Chemická reakce

Je mnoho kritérií, podle kterých můžeme chemické reakce dělit:

• Syntéza neboli chemické slučování – ze dvou nebo více prvků nebo sloučenin vznikne produkt, který je většinou složitější než výchozí látky.

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

• Chemický rozklad, dekompozice – molekula se rozpadne na několik jednodušších látek, např. termický rozklad dichromanu amonného

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + 4 H₂O + N₂

• Substituce neboli nahrazování, vytěsňování – část molekuly je nahrazena jiným atomem nebo skupinou

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu

2 Na + 2HCl → 2 NaCl + H₂

• Konverze neboli podvojná záměna – dvě látky si při reakci vymění atomy nebo funkční skupiny. Patří sem např. neutralizace a srážení.

NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl↓

• Hoření je označení pro prudkou oxidaci (nejčastěji) kyslíkem. Hoření je velmi silná exotermní reakce.

C₁₀H₈ + 12 O₂ → 10 CO₂ + 4 H₂O

CH₂S + 6 F₂ → CF₄ + 2 HF + SF₆

Toto hledisko má uplatnění zejména v organické chemii.

• Adice (A, A_D) – dochází k navázání činidla na násobné vazby substrátu. Řídí se Markovníkovým pravidlem. Řadíme sem např. hydrataci, halogenaci, hydrogenaci atd. Podle typu činidla rozlišujeme adice:
  • elektrofilní (A_E) – činidlem je elektrofil – částice vyhledávající zvýšenou elektronovou hustotu (zpravidla má kladný náboj);
  • nukleofilní (A_N) – činidlem je nukleofil – částice vyhledávající sníženou elektronovou hustotu (zpravidla má záporný náboj);
  • radikálové (A_R) – činidlem je radikál – částice s minimálně jedním nepárovým elektronem.
• Eliminace (E) – dochází k odštěpení zpravidla jednoduché anorganické sloučeniny za vzniku násobné vazby. Řídí se Zajcevovým pravidlem. Mezi eliminační reakce řadíme např. dehydrogenaci, dehydrataci apod.
• Substituce (S) – dochází k nahrazení atomu nebo funkční skupiny substrátu za jiný atom nebo funkční skupinu. Podle typu činidla rozlišujeme substituci:
  • radikálovou (S_R) – činidlem je látka, která se za vhodných podmínek štěpí na radikály. Skládá se ze tří fází: iniciace (štěpení činidla na radikály), propagace (napadání substrátu a tvorba dalších radikálů) a terminace (spojování radikálů, ukončení reakce).
  • elektrofilní (S_E) – substrátu je napaden elektrofilem za vzniku tzv. π-komplexu, který se následně přesmykne na tzv. σ-komplex. Poslední fází je odštěpení vodíkového kationtu. Mezi typické elektrofilní substituce patří nitrace (činidlo tzv. nitrační směs HNO₃ + H₂SO₄), halogenace (X₂ + AlX₃) a sulfonace (H₂SO₄ nebo oleum). Významná je elektrofilní aromatická substituce.
  • nukleofilní (S_N) – substrátu je napaden nukleofilem. Tyto reakce mají dva reakční mechanismy – S_N1 a S_N2.

• Přesmyk neboli izomerizace – při reakci dochází pouze ke změně struktury látky, nemění se ani počet, ani druh atomů tvořících molekulu. Zpravidla takto dochází k přeměně méně stabilní sloučeniny na její stálejší izomer. Např. enol-formy R=C(-OH)-R se přesmykují na keto-formy R-C(=O)-R. Konjugované dieny (H₂C=C=CH₂) se přeměňují na alkyny (CH₃-C≡CH).

Skupenství reaktantů a produktů značíme v chemické rovnici písmeny v závorce:

• (aq) – aqua, vodný roztok
• (g) – gas, plyn
• (l) – liquid, kapalina
• (s) – solid, pevná látka.

• Homogenní reakce má všechny reaktanty a produkty ve stejné fázi (skupenství). Přitom H₂O (l) se nepovažuje za rozdílnou fázi, pokud jsou ostatní sloučeniny ve vodném roztoku (aq).

H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (g)

NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)

• Heterogenní reakce obsahuje rozdílné fáze, probíhá na styčné ploše, tzv. fázovém rozhraní. Typické heterogenní reakce jsou srážecí reakce.

NaCl (aq) + AgNO₃ (aq) → NaNO₃ (aq) + AgCl↓ (s)

• Oxidačně-redukční reakce – přenášenou částicí je elektron e⁻. Probíhají současně děje:
  • oxidace – částice odevzdává elektrony, zvyšuje se její kladné oxidační číslo;
  • redukce – částice přijímá elektrony, snižuje se její kladné oxidační číslo.

Látky, které jiné látky oxidují, ale samy se redukují, nazýváme oxidační činidla (např. O₂, KMnO₄). Látky, které jiné látky redukují, ale samy se oxidují, nazýváme redukční činidla (např. kovy, uhlík, HPO₂).

• Protolytické neboli acidobazické reakce – přenášenou částicí je vodíkový kationt H⁺. Typickým představitelem je reakce kyseliny s hydroxidem neboli neutralizace.

• Komplexotvorné reakce – atomy či funkční skupiny (tzv. ligandy) se vážou na tzv. centrální atom za vzniku koordinačních sloučenin neboli komplexů.

CuSO₄ + 4 H₂O → [Cu(H₂O)₄]SO₄

Studiem této problematiky se zabývá koordinační chemie.

• exotermické reakce (exotermní) – během reakce se teplo uvolňuje, tzn. energie reaktantů je vyšší než energie produktů (např. hoření, neutralizace, buněčné dýchání);
• endotermické reakce (endotermní) – během reakce se teplo spotřebovává (musí se do soustavy dodávat), tzn. energie reaktantů je nižší než energie produktů (např. tepelný rozklad uhličitanu vápenatého, fotosyntéza);
• atermické reakce – během reakce se teplo ani nespotřebovává, ani neuvolňuje. Tato reakce se v přírodě často nevyskytuje.

Reakční teplo je rozdíl energie produktů a reaktantů. Podle Hessova zákona nezávisí na průběhu reakce, ale jen na stavech před reakcí a po reakci. Nejčastěji se uvádí jako stavová veličina entalpie ∆H v jednotkách kJ/mol. Pokud hledisko zobecníme na příjem/uvolnění energie (i v jiné formě než teplo), klasifikujeme reakce jako endergonické/exergonické. Tepelným efektem reakcí se zabývá chemická termodynamika neboli termochemie. Změna Gibbsovy energie soustavy (∆G) je u exotermické reakce záporná (-∆G) a u endotermní reakce kladná (+∆G).

• přímé – základní typ reakce, viz výše;
• zpětné – reakce probíhá stejným mechanismem, ale opačným směrem (dle principu mikroskopické reverzibility);
• bočné – několik současně běžících reakcí spotřebovává stejnou výchozí látku, ale jejich produktem jsou různé sloučeniny;
• násobné – produkt reakce dál reaguje stejným mechanismem, například polymerace, radikálové reakce.

• rovnovážné – reakce běží až do chemické rovnováhy, která je definována rovnovážnou konstantou. Rovnovážná konstanta je poměrem rychlostních konstant dvou navzájem zpětných reakcí.
• jednosměrné – zpětná reakce je zanedbatelná

• monomolekulární – reaguje jedna molekula – dekompozice (rozpad). Příkladem je reakce typu: A → P, kde A značí reaktanty, P pak produkty. Monomolekulární reakce se označují také jako reakce prvního řádu.
• bimolekulární – aby reakce mohla proběhnout, musí se srazit dvě molekuly – nejčastější typ reakcí. Příkladem je A + A → P nebo A + B → P, kde A, B jsou reaktanty a P produkty reakce. Bimolekulární reakce odpovídají reakcím druhého řádu.
• trimolekulární – aby reakce mohla proběhnout, musí se srazit tři molekuly v jednom okamžiku. Tyto reakce jsou vzácné.

Reakce tetramolekulární a reakce vyšších řádů neznáme. Důvodem je, že srážka tří molekul je z pohledu již tak statistické termodynamiky vzácným jevem. Proto současná srážka čtyř a více molekul prakticky nemůže nastat. Díky dokonalejším přístrojům se při mnoha těchto reakcích dokázalo, že jsou dvěma reakcemi nižších řádů následujícími rychle za sebou.

• Chemická rovnováha
• Chemická kinetika
• Chemický reaktor
• Chemický výpočet

•   Obrázky, zvuky či videa k tématu chemická reakce na Wikimedia Commons