Ufdjrw

Хімі́чна реа́кція — 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.

Загальна характеристика |

Вихідні речовини, що вступають у хімічну реакцію, називаються реактантами (реагентами), а нові, які утворюються внаслідок такої реакції, — продуктами реакції.

Хімічні реакції завжди супроводжуються фізичними ефектами, що називаються ознаками хімічної реакції. До ознак хімічних реакцій, що зустрічаються найчастіше, належать:

• поглинання або виділення теплоти;


• зміна забарвлення реакційної суміші;


• утворення або розчинення осаду;


• виділення або поглинання газу;


• поява або зникнення запаху;


• виділення світла (світіння).

При хімічних реакціях загальна кількість атомів та ізотопний склад хімічних елементів не змінюються. Хімічні реакції можуть протікати мимовільно за звичайних умов, при нагріванні, за участі каталізаторів, при дії світла (фотохімічні реакції), електричного струму, іонізуючого випромінювання, механічних впливів, в низькотемпературній плазмі (плазмохімічні реакції) і т. д.

Розрізняють реакції сполучення (в ході яких із декількох речовин утворюється одна складна сполука), реакції розкладу (коли з однієї речовини утворюється кілька сполук), реакції заміщення (реакції, в ході яких більш проста речовина заміщує у складнішій якусь із її складових частин), реакції обміну (коли дві речовини обмінюються своїми складовими частинами).

Ендотермічні реакції відбуваються з поглинанням тепла, екзотермічні — з виділенням тепла.

Реакції можуть відбуватися як без зміни валентності елементів, що реагують, так і зі зміною валентності (так звані окисно-відновні реакції — вони супроводжуються переходом електронів від одного атома до іншого. Процес віддачі електронів називають окисненням, а приєднання їх — відновленням. Атоми, молекули та йони, які віддають електрони, називають відновниками, а ті, які приймають електрони — окисниками.

Розрізняють також прості і складні (зокрема ланцюгові) хімічні реакції. Крім того, існують необоротні та оборотні реакції.

За агрегатним станом розрізняють газо-, рідинно- та твердофазні хімічні реакції. Якщо вихідні речовини та продукти реакції знаходяться в одній фазі, реакцію називають гомогенною, якщо в різних — гетерогенною. Особлива група хімічних реакцій — топохімічні реакції, які протікають на поверхні розділу твердої фази.

Для назви хімічної реакції використовують назву функціональної групи, яка бере участь у процесі хімічного перетворення (з'являється або навпаки — зникає), наприклад, нітрування, декарбоксилювання. Інколи назва хімічної реакції відображає структурні зміни молекул речовини — ізомеризація, циклізація тощо. Ряд хімічних реакцій мають спеціальний характер і відповідну назву — реакція нейтралізації, гідроліз, горіння та ін.

Реакції зміни забарвлення розчину |

FeCl3+3KCNS⟶Fe(CNS)3+3KCldisplaystyle mathrm FeCl_3+3KCNSlongrightarrow Fe(CNS)_3+3KCl  — тіоціанат заліза(III) червоного кольору

2K2CrO4+H2SO4⟶H2SO4+K2Cr2O7+H2Odisplaystyle mathrm 2K_2CrO_4+H_2SO_4longrightarrow H_2SO_4+K_2Cr_2O_7+H_2O  — дихромат калію помаранчевого кольору

Pb(NO3)2+2KI⟶PbI2↓+2KNO3displaystyle mathrm Pb(NO_3)_2+2KIlongrightarrow PbI_2downarrow +2KNO_3  — в осад випадає йодид свинцю(II) жовтого кольору

NiSO4+2NaOH⟶Ni(OH)2↓+Na2SO4displaystyle mathrm NiSO_4+2NaOHlongrightarrow Ni(OH)_2downarrow +Na_2SO_4  — в осад випадає гідроксид нікелю зеленого кольору

CuSO4+2NaOH⟶Cu(OH)2↓+2Na2SO4displaystyle mathrm CuSO_4+2NaOHlongrightarrow Cu(OH)_2downarrow +2Na_2SO_4  — в осад випадає гідроксид міді(II) блакитного кольору

Cu(OH)2+4NH4OH⟶[Cu(NH3)4](OH)2+4H2Odisplaystyle mathrm Cu(OH)_2+4NH_4OHlongrightarrow [Cu(NH_3)_4](OH)_2+4H_2O  — аміакат міді(II) темно-синього кольору

CoCl2+2KCNS⟶Co(CNS)2+2KCldisplaystyle mathrm CoCl_2+2KCNSlongrightarrow Co(CNS)_2+2KCl  — тіоціанат кобальту(II) фіолетового кольору

Класифікація хімічних реакцій |

За типом перетворень |

Хімічні реакції класифікуються за такими ознаками:
1) зміна або відсутність зміни кількості реагентів і продуктів реакції. За цією ознакою реакції поділяються на чотири основних типи:

• 
  реакція сполучення — реакція, під час якої з двох або кількох речовин утворюється одна нова речовина.


• 
  реакція розкладу — реакція, під час якої з однієї речовини утворюється дві або кілька нових речовин.


• 
  реакція заміщення — реакція між простою і складною речовинами, у процесі якої атоми простої речовини заміщують атоми одного з елементів у складній речовині, внаслідок чого утворюються нова проста і нова складна речовини.


• 
  реакція обміну — реакція, у процесі якої дві складні речовини обмінюються своїми складовими частинами.

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.

Окрім того існують взаємодії, в яких утворені продукти є хімiчно iдентичними до реактантів, наприклад, бiмолекулярна реакцiя обмiну:

CH₃I + I^– →CH₃I + I^–

Такі реакції називають ідентичними або виродженими.

За зміною ступенів окиснення |

Докладніше: Окисно-відновні реакції

Другою ознакою класифікації хімічних реакцій є зміна або відсутність зміни ступенів окиснення елементів, що входять до складу речовин, які реагують. За цією ознакою реакції поділяються на окисно-відновні та такі, які відбуваються без зміни ступенів окиснення елементів.

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. Процес приєднання атомом, молекулою або іоном електронів називається відновленням. Атом, молекула або іон, що віддає електрони, називаються відновником. Віддаючи електрони, сам відновник окиснюється. І 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 розбавленою нітратною кислотою:

3 Cu0(тв) + 2HN⁺⁵O_3(aq) + 6HNO_3(aq) → 3Cu⁺²(NO₃)_2(aq) + 2N⁺²O_(г) + 4H₂O _(р)

Серед окисно-відновних реакцій виділяють:

• реакції диспропорціонування (самоокиснення-самовідновлення):
  

  3AuF → 2Au _(тв) + AuF₃

  
  

  4KClO₃ → KCl + 3KClO₄

  
  

  3K₂MnO₄ + 2H₂O → MnO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH

  
  



• реакції внутрішньомолекулярного окиснення-відновлення:
  

  2Ag₂O → O_{2 (г)} + 4Ag_(тв)

  
  

  2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

  
  

  (NH₄)₂Cr₂O₇ → N_{2 (г)} + Cr₂O₃ + 4H₂O

  
  

  2AgNO₃ → 2Ag_(тв) + 2NO₂ + O₂

  
  



• реакції міжмолекулярного окиснення-відновлення:
  

  H_{2 (г)} + F_{2 (г)} → 2HF

  
  

  KClO₄ + 4C_(тв) → KCl + 4CO

  
  

  KClO₄ + 2C_(тв) → KCl + 2CO₂

  
  

  3H₂S + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ → 3S_(тв) + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

  
  

  3C_(тв) + 2KNO₃ + S_(тв) → 3CO₂ + N_{2 (г)} + K₂S

  
  

  3As₂S₃ + 28KNO₃ + 4H₂O → 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO

  
  

За тепловим ефектом реакції |

Наступною ознакою класифікації хімічних реакцій є виділення або поглинання енергії в процесі реакції. За цією ознакою 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 + 2S → FeS₂

2Mg + О₂ → 2MgO

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅

CaO _(тв) + H₂O _(р) → Ca(ОН)₂ (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = −63,7 кДж/моль)

4C₆H₅NH_{2 (р)} + 31O_{2 (г)} → 24CO_{2 (г)} + 14H₂O _(р) + 2N_2(г) (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = −13 584 кДж/(4 моль C₆H₅NH₂))

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:

C + 2S → CS₂

N_{2 (г)} + O_2(г) → 2NO_(г) (T = 298,15 K, P = 101,325 кПа; ΔH = +180,8 кДж/(2 моль NO))

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.

За типом реактантів |

За типом реактантів реакції поділяються на реакції галогенування (взаємодія з хлором, бромом тощо), гідрування (приєднання молекул водню), гідратації (приєднання молекул води), гідролізу, нітрування.

Наявність каталізатора |

За цією ознакою реакції поділяються на каталітичні (які відбуваються тільки за наявності каталізатора) і некаталітичні (які відбуваються без нього).

За ступенем перетворення реактантів |

За цією ознакою реакції поділяються на необоротні, коли реактанти повністю перетворюються на продукти реакції, та оборотні, які не доходять до кінця.

Див. також |

• Механізм реакції


• Паралельні хімічні реакції


• Порядок реакції


• Профіль хімічної реакції


• Селективна реакція


• Трансанелярний ефект


• Багатоцентрова хімічна реакція


• Перициклічна реакція


• Ізотерма реакції

Джерела |

• 
  Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк: Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0.


• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.


• Eintrag zu Reaktion. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 20. Juni 2014.