Kjemisk reaksjon

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi

En kjemisk reaksjon er en prosess hvor ett eller flere stoffer reagerer, og danner en eller flere nye forbindelser. Stoffene som reagerer kalles reaktanter, og stoffene som dannes kalles reaksjonsprodukter.

Kjemiske reaksjoner kjennetegnes ved at det foregår en kjemisk endring av stoffene som inngår i reaksjonen. Is som smelter og blir til vann i væskeform, er ikke en kjemisk reaksjon. Det er vannmolekyler (H₂O) både før og etter smeltingen. Vannet har ikke gjennomgått noen kjemisk endring.

Innhold 1 Ulike typer kjemiske reaksjoner 2 Reaksjonsligninger 3 Kjemisk likevekt og reaksjonshastighet 4 Eksoterme og endoterme reaksjoner 5 Hverdagseksempler

[rediger] Ulike typer kjemiske reaksjoner

Kjemiske reaksjoner kan foregå på mange ulike måter, og det er vanlig å klassifisere dem i ulike typer. Mange reaksjoner vil overlappe flere av reaksjonstypene. Noen vanlige reaksjonstyper, er:

• Redoksreaksjoner
• Syre-base-reaksjoner
• Hydrolyse
• Dehydratisering
• Polymerisering
• Kondensasjonsreaksjoner

[rediger] Reaksjonsligninger

Hovedartikkel: Ligning (kjemi)

En kjemisk reaksjon beskrives gjerne i en såkalt reaksjonsligning. Kjemiske symboler brukes for å angi hvilke stoffer som inngår i reaksjonen, og støkiometriske koeffisienter foran symbolene angir forholdene mellom stoffene i reaksjonen.

Et eksempel på en reaksjonsligning er hydrogengass (H₂) som reagerer med oksygen (O₂), og danner vann (H₂O) i væskeform. Denne reaksjonen skrives slik:

2H₂ + O₂ → 2H₂O

Pilen i ligningene (→) kan leses som "går til". På venstre side av pilen står reaktantene, og på høyre side står produktene. Når det er piler i begge retninger, angir det at reaksjonen er enten reversibel (⇆) eller i kjemisk likevekt (⇌).

Ligningen er balansert med såkalte støkiometriske koeffisienter. Disse angir hvor mange molekyler av hvert stoff som inngår i reaksjonen.

[rediger] Kjemisk likevekt og reaksjonshastighet

I de fleste reaksjoner vil reaksjonsproduktene samtidig brytes ned og gå tilbake til utgangsstoffene, og det vil etter en tid oppstå likevekt mellom reaksjonshastighetene begge veier. Reaksjonshastigheten er til enhver tid avhengig av konsentrasjonen av de ulike stoffene samt trykk og temperatur. Dette kalles likevektsreaksjoner, og beskrives i reaksjonsformler etter Brønsted-Lowry-prinsippet. I tillegg vil en katalysator påvirke reaksjonshastigheten i større eller mindre grad, men vil ikke påvirke selve likevekten.

Alle reaksjoner skjer hurtigere ved høyere temperatur, men likevekten kan da være forskjøvet mot utgangsstoff til ulempe for produktutbyttet. I industrielle kjemiske prosesser er reaksjonsbetingelsene (konsentrasjon, trykk, temperatur) oftest justert til et kompromiss mellom hastighet og utbytte.

[rediger] Eksoterme og endoterme reaksjoner

I noen kjemiske reaksjoner blir energi utviklet og avgis som varme. I andre reaksjoner må energi tilføres utenfra for at reaksjonen skal skje. Begge typer reaksjoner kan være spontane, avhengig av trykk og temperatur.

En reaksjon som utvikler energi kalles for en eksoterm reaksjon. Et eksempel på dette ser vi når vi tenner på et magnesiumband. Bandet brenner med en intens hvit flamme og gir fra seg energi.

2Mg + O₂ → 2MgO + energi

En reaksjon som krever energi for at den skal gå, kalles for en endoterm reaksjon. Dersom for eksempel nitrogen og oksygen skal reagere med hverandre, må det tilføres energi. Reaksjonen er endoterm.

N₂ + O₂ + energi → 2NO

[rediger] Hverdagseksempler

• Raske reaksjoner:
  • Fargeendring i te ved tilsetting av sitron.
  • Sprengning med sprengstoff.
  • Biler som drives med en forbrenningsmotor.
  • Fyrverkeri.

• Langsomme reaksjoner:
  • Spiker som ruster.
  • Hår som vokser.
  • Maling som tørker.
  • Papir som gulner.
  • Lim som herder.