Химическая реакция - Chemical reaction

А термит реакция с использованием оксида железа (III). Вылетающие наружу искры представляют собой шарики расплавленного железа, сопровождаемые дымом.

А химическая реакция это процесс, который приводит к химическое превращение одного комплекта химические субстанции другому.^[1] Классически химический реакции включают изменения, которые затрагивают только позиции электроны в формировании и разрушении химические связи между атомы, без изменений ядра (без изменений присутствующих элементов), и часто может быть описан химическое уравнение. Ядерная химия является суб-дисциплиной химия это включает химические реакции неустойчивый и радиоактивный элементы где могут происходить как электронные, так и ядерные изменения.

Вещество (или вещества), первоначально участвующие в химической реакции, называются реагенты или реагенты. Химические реакции обычно характеризуются химическое изменение, и они дают один или несколько товары, которые обычно имеют свойства, отличные от реагентов. Реакции часто состоят из последовательности отдельных подэтапов, так называемых элементарные реакции, а информация о точном порядке действий является частью механизм реакции. Химические реакции описаны с помощью химические уравнения, которые символически представляют исходные материалы, конечные продукты, а иногда и промежуточные продукты и условия реакции.

Химические реакции происходят при характеристике скорость реакции при заданной температуре и химической концентрации. Обычно скорость реакции увеличивается с повышением температуры, потому что тепловая энергия доступны для достижения энергии активации, необходимой для разрыва связей между атомами.

Реакции могут идти в прямом или обратном направлении, пока не дойдут до завершения или не достигнут равновесие. Реакции, которые идут в прямом направлении, чтобы приблизиться к равновесию, часто описываются как спонтанный, не требующий ввода свободной энергии для продвижения вперед. Несамопроизвольные реакции требуют ввода свободной энергии для продвижения вперед (примеры включают зарядку батареи с помощью внешнего источника электроэнергии или фотосинтез, вызванный поглощением электромагнитное излучение в виде солнечного света).

Различные химические реакции используются в комбинации во время химический синтез чтобы получить желаемый продукт. В биохимия, последовательный ряд химических реакций (где продукт одной реакции является реагентом следующей реакции) образуют метаболические пути. Эти реакции часто катализированный белком ферменты. Ферменты увеличивают скорость биохимических реакций, так что метаболический синтез и разложение, невозможные в обычных условиях, могут происходить при температурах и концентрациях, присутствующих в пределах клетка.

Общая концепция химической реакции была расширена на реакции между объектами, меньшими, чем атомы, включая ядерные реакции, радиоактивные распады, и реакции между элементарные частицы, как описано квантовая теория поля.

История

Антуан Лавуазье разработал теорию горения как химической реакции с кислородом.

Химические реакции, такие как горение в огне, ферментация и восстановление руд до металлов было известно с древних времен. Первоначальные теории преобразования материалов были разработаны греческими философами, такими как Теория четырех элементов из Эмпедокл утверждая, что любое вещество состоит из четырех основных элементов - огня, воды, воздуха и земли. в Средний возраст, химические превращения изучали Алхимики. Они пытались, в частности, преобразовать вести в золото, для чего использовали реакции свинца и свинцово-медных сплавов с сера.^[2]

Производство химических веществ, которые обычно не встречаются в природе, уже давно опробовано, например, синтез серный и азотные кислоты приписывается скандальному алхимику Джабир ибн Хайян. Процесс включал нагревание сульфатных и нитратных минералов, таких как сульфат меди, квасцы и селитра. В 17 веке Иоганн Рудольф Глаубер произведено соляная кислота и сульфат натрия путем реакции серной кислоты и хлорид натрия. С развитием свинцовый камерный процесс в 1746 г. и Процесс Леблана, позволяя крупномасштабное производство серной кислоты и карбонат натрия, соответственно, в промышленность стали внедряться химические реакции. Дальнейшая оптимизация сернокислотной технологии привела к контактный процесс в 1880-х гг.,^[3] и Процесс Габера был разработан в 1909–1910 гг. для аммиак синтез.^[4]

С 16 века исследователи, в том числе Ян Баптист ван Гельмонт, Роберт Бойл, и Исаак Ньютон пытался создать теории экспериментально наблюдаемых химических превращений. В теория флогистона был предложен в 1667 г. Иоганн Иоахим Бехер. Он постулировал существование подобного огню элемента под названием «флогистон», который содержался внутри горючих тел и высвобождался во время горение. Это оказалось ложным в 1785 г. Антуан Лавуазье кто нашел правильное объяснение горения как реакции с кислородом воздуха.^[5]

Жозеф Луи Гей-Люссак В 1808 году было признано, что газы всегда вступают в определенную взаимосвязь друг с другом. На основе этой идеи и атомной теории Джон Далтон, Джозеф Пруст разработал закон определенных пропорций, что позже привело к концепции стехиометрия и химические уравнения.^[6]

Взяв во внимание органическая химия, долгое время считалось, что соединения, полученные из живых организмов, слишком сложны для получения синтетически. Согласно концепции витализм, органическое вещество было наделено «жизненной силой» и отличалось от неорганических материалов. Однако это разделение завершилось синтезом мочевина из неорганических прекурсоров Фридрих Вёлер в 1828 году. Среди других химиков, внесших большой вклад в органическую химию, Александр Уильям Уильямсон с его синтез из эфиры и Кристофер Келк Ингольд, которые среди многих открытий установили механизмы реакции замещения.

Уравнения

Как видно из уравнения CH
₄ + 2 О
₂ → CO
₂ + 2 ЧАС
₂О, перед кислород газ на стороне реагентов и перед воды на стороне продуктов, чтобы в соответствии с законом сохранения массы количество каждого элемента не изменялось во время реакции

Химические уравнения используются для графической иллюстрации химических реакций. Они состоят из химический или же структурные формулы реагентов слева и продуктов справа. Они разделены стрелкой (→), которая указывает направление и тип реакции; стрелка читается как слово «уступает».^[7] Острие стрелки указывает направление, в котором протекает реакция. Двойная стрелка (⇌), указывающая в противоположных направлениях, используется для равновесные реакции. Уравнения должны быть сбалансированы в соответствии с стехиометрия, количество атомов каждого сорта должно быть одинаковым с обеих сторон уравнения. Это достигается путем масштабирования количества задействованных молекул (${displaystyle {ce {A, B, C}}}$ и ${displaystyle {ce {D}}}$ в схематическом примере ниже) соответствующими целыми числами а, б, в и d.^[8]

${displaystyle {ce {{mathit {a}} A {} + {mathit {b}} B -> {mathit {c}} C {} + {mathit {d}} D}}}$

Более сложные реакции представлены схемами реакций, которые помимо исходных материалов и продуктов показывают важные промежуточные соединения или переходные состояния. Кроме того, над стрелкой реакции могут быть указаны некоторые относительно незначительные добавки к реакции; примерами таких дополнений являются вода, тепло, освещение, катализатор и т. д. Точно так же некоторые второстепенные товары можно разместить под стрелкой, часто со знаком минус.

Пример органической реакции: окисление из кетоны к сложные эфиры с пероксикарбоновая кислота

Ретросинтетический анализ могут применяться для разработки сложных реакций синтеза. Здесь анализ начинается с продуктов, например, путем расщепления выбранных химических связей, чтобы получить правдоподобные исходные реагенты. Специальная стрелка (⇒) используется в ретрореакциях.^[9]

Элементарные реакции

В элементарная реакция наименьшее звено, на которое может быть разложена химическая реакция, не имеет промежуточных продуктов.^[10] Большинство экспериментально наблюдаемых реакций строятся из множества элементарных реакций, которые происходят параллельно или последовательно. Фактическая последовательность отдельных элементарных реакций известна как механизм реакции. В элементарной реакции участвует несколько молекул, обычно одна или две из-за низкой вероятности встречи нескольких молекул в определенное время.^[11]

Изомеризация азобензол, индуцированные светом (hν) или теплом (Δ)

Наиболее важными элементарными реакциями являются мономолекулярные и бимолекулярные реакции. Только одна молекула участвует в мономолекулярной реакции; он превращается изомеризацией или диссоциация в одну или несколько других молекул. Такие реакции требуют добавления энергии в виде тепла или света. Типичным примером мономолекулярной реакции является цис – транс изомеризация, в котором цис-форма соединения превращается в транс-форму или наоборот.^[12]

В типичном диссоциация реакция, связь в молекуле разрывается (разрывы) с образованием двух молекулярных фрагментов. Расщепление может быть гомолитический или же гетеролитический. В первом случае связь разделяется так, что каждый продукт сохраняет электрон и становится нейтральным. радикальный. Во втором случае оба электрона химической связи остаются с одним из продуктов, в результате чего возникает заряженный ионы. Диссоциация играет важную роль в запуске цепные реакции, Такие как водород-кислород или же полимеризация реакции.

${displaystyle {ce {AB -> A + B}}}$

Распад молекулы AB на фрагменты A и B

За бимолекулярный реакции, две молекулы сталкиваются и вступают в реакцию друг с другом. Их слияние называется химический синтез или реакция присоединения.

${displaystyle {ce {A + B -> AB}}}$

Другая возможность состоит в том, что только часть одной молекулы передается другой молекуле. Такой тип реакции происходит, например, в редокс и кислотно-основные реакции. В окислительно-восстановительных реакциях переносимая частица представляет собой электрон, тогда как в кислотно-основных реакциях это протон. Такой тип реакции еще называют метатезис.

${displaystyle {ce {HA + B -> A + HB}}}$

Например

${displaystyle {ce {NaCl + AgNO3 -> NaNO3 + AgCl (v)}}}$

Химическое равновесие

Большинство химических реакций обратимы, то есть они могут протекать в обоих направлениях. Прямая и обратная реакции конкурируют друг с другом и отличаются скорость реакции. Эти скорости зависят от концентрации и, следовательно, изменяются со временем реакции: обратная скорость постепенно увеличивается и становится равной скорости прямой реакции, устанавливая так называемое химическое равновесие. Время достижения равновесия зависит от таких параметров, как температура, давление и используемые материалы, и определяется минимум свободной энергии. В равновесии Свободная энергия Гиббса должно быть равно нулю. Зависимость от давления можно объяснить Принцип Ле Шателье. Например, повышение давления из-за уменьшения объема вызывает смещение реакции в сторону с меньшим количеством молей газа.^[13]

Выход реакции стабилизируется при равновесии, но может быть увеличен путем удаления продукта из реакционной смеси или изменен путем увеличения температуры или давления. Изменение концентраций реагентов не влияет на константу равновесия, но влияет на положение равновесия.

Термодинамика

Химические реакции определяются законами термодинамика. Реакции могут протекать сами по себе, если они экзергонический, то есть если они выделяют энергию. Связанная свободная энергия реакции состоит из двух различных термодинамических величин: энтальпия и энтропия:^[14]

${displaystyle Delta G = Delta H-Tcdot Delta S}$.

грамм: свободная энергия, ЧАС: энтальпия, Т: температура, S: энтропия, Δ: разница (изменение между оригиналом и продуктом)

Реакции могут быть экзотермический, где ΔH отрицательно и с выделением энергии. Типичные примеры экзотермических реакций: осадки и кристаллизация, в котором упорядоченные твердые тела образуются из неупорядоченных газовых или жидких фаз. Напротив, в эндотермический реакции, тепло расходуется из окружающей среды. Это может происходить за счет увеличения энтропии системы, часто за счет образования газообразных продуктов реакции, которые имеют высокую энтропию. Поскольку энтропия увеличивается с температурой, многие эндотермические реакции предпочтительно протекают при высоких температурах. Напротив, многие экзотермические реакции, такие как кристаллизация, происходят при низких температурах. Изменения температуры иногда могут изменить знак энтальпии реакции, как в случае монооксид углерода сокращение диоксид молибдена:

${displaystyle {ce {2CO (г) + MoO2 (s) -> 2CO2 (g) + Mo (s)}}}$; ${displaystyle Delta H ^ {o} = + 21,86 {ext {кДж при 298 K}}}$

Эта реакция на форму углекислый газ и молибден является эндотермическим при низких температурах, и становится меньше с повышением температуры.^[15] ΔH ° равна нулю при 1855 K, и реакция становится экзотермической выше этой температуры.

Изменения температуры также могут изменить направление реакции. Например, реакция конверсии водяного газа

${displaystyle {ce {CO (г) + H2O ({v}) <=> CO2 (г) + H2 (г)}}}$

благоприятны низкие температуры, но его противоположность благоприятна высокая температура. Смена направления реакции происходит при 1100 К.^[15]

Реакции также можно охарактеризовать внутренняя энергия который учитывает изменения энтропии, объема и химический потенциал. Последнее зависит, среди прочего, от виды деятельности вовлеченных веществ.^[16]

${displaystyle {d} U = Tcdot {d} S-pcdot {d} V + mu cdot {d} n}$

U: внутренняя энергия, S: энтропия, п: давление, μ: химический потенциал, п: количество молекул, d: знак мелкого изменения

Кинетика

Скорость, с которой происходят реакции, изучается кинетика реакции. Ставка зависит от различных параметров, таких как:

• Реагент концентрации, которые обычно заставляют реакцию происходить более быстрыми темпами, если они увеличиваются за счет увеличения количества столкновений в единицу времени. Однако у некоторых реакций есть независимый концентраций реагентов. Они называются реакции нулевого порядка.
• Площадь поверхности доступны для контакта между реагентами, в частности твердыми, в гетерогенных системах. Большая площадь поверхности приводит к более высокой скорости реакции.
• Давление - увеличение давления уменьшает объем между молекулами и, следовательно, увеличивает частоту столкновений между молекулами.
• Энергия активации, который определяется как количество энергии, необходимое для начала и самопроизвольного протекания реакции. Более высокая энергия активации означает, что реагентам требуется больше энергии для начала, чем реакция с более низкой энергией активации.
• Температура, который ускоряет реакции при повышении, так как более высокая температура увеличивает энергию молекул, вызывая больше столкновений в единицу времени,
• Наличие или отсутствие катализатор. Катализаторы - это вещества, которые изменяют путь (механизм) реакции, что, в свою очередь, увеличивает скорость реакции за счет снижения энергия активации необходимо для реакции. Катализатор не разрушается и не изменяется во время реакции, поэтому его можно использовать снова.
• Для некоторых реакций наличие электромагнитное излучение, в первую очередь ультрафиолетовый свет, необходим, чтобы способствовать разрыву связей, чтобы начать реакцию. Это особенно верно для реакций с участием радикалы.

Несколько теорий позволяют рассчитывать скорости реакции на молекулярном уровне. Это поле называется динамикой реакции. Оценка v из реакция первого порядка, который может быть распадом вещества А, определяется как:

${displaystyle v = - {frac {d [{ce {A}}]} {dt}} = kcdot [{ce {A}}].}$

Его интеграция дает:

${displaystyle {ce {[A]}} (t) = {ce {[A]}} _ {0} cdot e ^ {- kcdot t}.}$

Здесь k - константа скорости первого порядка, имеющая размерность 1 / время, [A] (t) - концентрация в момент времени. т и [A]₀ начальная концентрация. Скорость реакции первого порядка зависит только от концентрации и свойств задействованного вещества, а сама реакция может быть описана характеристикой период полураспада. При описании реакций более высокого порядка требуется более одной постоянной времени. Температурная зависимость константы скорости обычно соответствует Уравнение Аррениуса:

${displaystyle k = k_ {0} e ^ {{- E_ {a}} / {k_ {B} T}}}$

где E_а - энергия активации, а k_B это Постоянная Больцмана. Одна из простейших моделей скорости реакции - это теория столкновений. Более реалистичные модели адаптированы к конкретной проблеме и включают теория переходного состояния, расчет поверхность потенциальной энергии, то Теория Маркуса и Теория Райса – Рамспергера – Касселя – Маркуса (RRKM).^[17]

Типы реакции

Четыре основных типа

Представлены четыре основных типа химических реакций: синтез, разложение, однократное замещение и двойное замещение.

Синтез

В реакции синтеза два или более простых вещества объединяются в более сложное вещество. Эти реакции имеют общий вид:

${displaystyle {ce {A + B -> AB}}}$

Два или более реагентов, дающих один продукт, - еще один способ идентифицировать реакцию синтеза. Одним из примеров реакции синтеза является комбинация утюг и сера формировать сульфид железа (II):

${displaystyle {ce {8Fe + S8 -> 8FeS}}}$

Другой пример - простой газообразный водород в сочетании с простым газообразным кислородом для получения более сложного вещества, такого как вода.^[18]

Разложение

Реакция разложения - это когда более сложное вещество распадается на более простые части. Таким образом, это противоположно реакции синтеза и может быть записано как^[18][19]

${displaystyle {ce {AB -> A + B}}}$

Одним из примеров реакции разложения является электролиз воды сделать кислород и водород газ:

${displaystyle {ce {2H2O -> 2H2 + O2}}}$

Одиночная замена

В реакция одиночного замещения, один несоединенный элемент заменяет другой в составном; другими словами, один элемент обменивается местами с другим элементом в составе^[18] Эти реакции бывают в общей форме:

${displaystyle {ce {A + BC -> AC + B}}}$

Один из примеров реакции одиночного вытеснения - это когда магний заменяет водород в воде, чтобы сделать гидроксид магния и газообразный водород:

${displaystyle {ce {Mg + 2H2O -> Mg (OH) 2 + H2 (^)}}}$

Двойная замена

В реакция двойной замены, анионы и катионы двух соединений меняются местами и образуют два совершенно разных соединения.^[18] Эти реакции имеют общий вид:^[19]

${displaystyle {ce {AB + CD -> AD + CB}}}$

Например, когда хлорид бария (BaCl₂) и сульфат магния (MgSO₄) реагируют, SO₄²⁻ анионы меняются местами с 2Cl⁻ анион, давая соединения BaSO₄ и MgCl₂.

Другой пример реакции двойного вытеснения - реакция нитрат свинца (II) с йодистый калий формировать иодид свинца (II) и азотнокислый калий:

${displaystyle {ce {Pb (NO3) 2 + 2KI -> PbI2 (v) + 2KNO3}}}$

Горение

В горение реакция, элемент или соединение реагирует с кислород, часто производя энергию в виде высокая температура или же свет. В реакциях горения всегда участвует кислород, но также часто происходит углеводород.

${displaystyle {ce {2C8H18 (l) + 25O2 (g) -> 16CO2 + 18H2O (g)}}}$

Реакция горения также может быть результатом углерод, магний или же сера реагируя с кислородом.

${displaystyle {ce {2Mg (s) + O2 -> 2MgO (s)}}}$

${displaystyle {ce {S (s) + O2 (g) -> SO2 (g)}}}$^[20]

Окисление и восстановление

Иллюстрация окислительно-восстановительной реакции

Натрия хлорид образуется в результате окислительно-восстановительной реакции металлического натрия и газообразного хлора

Редокс реакции можно понять с точки зрения переноса электронов от одной вовлеченной частицы (Восстановитель ) другому (окислитель ). В этом процессе первый вид окисленный и последний уменьшенный. Хотя этих описаний достаточно для многих целей, они не совсем верны. Окисление лучше определить как увеличение степень окисления, и восстановление как уменьшение степени окисления. На практике перенос электронов всегда изменяет степень окисления, но есть много реакций, которые классифицируются как «окислительно-восстановительные», даже если перенос электронов не происходит (например, те, которые включают ковалентный облигации).^[21][22]

В следующей окислительно-восстановительной реакции опасные натрий металл реагирует с токсичными хлор газ с образованием ионного соединения хлорид натрия, или поваренная соль поваренная:

${displaystyle {ce {2Na (s) + Cl2 (g) -> 2NaCl (s)}}}$

В этой реакции металлический натрий переходит в степень окисления от 0 (поскольку это чистый элемент) до +1: другими словами, натрий потерял один электрон и, как говорят, был окислен. С другой стороны, газообразный хлор переходит от степени окисления 0 (это также чистый элемент) к -1: хлор получает один электрон и, как говорят, был восстановлен. Поскольку хлор восстанавливается, он считается акцептором электронов или, другими словами, вызывает окисление натрия - таким образом, газообразный хлор считается окислителем. Напротив, натрий окисляется или является донором электронов и, таким образом, вызывает восстановление других частиц и считается Восстановитель.

Какой из задействованных реагентов будет восстановителем или окислителем, можно предсказать из электроотрицательность их элементов. Элементы с низкой электроотрицательностью, такие как большинство металлов, легко отдают электроны и окисляются - они являются восстановителями. Напротив, многие ионы с высокой степенью окисления, такие как ЧАС
₂О
₂, MnO⁻
₄, CrO
₃, Cr
₂О²⁻
₇, OsO
₄ могут получить один или два дополнительных электрона и являются сильными окислителями.

Число электронов, отданных или принятых в окислительно-восстановительной реакции, можно предсказать из электронная конфигурация реагирующего элемента. Элементы пытаются добраться до низкоэнергетических благородный газ конфигурации, и поэтому щелочные металлы и галогены будут отдавать и принимать один электрон соответственно. Сами благородные газы химически неактивны.^[23]

Важным классом окислительно-восстановительных реакций являются электрохимический реакции, в которых в качестве восстановителя используются электроны от источника питания. Эти реакции особенно важны для производства химических элементов, таких как хлор^[24] или же алюминий. Обратный процесс, в котором электроны высвобождаются в окислительно-восстановительных реакциях и могут использоваться в качестве электрической энергии, возможен и используется в батареях.

Комплексообразование

Ферроцен - атом железа, зажатый между двумя C₅ЧАС₅ лиганды

В реакциях комплексообразования несколько лиганды реагировать с атомом металла с образованием координационный комплекс. Это достигается за счет предоставления одинокие пары лиганда в пустой орбитали атома металла и образуя диполярные связи. Лиганды Базы Льюиса, они могут быть как ионами, так и нейтральными молекулами, такими как оксид углерода, аммиак или вода. Количество лигандов, которые реагируют с центральным атомом металла, можно определить с помощью 18-электронное правило, говоря, что валентные оболочки из переходный металл вместе разместятся 18 электроны, а симметрию полученного комплекса можно предсказать с помощью теория кристаллического поля и теория поля лигандов. Реакции комплексообразования также включают обмен лиганда, в которых один или несколько лигандов заменены другим, и окислительно-восстановительные процессы, которые изменяют степень окисления центрального атома металла.^[25]

Кислотно-основные реакции

в Кислотно-основная теория Бренстеда – Лоури, кислотно-основная реакция предполагает передачу протоны (ЧАС⁺) от одного вида ( кислота ) другому ( основание ). Когда протон удаляется из кислоты, образующиеся частицы называют кислотными сопряженное основание. Когда протон принимается основанием, образующиеся частицы называют основанием. конъюгированная кислота.^[26] Другими словами, кислоты действуют как доноры протонов, а основания действуют как акцепторы протонов в соответствии со следующим уравнением:

${displaystyle {ce {{underset {кислота} {HA}} + {underset {base} {B}} <=> {underset {сопряженное основание} {A ^ {-}}} + {underset {сопряженная кислота} {HB + }}}}}$

Возможна обратная реакция, и, таким образом, кислота / основание и сопряженное основание / кислота всегда находятся в равновесии. Равновесие определяется константы кислотной и основной диссоциации (K_а и K_б) вовлеченных веществ. Частным случаем кислотно-щелочной реакции является нейтрализация где кислота и основание, взятые в одинаковых количествах, образуют нейтральный соль.

Кислотно-основные реакции могут иметь разные определения в зависимости от используемой кислотно-основной концепции. Вот некоторые из наиболее распространенных:

• Аррениус Определение: Кислоты диссоциируют в воде с выделением H₃О⁺ ионы; основания диссоциируют в воде с высвобождением ОН⁻ ионы.
• Brønsted-Lowry определение: Кислоты - это протоны (H⁺) доноры, основания - акцепторы протонов; это включает определение Аррениуса.
• Льюис определение: Кислоты являются акцепторами электронных пар, основания - донорами электронных пар; это включает определение Бренстеда-Лоури.

Осадки

Осадки

Осадки представляет собой образование твердого вещества в растворе или внутри другого твердого вещества в ходе химической реакции. Обычно это происходит, когда концентрация растворенных ионов превышает растворимость предел^[27] и образует нерастворимую соль. Этому процессу можно способствовать добавлением осаждающего агента или удалением растворителя. Быстрые осадки приводят к аморфный или микрокристаллический остаток, и медленный процесс может дать одиночный кристаллы. Последний также можно получить перекристаллизация из микрокристаллических солей.^[28]

Твердотельные реакции

Реакции могут происходить между двумя твердыми телами. Однако из-за относительно небольшого распространение В твердых телах соответствующие химические реакции протекают очень медленно по сравнению с жидкостными и газофазными реакциями. Они ускоряются за счет повышения температуры реакции и тонкого разделения реагента для увеличения площади контактирующей поверхности.^[29]

Реакции на границе твердое тело - газ

Реакция может происходить на границе твердое тело - газ, на поверхностях при очень низком давлении, например сверхвысокий вакуум. Через сканирующая туннельная микроскопия, можно наблюдать реакции на границе твердое тело - газ в реальном пространстве, если временной масштаб реакции находится в правильном диапазоне.^[30][31] Реакции на границе твердое тело - газ в некоторых случаях связаны с катализом.

Фотохимические реакции

В этом Реакция Патерно – Бюхи, фотовозбужденная карбонильная группа добавляется к невозбужденной олефин, давая оксетан.

В фотохимические реакции, атомы и молекулы поглощают энергию (фотоны ) подсветки и преобразовать в возбужденное состояние. Затем они могут высвободить эту энергию, разрывая химические связи, тем самым производя радикалы. Фотохимические реакции включают реакции водорода с кислородом, радикальная полимеризация, цепные реакции и реакции перегруппировки.^[32]

Многие важные процессы связаны с фотохимией. Главный пример: фотосинтез, в котором большинство предприятий используют солнечную энергию для преобразования углекислый газ и вода в глюкоза, избавление от кислород как побочный продукт. Люди полагаются на фотохимию для образования витамина D и зрение инициируется фотохимической реакцией родопсин.^[12] В светлячки, фермент в брюшной полости катализирует реакцию, которая приводит к биолюминесценция.^[33] Многие важные фотохимические реакции, такие как образование озона, происходят в атмосфере Земли и составляют химия атмосферы.

Катализ

Схематическая диаграмма потенциальной энергии, показывающая действие катализатора в эндотермической химической реакции. Присутствие катализатора открывает другой путь реакции (красный) с более низкой энергией активации. Конечный результат и общая термодинамика совпадают.

Твердые гетерогенные катализаторы наносятся на сетку из керамики. каталитические преобразователи чтобы максимально увеличить их площадь поверхности. Этот выхлопной преобразователь от Peugeot 106 S2 1100

В катализ, реакция протекает не напрямую, а через реакцию с третьим веществом, известным как катализатор. Хотя катализатор принимает участие в реакции, к концу реакции он возвращается в исходное состояние и поэтому не расходуется. Однако он может быть заблокирован, деактивирован или уничтожен вторичными процессами. Катализаторы можно использовать в другой фазе (неоднородный ) или в той же фазе (однородный ) в качестве реагентов. В гетерогенном катализе типичные вторичные процессы включают: коксование где катализатор покрывается полимерный побочные продукты. Кроме того, гетерогенные катализаторы могут растворяться в растворе в системе твердое тело – жидкость или испаряться в системе твердое тело – газ. Катализаторы могут только ускорить реакцию - химические вещества, замедляющие реакцию, называются ингибиторами.^[34][35] Вещества, повышающие активность катализаторов, называются промоторами, а вещества, дезактивирующие катализаторы, называются каталитическими ядами. С катализатором реакция, которая кинетически ингибируется высокой энергией активации, может иметь место в обход этой энергии активации.

Гетерогенные катализаторы обычно представляют собой твердые частицы, измельченные в порошок для увеличения площади их поверхности. Особое значение в гетерогенном катализе имеют платиновая группа металлы и другие переходные металлы, которые используются в гидрогенизация, каталитический риформинг и в синтезе товарных химикатов, таких как азотная кислота и аммиак. Кислоты являются примером гомогенного катализатора, они увеличивают нуклеофильность карбонилы, позволяя реакцию, которая иначе не протекала бы с электрофилами. Преимущество гомогенных катализаторов заключается в простоте их смешивания с реагентами, но их также может быть трудно отделить от продуктов. Поэтому во многих промышленных процессах предпочтительны гетерогенные катализаторы.^[36]

Реакции в органической химии

В органической химии, помимо реакций окисления, восстановления или кислотно-основных реакций, может иметь место ряд других реакций, которые включают: ковалентные связи между атомами углерода или углерода и гетероатомы (например, кислород, азот, галогены, так далее.). Многие специфические реакции в органической химии название реакции назначен в честь их первооткрывателей.

Замена

В реакция замещения, а функциональная группа в частности химическое соединение заменяется другой группой.^[37] Эти реакции можно различить по типу замещающих веществ в нуклеофильный, электрофильный или же радикальное замещение.

S_N1 механизм

S_N2 механизм

В первом типе нуклеофил, атом или молекула с избытком электронов и, следовательно, отрицательным зарядом или частичная оплата, заменяет другой атом или часть молекулы «субстрата». Электронная пара от нуклеофила атакует субстрат, образуя новую связь, в то время как уходящая группа уходит с электронной парой. Нуклеофил может быть электрически нейтральным или отрицательно заряженным, тогда как субстрат обычно нейтрален или положительно заряжен. Примеры нуклеофилов: гидроксид ион алкоксиды, амины и галогениды. Этот тип реакции встречается в основном у алифатические углеводороды, и редко в ароматический углеводород. Последние имеют высокую электронную плотность и входят в нуклеофильное ароматическое замещение только с очень сильным электроноакцепторные группы. Нуклеофильное замещение может происходить по двум разным механизмам: S_N1 и S_N2. В их названиях S означает замещение, N - нуклеофильное, а число представляет собой кинетический порядок реакции, мономолекулярной или бимолекулярной.^[38]

Три шага S_N2 реакция. Нуклеофил зеленый, а уходящая группа - красный

S_N2 реакция вызывает стереоинверсию (инверсия Уолдена)

S_N1 реакция проходит в два этапа. Во-первых, уходящая группа устраняется, создавая карбокатион. Затем следует быстрая реакция с нуклеофилом.^[39]

В S_N2, нуклеофил образует переходное состояние с атакованной молекулой, и только после этого отщепляющаяся группа отщепляется. Эти два механизма различаются стереохимия продуктов. S_N1 приводит к нестереоспецифическому добавлению и не приводит к хиральному центру, а скорее к набору геометрические изомеры (цис / транс). Напротив, разворот (Инверсия Уолдена ) ранее существовавшей стереохимии наблюдается в S_N2 механизм.^[40]

Электрофильное замещение является аналогом нуклеофильного замещения в том, что атакующий атом или молекула, электрофил, имеет низкую электронную плотность и, следовательно, положительный заряд. Типичные электрофилы - это атом углерода карбонильные группы, карбокатионы или сера или же нитроний катионы. Эта реакция протекает почти исключительно в ароматических углеводородах, где ее называют электрофильное ароматическое замещение. Электрофильная атака приводит к так называемому σ-комплексу, переходному состоянию, в котором ароматическая система уничтожается. Затем отщепляющаяся группа, обычно протон, отщепляется и ароматичность восстанавливается. Альтернативой ароматическому замещению является электрофильное алифатическое замещение. Он похож на нуклеофильное алифатическое замещение, а также имеет два основных типа: S_E1 и S_E2^[41]

Механизм электрофильного ароматического замещения

В третьем типе реакции замещения, радикальном замещении, атакующая частица представляет собой радикальный.^[37] Этот процесс обычно принимает форму цепная реакция, например в реакции алканов с галогенами. На первом этапе свет или тепло разрушают галогенсодержащие молекулы, производящие радикалы. Затем реакция идет лавинообразно, пока два радикала не встретятся и не рекомбинируют.^[42]

${displaystyle {ce {X. + R-H -> X-H + R.}}}$

${displaystyle {ce {R. + X2 -> R-X + X.}}}$

Реакции при цепной реакции радикального замещения

Добавление и исключение

В добавление и его аналог, устранение, представляют собой реакции, которые изменяют количество заместителей у атома углерода и образуют или расщепляют множественные облигации. Двойной и тройные облигации может быть получен путем удаления подходящей уходящей группы. Подобно нуклеофильному замещению, существует несколько возможных механизмов реакции, названных в честь соответствующего порядка реакции. В механизме E1 уходящая группа выбрасывается первой, образуя карбокатион. Следующий шаг - образование двойной связи - происходит с отщеплением протона (депротонирование ). В механизме E1cb порядок ухода меняется на противоположный, то есть протон отщепляется первым. Этот механизм требует участия базы.^[43] Из-за схожих условий обе реакции отщепления E1 или E1cb всегда конкурируют с S_N1 замена.^[44]

E1 устранение

Устранение E1cb

E2 устранение

Механизм E2 также требует основания, но там атака основания и отщепление уходящей группы протекают одновременно и не образуют ионного промежуточного соединения. В отличие от исключения E1, для продукта реакции в механизме E2 возможны различные стереохимические конфигурации, поскольку атака основания предпочтительно происходит в антиположении по отношению к уходящей группе. Из-за схожих условий и реагентов удаление E2 всегда конкурирует с S_N2-подмена.^[45]

Электрофильное добавление бромистого водорода

Аналогом исключения является добавление, при котором двойные или тройные связи превращаются в одинарные. Подобно реакциям замещения, существует несколько типов добавок, различающихся по типу атакующей частицы. Например, в электрофильная добавка бромистого водорода, электрофил (протон) атакует двойную связь, образуя карбокатион, который затем вступает в реакцию с нуклеофилом (бромом). Карбокатион может быть образован по обе стороны от двойной связи в зависимости от групп, присоединенных к его концам, и предпочтительную конфигурацию можно предсказать с помощью Правило марковникова.^[46] Это правило гласит, что «При гетеролитическом присоединении полярной молекулы к алкену или алкину более электроотрицательный (нуклеофильный) атом (или часть) полярной молекулы присоединяется к атому углерода, несущему меньшее количество атомов водорода».^[47]

Если присоединение функциональной группы происходит у менее замещенного атома углерода двойной связи, то электрофильное замещение кислотами невозможно. В этом случае нужно использовать реакция гидроборирования – окисления, где на первом шаге бор атом действует как электрофил и присоединяется к менее замещенному атому углерода. На втором этапе нуклеофильный гидропероксид или галоген анион атакует атом бора.^[48]

Хотя добавка к богатым электронами алкенам и алкинам в основном электрофильна, нуклеофильное присоединение играет важную роль для кратных связей углерод-гетероатом, и особенно для его наиболее важного представителя, карбонильной группы. Этот процесс часто связан с отщеплением, так что после реакции карбонильная группа снова присутствует. Поэтому она называется реакцией присоединения-элиминирования и может происходить в производных карбоновых кислот, таких как хлориды, сложные эфиры или ангидриды. Эта реакция часто катализируется кислотами или основаниями, где кислоты увеличивают электрофильность карбонильной группы за счет связывания с атомом кислорода, тогда как основания усиливают нуклеофильность атакующего нуклеофила.^[49]

Катализируемый кислотой механизм присоединения-отщепления

Нуклеофильное добавление из карбанион или другой нуклеофил к двойной связи альфа, бета ненасыщенное карбонильное соединение можно продолжить через Реакция Майкла, который принадлежит к большему классу сопряженные добавки. Это один из наиболее полезных методов мягкого образования связей C – C.^[50][51][52]

Некоторые добавки, которые не могут быть выполнены с нуклеофилами и электрофилами, могут быть заменены свободными радикалами. Как и в случае свободнорадикального замещения, радикальное добавление протекает как цепная реакция, и такие реакции лежат в основе свободнорадикальная полимеризация.^[53]

Другие механизмы органических реакций

Перегруппировка Копе 3-метил-1,5-гексадиена

Механизм реакции Дильса-Альдера

Перекрытие орбит в реакции Дильса-Альдера

В реакция перегруппировки, углеродный скелет молекула переставлен, чтобы дать структурный изомер исходной молекулы. К ним относятся гидридный сдвиг такие реакции, как Перегруппировка Вагнера-Меервейна, где водород, алкил или же арил группа мигрирует от одного углерода к соседнему. Большинство перегруппировок связано с разрывом и образованием новых углерод-углеродных связей. Другие примеры: сигматропная реакция такой как Справиться перестановкой.^[54]

Циклические перегруппировки включают циклоприсоединения и, в более общем плане, перициклические реакции, где две или более молекул, содержащих двойную связь, образуют циклическую молекулу. Важным примером реакции циклоприсоединения является Реакция Дильса – Альдера (так называемое [4 + 2] циклоприсоединение) между сопряженными диен и замененный алкен сформировать замещающий циклогексен система.^[55]

Будет ли происходить определенное циклоприсоединение, зависит от электронных орбиталей участвующих видов, поскольку только орбитали с одинаковым знаком волновая функция будут пересекаться и конструктивно взаимодействовать, образуя новые связи. Циклоприсоединение обычно осуществляется с помощью света или тепла. Эти возмущения приводят к различному расположению электронов в возбужденном состоянии вовлеченных молекул и, следовательно, к различным эффектам. Например, реакциям [4 + 2] Дильса-Альдера может способствовать тепло, тогда как [2 + 2] циклоприсоединение избирательно индуцируется светом.^[56] Из-за орбитального характера потенциал для развития стереоизомерный количество продуктов при циклоприсоединении ограничено, как описано в Правила Вудворда – Хоффмана.^[57]

Биохимические реакции

Иллюстрация модели индуцированной подгонки активности фермента

Биохимические реакции в основном контролируются ферменты. Эти белки может конкретно катализировать единственная реакция, так что можно очень точно контролировать реакции. Реакция протекает в активный сайт, небольшая часть фермента, которая обычно находится в щели или кармане, выстланном аминокислота остатки, а остальная часть фермента используется в основном для стабилизации. Каталитическое действие ферментов зависит от нескольких механизмов, включая форму молекулы («индуцированное соответствие»), деформацию связи, близость и ориентацию молекул относительно фермента, донорство или удаление протонов (кислотный / основной катализ), электростатические взаимодействия и многие другие.^[58]

Биохимические реакции, происходящие в живых организмах, в совокупности известны как метаболизм. Среди наиболее важных его механизмов - анаболизм, в котором разные ДНК и процессы, контролируемые ферментами, приводят к производству больших молекул, таких как белки и углеводы от более мелких единиц.^[59] Биоэнергетика изучает источники энергии для таких реакций. Важным источником энергии является глюкоза, которые могут производиться заводами через фотосинтез или усваивается из пищи. Все организмы используют эту энергию для производства аденозинтрифосфат (АТФ), который затем можно использовать для активизации других реакций.

Приложения

Протекающая термитная реакция при железнодорожной сварке. Вскоре после этого жидкий чугун течет в форму вокруг зазора рельса.

Химические реакции играют центральную роль в химическая инженерия где они используются для синтеза новых соединений из природного сырья, такого как нефть и минеральный руды. Важно сделать реакцию максимально эффективной, максимизировать выход и минимизировать количество реагентов, энергозатрат и отходов. Катализаторы особенно полезны для снижения энергии, необходимой для реакции, и увеличения ее скорость реакции.^[60][61]

У некоторых специфических реакций есть свои нишевые применения. Например, термит реакция используется для генерации света и тепла в пиротехника и сварка. Хотя он менее управляем, чем более традиционный кислородно-топливная сварка, дуговая сварка и оплавление, он требует гораздо меньше оборудования и до сих пор используется для ремонта рельсов, особенно в отдаленных районах.^[62]

Мониторинг

Механизмы мониторинга химических реакций сильно зависят от скорости реакции. Относительно медленные процессы могут быть проанализированы на месте на предмет концентраций и идентичности отдельных ингредиентов. Важными инструментами анализа в реальном времени являются измерение pH и анализ спектров оптического поглощения (цвета) и излучения. Менее доступный, но довольно эффективный метод - введение радиоактивного изотопа в реакцию и наблюдение за тем, как он изменяется с течением времени и куда он движется; этот метод часто используется для анализа перераспределения веществ в организме человека. Более быстрые реакции обычно изучаются с помощью сверхбыстрая лазерная спектроскопия где использование фемтосекунда лазеры позволяет отслеживать кратковременные переходные состояния с уменьшением времени до нескольких фемтосекунд.^[63]

Смотрите также

• Химическая реакция
  • Субстрат
  • Реагент
  • Катализатор
  • Товар
• Модель химической реакции
• Химик
• Химия
• Ограничивающий реагент
• Список органических реакций
• Микроскопическая обратимость
• Органическая реакция
• Кинетический анализ хода реакции
• Обратимая реакция
• Горение
• Баланс массы

Рекомендации

Библиография

• Аткинс, Питер У .; Хулио де Паула (2006). Физическая химия (4-е изд.). Вайнхайм: Вайли-ВЧ. ISBN  978-3-527-31546-8.
• Брок, Уильям Х. (1997). Viewegs Geschichte der Chemie (на немецком). Брауншвейг: Vieweg. ISBN  978-3-540-67033-9.
• Брюкнер, Рейнхард (2004). Reaktionsmechanismen (на немецком языке) (3-е изд.). München: Spektrum Akademischer Verlag. ISBN  978-3-8274-1579-0.
• Виберг, Эгон, Виберг, Нильс и Холлеман, Арнольд Фредерик (2001). Неорганическая химия. Академическая пресса. ISBN  978-0-12-352651-9.CS1 maint: несколько имен: список авторов (связь)
• «Химическое действие». Британская энциклопедия. 6 (11-е изд.). 1911. С. 26–33.