Ķīmiskā reakcija

[thumbnail|200px|[Amonija dihromāts|Amonija dihromāta termiskās sadalīšanās reakcija]]
**Ķīmiskā reakcija** ir ķīmisks process, kurā viena vai vairākas ķīmiskās vielas pārvēršas un veido jaunas vielas ar citām ķīmiskajām īpašībām. Reaģējot vielu molekulās vai kristālrežģos ķīmiskās saites irst, atomi pārgrupējas un tad izveidojas jaunas ķīmiskās saites. No izejvielām radušās jaunās vielas sauc par reakcijas produktiem. Norisot ķīmiskajām reakcijām, vai nu izdalās vai arī tiek patērēta enerģija. Atomi ķīmiskajās reakcijās nezūd un arī nerodas no jauna. Pie ķīmiskajām reakcijām nepieder fizikāli procesi, piemēram, vielas agregātstāvokļa maiņa (ledus izkūst), difūzija, tīru vielu sajaukšanās maisījumos, kā arī pie tām nepieder kodolreakcijas.

Lai aprakstītu ķīmiskās reakcijas, tiek izmantots reakcijas vienādojums, kurā izejvielas, produkti un dažreiz arī svarīgi starpprodukti ir attēloti grafiski un savienoti ar reakcijas bultiņu.

Ķīmiskās reakcijas ir neatņemama tehnoloģijas, kultūras un ikdienas dzīves sastāvdaļa. Tās noris, dedzinot kurināmo, kausējot dzelzi, ražojot stiklu un keramiku, brūvējot alu, ražojot vīnu un sieru, kā arī daudz kur citur.

## Ķīmisko reakciju iedalījums
### Klasifikācija pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva
Pēc izejvielu un reakcijas produktu skaita un sastāva ķīmiskās reakcijas iedala:
* savienošanās reakcijas — no divām vai vairākām vielām rodas viena jauna viela
: \mathrm{ A + B \longrightarrow C}, piemēram, \mathrm{ 2H_2 + O_2 \longrightarrow 2H_2O};
* sadalīšanās reakcijas — no vienas vielas rodas divas vai vairākas vielas
: \mathrm{ A \longrightarrow B + C}, piemēram, \mathrm{ 2KClO_3 \longrightarrow 2KCl + 3O_2};
* apmaiņas reakcijas — norisinās starp divām vielām, kuras sastāv no joniem
: \mathrm{ AB + CD \longrightarrow AD + CB}, piemēram, \mathrm{ Na_2SO_4 + BaCl_2 \longrightarrow 2NaCl + BaSO_4};
* aizvietošanas reakcijas — vienkāršas vielas aizvieto saliktā vielā esošus kāda elementa atomus
: \mathrm{ AB + C \longrightarrow AC + B}, piemēram, \mathrm{ 2KI + Cl_2 \longrightarrow 2KCl + I_2}.

### Klasifikācija pēc reakcijas siltumefekta
Pēc procesa siltumefekta, ķīmiskās reakcijas iedala:
* eksotermiskas reakcijas: reakcijā izdalās enerģija (parasti tas ir siltums);
* endotermiskas reakcijas: reakcijai ir nepieciešama enerģija.

### Klasifikācija pēc atgriezeniskuma
Reakcijas klasificē arī atgriezeniskajās reakcijās, kur noteiktos apstākļos reakcijas var norisināties abos virzienos, un neatgriezeniskajās reakcijās, kur reakcija noris tikai vienā virzienā, līdz visa viela ir beigusi reaģēt.

### Klasifikācija pēc pazīmes
Šajā klasifikācijā izdala oksidēšanās-reducēšanās reakcijas, kurās reakcijas laikā mainās ķīmisko elementu oksidēšanas pakāpe, bet pārējās reakcijas vienkārši tiek sauktas par citām reakcijām, dažreiz par ne oksidēšanās un reducēšanās reakcijām.

### Klasifikācija pēc reaģējošo vielu sistēmas veida
Šajā klasifikācija izdala homogēnās reakcijas un heterogēnās reakcijas. Pirmajā gadījumā reakcija noris visā vielas tilpumā, savukārt heterogēnajās reakcijās ķīmiskā darbība norisinās tikai vielu saskares vietās.

## Ķīmisko reakciju enerģētiskie procesi
Ieviešot termodinamikas jēdzienu "sistēma", ķīmiskā reakcija aprakstāma kā izejvielu sistēmas maiņa uz reakcijas produktu sistēmu. Ķīmiskajās reakcijās enerģijas izmaiņas parasti notiek siltuma (nevis darba) veidā, tāpēc ķīmisko reakciju enerģijas izmaiņas var saukt par ķīmisko reakciju siltumefektu Q. Jebkuru sistēmu (gan izejvielu, gan produktu) raksturo termodinamiskie potenciāli, un ķīmisko reakciju (pāreju no vienas sistēmas citā) raksturo šo potenciālu izmaiņa.

Stehiometriskos vienādojumus, kuros ir uzrādīti reakciju siltumefekti (entalpijas izmaiņas) un visu vielu agregātstāvokļi, sauc par termoķīmiskajiem vienādojumiem.

### Iekšējā enerģija
Sistēmas iekšējā enerģija U ir visu sistēmā ietilpstošo vielu mikroobjektu (atomu, molekulu, jonu) kustības un mijiedarbības enerģiju summa. Sistēmas U absolūto vērtību nevar noteikt, jo nav tādu procesu, kuros visa U tiktu izdalīta vai uzņemta. Taču, ņemot vērā, ka ķīmiskās reakcijas izejvielas ir viena sistēma ar iekšējo enerģiju U_1 un šīs reakcijas produkti ir cita sistēma ar iekšēju enerģiju U_2, ir iespējams aprēķināt iekšējās enerģijas izmaiņu \Delta U= U_2-U_1. Ja \Delta U>0, tad reakcija ir endotermiska, tas ir, reakcijā siltums tiek patērēts un uzņemts no apkārtējās vides. Ja \Delta U, tad reakcija ir eksotermiska, tas ir, reakcijā siltums izdalās apkārtējā vidē.

### Entalpija
Izobāriskus (nemainīgs spiediens) procesus raksturo entalpija H. Ķīmiskie procesi visbiežāk norisinās izobāros apstākļos (p=const), piemēram, vaļējā kolbā vai mēģenē, kur var mainīties sistēmas tilpums (\Delta V). Entalpijas absolūto vērtību nevar noteikt, var noteikt tās izmaiņu reakcijas gaitā.

H=U+pV un \Delta H=\Delta U+ p\Delta V=\Delta U+A, kur p\Delta V=A ir izplešanās darbs.

Ja \Delta H>0, tad reakcija ir endotermiska. Ja \Delta H, tad reakcija ir eksotermiska. Izobāriska procesa siltumefekts skaitliski ir vienāds ar entalpijas izmaiņu, bet abiem lielumiem ir pretējas zīmes: \Delta H=-Q.

\Delta H^0 ir standartentalpijas, standartapstākļos (1 atm spiedienā, 25 °C temperatūrā) aprēķināta entalpija, apzīmējums.

\Delta H^0_r ir vielas rašanās standartenetalpija, kas ir entalpijas izmaiņa reakcijā, kurā no stabilām vienkāršām vielām rodas viens mols savienojuma. Stabilu vienkāršu vielu alotropisko modifikāciju \Delta H^0_r=0, bet mazāk stabilu modifikāciju, piemēram, dimanta, \Delta H^0_r\neq0.

Hesa likums noteic, ka ķīmiskās reakcijas entalpijas izmaiņa (siltumefekts) nav atkarīga no reakcijas ceļa, bet ir atkarīga no reaģējošo vielu stāvokļa reakcijas sākumā un beigās.

Reakcijas summāro standartentalpijas izmaiņu \Delta H^0_{reakc} var aprēķināt, no reakcijas produktu rašanās standartentalpiju summas \sum n_2\Delta H^0_{r.pr.} atņemot izejvielu rašanās standartentalpiju summu \sum n_1\Delta H^0_{r.izejv.} (n ir vielu daudzums).

### Entropija
Entropija S ir sistēmas nesakārtotības pakāpe. Vielu entropijas izmērīt nevar, tās tiek aprēķinātas. Tāpat kā pārējiem termodinamiskajiem potenciāliem \Delta S=S_2-S_1. Standartentropiju apzīmē ar S^0.

\Delta S^0_{reakc}=\sum n_2S^0_{pr}-\sum n_1S^0_{izejv}

Šī izteiksme ir līdzīga standartentalpijas izmaiņas vienādojumam, taču vielas S^0 nav saistīta ar šīs vielas rašanos no vienkāršām vielām.

### Gibsa enerģija
Izobāri izotermiskajām reakcijām (p=const; T=const) Gibsa enerģijas izmaiņa \Delta G=\Delta H-T\Delta S. Gibsa enerģijas absolūtā vērtība nav izmērāma.

Tiešā reakcija (no izejvielām veidojas produkti) var norisināties patvaļīgi, ja \Delta G. Ja \Delta G>0, patvaļīgi iespējama tikai pretreakcija (produkti reaģē savā starpā, atkal radīdami izejvielas). Ja \Delta G=0, sistēma atrodas līdzsvara stāvoklī.

\Delta G^0 ir Gibsa enerģijas standartizmaiņa.

\Delta G^0_r ir vielu rašanās Gibsa enerģijas standartizmaiņa. 

\Delta G^0_{reakc}=\sum n_2\Delta G^0_{r.pr.}-\sum n_1\Delta G^0_{r.izejv.} 

### Līdzsvara temperatūra
No Gibsa enerģijas izmaiņas izteiksmes iegūst līdzsvara jeb reakcijas sākuma temperatūras T_{lidzsv.} izeiksmi: 

T_{lidzsv.}=\frac{\Delta H_{reakc.}}{\Delta S_{reakc.}}. 

Temperatūrā, kas mazāka par T_{lidzsv.}, reakcija nenorisinās. Temperatūrā, kas lielāka par T_{lidzsv.}, reakcija norisinās. Temperatūrā, kas vienāda ar T_{lidzsv.}, pastāv līdzsvars — norisinās atgriezeniska reakcija, tas ir, no izejvielām rodas produkti, taču tādā pašā ātrumā no produktiem atkal rodas izejvielas. 

### Dažu vielu termodinamiskās konstantes

## Ķīmiskā kinētika

### Ķīmisko reakciju ātrums
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir izejvielu koncentrācijas samazināšanās jeb produktu koncentrācijas palielināšanās laika vienībā.

v_{vid}=|\frac{\Delta c}{\Delta t}|, kur v_{vid} ir reakcijas vidējais ātrums, \Delta c ir izejvielu vai produktu koncentrācijas izmaiņa, \Delta t ir laika intervāls.

v=|\frac {dc}{dt}|, kur v ir reakcijas patiesais ātrums, dc ir koncentrācijas diferenciālis, dt ir laika diferenciālis.

Darbīgo masu likums: ķīmisko reakciju ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo vielu molāro koncentrāciju reizinājumam.

### Homogēnas un heterogēnas sistēmas
Ķīmiskā kinētika pēta homogēnas sistēmas, kuras sastāv no vienas fāzes, un heterogēnas sistēmas, kuras sastāv no divām vai vairākām fāzēm. Parasti, ja netiek precizēts, kāda ir sistēma un tajā notiekošās reakcijas (homogēnas vai heterogēnas), pieņem, ka šī sistēma ir homogēna.

Vispārīgai reakcijai

aA+bB\longrightarrow dD

saskaņā ar darbīgo masu likumu ir šāds ātruma jeb kinētiskais vienādojums:

v=k\cdot c^n_A\cdot c^m_B,

kur k ir reakcijas ātruma konstante, c_A un c_B ir vielu molārā koncentrācija. Kāpinātāji m un n dažos gadījumos ir attiecīgi vienādi ar a un b, tie tiek aprēķināti eksperimentāli. Summu m+n sauc par reakcijas pakāpi (kārtu).

Heterogēnām reakcijām, kurās reaģē cietas (kristāliskas) vielas, ātruma vienādojumos cieto vielu koncentrācijas neraksta, ietverot tās ātruma konstantes vērtībā (cietas fāzes sastāvs procesa gaitā nemainās).

### Aktivācijas enerģija
Aktivācijas enerģija ir enerģija, kas jāpievada izejvielu sistēmai, lai padarītu molekulas (atomus) reaģētspējīgas un lai notiktu reakcija; tā ir aktīvā kompleksa un izejvielu enerģijas krājuma starpība. Aktivācijas enerģija var tikt pievadīta siltuma veidā.

### Reakcijas ātruma atkarība no temperatūras
Van't Hofa likums nosaka, ka reakcijas ātrums, temperatūrai palielinoties par 10 kelviniem, palielinās divas līdz četras reizes. Tā izteiksme:

v_{T_2}=v_{T_1}\cdot \gamma ^{\frac {T_2-T_1}{10}},

kur v_{T_1} ir reakcijas ātrums pie temperatūras T_1, v_{T_2} ir reakcijas ātrums pie temperatūras T_2, \gamma  ir reakcijas ātruma temperatūras koeficients.

Arēniusa vienādojums:

lnk=lnA-\frac {E_A}{RT},

kur ln ir naturāllogaritms, k ir reakcijas ātruma konstante, A ir no temperatūras mazatkarīga konstante, E_A ir aktivācijas enerģija, R ir gāzu universālā konstante, T ir absolūtā temperatūra.

### Katalīze
Katalīze ir ķīmisko reakciju paātrināšanas metode, kurā izmanto katalizatorus. Katalizatori veido citādus aktīvos pārejas kompleksus, tādējādi samazinot aktivācijas enerģiju.

Inhibitori jeb negatīvie katalizatori ir vielas, kas samazina reakcijas ātrumu, taču to darbība nav pretēja katalizatoru darbībai. 

## Ķīmiskais līdzsvars

### Ķīmiskā līdzsvara konstante
Ķīmiskais līdzsvars var iestāties atgriezeniskās reakcijās noslēgtā tilpumā. No termodinamikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja ķīmiskās sistēmas Gibsa enerģija nemainās. No kinētikas viedokļa līdzsvara stāvoklis pastāv, ja tiešās reakcijas ātrums ir vienāds ar pretreakcijas ātrumu. Reakcijas produktu līdzsvara koncentrāciju reizinājuma un izejvielu koncentrāciju reizinājuma attiecība ir pastāvīgs lielums, ko sauc par līdzsvara konstanti k_{lidzsv}. 

Līdzsvara stāvoklī vispārīgai reakcijai

aA+bB\leftrightarrows dD+eE

k_{lidzsv.}=\frac {[D]^d\cdot [E]^e}{[A]^a\cdot [B]^b},

kur ar vielu formulām kvadrātiekavās apzīmētas attiecīgo vielu koncentrācijas līdzsvara stāvoklī.

Šīs konstantes skaitliskā vērtība ir atkarīga no temperatūras un nav atkarīga no vielu sākotnējās koncentrācijas vai katalizatora klātbūtnes. Ja līdzsvara konstante ir skaitliski liela (k_{lidzsv}\gg1), tad līdzsvaru sasniegušajā sistēmā ir lielāks reakcijas produktu daudzums, bet, ja k_{lidzsv}\ll1, tad sistēmā līdzsvara stāvoklī vairāk ir izejvielu.

\Delta G^0=-R\cdot T\cdot lnk_{lidzsv}

### Le Šateljē princips
Mainot līdzsvara stāvoklī esošas sistēmas apstākļus (spiedienu, temperatūru) vai vielu koncentrāciju, iespējams panākt īslaicīgu tiešās vai pretreakcijas pārsvaru, to sauc par līdzsvara nobīdi. Pēc Le Šateljē principa, mainot kādu no līdzsvarā esošas sistēmas apstākļiem vai vielu koncentrāciju, līdzsvars pārvietojas tās reakcijas virzienā, kuras paātrināšanās samazina izdarīto izmaiņu. 

### Līdzsvara reakcijas koeficients
Līdzsvara reakcijas koeficienta Q_{lidzsv.} izteiksme ir līdzīga kā līdzsvara konstentei k_{lidzsv.}, tikai vielu koncentrāciju līdzsvara stāvoklī vietā tiek rakstītas momentānās vielu koncentrācijas. Ja Q_{lidzsv.}=k_{lidzsv.}, sistēma ir sasniegusi līdzsvara stāvokli. Ja Q_{lidzsv.}, līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot tiešajai reakcijai. Ja Q_{lidzsv.}>k_{lidzsv.}, līdzsvars vēl nav iestājies, un tas iestāsies, notiekot pretreakcijai.

### Koncentrācijas un apstākļu ietekme uz līdzsvaru
Atbilstoši Le Šateljē principam, palielinot izejvielu vai samazinot produktu koncentrāciju, paātrinās tiešā reakcija. Palielinot produktu un samazinot izejvielu koncentrāciju, paātrinās pretreakcija.

Temperatūras paaugstināšana padara varbūtīgāku endotermisko procesu, bet pazemināšana — eksotermisko. Jo lielāks ir reakcijas siltumefekts, jo vairāk temperatūras izmaiņa ietekmē līdzsvaru.

Spiediens reāli iedarbojas tikai uz gāzveida vielām, spiediena izmaiņa ietekmē līdzsvara stāvokli tikai tad, ja process norisinās ar tilpuma izmaiņām. Spiediena paaugstināšana izraisa līdzsvara pārvietošanos tās reakcijas virzienā, kurā notiek gāzveida vielu daudzuma (sistēmas tilpuma) samazināšanās, bet spiediena pazemināšana — tās reakcijas virzienā, kurā gāzveida vielu daudzums palielinās. 

## Vēsture
Ķīmiskās reakcijas jēdziens pastāv kopš 18. gadsimta. Tās izcelsme bija agrīnos eksperimentos, kuros ķīmiskās vielas klasificēja kā ķīmiskos elementus un to savienojumus, un teorijās, kas izskaidroja šos procesus. Ķīmiskās reakcijas jēdziena izstrādei bija nozīmīga loma definējot ķīmijas zinātni, kā tā ir zināma mūsdienās.

## Atsauces

## Ārējās saites

* 
* 
*