Χημική αντίδραση

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Όταν ατμοί υδροχλωρικού οξέος αντιδράσουν με αμμωνία παράγονται νέφη μιας νέας ουσίας, του χλωριούχου αμμωνίου

Με τον όρο χημική αντίδραση ή χημικό φαινόμενο χαρακτηρίζεται γενικά οποιαδήποτε διεργασία μετασχηματισμού μιας χημικής ουσίας σε άλλη. Ακριβέστερα, χημική αντίδραση είναι μια μεταβολή της ύλης κατά την οποία μία ή περισσότερες ουσίες (αντιδρώντα) μετατρέπονται σε μία ή περισσότερες διαφορετικές ουσίες. Οι χημικές αντιδράσεις περιγράφονται με τη βοήθεια χημικών εξισώσεων.

Από τον ορισμό προκύπτει ότι οι αλλαγές κατάστασης (όπως πχ το λιώσιμο του πάγου ή η εξάτμιση του νερού) δεν είναι αντιδράσεις.

Σε κάθε χημική αντίδραση, ο συνολικός αριθμός ατόμων των αντιδρώντων ισούται με το συνολικό αριθμό ατόμων των προϊόντων. Ισοδύναμα, η συνολική μάζα των αντιδρώντων είναι ίση με τη συνολική μάζα των προϊόντων. Η τελευταία πρόταση είναι γνωστή και ως αρχή διατήρησης της μάζας. Ένας άλλος τρόπος έκφρασης της ίδιας έννοιας είναι ο εξής: Σε κάθε χημική αντίδραση το συνολικό μοριακό βάρος παραμένει σταθερό.

Άρα σε μια αντίδραση ισχύει η αρχή διατήρησης της μάζας, δηλαδή Πιο συγκεκριμένα, σε κάθε χημική αντίδραση το συνολικό μοριακό βάρος παραμένει σταθερό. Συνεπώς σε μια χημική αντίδραση η ύλη αλλάζει μορφές και ιδιότητες αλλά δε καταστρέφεται ούτε δημιουργείται.

Στη χημική αντίδραση τα άτομα των χημικών στοιχείων που λαμβάνουν μέρος είτε μεμονωμένα είτε συμμετέχοντας σε αρχικές χημικές ενώσεις, αναδιατάσσονται με συνέπεια ή να δημιουργούν νέες χημικές ενώσεις ή ν΄ αποχωρίζονται από τις αρχικές, σε ίδιο πάντα αριθμό ατόμων, αλλά σε διαφορετικούς όμως συνδυασμούς. Έτσι τα μεν αρχικά στοιχεία ή ενώσεις λέγονται αντιδρώντα ενώ τα παραγόμενα προϊόντα της χημικής αντίδρασης.
Εξαιτίας των χημικών αντιδράσεων, τα χημικά στοιχεία συνδυάζονται έτσι ώστε να συγκροτούν σχεδόν όλο τον Κόσμο γύρω μας. Για παράδειγμα: η σκουριά, το μαύρισμα των ασημικών, το μαγείρεμα των τροφών, οι καύσεις, η πέψη, κ.ά. αποτελούν προϊόντα χημικών αντιδράσεων.

Ταξινόμηση των χημικών αντιδράσεων[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Η χημική συμπεριφορά ενός σώματος δεν είναι πάντα η ίδια αλλά εξαρτάται από τη φύση του άλλου σωμάτος με το οποίο αντιδρά και από τις συνθήκες που επικρατούν. Επομένως τα χημικά φαινόμενα δεν είναι όλα του ίδιου τύπου και ταξινομούνται με διάφορα κριτήρια. Μια γενική ταξινόμηση είναι :

Άλλα κριτήρια ταξινόμησης :

Ανάλογα με τις μεταβολές ή μη των αριθμών οξείδωσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Οι χημικές αντιδράσεις ανάλογα με το αν μεταβάλλονται οι αριθμοί οξείδωσης κάποιων ατόμων των αντιδρώντων, διακρίνονται σε :

  • Αντιδράσεις κατά τις οποίες δεν μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης των στοιχείων[1] και
  • Αντιδράσεις κατά τις οποίες μεταβάλλεται ο αριθμός οξείδωσης των στοιχείων (οξειδοαναγωγικές)[2]

Ανάλογα με τη μεταβολή της θερμότητας[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Οι χημικές αντιδράσεις ανάλογα με τις μεταβολές της θερμότητας που παρατηρείται σ΄ αυτές κατατάσσονται σε τρεις κατηγορίες:

  • Εξώθερμες, όταν εκλύεται (αποδίδεται) (+Q) ενέργεια υπό μορφή θερμότητας στο περιβάλλον. Έτσι ελαττώνεται η ενθαλπία των αντιδρώντων (ΔΗ<0). Δηλαδή σ'αυτές τις αντιδράσεις τα προϊόντα βρίσκονται σε χαμηλότερο ενεργειακό επίπεδο από τα αντιδρώντα.[3]
  • Ενδόθερμες, όταν απορροφούν ενέργεια (-Q) υπό μορφή θερμότητας από το περιβάλλον. Έτσι αυξάνεται η ενθαλπία των αντιδρώντων (ΔΗ>0). Δηλαδή σ'αυτές τις αντιδράσεις τα προϊόντα βρίσκονται σε υψηλότερο ενεργειακό επίπεδο από τα αντιδρώντα.[4]
  • Θερμοουδέτερες στις οποίες δεν παρατηρούνται ενεργειακές μεταβολές ή αυτές είναι πάρα πολύ μικρές.[5]

Στη πραγματικότητα όλες οι χημικές αντιδράσεις, ακόμη και οι εξώθερμες και οι θερμοουδέτερες απαιτούν την απορρόφηση κάποιας ενέργειας από εξωτερική πηγή προκειμένου αυτές να ξεκινήσουν και ν΄αρχίσει η λύση των δεσμών των αντιδρώντων που ασφαλώς και δεν μπορεί να γίνει από μόνη της. Η απαιτούμενη αυτή ενέργεια ονομάζεται "ενέργεια ενεργοποίησης" και παρέχεται συνήθως ως θερμότητα από κάποια άλλη αντίδραση που έχει ήδη ξεκινήσει. Για παράδειγμα από ένα αναμμένο σπίρτο του οποίου η ενέργεια δημιουργήθηκε από χημική αντίδραση των ουσιών της κεφαλής του, παίρνει φωτιά ένα τεμάχιο χάρτου. Η ενέργεια ενεργοποίησης του σπίρτου έγινε μετά από τριβή του σε κατάλληλη επιφάνεια.

Ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Οι αντιδράσεις διακρίνονται σε :

  • Μοριακές στις οποίες τα αντιδρώντα είναι μόρια όπως είναι οι περισσότερες οργανικές αντιδράσεις.
  • Ιοντικές στις οποίες τα αντιδρώντα είναι με μορφή ιόντων.[6]

Ανάλογα με την απόδοση[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  • Μονόδρομες ή ποσοτικές είναι οι χημικές αντιδράσεις κατά τις οποίες παρατηρείται πλήρης μετατροπή των αντιδρώντων σε προϊόντα, εφόσον τα αντιδρώντα βρίσκονται σε στοιχειομετρική αναλογία. Σ'αυτές τις αντιδράσεις η (θεωρητική) απόδοση είναι 100 % και πορεύονται μόνο προς μία κατεύθυνση[7]
  • Αμφίδρομες είναι οι χημικές αντιδράσεις κατά τις οποίες τα αντιδρώντα, εφόσον είναι σε στοιχειομετρική αναλογία, δε μετασχηματίζονται πλήρως σε προϊόντα αλλά ένα μέρος τους παραμένει ως έχει αφού στη μονάδα του χρόνου τα προϊόντα επανασχηματίζουν τα αντιδρώντα με αποτέλεσμα κάποια στιγμή να επέλθει χημική ισορροπία.[8]

Άλλες κατηγορίες χημικών αντιδράσεων[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Υπάρχουν κι άλλες κατηγορίες χημικών αντιδράσεων που δεν είναι όμως τόσο συνηθισμένες ή χρησιμοποιούνται σε ιδιαίτερες περιπτώσεις :

  • Στη βιομηχανία όπου τα χημικά φαινόμενα πρέπει να γίνονται γρήγορα και με μεγάλη απόδοση, οι αντιδράσεις ταξινομούνται σε καταλυτικές[9] και μη καταλυτικές.
  • Φωτοχημικές είναι οι χημικές αντιδράσεις που πραγματοποιούνται με την ενέργεια του φωτός.
  • Ηλεκτροχημικές είναι οι χημικές αντιδράσεις που πραγματοποιούνται με την επίδραση του ηλεκρικού ρεύματος.
  • Διαδοχικές λέγονται οι αντιδράσεις στις οποίες κάποιο από τα προϊόντα της πρώτης αντίδρασης στη σειρά συμμετέχει στα αντιδρώντα της επόμενης κ.ο.κ.

Σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Παράδειγμα : NaOH + HCl → NaCl + H2O
  2. Παράδειγμα : C + O2 → CO2
  3. Παράδειγμα : H2 + 1/2O2 ⟶ H2O + 241,6 KJ (ΔΗ = - 241,6 KJ)
  4. Παράδειγμα : HgO ⟶ Hg + 1/2O2 - 90,7 KJ (ΔΗ = + 90,7 KJ)
  5. Εστεροποίηση π.χ. CH3CH2OH + CH3COOH ⟶ CH3CH2COOCH3 + H2O
  6. Παράδειγμα : Ag+ + Cl- ⟶ AgCl
  7. Παράδειγμα : Pb2+ + 2Cl- ⟶ PbCl2
  8. Παράδειγμα : H2 + I2 ⇄ 2HI
  9. Γίνονται παρουσία καταλύτη δηλ. χημικής ουσίας η οποία προστιθέμενη στο αντιδρόν σύστημα, επιταχύνει το φαινόμενο ενώ η ίδια παραμένει αμετάβλητη για πολλούς κύκλους αντιδράσεων. Μετά "δηλητηριάζεται" και αντικαθίσταται ή αναγεννάται.

Πηγές[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Μπαζάκης Ι. Α. "Γενική Χημεία", Αθήνα.
  2. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία Ανόργανης Χημείας", Έκδοση 14η, Αθήνα 1984.
  3. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Χημικές Αντιδράσεις", Αθήνα 1976.
  4. Μανωλκίδης Κ., Μπέζας Κ. "Στοιχεία οργανικής χημείας", Έκδοση 13η, Αθήνα 1985.
  5. Αλεξάνδρου Ν. Ε. "Γενική Οργανική Χημεία, Δομή-Φάσματα-Μηχανισμοί", Τόμοι 1ος και 2ος, Θεσσαλονίκη 1985.

Δείτε επίσης[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]