Kjemisk reaksjon

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

Ammoniakk som reagerer med saltsyre er en eksoterm syre/base-reaksjon.

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.

Historie

Antoine Lavoisier utviklet teorien om at forbrenning var restultat av en kjemisk reaksjon med oksygen

Kjemiske reaksjoner som forbrenning i ild, gjæring og reduksjon av malm til metaller har vært kjent siden antikken. Tidlige teorier om transformasjon av materialer ble utviklet av greske filosofer, for eksempel elementteorien av Empedokles om at alle stoffer er sammensatt av de fire grunnelementene - ild, vann, luft og jord. I middelalderen ble kjemiske transformasjoner studert av alkymister. De forsøkte å gjøre bly om til gull, og de ekesperimenterte blant annet med reaksjoner mellom bly og bly-legeringer og svovel.

Produksjonen av kjemiske stoffer som normalt ikke forekommer i naturen har lenge vært forsøkt, som syntesen mellom svovelsyre og salpetersyre som tilskrives den kontroversielle alkymisten Jabir Ibn Hayyān. Prosessen involverte oppvarming av sulfat- og nitratmineraler som kobbersulfat, alun og salpeter. I det 17. århundre produserte Johann Rudolph Glauber saltsyre og natriumsulfat ved å reagere svovelsyre og natriumklorid. Med utviklingen av blykammerprosessen i 1746 og Leblanc-prosessen, som muliggjorde storskala produksjon av henholdsvis svovelsyre og natriumkarbonat, ble kjemiske reaksjoner implementert inn i industrien. Videre optimalisering av svovelsyreteknologi resulterte i kontaktprosessen i 1880, og i 1909-1910 ble Haberprosessen utviklet for ammoniakksyntese.

Fra det 16. århundre forsøkte forskere som Johann Baptist van Helmont, Robert Boyle og Isaac Newton å etablere teorier om eksperimentelt observerte kjemiske transformasjoner. Den flogistonteorien ble foreslått i 1667 av Johann Joachim Becher. Det postulerte eksistensen av en ild-lignende element kalt "flogiston", som var lagret i brennbare objekter og frigjort ved forbrenning. Dette viste seg å være feil i 1785 da Antoine Lavoisier fant den riktige forklaringen på forbrenning som en reaksjon med oksygen fra lufta.

Joseph Louis Gay-Lussac fant i 1808 at gasser alltid reagerte i en viss sammenheng med hverandre. Basert på denne ideen og atomteorien av John Dalton utviklet Joseph Prousts hadde utviklet loven om konstante proporsjoner, som senere resulterte i begrepene støkiometri og kjemisk ligning.

Når det gjelder organisk kjemi ble det lenge ment at forbindelsene innhentet fra levende organismer var for komplisert til å kunne framstilles syntetisk. Vitalisme var navnet på en posisjon som hevdet at organisk materiale inneholdt en "vital kraft" som skilte det fra uorganiske materialer. Denne posisjonen blei imidlertid tilbakevist da Friedrich Wöhler i 1828 framstilte urea syntetisk fra uorganiske materialer. Andre kjemikere som brakte store bidrag til organisk kjemi inkluderer Alexander William Williamson med sin syntesegass av etere og Christopher Kelk Ingold, som blant mange funn etablerte mekanismer for substitusjonsreaksjoner.

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-reaksjon
• fellingsreaksjon
• kompleksdanninger
• hydrolyse
• dehydratisering
• polymerisering
• kondensasjonsreaksjoner

Reaksjonsligninger

Utdypende artikkel: Ligning (kjemi)

En kjemisk reaksjon beskrives gjerne i en såkalt reaksjonsligning som illustrerer reaksjonen grafisk. 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.

Et eksempel på organisk reaksjon: Oksidasjon av ketoner til estere med syre

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.

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

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.