Chemiese reaksie

'n Thermietreaksie met yster(III)oksied. Die vonke wat uitwaarts vlieg is bolle van gesmelte yster-sleeprook

'n Chemiese reaksie is 'n proses waarin die chemiese binding van een of meer stowwe dusdanig gewysig word dat een of meer nuwe chemiese verbindings gevorm word.

Klassiek gesproke behels chemiese reaksies veranderinge wat slegs die posisies van elektrone behels in die vorming en verbreking van chemiese bindings tussen atome, sonder verandering aan die kerne (geen verandering aan die elemente wat teenwoordig is nie), en kan dikwels deur 'n chemiese vergelyking beskryf word. Kernchemie is 'n subdissipline van chemie wat die chemiese reaksies behels van onstabiele en radioaktiewe elemente waar elektroniese en kernveranderings kan plaasvind.

Die stof (of stowwe) wat aanvanklik in 'n chemiese reaksie betrokke was, word reaktante of reagense genoem. Chemiese reaksies word gewoonlik gekenmerk deur 'n chemiese verandering, en dit lewer een of meer produkte op, wat gewoonlik verskillende eienskappe het as die reaktante. Reaksies bestaan dikwels uit 'n reeks individuele sub-stappe, die sogenaamde elementêre reaksies, en die inligting oor die presiese verloop van die werking vorm deel van die reaksiemeganisme. Chemiese reaksies word beskryf met chemiese vergelykings, wat die uitgangsmateriaal, eindprodukte, en soms intermediêre produkte en reaksietoestande simbolies voorstel.

Chemiese reaksies vind plaas teen 'n kenmerkende reaksietempo by 'n gegewe temperatuur en chemiese konsentrasie. Tipies neem reaksiesnelhede toe met toenemende temperatuur omdat daar meer termiese energie beskikbaar is om die aktiveringsenergie te bereik wat nodig is om bindings tussen atome te verbreek.

Reaksies kan in die voorwaartse of terugwaartse rigting voortgaan totdat dit voltooi is of 'n ewewigspunt bereik word. Reaksies wat in die voorwaartse rigting beweeg om ewewig te benader, word dikwels as spontaan beskryf, en benodig geen toevoer van vrye energie om vorentoe te gaan nie. Nie-spontane reaksies benodig vrye energie om vooruit te gaan.

Tydens chemiese sintese word verskillende chemiese reaksies in kombinasies gebruik om 'n gewenste produk te verkry. In biochemie vorm 'n opeenvolgende reeks chemiese reaksies (waar die produk van een reaksie die reaktant van die volgende reaksie is) 'n metaboliese "pad" or "weg". Hierdie reaksies word dikwels gekataliseer deur proteïenensieme. Ensieme verhoog die tempo van biochemiese reaksies, sodat metaboliese sintese en ontbindings, wat onder normale omstandighede onmoontlik is, kan voorkom teen die temperature en konsentrasies wat in 'n sel teenwoordig is.

Basiese anorganiese reaksies[wysig | wysig bron]

In anorganiese chemie is daar drie basiese reaksies:

Sintese[wysig | wysig bron]

In 'n sintese reaksie word twee of meer stowwe gekombineer on 'n meer komplekse stof te vorm.

Voorbeeld, yster reageer met swawel om ystersulfied te vorm:

8Fe+S_{8}\to 8FeS

Ontbinding[wysig | wysig bron]

Ontbinding tree op wanneer 'n stof in ander stowwe uitmekaar val

Voorbeeld: Silweroksied, tyden verhitting, stel suurstof vry terwyl die silwermetaal agterbly:

2AgO{\xrightarrow {verhitting}}2Ag+O_{2}

Voorbeeld: Water verdeel in waterstof en suurstof:

2H_{2}O\to 2H_{2}+O_{2}

Substitusie[wysig | wysig bron]

Substitusie (of verplasing) tree op wanneer 'n atoom (of ioon) van 'n molekuul deur 'n ander atoom (of ioon) vervang word

Voorbeeld: magnesium vervang waterstof in water om magnesiumhidroksied en waterstofgas te vorm:

Mg+2H_{2}O\to Mg(OH)_{2}+H_{2}

Dubbele substitusie (ook genoem dubbele verplasing) is wanneer die anione en katione van twee verbindings plekke ruil om heeltemal nuwe verbindings te vorm.

Voorbeeld: Bariumchloried reageer met magnesiumsulfaat en vorm bariumsulfaat en magnesiumchloried:

{\color {Green}Ba}{\color {Red}Cl_{2}}+Mg{\color {Blue}SO_{4}}\to {\color {Green}Ba}{\color {Blue}SO_{4}}+Mg{\color {Red}Cl_{2}}

Voorbeeld: Lood(II)nitraat reageer met kaliumjodied en vorm lood(II)jodied en kaliumnitraat:

{\color {Green}Pb}(NO_{3})_{2}+2{\color {Red}K}{\color {Blue}I}->{\color {Green}Pb}{\color {Blue}I_{2}}\downarrow +2{\color {Red}K}NO_{3}

Basiese organiese reaksies[wysig | wysig bron]

Alhoewel organiese molekules oor die algemeen meer kompleks is as anorganiese molekules, ondergaan hulle 'n gedefinieerde stel reaksies.

Addisie[wysig | wysig bron]

Addisie tree op wanneer 'n -gewoonlik klein- molekuul aan 'n ander molekuul geheg word.

Voorbeeld die addisie aan eteen

Substitusie[wysig | wysig bron]

Substitusie tree op wanneer 'n atoom of groep van 'n molekuul deur 'n ander atoom of molekuul vervang word

Kompleksering[wysig | wysig bron]

Ferroseen - 'n ysteratoom tussen twee C₅H₅(siklopentadiëniel)-ligande

Kompleksering word ook chelasie genoem. In komplekseringsreaksies reageer verskeie ligande met 'n metaalatoom om 'n koördinasiekompleks te vorm. Dit word bereik deur alleenpare van die ligand in leë orbitale van die metaalatoom te vorm en dipolêre bindings te vorm. Die ligande is Lewis-basisse en kan sowel ione as neutrale molekules wees, soos koolstofmonoksied, ammoniak of water.

Die aantal ligande wat met 'n sentrale metaalatoom reageer, kan gevind word met behulp van die 18-elektronreël - dit wil sê die valensie-orbitale van 'n oorgangsmetaal kan gesamentlik 18 elektrone akkommodeer, terwyl die simmetrie van die resulterende kompleks met kristalveldteorie en ligandveldteorie voorspel kan word.

Komplekseringsreaksies behels ook liganduitruiling, waarin een of meer ligande deur 'n ander vervang word, en redoksprosesse wat die oksidasie-toestand van die sentrale metaalatoom verander.^[1]

Ander reaksies[wysig | wysig bron]

Ander reaksies sluit in verbranding, suur-basis-reaksies, redoksreaksies, neerslag, vastestofreaksies, katalise, fotochemiese reaksies en reaksies op gas-soliede-koppelvlakke.

Verbranding[wysig | wysig bron]

In 'n verbrandingsreaksie reageer 'n element of verbinding met suurstof, en produseer dikwels energie in die vorm van hitte of lig. Verbrandingsreaksies behels altyd suurstof, maar koolwaterstof is ook gereeld betrokke.

Voorbeeld: Oktaan reageer met suurstof om koolstofdioksied en water te vorm

2C_{8}H_{18(l)}+25O_{2(g)}\to 16CO_{2}+18H_{2}O_{(g)}

Suur-basis-reaksie[wysig | wysig bron]

Die eenvoudigste voorbeeld is die reaksie van 'n arrhenius-suur met 'n arrhenius-basis (hidroksied), wat 'n sout en water oplewer

2NaOH+2HCl\to 2NaCl+H_{2}O

Redoks-reaksie[wysig | wysig bron]

Simplisties, in 'n redoksreaksie verander die oksidasietoestande van die reaktante deur oordrag van elektrone. In die praktyk sal die oordrag van elektrone altyd die oksidasie-toestand verander, maar daar is baie reaksies wat as "redoks" geklassifiseer word, alhoewel geen elektronoordrag plaasvind nie (soos byvoorbeeld in kovalente bindings).^[2]^[3] Oksidasie word gedefinieer as 'n toename in oksidasietoestand, en reduksie as 'n afname in oksidasietoestand. Die elektronskenker (die element wat geoksideer word) word die reduseermiddel genoem, terwyl die elektronakseptor (die element wat reduseer word) word die oksideermiddel genoem.

Watter van die betrokke reaktante sal reduseermiddel of oksideermiddel wees, kan voorspel word uit die elektronegatiwiteit van hul elemente. Elemente met 'n lae elektronegatiwiteit, soos die meeste metale, skenk maklik elektrone en word geoksideer en is dus reduseermiddels. Inteendeel, baie ione met hoë oksidasiegetalle, soos H₂O₂, MnO−4, CrO₃, Cr₂O2−7, OsO₄ kan een of twee ekstra elektrone aanvaar (dus word hulle gereduseer) en is sterk oksideermiddels.

Voorbeeld: Natriummetaal reageer met chloorgas en vorm natriumchloried (tafelsout).

2Na_{(s)}+Cl_{2(g)}\to 2NaCl_{(s)}

Voorbeeld: Yster skenk twee elektrone aan koper

Fe_{(s)}+Cu^{2+}\to Cu_{(s)}+Fe^{2+}

Redoksreaksies kan altyd as die som van twee halfreaksies geskryf word wat verduidelik hoeveel elektrone oorgedra word:

Fe_{(s)}\to 2e^{-}+Fe^{2+}

2e^{-}+Cu^{2+}\to Cu_{(s)}

Verwysings[wysig | wysig bron]

↑ Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry (in Engels). Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9.{{cite book}}: AS1-onderhoud: meer as een naam (link)
↑ Guo, Liang-Hong; Allen, H.; Hill, O. (1991). "Direct Electrochemistry of Proteins and Enzymes". In A.G. Sykes (red.). Advances in Inorganic Chemistry (in Engels). Vol. 36. San Diego: Academic Press. p. 359. ISBN 978-0-12-023636-7.
↑ Glusker, Jenny P. (1991). "Structural Aspects of Metal Liganding to Functional Groups in Proteins". In Christian B. Anfinsen (red.). Advances in Protein Chemistry (in Engels). Vol. 42. San Diego: Academic Press. p. 7. ISBN 978-0-12-034242-6.

Bibliografie[wysig | wysig bron]

Atkins, Peter W.; Julio de Paula (2006). Physical Chemistry (in Engels) (4de uitg.). Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-31546-8.

Eksterne skakels[wysig | wysig bron]

Wikimedia Commons het meer media in die kategorie Chemiese reaksie.

[Wiberg-1] Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry (in Engels). Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9.{{cite book}}: AS1-onderhoud: meer as een naam (link)

[Inorganic-2] Guo, Liang-Hong; Allen, H.; Hill, O. (1991). "Direct Electrochemistry of Proteins and Enzymes". In A.G. Sykes (red.). Advances in Inorganic Chemistry (in Engels). Vol. 36. San Diego: Academic Press. p. 359. ISBN 978-0-12-023636-7.

[Protein-3] Glusker, Jenny P. (1991). "Structural Aspects of Metal Liganding to Functional Groups in Proteins". In Christian B. Anfinsen (red.). Advances in Protein Chemistry (in Engels). Vol. 42. San Diego: Academic Press. p. 7. ISBN 978-0-12-034242-6.

[1]

[2]

[3]