Общая химия/Химические реакции

Очевидно, важнейшее значение в химии занимают химические реакции, благодаря которым можно из одних веществ получать другие вещества.

В данной главе речь пойдет о том, что такое химические реакции, их виды, и некоторые важные элементы химических реакций.

Определение

Химическая реакция ― процесс взаимодействия исходного вещества/веществ итогом которого является получения конечных веществ, то есть, одного и более продуктов реакции; при этом, ядра атомов не меняются, но происходит перераспределение ядер атомов и электронов.

То, что использовалось для проведения реакции называются исходными веществами, а то что получилось в ходе реакции - продуктами реакции. Они отделяются друг от друга стрелкой особый смысл и вариации которой мы рассмотрим ниже.

Типы

Проще всего понять данное определение будет на примере типов химических реакций. Важно понимать, что несмотря на достаточно общую здесь приведённую классификацию химических реакций, особым многообразием отличается органическая химия. Поэтому, типы реакции в органической химии будут подробнее рассмотрены в другой книге.

По превращению

Разложение

В ходе реакции, из 1 исходного вещества, получается несколько сложных или простых веществ. Очевидно, что исходное вещество должно быть сложным. Общее уравнение:

${\ce {A -> B + C + ...}}$

Примером является термическое разложение марганцовки (перманганата марганца), где из одного сложного вещества, образуется 2 сложных и 1-го простого вещества (это ${\ce {O2}}$):

${\ce {2KMnO4 -> K2MnO4 + MnO2 + O2}}$

Соединение

Фактически, обратная реакция реакции разложения: в ходе соединения, из нескольких простых или сложных веществ получается 1 сложное вещество. Общее уравнение:

${\ce {A + B +...->C}}$

Например, реакция водорода с кислородом (оба простых вещества) приводит к образованию воды (сложное вещество):

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

Замещение

В замещении, атомы одного элемента простого вещества замещают атомы другого элемента в составе сложного вещества с выделением этих атомов из сложного вещества. Общее уравнение (здесь в роли букв выступают не сами химические вещества, как мы это делали раньше, а его элементы):

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

Наиболее распространенным примером (в том числе и в промышленности) является замещение металлов в солях (на основании ряда активности Бекетова):

${\ce {Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu}}$

Здесь железо вытеснило медь: на самом деле, здесь происходит реакция железа (обычно в виде металлической пластинки) в медном купоросе, та медь которая выделяется будет осаждаться на железной пластинке.

Обмен

В реакция обмена происходит обмен атомами одного элемента в сложном веществе на другие атомы в сложном веществе. Общее уравнение (обратите внимание, что мы показали, что поменялись атомы элементов А и С в данном случае):

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

Например, реакция между NaOH и HCl:

${\ce {NaOH + HCl -> NaCl + H2O}}$

Обратимость и стрелки

Очевидный вопрос который мог быть возникнуть, что значит данная стрелка вправо и является ли она универсальной для всех реакций. Как уже было сказано ранее, стрелка является своеобразным разделителем исходных и конечных продуктов, но не всегда только такая стрелка которая была показана используется везде, существуют и другие вариации. Итак, обозначения:

• ${\ce {=}}$ - используется в случае, если соблюдено стехиометрическое соотношение (то есть, когда коэффициенты уравнены). Не совсем удобна в использовании, так не дает понять в каком состоянии будет реакция, а лишь показывает, что реакция действительно уравнена.
• ${\ce {->}}$ - как уже стало понятно, наиболее популярная стрелка. Используется для того, чтобы показать, что реакция необратимая, но также для того, чтобы показать что рассматривается только прямая реакция и для механизмов. В общем случае, показывает что в химической реакции равновесие сильно смещено вправо (в сторону продуктов)
• ${\ce {<-}}$ - обратная реакция, но автор данного учебника еще ни разу не видел ее использования, ведь любая реакция которая идет в сторону исходных веществ, может быть переписана как прямая реакция (надо сделать чтобы исходные вещества стали продуктами, а продукты наоборот). Например, ${\ce {FeSO4 + Cu <- Fe + CuSO4}}$, может быть переписан как ${\ce {Fe + CuSO4 -> FeSO4 + Cu}}$ как мы видели ранее.
• $\rightleftarrows$ - показывает что реакция обратимая, а ${\ce {<=>}}$, означает что равновесие в обратимой реакции наступило. У последней стрелочки есть подвиды: ${\ce {<=>>}}$ и ${\ce {<<=>}}$, где очевидно, что первая стрелка указывает на то что равновесие сильно смещено вправо (потому она и длиннее), а вторая - что равновесие смещено влево.
• Ну и перечеркнутая стрелка может иногда попадаться только в учебных материалах, которая служит указанием, что реакция в данном направлении не идет (или возможно совсем не идет).

Также над стрелкой могут писаться условия реакции, например t (температура, часто с указанием конкретной температуры), p (давление, аналогично температуре), свет (обозначается как ${\ce {h \nu}}$), катализатор (часто пишется конкретный катализатор), электрический ток и электролиз (может рисоваться молния). Например:

${\ce {N2 + 3H2 <=>[{t, p, Fe}] NH3}}$

В данной реакции (это процесс Габера, для получения аммиака), мы можем наблюдать, что она равновесная (или что важнее - обратимая), происходит в присутствии температуры, давления и катализатора (железа). Тут неспроста не написаны конкретные давления и температура, так как в реальности их очень часто варьируют на производствах.

Итак, со стрелками разобрались теперь возникает другой вопрос - что такое обратимость и равновесие?

Для обратимости:

• Необратимая реакция - реакция, которая протекает только в одном направлении, обычно с образованием малорастворимых и газообразных веществ. Фактически, равновесие для нее будет крайне сильно смещено в сторону продуктов и чаще всего, обратная реакция невозможна потому, что газ ушел из системы (условно, емкости, где протекает реакция), образовался осадок (далее вы узнаете, что осадки хоть и способны к обратной реакции, но данная реакция протекает почти в нулевой степени).
• Обратимая реакция - реакция которая может протекать в обоих направлениях. Фактически такой реакцией можно управлять используя принцип Ле-Шателье (который будет рассмотрен позже), используя другие термодинамические параметры. Позже вы также узнаете, что на самом деле, протекает одновременно обе реакции: исходные продукты превращаются в конечные, а конечные в исходные, но происходит это с разной скоростью и та, чья скорость выше, та и смещает в свою сторону равновесие.

Теперь же вопрос касается равновесия. К сожалению, этот учебник о введении в химию и данном этапе мы не можем (или скорее не желаем) раскрывать математический смысл понятия равновесия, так как вы, вероятно, еще не работали с расчетами в химии. Тем не менее, если описывать простыми словами, равновесие - это соотношение продуктов к исходным веществам: если продуктов больше, то мы говорим что равновесие смещено в сторону продуктов реакции (вправо), а наоборот - в сторону исходных веществ. Но есть важный нюанс, благодаря чему оно и называется равновесием - в некоторый отрезок времени, данное соотношение должно оставаться неизменным. Грубо говоря, это состояние когда все реакции окончены и наступил некий баланс между исходными и конечными веществами.

Немного другие типы

Теперь когда мы рассмотрели самые главные, определяющие типы реакций, можно рассмотреть скорее "характеристики" этих реакций, так как они характеризуют ее. Среди этого списка должна быть и обратимость, но мы вынуждены были ее описать ранее

Термичность

Реакции могут как выделять тепло, так его и поглощать:

• Экзотермическая реакция - реакция в ходе которой выделяется теплота уходящая во внешнюю среду. Обычно в реакции обозначается как +Q. На практике, данные реакции (которые, конечно же, сильно экзотермические) могут приводить как нагреву и перегреву оборудования, так и к взрыву, поэтому на производстве у экзотермических реакций выделившуюся теплоту отводят.
• Эндотермическая реакция - реакция в ходе который поглощается теплота. Обычно в реакции обозначается как -Q. На практике, приходится нагревать колбу/реактор, чтобы реакция началась.

Примеры:

${\ce {N2 + 3H2 <=>[{t, p, Fe}] NH3 + Q}}$

${\ce {N2 + O2 = NO - Q}}$

Вторая реакция происходит в момент грозы: при разряде происходит реакция между азотом и кислородом воздухе.