktov manjša od vsote notranjih energij reaktantov. Razlika notranjih energij se sprosti najpogosteje kot toplota, na račun katere se segreje okolica. Primer: gorenje.
  • Endotermna reakcija je reakcije, pri kateri je vsota notranjih energij produktov večja od vsote notranjih energij reaktantov. Reakcija poteka samo tako, da stalno dovajamo energijo. Primer: fotosinteza, ki poteka samo podnevi, ko je na razpolago sončna svetloba.
  • Atermična reakcija je reakcija, pri katerih so notranje energije reaktantov in produktov enake.

Po poteku[uredi | uredi kodo]

  • Primarna – reakcija poteka samo v smeri nastajanja produktov.
  • Povratna – reakcijski produkti po enakem reakcijskem mehanizmu, kot so nastali, razpadajo na reaktante, iz katerih so nastali:
2NaCl + CaCO3 → Na2CO3 + CaCl2
Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3
  • Stranska (bočna) – poleg glavnih produktov nastajajo tudi manjše količine (praviloma naželenih) stranskih produktov. Primer: med alkoholnim vrenjem nastaja poleg etanola (glavni produkt) tudi nekaj etanala (acetaldehida) in metoksimetana (acetona).
  • Nepovratna – produkt reakcije regira še naprej in tvori nove produkte. Primer: polimerizacija, polikondenzacija. Iz nastalih polimerov ne moremo po enakem reakcijskem mehanizmu dobiti izhodnih snovi, se pravi monomerov.

Po smeri[uredi | uredi kodo]

  • Enosmerna – reakcija poteka samo v eno smer.
  • Obojesmerna (ravnotežna) – reakcija poteka istočasno v obe smeri. Ko postaneta hitrosti nastajanja in razpadanja produktov enaki, se reakcija navidezno ustavi, v renici pa se vzpostavi kemijsko ravnotežje.

Hitrost kemijske reakcije[uredi | uredi kodo]

Glavni članek: Kemijska kinetika

Hitrost kemijske reakcije je merilo, kako se med kemijsko reakcijo s časom spreminjajo koncentracije ali pritiski reaktantov in produktov. Hitrost kemijske reakcije je zelo pomembna za načrtovanje industrijskih kemijskih procesov in za računanje kemijskega ravnotežja. Na hitrost reakcije najbolj vplivajo:

  • Koncentracija reaktantov: s povečanjem koncentracije reaktantov se poveča število trkov v časovni enoti in s tem hitrost reakcije.
  • Velikost (aktivne) površine, kar je pomembno predvsem pri heterogenih sistemih. Večja površina poveča hitrost reakcije.
  • Pritisk: s povečanjem pritiska se zmanjša volumen reaktantov in s tem poveča verjetnost trkov.
  • Aktivacijska energija, ki je definirana kot količina energije, ki je potrebna, da reakcija steče in nato spontano poteka. Visoka aktivacijska energija pomeni, da reaktanti potrebujejo za začetek reakcije več energije od reaktantov z nižjo aktivacijsko energijo.
  • Temperatura: višja temperatura poveča hitrost kemijske reakcije, ker se poveča kinetična energija delcev, s tem pa tudi njihova gibljivvost in število trkov v časovni enoti.
  • Prisotnost katalizatorja. Katalizatorji so snovi, ki spremenijo potek (mehanizem) kemijske reakcije, znižajo aktivacijsko energijo in na ta način povečajo hitrost reakcije. Katalizator se med reakcijo ne spremeni ali porabi, zato ga lahko ponovno uporabimo.
  • Elektromagnetno valovanje: za potek nekaterih reakcij je potrebna prisotnost elektromagnetnega valovanja, najpogosteje ultravijolične svetlobe. Valovanje povzroči razpad kemijskih vezi in sproži kemijsko reakcijo. To se pogosto dogaja pri radikalskih reakcijah:
Cl2 + hν → Cl• + Cl•
  • Hitrost reakcije je odvisna tudi od enačbe reakcijske hitrosti (reakcija ničtega, prvega, drugega reda...). Reakcije ničtega reda so reakcije, katerih hitrost ni odvisna od koncentracij reaktantov.

Reference[uredi | uredi kodo]

  1. ^ IUPAC. »chemical reaction«. Compendium of Chemical Terminology Internet edition.

Viri[uredi | uredi kodo]

  • Samuel Glasstone, Textbook of Physical Chemistry, 14. izdaja, Naučna knjiga, Beograd 1967
  • Eckhar Eckhard Ignatowitz, Gerhard Haering: Chemie für Schule und Beruf, S. 22ff und S. 41ff; Europa-Lehrmittel, Haan-Gruiten; ISBN 3-8085-7054-7
  • Michael Wächter: Stoffe, Teilchen, Reaktionen. Verlag Handwerk und Technik, Hamburg 2000, S.154-169 ISBN 3-582-01235-2
  • Gerhart Jander: Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1990 (in 13. Aufl.), ISBN 3-7776-0477-1
  • Bertram Schmidkonz: Praktikum Anorganische Analyse. Verlag Harri Deutsch, Frankfurt 2002, ISBN 3-8171-1671-3