Come reagiscono le sostanze chimiche

Processo che porta all'interconversione di specie

chimiche

Una reazione chimica è un processo che porta alla trasformazione chimica di un insieme di sostanze chimiche in un altro. ^[1] Quando si verificano reazioni chimiche, gli atomi vengono riorganizzati e la reazione è accompagnata da un cambiamento di energia man mano che vengono generati nuovi prodotti. Classicamente, le reazioni chimiche comprendono cambiamenti che coinvolgono solo le posizioni degli elettroni nella formazione e nella rottura dei legami chimici tra gli atomi, senza alcun cambiamento nei nuclei (nessun cambiamento negli elementi presenti), e possono spesso essere descritti da un'equazione chimica. La chimica nucleare è una sottodisciplina della chimica che coinvolge le reazioni chimiche di elementi instabili e radioattivi in cui possono verificarsi cambiamenti sia elettronici che nucleari.

La sostanza (o le sostanze) inizialmente coinvolti in una reazione chimica sono chiamati reagenti o reagenti. Le reazioni chimiche sono solitamente caratterizzate da un cambiamento chimico e producono uno o più prodotti, che di solito hanno proprietà diverse dai reagenti. Le reazioni sono spesso costituite da una sequenza di singole sottofasi, le cosiddette reazioni elementari, e le informazioni sulla precisa linea d'azione fanno parte del meccanismo di reazione. Le reazioni chimiche sono descritte con equazioni chimiche, che presentano simbolicamente i materiali di partenza, i prodotti finali e talvolta i prodotti intermedi e le condizioni di reazione.

Le reazioni chimiche avvengono a una velocità di reazione caratteristica a una data temperatura e concentrazione chimica. Alcune reazioni producono calore e sono chiamate reazioni esotermiche, mentre altre possono richiedere calore per consentire la reazione, che sono chiamate reazioni endotermiche. In genere, le velocità di reazione aumentano con l'aumentare della temperatura Perché c'è più energia termica disponibile per raggiungere l'energia di attivazione necessaria per rompere i legami tra gli atomi.

Una reazione può essere classificata come redox in cui si verificano ossidazione e riduzione o non redox in cui non si verificano ossidazione e riduzione. La maggior parte delle reazioni redox semplici può essere classificata come una combinazione, una decomposizione o una singola reazione di spostamento.

Diverse reazioni chimiche vengono utilizzate durante la sintesi chimica per ottenere il prodotto desiderato. In biochimica, una serie consecutiva di reazioni chimiche (in cui il prodotto di una reazione è il reagente della reazione successiva) forma vie metaboliche. Queste reazioni sono spesso catalizzate da enzimi proteici. Gli enzimi aumentano i tassi di reazioni biochimiche, in modo che sintesi metaboliche e decomposizioni impossibili in condizioni ordinarie possano verificarsi alla temperatura e alle concentrazioni presenti all'interno di una cellula.

Il generale Il concetto di reazione chimica è stato esteso alle reazioni tra entità più piccole degli atomi, comprese le reazioni nucleari, i decadimenti radioattivi e le reazioni tra particelle elementari, come descritto dalla teoria quantistica dei campi.

Le

reazioni chimiche come la combustione nel fuoco, la fermentazione e la riduzione dei minerali a metalli erano note fin dall'antichità. Le prime teorie della trasformazione dei materiali furono sviluppate dai filosofi greci, come la teoria dei quattro elementi di Empedocle che afferma che ogni sostanza è composta dai quattro elementi di base: fuoco, acqua, aria e terra. Nel Medioevo, le trasformazioni chimiche venivano studiate dagli alchimisti. Tentarono, in particolare, di convertire il piombo in oro, per cui usarono reazioni di piombo e leghe piombo-rame con lo zolfo. ^[2]

La produzione artificiale di sostanze chimiche era già un Obiettivo centrale per gli alchimisti medievali. ^[3] Esempi includono la sintesi di cloruro di ammonio da sostanze organiche come descritto nelle opere (c. 850-950) attribuite a Jābir ibn Ḥayyān, ^[4] o la produzione di acidi minerali come l'acido solforico e nitrico da parte di alchimisti successivi, a partire dal 1300 circa. ^[5] La produzione di acidi minerali comportava il riscaldamento di minerali solfato e nitrato come il solfato di rame, l'allume e il salnitro. Nel XVII secolo, Johann Rudolph Glauber produsse acido cloridrico e solfato di sodio facendo reagire acido solforico e cloruro di sodio. Con lo sviluppo del processo della camera di piombo nel 1746 e del processo Leblanc, che consentiva la produzione su larga scala rispettivamente di acido solforico e carbonato di sodio, le reazioni chimiche furono implementate nell'industria. Un'ulteriore ottimizzazione della tecnologia dell'acido solforico ha portato al processo di contatto nel 1880, ^[6] e il processo Haber fu sviluppato nel 1909-1910 per la sintesi dell'ammoniaca. ^[7]

A partire dal XVI secolo, ricercatori tra cui Jan Baptist van Helmont, Robert Boyle e Isaac Newton cercarono di stabilire teorie sulle trasformazioni chimiche osservate sperimentalmente. La teoria del flogisto fu proposta nel 1667 da Johann Joachim Becher. Ha postulato l'esistenza di un elemento simile al fuoco chiamato "flogisto", che era contenuto all'interno di corpi combustibili e rilasciato durante la combustione. Questo si rivelò falso nel 1785 da Antoine Lavoisier che trovò la spiegazione corretta della combustione come reazione con l'ossigeno dell'aria. ^[8]

Joseph Louis Gay-Lussac riconobbe nel 1808 che i gas reagiscono sempre in una certa relazione tra loro. Sulla base di questa idea e della teoria atomica di John Dalton, Joseph Proust aveva sviluppato la legge delle proporzioni definite, che in seguito sono sfociati i concetti di stechiometria ed equazioni chimiche. ^[9]

Per quanto riguarda la chimica organica, si è a lungo creduto che i composti ottenuti da organismi viventi fossero troppo complessi per essere ottenuti sinteticamente. Secondo il concetto di vitalismo, la materia organica era dotata di una "forza vitale" e distinta dai materiali inorganici. Questa separazione fu tuttavia interrotta dalla sintesi dell'urea da precursori inorganici da parte di Friedrich Wöhler nel 1828. Altri chimici che hanno apportato importanti contributi alla chimica organica includono Alexander William Williamson con la sua sintesi di eteri e Christopher Kelk Ingold, che, tra le molte scoperte, ha stabilito i meccanismi delle reazioni di sostituzione.

Caratteristiche

Le caratteristiche generali delle reazioni chimiche sono:

Equazioni Equazione

chimica

Le equazioni vengono utilizzate per illustrare graficamente le reazioni chimiche. Sono costituiti da formule chimiche o strutturali dei reagenti a sinistra e quelle dei prodotti a destra. Sono separati da una freccia (→) che indica la direzione e il tipo di reazione; La freccia viene letta come la parola "cede". ^[10] La punta della freccia punta nella direzione in cui procede la reazione. Una doppia freccia (⇌) che punta in direzioni opposte viene utilizzata per le reazioni di equilibrio. Le equazioni dovrebbero essere bilanciate secondo la stechiometria, il numero di atomi di ciascuna specie dovrebbe essere lo stesso su entrambi i lati dell'equazione. Ciò si ottiene scalando il numero di molecole coinvolte (A, B, C e D in un esempio schematico di seguito) per gli interi appropriati a, b, c e d . ^[11]

a A + b B → c C + d D

Più elaborato Le reazioni sono rappresentate da schemi di reazione, che oltre ai materiali e ai prodotti di partenza mostrano importanti stati intermedi o di transizione. Inoltre, alcune aggiunte relativamente minori alla reazione possono essere indicate sopra la freccia di reazione; Esempi di tali aggiunte sono l'acqua, il calore, l'illuminazione, un catalizzatore, ecc. Allo stesso modo, alcuni prodotti minori possono essere posizionati sotto la freccia, spesso con un segno meno.

L'analisi retrosintetica può essere applicata per progettare una reazione di sintesi complessa. Qui l'analisi parte dai prodotti, ad esempio scindendo i legami chimici selezionati, per arrivare a reagenti iniziali plausibili. Una freccia speciale (⇒) viene utilizzata nelle reazioni retro. ^[12]

Reazioni elementari

La reazione elementare è la più piccola divisione in cui una reazione chimica può essere decomposta, non ha prodotti intermedi. Le reazioni osservate sperimentalmente sono costituite da molte reazioni elementari che si verificano in parallelo o in sequenza. L'effettiva sequenza delle singole reazioni elementari è nota come meccanismo di reazione. Una reazione elementare coinvolge poche molecole, di solito una o due, a causa della bassa probabilità che diverse molecole si incontrino in un determinato momento. ^[14]

Le reazioni elementari più importanti sono le reazioni unimolecolari e bimolecolari. Solo una molecola è coinvolta in una reazione unimolecolare; Viene trasformato per isomerizzazione o dissociazione in una o più altre molecole. Tali reazioni richiedono l'aggiunta di energia sotto forma di calore o luce. Un tipico esempio di reazione unimolecolare è la cis-transisomerizzazione, in cui la forma cis di un composto si converte nella forma trans o viceversa. ^[15]

In una tipica reazione di dissociazione, un legame in Una molecola si divide ( si rompe ) risultando in due frammenti molecolari. La scissione può essere omolitica o eterolitica. Nel primo caso, il legame viene diviso in modo che ogni prodotto trattenga un elettrone e diventi un radicale neutro. Nel secondo caso, entrambi gli elettroni del legame chimico rimangono con uno dei prodotti, dando luogo a ioni carichi. La dissociazione svolge un ruolo importante nell'innescare reazioni a catena, come le reazioni idrogeno-ossigeno o di polimerizzazione.

Dissociazione di una molecola AB in frammenti A e B Per le

reazioni bimolecolari, due molecole si scontrano e reagiscono tra loro. La loro fusione è chiamata sintesi chimica o reazione di addizione.

Un'altra possibilità è che solo una parte di una molecola venga trasferita all'altra molecola. Questo tipo di reazione avviene, ad esempio, nelle reazioni redox e acido-base. In redox reazioni, la particella trasferita è un elettrone, mentre nelle reazioni acido-base è un protone. Questo tipo di reazione è anche chiamato metatesi.

Articolo principale: Equilibrio chimico

La

maggior parte delle reazioni chimiche sono reversibili, cioè possono funzionare in entrambe le direzioni. Le reazioni dirette e inverse sono in competizione tra loro e differiscono nella velocità di reazione. Queste velocità dipendono dalla concentrazione e quindi cambiano con il tempo della reazione: la velocità inversa aumenta gradualmente e diventa uguale alla velocità della reazione in avanti, stabilendo il cosiddetto equilibrio chimico. Il tempo per raggiungere l'equilibrio dipende da parametri come la temperatura, la pressione e i materiali coinvolti ed è determinato dall'energia libera minima. In equilibrio, l'energia libera di reazione di Gibbs deve essere zero. Le La dipendenza dalla pressione può essere spiegata con il principio di Le Chatelier. Ad esempio, un aumento della pressione dovuto alla diminuzione del volume fa sì che la reazione si sposti lateralmente con meno moli di gas. ^[16]

La resa di reazione si stabilizza all'equilibrio, ma può essere aumentata rimuovendo il prodotto dalla miscela di reazione o modificata aumentando la temperatura o la pressione. Una variazione delle concentrazioni dei reagenti non influisce sulla costante di equilibrio, ma influisce sulla posizione di equilibrio.

Termodinamica

Le reazioni chimiche sono determinate dalle leggi della termodinamica. Le reazioni possono procedere da sole se sono esoergoniche, cioè se rilasciano energia libera. La variazione di energia libera associata della reazione è composta dalle variazioni di due diverse grandezze termodinamiche, entalpia ed entropia: ^[17]

.

G: energia libera, H: entalpia, T: temperatura, S: entropia, Δ: differenza (variazione tra originale e prodotto)

Le reazioni possono essere esotermiche, dove Δ H è negativo e l'energia viene rilasciata. Esempi tipici di reazioni esotermiche sono la combustione, la precipitazione e la cristallizzazione, in cui solidi ordinati si formano da fasi gassose o liquide disordinate. Al contrario, nelle reazioni endotermiche, il calore viene consumato dall'ambiente. Ciò può avvenire aumentando l'entropia del sistema, spesso attraverso la formazione di prodotti di reazione gassosi o disciolti, che hanno un'entropia più elevata. Poiché il termine di entropia nella variazione di energia libera aumenta con la temperatura, molte reazioni endotermiche avvengono preferibilmente ad alte temperature. Al contrario, molte reazioni esotermiche come la cristallizzazione avvengono preferibilmente a temperature più basse. Un cambiamento di temperatura a volte può invertire il segno di l'entalpia di una reazione, come per la riduzione del monossido di carbonio del biossido di molibdeno:

;

Questa reazione per formare anidride carbonica e molibdeno è endotermica a basse temperature, diminuendo con l'aumentare della temperatura. ^[18] Δ H ° è zero a 1855 K, e la reazione diventa esotermica al di sopra di quella temperatura.

Le variazioni di temperatura possono anche invertire la tendenza della direzione di una reazione. Ad esempio, la reazione

di spostamento del gas d'acqua

è favorita dalle basse temperature, ma il suo contrario è favorito dalle alte temperature. Lo spostamento della tendenza della direzione della reazione avviene a 1100 K. ^[18]

Le reazioni possono anche essere caratterizzate dal loro cambiamento di energia interna, che tiene conto dei cambiamenti nell'entropia, nel volume e nei potenziali chimici. Quest'ultimo dipende, tra l'altro, dalle attività dei soggetti coinvolti Sostanze. ^[19]

U: energia interna, S: entropia, p: pressione, μ: potenziale chimico, n: numero di molecole, d: piccolo segno di cambiamento

Cinetica La

velocità con cui avvengono le reazioni è studiata dalla cinetica di reazione. La velocità dipende da vari parametri, come ad esempio:

• Concentrazioni di reagenti, che di solito fanno sì che la reazione avvenga a una velocità maggiore se aumentate attraverso un aumento delle collisioni per unità di tempo. Alcune reazioni, tuttavia, hanno velocità indipendenti dalle concentrazioni dei reagenti, a causa di un numero limitato di siti catalitici. Queste sono chiamate reazioni di ordine zero.
• Superficie disponibile per il contatto tra i reagenti, in particolare quelli solidi in sistemi eterogenei. Superfici più grandi portano a velocità di reazione più elevate.
• Pressione: aumentando la pressione si diminuisce il volume tra le molecole e quindi aumenta la frequenza delle collisioni tra le molecole.
• Energia di attivazione, che è definita come la quantità di energia necessaria per far partire e proseguire spontaneamente la reazione. Un'energia di attivazione più elevata implica che i reagenti hanno bisogno di più energia per avviarsi rispetto a una reazione con un'energia di attivazione inferiore.
• Temperatura, che accelera le reazioni se aumentata, poiché una temperatura più elevata aumenta l'energia delle molecole, creando più collisioni per unità di tempo,
• La presenza o l'assenza di un catalizzatore. I catalizzatori sono sostanze che creano legami deboli con reagenti o intermedi e modificano il percorso (meccanismo) di una reazione, che a sua volta aumenta la velocità di una reazione abbassando l'energia di attivazione necessaria per lo svolgimento della reazione. Un catalizzatore non viene distrutto o modificato durante una reazione, quindi può essere riutilizzato.
• Per alcune reazioni, la presenza di Le radiazioni elettromagnetiche, in particolare la luce ultravioletta, sono necessarie per promuovere la rottura dei legami per avviare la reazione. Ciò è particolarmente vero per le reazioni che coinvolgono i radicali.

Diverse teorie permettono di calcolare le velocità di reazione a livello molecolare. Questo campo è indicato come dinamica di reazione. La velocità v di una reazione del primo ordine, che potrebbe essere la disintegrazione di una sostanza A, è data da:

La sua integrazione produce:

Qui k è la costante di velocità del primo ordine, avente dimensione 1/tempo, [A]( t ) è la concentrazione in un tempo t e [A] ₀ è la concentrazione iniziale. La velocità di una reazione del primo ordine dipende solo dalla concentrazione e dalle proprietà della sostanza coinvolta e la reazione stessa può essere descritta con un'emivita caratteristica. È necessaria più di una costante di tempo quando descrivere reazioni di ordine superiore. La dipendenza dalla temperatura della costante di velocità di solito segue l'equazione di Arrhenius:

dove E _a è l'energia di attivazione e k _B è la costante di Boltzmann. Uno dei modelli più semplici di velocità di reazione è la teoria della collisione. Modelli più realistici sono adattati a un problema specifico e includono la teoria dello stato di transizione, il calcolo della superficie di energia potenziale, la teoria di Marcus e la teoria di Rice-Ramsperger-Kassel-Marcus (RRKM). ^[20]

Articolo

principale: Reazione di sintesi

In una reazione di sintesi, due o più sostanze semplici si combinano per formare una sostanza più complessa. Queste reazioni sono nella forma generale:

due o più reagenti che producono un prodotto è Un altro modo per identificare una reazione di sintesi. Un esempio di reazione di sintesi è la combinazione di ferro e zolfo per formare solfuro di ferro (II):

un altro esempio è l'idrogeno gassoso semplice combinato con l'ossigeno gassoso semplice per produrre una sostanza più complessa, come l'acqua. ^[21]

Decomposizione

Articolo principale: Reazione di decomposizione

Una reazione di decomposizione è quando una sostanza più complessa si scompone nelle sue parti più semplici. È quindi l'opposto di una reazione di sintesi e può essere scritto come ^[21]

Un esempio di reazione di decomposizione è l'elettrolisi dell'acqua per produrre ossigeno e idrogeno gassoso:

Singolo spostamento

In una singola reazione di spostamento, un singolo elemento non combinato ne sostituisce un altro in un composto; in altre parole, un elemento scambia di posto con un altro elemento in un composto ^[21] Questi Le reazioni si presentano sotto forma generale di:

Un esempio di reazione a singolo spostamento è quando il magnesio sostituisce l'idrogeno nell'acqua per produrre idrossido di magnesio solido e idrogeno gassoso:

Doppio spostamento

In una reazione a doppio spostamento, gli anioni e i cationi di due composti si scambiano di posto e formano due composti completamente diversi. Queste reazioni sono nella forma generale: ^[21]

Ad esempio, quando il cloruro di bario (BaCl ₂ ) e il solfato di magnesio (MgSO ₄ ) reagiscono, l'anione SO ₄ ²⁻ si scambia di posto con l'anione 2Cl ⁻, dando i composti BaSO ₄ e MgCl ₂ .

Un altro esempio di reazione a doppio spostamento è la reazione del nitrato di piombo (II) con lo ioduro di potassio per formare ioduro di piombo (II) e potassio nitrato:

Reazioni in avanti e all'indietro

Secondo Principio di Le Chatelier, le reazioni possono procedere in avanti o indietro fino a terminare o raggiungere l'equilibrio. ^[22]

Le

reazioni che procedono in avanti (da sinistra a destra) per avvicinarsi all'equilibrio sono spesso chiamate reazioni spontanee, cioè negative, il che significa che se si verificano a temperatura e pressione costanti, diminuiscono l'energia libera di Gibbs della reazione. Richiedono meno energia per procedere in avanti. ^[23] Le reazioni sono solitamente scritte come reazioni in avanti nella direzione in cui sono spontanee. Esempi:

• Reazione di idrogeno e ossigeno per formare acqua.

2H
₂ + O
₂ ⇌ 2H
₂ O

CH
₃ COOH + H
₂ O ⇌ CH
₃ COO ⁻
+ H
₃ O ⁺

Reazioni all'indietro

Le reazioni che procedono nella direzione all'indietro per avvicinarsi all'equilibrio sono spesso chiamate reazioni non spontanee, cioè positive, il che significa che se si verificano a temperatura e pressione costanti, aumentano l'energia libera di Gibbs della reazione. Richiedono l'input di energia per procedere in avanti. ^{[23] [24]} Gli esempi includono:

CO ₂ anidride carbonica
+ H ₂ O acqua + fotoni energia luminosa → [CH ₂ O]carboidrato + O ₂ ossigeno

Combustione

In una reazione di combustione, un elemento o composto reagisce con un ossidante, solitamente ossigeno, spesso producendo energia sotto forma di calore o luce. Le reazioni di combustione coinvolgono spesso un idrocarburo. Ad esempio, la combustione di 1 mole (114 g) di ottano in l'ossigeno

rilascia 5500 kJ. Una reazione di combustione può anche derivare dalla reazione di carbonio, magnesio o zolfo con l'ossigeno. ^[27]

Le reazioni redox di

ossidazione e riduzione

possono essere intese in termini di trasferimento di elettroni da una specie coinvolta (agente riducente) a un'altra (agente ossidante). In questo processo, la prima specie viene ossidata e la seconda viene ridotta . Sebbene sufficienti per molti scopi, queste descrizioni non sono esattamente corrette. L'ossidazione è meglio definita come un aumento dello stato di ossidazione degli atomi e la riduzione come una diminuzione dello stato di ossidazione. In pratica, il trasferimento di elettroni cambierà sempre lo stato di ossidazione, ma ci sono molte reazioni che vengono classificate come "redox" anche se non avviene alcun trasferimento di elettroni (come quelle che coinvolgono i legami covalenti). ^{[28] [29]}

Nella seguente reazione redox, il sodio metallico pericoloso reagisce con il cloro gassoso tossico per formare il composto ionico cloruro di sodio, o sale da cucina comune:

Nella reazione, il sodio metallico passa da uno stato di ossidazione di 0 (un elemento puro) a +1: in altre parole, il sodio ha perso un elettrone e si dice che sia stato ossidato. D'altra parte, il cloro gassoso passa da un'ossidazione di 0 (anch'esso un elemento puro) a -1: il cloro guadagna un elettrone e si dice che si è ridotto. Poiché il cloro è quello ridotto, è considerato l'accettore di elettroni, o in altre parole, induce l'ossidazione nel sodio - quindi il cloro gassoso è considerato l'agente ossidante. Al contrario, il sodio viene ossidato o è il donatore di elettroni, e quindi induce una riduzione nelle altre specie ed è considerato l'agente riducente .

Quale dei reagenti coinvolti sarebbe un agente riducente o ossidante può essere previsti dall'elettronegatività dei loro elementi. Gli elementi con basse elettronegatività, come la maggior parte dei metalli, donano facilmente elettroni e si ossidano: sono agenti riducenti. Al contrario, molti ossidi o ioni con alti numeri di ossidazione dei loro atomi non di ossigeno, come H
₂ O
₂ , MnO ⁻
₄ , CrO
₃ , Cr
₂ O ²⁻
₇ , o OsO
₄ , possono guadagnare uno o due elettroni in più e sono forti agenti ossidanti.

Per alcuni elementi del gruppo principale, il numero di elettroni donati o accettati in una reazione redox può essere previsto dalla configurazione elettronica dell'elemento reagente. Gli elementi cercano di raggiungere la configurazione di gas nobile a bassa energia, e quindi i metalli alcalini e gli alogeni doneranno e accetteranno rispettivamente un elettrone. I gas nobili stessi sono chimicamente inattivi. ^[30]

La reazione redox complessiva può essere bilanciata combinando le semireazioni di ossidazione e riduzione moltiplicate per coefficienti tali che il numero di elettroni persi nell'ossidazione sia uguale al numero di elettroni guadagnati nella riduzione.

Un'importante classe di reazioni redox sono le reazioni elettrochimiche elettrolitiche, in cui gli elettroni provenienti dall'alimentazione dell'elettrodo negativo vengono utilizzati come agente riducente e l'elettrone estratto dall'elettrodo positivo come agente ossidante. Queste reazioni sono particolarmente importanti per la produzione di elementi chimici, come il cloro ^[31] o l'alluminio. Il processo inverso, in cui gli elettroni vengono rilasciati nelle reazioni redox e l'energia chimica viene convertita in energia elettrica, è possibile e viene utilizzato nelle batterie.

Nelle

reazioni di complessazione, diversi ligandi reagiscono con un atomo di metallo per formare un complesso di coordinazione. Ciò si ottiene fornendo coppie solitarie del ligando in orbitali vuoti dell'atomo metallico e formando legami dipolari. I leganti sono basi di Lewis, possono essere sia ioni che molecole neutre, come il monossido di carbonio, l'ammoniaca o l'acqua. Il numero di ligandi che reagiscono con un atomo di metallo centrale può essere trovato utilizzando la regola dei 18 elettroni, affermando che i gusci di valenza di un metallo di transizione ospiteranno collettivamente 18 elettroni, mentre la simmetria del complesso risultante può essere prevista con la teoria del campo cristallino e la teoria del campo del ligando. Le reazioni di complessazione includono anche lo scambio di ligandi, in cui uno o più ligandi vengono sostituiti da un altro, e i processi redox che modificano lo stato di ossidazione dell'atomo metallico centrale. ^[32]

Reazioni acido-base

Nella teoria acido-base di Brønsted-Lowry, una reazione acido-base comporta un trasferimento di protoni (H ⁺ ) da una specie (l'acido) all'altra (la base). Quando un protone viene rimosso da un acido, la specie risultante viene definita base coniugata di quell'acido. Quando il protone viene accettato da una base, la specie risultante viene definita acido coniugato di quella base. ^[33] In altre parole, gli acidi agiscono come donatori di protoni e le basi agiscono come accettori di protoni secondo la seguente equazione:

la reazione inversa è possibile, e quindi l'acido/base e la base/acido coniugato sono sempre in equilibrio. L'equilibrio è determinato dalle costanti di dissociazione acida e basica ( K _a e K _b ) delle sostanze coinvolte. Un caso particolare della reazione acido-base è la neutralizzazione in cui un acido e una base, presi nelle stesse identiche quantità, formano un sale neutro.

Le reazioni acido-base possono avere definizioni diverse a seconda del concetto acido-base impiegato. Alcuni dei più comuni sono:

• Definizione di Arrhenius: Gli acidi si dissociano nell'acqua rilasciando ioni H ₃ O ⁺; le basi si dissociano nell'acqua rilasciando ioni ^{OH −}.
• Definizione di Brønsted-Lowry: Gli acidi sono donatori di protoni (H ⁺ ), le basi sono accettori di protoni; questo include la definizione di Arrhenius.
• Definizione di Lewis: Gli acidi sono accettori di coppie di elettroni e le basi sono donatori di coppie di elettroni; questo include la definizione di Brønsted-Lowry.

Precipitazione La precipitazione

è la formazione di un solido in una soluzione o all'interno di un altro solido durante una reazione chimica. Di solito avviene quando la concentrazione di ioni disciolti supera il limite di solubilità ^[34] e forma un sale insolubile. Questo processo può essere coadiuvato dall'aggiunta di un agente precipitante o dalla rimozione del solvente. La rapida precipitazione provoca un residuo amorfo o microcristallino e un processo lento può produrre singoli cristalli. Quest'ultimo può essere ottenuto anche per ricristallizzazione da sali microcristallini. ^[35]

Reazioni allo stato solido

Le reazioni possono avvenire tra due solidi. Tuttavia, a causa delle velocità di diffusione relativamente piccole nei solidi, le reazioni chimiche corrispondenti sono molto lente rispetto alle reazioni in fase liquida e gassosa. Vengono accelerati aumentando la temperatura di reazione e dividendo finemente il reagente per aumentare la superficie di contatto. ^[36]

Reazioni all'interfaccia solido/gas

La reazione può avvenire all'interfaccia solido|gas, superfici a pressione molto bassa come l'ultra-alto vuoto. Tramite la microscopia a effetto tunnel, è possibile osservare le reazioni all'interfaccia solid|gas nello spazio reale, se la scala temporale della reazione è nell'intervallo corretto. ^{[37] [38]} Le reazioni all'interfaccia solido|gas sono in alcuni casi legate alla catalisi.

Reazioni

fotochimiche