Ķīmiskā reakcija

Vikipēdijas lapa
Jump to navigation Jump to search
Amonija dihromāta termiskās sadalīšanās reakcija

Ķīmiskā reakcija ir ķīmisks process, kurā viena vai vairākas ķīmiskās vielas pārvēršas un veido jaunas vielas ar citām ķīmiskajām īpašībām. Reaģējot vielu molekulās vai kristālrežģos ķīmiskās saites irst, atomi pārgrupējas un tad izveidojas jaunas ķīmiskās saites. No izejvielām radušās jaunās vielas sauc par reakcijas produktiem. Norisot ķīmiskajām reakcijām, vai nu izdalās vai arī tiek patērēta enerģija. Atomi ķīmiskajās reakcijās nezūd un arī nerodas no jauna. Pie ķīmiskajām reakcijām nepieder fizikāli procesi, piemēram, vielas agregātstāvokļa maiņa (ledus izkūst), difūzija, tīru vielu sajaukšanās maisījumos, kā arī pie tām nepieder kodolreakcijas.

Lai aprakstītu ķīmiskās reakcijas, tiek izmantots reakcijas vienādojums, kurā izejvielas, produkti un dažreiz arī svarīgi starpprodukti ir attēloti grafiski un savienoti ar reakcijas bultiņu.

Ķīmiskās reakcijas ir neatņemama tehnoloģijas, kultūras un ikdienas dzīves sastāvdaļa. Tās noris, dedzinot kurināmo, kausējot dzelzi, ražojot stiklu un keramiku, brūvējot alu, ražojot vīnu un sieru, kā arī daudz kur citur.

Ķīmisko reakciju iedalījums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva ķīmiskās reakcijas iedala:

  • savienošanās reakcijas — no divām vai vairākām vielām rodas viena jauna viela
, piemēram, ;
  • sadalīšanās reakcijas — no vienas vielas rodas divas vai vairākas vielas
, piemēram, ;
  • apmaiņas reakcijas — norisinās starp divām vielām, kuras sastāv no joniem
, piemēram, ;
  • aizvietošanas reakcijas — vienkāršas vielas aizvieto saliktā vielā esošus kāda elementa atomus
, piemēram, .

Klasifikācija pēc reakcijas siltumefekta[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Pēc procesa siltumefekta, ķīmiskās reakcijas iedala:

Klasifikācija pēc atgriezeniskuma[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Reakcijas klasificē arī atgriezeniskajās reakcijās, kur noteiktos apstākļos reakcijas var norisināties abos virzienos, un neatgriezeniskajās reakcijās, kur reakcija noris tikai vienā virzienā, līdz visa viela ir beigusi reaģēt.

Klasifikācija pēc pazīmes[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Šajā klasifikācijā izdala oksidēšanās-reducēšanās reakcijas, kurās reakcijas laikā mainās ķīmisko elementu oksidēšanas pakāpe, bet pārējās reakcijas vienkārši tiek sauktas par citām reakcijām, dažreiz par ne oksidēšanās un reducēšanās reakcijām.

Klasifikācija pēc reaģējošo vielu sistēmas veida[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Šajā klasifikācija izdala homogēnās reakcijas un heterogēnās reakcijas. Pirmajā gadījumā reakcija noris visā vielas tilpumā, savukārt heterogēnajās reakcijās ķīmiskā darbība norisinās tikai vielu saskares vietās.

Ķīmisko reakciju enerģētiskie procesi[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ieviešot termodinamikas jēdzienu "sistēma", ķīmiskā reakcija aprakstāma kā izejvielu sistēmas maiņa uz reakcijas produktu sistēmu. Ķīmiskajās reakcijās enerģijas izmaiņas parasti notiek siltuma (nevis darba) veidā, tāpēc ķīmisko reakciju enerģijas izmaiņas var saukt par ķīmisko reakciju siltumefektu . Jebkuru sistēmu (gan izejvielu, gan produktu) raksturo termodinamiskie potenciāli, un ķīmisko reakciju (pāreju no vienas sistēmas citā) raksturo šo potenciālu izmaiņa.

Stehiometriskos vienādojumus, kuros ir uzrādīti reakciju siltumefekti (entalpijas izmaiņas) un visu vielu agregātstāvokļi, sauc par termoķīmiskajiem vienādojumiem.

Iekšējā enerģija[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Sistēmas iekšējā enerģija ir visu sistēmā ietilpstošo vielu mikroobjektu (atomu, molekulu, jonu) kustības un mijiedarbības enerģiju summa. Sistēmas absolūto vērtību nevar noteikt, jo nav tādu procesu, kuros visa tiktu izdalīta vai uzņemta. Taču, ņemot vērā, ka ķīmiskās reakcijas izejvielas ir viena sistēma ar iekšējo enerģiju un šīs reakcijas produkti ir cita sistēma ar iekšēju enerģiju , ir iespējams aprēķināt iekšējās enerģijas izmaiņu . Ja , tad reakcija ir endotermiska, tas ir, reakcijā siltums tiek patērēts un uzņemts no apkārtējās vides. Ja , tad reakcija ir eksotermiska, tas ir, reakcijā siltums izdalās apkārtējā vidē.

Entalpija[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Izobāriskus (nemainīgs spiediens) procesus raksturo entalpija . Ķīmiskie procesi visbiežāk norisinās izobāros apstākļos (), piemēram, vaļējā kolbā vai mēģenē, kur var mainīties sistēmas tilpums (). Entalpijas absolūto vērtību nevar noteikt, var noteikt tās izmaiņu reakcijas gaitā.

un , kur ir izplešanās darbs.

Ja , tad reakcija ir endotermiska. Ja , tad reakcija ir eksotermiska. Izobāriska procesa siltumefekts skaitliski ir vienāds ar entalpijas izmaiņu, bet abiem lielumiem ir pretējas zīmes: .

ir standartentalpijas, standartapstākļos (1 atm spiedienā, 25 °C temperatūrā) aprēķināta entalpija, apzīmējums.

ir vielas rašanās standartenetalpija, kas ir entalpijas izmaiņa reakcijā, kurā no stabilām vienkāršām vielām rodas viens mols savienojuma. Stabilu vienkāršu vielu alotropisko modifikāciju , bet mazāk stabilu modifikāciju, piemēram, dimanta, .

Hesa likums noteic, ka ķīmiskās reakcijas entalpijas izmaiņa (siltumefekts) nav atkarīga no reakcijas ceļa, bet ir atkarīga no reaģējošo vielu stāvokļa reakcijas sākumā un beigās.

Reakcijas summāro standartentalpijas izmaiņu var aprēķināt, no reakcijas produktu rašanās standartentalpiju summas atņemot izejvielu rašanās standartentalpiju summu ( ir vielu daudzums).

Entropija[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Entropija ir sistēmas nesakārtotības pakāpe. Vielu entropijas izmērīt nevar, tās tiek aprēķinātas. Tāpat kā pārējiem termodinamiskajiem potenciāliem . Standartentropiju apzīmē ar .

Šī izteiksme ir līdzīga standartentalpijas izmaiņas vienādojumam, taču vielas nav saistīta ar šīs vielas rašanos no vienkāršām vielām.

Gibsa enerģija[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Izobāri izotermiskajām reakcijām (; ) Gibsa enerģijas izmaiņa . Gibsa enerģijas absolūtā vērtība nav izmērāma.

Tiešā reakcija (no izejvielām veidojas produkti) var norisināties patvaļīgi, ja . Ja , patvaļīgi iespējama tikai pretreakcija (produkti reaģē savā starpā, atkal radīdami izejvielas). Ja , sistēma atrodas līdzsvara stāvoklī.

ir Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

ir vielu rašanās Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

Līdzsvara temperatūra[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

No Gibsa enerģijas izmaiņas izteiksmes iegūst līdzsvara jeb reakcijas sākuma temperatūras izeiksmi:

.

Temperatūrā, kas mazāka par , reakcija nenorisinās. Temperatūrā, kas lielāka par , reakcija norisinās. Temperatūrā, kas vienāda ar , pastāv līdzsvars — norisinās atgriezeniska reakcija, tas ir, no izejvielām rodas produkti, taču tādā pašā ātrumā no produktiem atkal rodas izejvielas. [1]

Dažu vielu termodiamiskās konstantes[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

[2]
Viela Agregātstāvoklis , kJ/mol , J/mol·K , kJ/mol
Ag kristālisks 0 42,55 0
Ag+ izšķīdināts 105,62 72,67 77,179
AgBr kr. -100,42 107,11 -97,02
AgCl kr. -126,78 96,23 -109,54
Ag2O kr. -31,2 121,0 -11,3
Al kr. 0 28,33 0
Al3+ izšķ. -530,0 -301 -490,54
Al2O3 kr. -1675,69 50,92 -1582,27
Al2(SO4)3 kr. -3441,80 239,20 -3100,87
Au kr. 0 48 0
Au(OH)3 kr. -418,4 121 -289,95
Ba2+ izšķ. -538,0 9,6 -561,11
BaCO3 kr. -1210,85 112,13 -1132,77
BaO kr. -553,54 70,29 -525,84
BaSO4 kr. -1458,88 132,21 -1345,43
Be2+ izšķ. -404 -197 -381

Ķīmiskā kinētika[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmisko reakciju ātrums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskās reakcijas ātrums ir izejvielu koncentrācijas samazināšanās jeb produktu koncentrācijas palielināšanās laika vienībā.

, kur ir reakcijas vidējais ātrums, ir izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņa, ir laika intervāls.

, kur ir reakcijas patiesais ātrums, ir koncentrācijas diferenciālis, ir laika diferenciālis.

Darbīgo masu likums: ķīmisko reakciju ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu molāro koncentrāciju reizinājumam.

Homogēnas un heterogēnas sistēmas[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskā kinētika pēta homogēnas sistēmas, kuras sastāv no vienas fāzes, un heterogēnas sistēmas, kuras sastāv no divām vai vairākām fāzēm. Parasti, ja netiek precizēts, kāda ir sistēma un tajā notiekošās reakcijas (homogēnas vai heterogēnas), pieņem, ka šī sistēma ir homogēna.

Vispārīgai reakcijai

saskaņā ar darbīgo masu likumu ir šāds ātruma jeb kinētiskais vienādojums:

,

kur ir reakcijas ātruma konstante, un ir vielu molārā koncentrācija. Kāpinātāji un dažos gadījumos ir attiecīgi vienādi ar un , tie tiek aprēķināti eksperimentāli. Summu sauc par reakcijas pakāpi (kārtu).

Heterogēnām reakcijām, kurās reaģē cietas (kristāliskas) vielas, ātruma vienādojumos cieto vielu koncentrācijas neraksta, ietverot tās ātruma konstantes vērtībā (cietas fāzes sastāvs procesa gaitā nemainās).

Aktivācijas enerģija[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Aktivācijas enerģija ir enerģija, kas jāpievada izejvielu sistēmai, lai padarītu molekulas (atomus) reaģētspējīgas un lai notiktu reakcija; tā ir aktīvā kompleksa un izejvielu enerģijas krājuma starpība. Aktivācijas enerģija var tikt pievadīta siltuma veidā.

Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Van't Hofa likums nosaka, ka reakcijas ātrums, temperatūrai palielinoties par 10 kelviniem, palielinās divas līdz četras reizes. Tā izteiksme:

,

kur ir reakcijas ātrums pie temperatūras , ir reakcijas ātrums pie temperatūras , ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients.

Arēniusa vienādojums:

,

kur ir naturāllogaritms, ir reakcijas ātruma konstante, ir no temperatūras mazatkarīga konstante, ir aktivācijas enerģija, ir gāzu universālā konstante, ir absolūtā temperatūra.

Katalīze[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Katalīze ir ķīmisko reakciju paātrināšanas metode, kurā izmanto katalizatorus. Katalizatori veido citādus aktīvos pārejas kompleksus, tādējādi samazinot aktivācijas enerģiju.

Inhibitori jeb negatīvie katalizatori ir vielas, kas samazina reakcijas ātrumu, taču to darbība nav pretēja katalizatoru darbībai. [1]

Ķīmiskais līdzsvars[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskā līdzsvara konstante[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskais līdzsvars var iestāties atgriezeniskās reakcijās noslēgtā tilpumā. No termodinamikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja ķīmiskās sistēmas Gibsa enerģija nemainās. No kinētikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja tiešās reakcijas ātrums ir vienāds ar pretreakcijas ātrumu. Reakcijas produktu līdzsvara koncentrāciju reizinājuma un izejvielu koncentrāciju reizinājuma attiecība ir pastāvīgs lielums, ko sauc par līdzsvara konstanti .

Līdzsvara stāvoklī vispārīgai reakcijai

,

kur ar vielu formulām kvadrātiekavās apzīmētas attiecīgo vielu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī.

Šīs konstantes skaitliskā vērtība ir atkarīga no temperatūras un nav atkarīga no vielu sākotnējās koncentrācijas vai katalizatora klātbūtnes. Ja līdzsvara konstante ir skaitliski liela (), tad līdzsvaru sasniegušajā sistēmā ir lielāks reakcijas produktu daudzums, bet, ja , tad sistēmā līdzsvara stāvoklī vairāk ir izejvielu.

Le Šateljē princips[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Mainot līdzsvara stāvoklī esošas sistēmas apstākļus (spiedienu, temperatūru) vai vielu koncentrāciju, iespējams panākt īslaicīgu tiešās vai pretreakcijas pārsvaru, to sauc par līdzsvara nobīdi. Pēc Le Šateljē principa, mainot kādu no līdzsvarā esošas sistēmas apstākļiem vai vielu koncentrāciju, līdzsvars pārvietojas tās reakcijas virzienā, kuras paātrināšanās samazina izdarīto izmaiņu.

Līdzsvara reakcijas koeficients[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Līdzsvara reakcijas koeficienta izteiksme ir līdzīga kā līdzsvara konstentei , tikai vielu koncentrāciju līdzsvara stāvoklī vietā tiek rakstītas momentānās vielu koncentrācijas. Ja , sistēma ir sasniegusi līdzsvara stāvokli. Ja , līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot tiešajai reakcijai. Ja , līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot pretreakcijai.

Koncentrācijas un apstākļu ietekme uz līdzsvaru[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Atbilstoši Le Šateljē principam, palielinot izejvielu vai samazinot produktu koncentrāciju, paātrinās tiešā reakcija. Palielinot produktu un samazinot izejvielu koncentrāciju, paātrinās pretreakcija.

Temperatūras paaugstināšana padara varbūtīgāku endotermisko procesu, bet pazemināšana — eksotermisko. Jo lielāks ir reakcijas siltumefekts, jo vairāk temperatūras izmaiņa ietekmē līdzsvaru.

Spiediens reāli iedarbojas tikai uz gāzveida vielām, spiediena izmaiņa ietekmē līdzsvara stāvokli tikai tad, ja process norisinās ar tilpuma izmaiņām. Spiediena paaugstināšana izraisa līdzsvara pārvietošanos tās reakcijas virzienā, kurā notiek gāzveida vielu daudzuma (sistēmas tilpuma) samazināšanās, bet spiediena pazemināšana — tās reakcijas virzienā, kurā gāzveida vielu daudzums palielinās. [1]

Vēsture[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ķīmiskās reakcijas jēdziens pastāv kopš 18. gadsimta. Tās izcelsme bija agrīnos eksperimentos, kuros ķīmiskās vielas klasificēja kā ķīmiskos elementus un to savienojumus, un teorijās, kas izskaidroja šos procesus. Ķīmiskās reakcijas jēdziena izstrādei bija nozīmīga loma definējot ķīmijas zinātni, kā tā ir zināma mūsdienās.

Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

  1. 1,0 1,1 1,2 Valdis Kokars. Vispārīgā ķīmija. Rīgas Tehniskā universitāte, 2009. 102.—135. lpp. ISBN 978-9984-32-700-6.
  2. J. Kreicberga, V. Kampars. Laboratorijas darbi ķīmijā. Rīgas Tehniskā universitāte, 2002. 92.—99. lpp.

Ārējās saites[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]