Reacción química

Reacción química : la transformación de una o más sustancias iniciales (reactivos) en otras sustancias (productos), en la que los núcleos de los átomos no cambian, mientras que se produce la redistribución de electrones y núcleos , y se forman nuevos productos químicos. A diferencia de las reacciones nucleares , las reacciones químicas no cambian el número total de núcleos atómicos ni la composición isotópica de los elementos químicos .

Las reacciones químicas se producen por mezcla o contacto físico de los reactivos de forma espontánea, por calentamiento, por la participación de catalizadores ( catálisis ), por la acción de la luz ( reacciones fotoquímicas ), la corriente eléctrica ( procesos de electrodos ), las radiaciones ionizantes (radiación-reacciones químicas), acción mecánica ( reacciones mecanoquímicas ), en plasma a baja temperatura ( reacciones plasma-químicas ), etc. La interacción de las moléculas entre sí ocurre a lo largo de una ruta de cadena: asociación - isomerización electrónica - disociación , en la que radicales , iones , compuestos coordinadamente insaturados son partículas activas . La velocidad de una reacción química está determinada por la concentración de partículas activas y la diferencia entre las energías de enlace de las rotas y formadas.

Los procesos químicos que ocurren en la materia difieren tanto de los procesos físicos como de las transformaciones nucleares. En los procesos físicos, cada una de las sustancias participantes conserva su composición sin cambios (aunque las sustancias pueden formar mezclas ), pero pueden cambiar la forma externa o el estado de agregación .

En los procesos químicos (reacciones químicas) se obtienen nuevas sustancias con propiedades diferentes a las de los reactivos, pero nunca se forman átomos de nuevos elementos , ya que los núcleos siguen siendo los mismos, y todos los cambios ocurren en la capa electrónica.

En las reacciones nucleares, se producen cambios en los núcleos atómicos de todos los elementos que participan, lo que da lugar a la formación de átomos de nuevos elementos.

Clasificación

Hay un gran número de signos por los que se pueden clasificar las reacciones químicas.

Por la presencia del límite de fase

a) entre reactivos

Una reacción química homogénea es una reacción química que ocurre dentro de la misma fase . ( los reactivos están en la misma fase)

Una reacción química heterogénea es una reacción química que ocurre en la interfaz entre las fases. ( reactivos en diferentes fases, por ejemplo, sustancia aceitosa con agua; reactivo sólido con reactivo líquido, etc.)

En una reacción química de varios pasos, algunos pasos pueden ser homogéneos mientras que otros pueden ser heterogéneos. Este tipo de reacciones se denominan homogéneo-heterogéneo [1] .

b) entre reactivos y productos

Según el número de fases que forman las sustancias de partida y los productos de reacción, los procesos químicos pueden ser homofásicos (las sustancias de partida y los productos se encuentran dentro de la misma fase) y heterofásicos (las sustancias de partida y los productos forman varias fases).

La naturaleza homo y heterofásica de la reacción no está relacionada con si la reacción es homo o heterogénea [2] . Por tanto, se pueden distinguir cuatro tipos de procesos:

Reacciones Homogéneas Homofásicas . En reacciones de este tipo, la mezcla de reacción es homogénea y los reactivos y productos pertenecen a la misma fase. Un ejemplo de tales reacciones son las reacciones de intercambio iónico, por ejemplo, la neutralización de una solución ácida con una solución alcalina:

\mathrm{NaOH + HCl \rightarrow NaCl + H_2O}

Reacciones homofásicas heterogéneas . Los componentes están dentro de la misma fase, sin embargo, la reacción procede en el límite de fase, por ejemplo, en la superficie del catalizador. Un ejemplo sería la hidrogenación de etileno sobre un catalizador de níquel:

\mathrm {C_{2}H_{4}+H_{2}\ {\xrightarrow[{}]{Ni}}\ C_{2}H_{6}}

Reacciones heterofásicas homogéneas . Los reactivos y productos en tal reacción existen dentro de varias fases, pero la reacción procede en una sola fase. Así, puede tener lugar la oxidación de hidrocarburos en fase líquida con oxígeno gaseoso.
Reacciones heterogéneas heterofásicas . En este caso, los reactivos están en un estado de fase diferente, los productos de reacción también pueden estar en cualquier estado de fase. El proceso de reacción tiene lugar en el límite de fase. Un ejemplo es la reacción de sales de ácido carbónico (carbonatos) con ácidos de Bronsted:

\mathrm{MgCO_3 + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + CO_2 \uparrow + H_2O}

Al cambiar los estados de oxidación de los reactivos.

Si durante la reacción hay un cambio en los estados de oxidación de los reactivos, tales reacciones se denominan reacciones redox : los átomos de un elemento (oxidante) se reducen, es decir, agregan electrones y reducen su estado de oxidación, y los átomos de otro elemento (reductor) se oxidan, es decir, donan electrones y aumentan su estado de oxidación . Un caso especial de reacciones redox son las reacciones proporcionales, en las que los agentes oxidantes y reductores son átomos del mismo elemento en diferentes estados de oxidación.

Un ejemplo de una reacción redox es la combustión de hidrógeno (reductor) en oxígeno (oxidante) para formar agua :

\mathrm{2H_2 + O_2 \rightarrow 2H_2O}

Un ejemplo de una reacción proporcionada es la descomposición del nitrato de amonio cuando se calienta. El agente oxidante en este caso es el nitrógeno (+5) del grupo nitro, y el agente reductor es el nitrógeno (-3) del catión amonio:

\mathrm{NH_4NO_3 \rightarrow N_2O \uparrow + 2H_2O \qquad (< 250 {}^{\circ} C)}

No pertenecen a reacciones redox en las que no hay cambio en los estados de oxidación de los átomos, por ejemplo:

\mathrm{BaCl_2 + Na_2SO_4 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + 2NaCl}

Según el calor de la reacción.

Todas las reacciones químicas van acompañadas de la liberación o absorción de energía. Cuando se rompen los enlaces químicos, se libera energía en los reactivos , que se utiliza principalmente para formar nuevos enlaces químicos. En algunas reacciones, las energías de estos procesos son cercanas y, en este caso, el efecto térmico total de la reacción se aproxima a cero. En otros casos, podemos distinguir:

reacciones exotérmicas que van con la liberación de calor (efecto térmico positivo), por ejemplo, la combustión de hidrógeno anterior
Reacciones endotérmicas durante las cuales se absorbe calor (efecto térmico negativo) del ambiente.

El calor de reacción (entalpía de reacción, Δ r H), a menudo de gran importancia, se puede calcular a partir de la ley de Hess si se conocen las entalpías de formación de los reactivos y productos. Cuando la suma de las entalpías de los productos es menor que la suma de las entalpías de los reactivos (Δ r H < 0), se libera calor, de lo contrario (Δ r H > 0) - absorción.

Según el tipo de transformaciones de las partículas reaccionantes

Las reacciones químicas siempre van acompañadas de efectos físicos: absorción o liberación de energía , cambio de color de la mezcla de reacción, etc. Son estos efectos físicos los que a menudo se utilizan para juzgar el curso de las reacciones químicas.

Una reacción compuesta es una reacción química en la que solo se forma una nueva sustancia a partir de dos o más sustancias iniciales. Tanto las sustancias simples como las complejas pueden entrar en tales reacciones.

Ejemplo: ${\mathsf {2Cu+O_{2}\longrightarrow 2CuO}}$

Una reacción de descomposición es una reacción química en la que se forman varias sustancias nuevas a partir de una sustancia. Solo los compuestos complejos entran en reacciones de este tipo, y sus productos pueden ser sustancias tanto complejas como simples.

Ejemplo: ${\mathsf {2HgO\longrightarrow 2Hg+O_{2}\uparrow }}$

Reacción de sustitución - una reacción química, como resultado de la cual los átomos de un elemento, que son parte de una sustancia simple, reemplazan los átomos de otro elemento en su compuesto complejo. Como se desprende de la definición, en tales reacciones uno de los materiales de partida debe ser simple y el otro complejo.

Ejemplo: ${\mathsf {Fe+CuSO_{4}\longrightarrow FeSO_{4}+Cu}}$

Una reacción de intercambio es una reacción en la que dos sustancias complejas intercambian sus constituyentes. Estas reacciones incluyen la reacción de neutralización.

Ejemplo: ${\mathsf {NaOH+HCl\longrightarrow NaCl+H_{2}O}}$

En la dirección del flujo

Las reacciones químicas se denominan irreversibles si proceden en una sola dirección ("de izquierda a derecha "), como resultado de lo cual las sustancias iniciales se convierten en productos de reacción. Se dice que tales procesos químicos proceden "hasta el final". Estos incluyen reacciones de combustión, así como reacciones acompañadas por la formación de sustancias gaseosas o poco solubles. ${\mathsf {\longrightarrow))$

Reversibles son reacciones químicas que proceden simultáneamente en dos direcciones opuestas ("de izquierda a derecha" y "de derecha a izquierda" ). En las ecuaciones de tales reacciones, el signo igual se reemplaza por dos flechas en direcciones opuestas. Dos reacciones simultáneas se dividen en reacciones directas (de izquierda a derecha) e inversas (de derecha a izquierda). Dado que en el curso de una reacción reversible, los materiales de partida se consumen y se forman, no se convierten completamente en productos de reacción. Por lo tanto, se dice que las reacciones reversibles proceden "no hasta el final". Como resultado, siempre se forma una mezcla de sustancias iniciales y productos de reacción. ${\mathsf {\rightleftarrows ))$

Sobre la base de la participación de catalizadores

Las reacciones catalíticas son aquellas que tienen lugar en presencia de catalizadores. En las ecuaciones de tales reacciones, la fórmula química del catalizador se indica sobre el signo de igualdad o reversibilidad, a veces junto con la designación de las condiciones de flujo (temperatura t, presión p). Las reacciones de este tipo incluyen muchas reacciones de descomposición y combinación.

Muchas reacciones que ocurren en ausencia de catalizadores se denominan no catalíticas . Estas son, por ejemplo, reacciones de intercambio y sustitución.

Según el criterio de espontaneidad

La espontaneidad indica la capacidad de las reacciones químicas para proceder tanto en condiciones normales (T = 298 K, P = 101325 Pa o 1 atm) como a diversas temperaturas y presiones. La energía libre de Gibbs ΔG sirve como criterio para la espontaneidad de las reacciones químicas . La energía de Gibbs es la diferencia entre dos criterios termodinámicos dirigidos de manera diferente: la entalpía ΔH (que tiende a disminuir la entalpía) y la entropía - TΔS (que tiende a aumentar la entropía):

{\ estilo de visualización \ Delta G = \ Delta HT \ cdot \ Delta S}

Según este criterio, las reacciones químicas se dividen en:

Espontánea o exergónica , cuando la magnitud de la energía de Gibbs es negativa, es decir, ΔG < 0
No espontáneo o endergónico , cuando la magnitud de la energía de Gibbs es positiva, es decir, ΔG > 0
Equilibrio , cuando el valor de la energía de Gibbs es cero, es decir, ΔG = 0

Solicitud

Con la ayuda de reacciones químicas, es posible obtener casi cualquier sustancia que se encuentre en la naturaleza en cantidades limitadas, por ejemplo, fertilizantes nitrogenados, o que no se produzca por ningún motivo, por ejemplo, sulfonamidas y otras drogas sintéticas, polietileno . y otros plásticos . La química le permite sintetizar nuevas sustancias desconocidas para la naturaleza, necesarias para la vida humana .

ver también

Cinética química

notas

↑ Emmanuel, Knorre. Curso de cinética química, 1984 , p. cincuenta.
↑ Emmanuel, Knorre. Curso de cinética química, 1984 , p. 51.

Literatura

Emanuel N. M., Knorre D. G. Curso de cinética química. - 4ª ed., revisada y complementada. - M. : Escuela superior, 1984. - 463 p.
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Vorobyov A. Kh., Conferencias sobre la teoría del acto elemental de las reacciones químicas en la fase condensada. Universidad Estatal de Moscú, 2000.
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Nikitin EE, Teoría de los procesos atómicos y moleculares elementales en gases. M., Química, 1970.
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