Chemische reactie
Een chemische reactie is een proces waarbij atomen en/of moleculen chemische bindingen aangaan, dan wel waarbij dergelijke verbindingen worden verbroken. Het mengsel van uitgangsstoffen en producten van een reactie heet de reactanten. De stoffen waarmee men de reactie begint, noemt men de reagentia. De stoffen die door een chemisch proces worden gevormd, noemt men de reactieproducten.
Een voorbeeld is de reactie tussen Waterstof en Jodium:
- H-H + I-I => 2 H-I
Bij deze reactie worden de chemische binding tussen de 2 waterstofatomen en de chemische binding tussen de 2 joodatomen verbroken, en 2 nieuwe chemische bindingen gemaakt elk tussen een waterstof- en een joodatoom. Omdat voor de vorming van de nieuwe bindingen minder energie nodig is dan er vrijkwam door de bindingen te verbreken, komt er bij deze reactie netto energie vrij (de reactie is exotherm). Voor reacties die zoals deze vanzelf verlopen geldt vaak dat er energie vrijkomt. Het is echter ook mogelijk om een reactie te laten verlopen die energie kost: zo'n reactie heet endotherm. Volgens de wetten van de thermodynamica kan dat alleen als de reactie zoveel extra entropie oplevert dat de vrije energie wel naar beneden gaat (dat kan bijvoorbeeld als een van de producten een gas is).
Reacties kunnen heel langzaam verlopen, zoals bijvoorbeeld het roesten van een auto, maar ook heel snel zoals bijvoorbeeld de explosie van een staaf dynamiet. De reactiesnelheid is afhankelijk van de activeringsenergie en de temperatuur. Voor veel reacties geldt dat ze bij 10°C hogere temperatuur 2-3 keer zo snel verlopen. Als een reactie bij kamertemperatuur erg langzaam verloopt (bijvoorbeeld het roesten van de auto, maar ook de reactie van dynamiet verloopt bij kamertemperatuur erg langzaam) heeft hij een hoge activeringsenergie: er is veel energie nodig om de stoffen die reageren in de juiste positie te brengen voor de reactie (de overgangstoestand).
Inhoud |
[bewerk] Reactietypen
Van veel reacties is het reactiemechanisme bekend: men begrijpt dan waarom en hoe een bepaalde reactie plaats vindt. Zulke kennis is nuttig om te kunnen voorspellen welke andere verbindingen eenzelfde reactie kunnen ondergaan, en onder welke omstandigheden de reactie het best zal verlopen. Reacties met een bekend reactiemechanisme worden vaak genoemd naar de wetenschapper die het mechanisme het eerst in de literatuur beschreef (bijvoorbeeld Hundsdiecker reactie). Soms, wanneer er bijvoorbeeld meerdere mechanismen voor een type reactie kunnen zorgen, of er geen duidelijke ontdekker is, worden reacties genoemd naar de reactanten en/of wat er gebeurt (ringsluiting, aldolcondensatie, decarboxylatie).
Op een veel algemener niveau wordt er ook onderscheid gemaakt tussen reacties die een nieuwe stof maken, synthesereacties, en reacties waarbij een stof wordt afgebroken, ontledingsreacties. Echter: elke reactie breekt de reactanten af en vormt reactieproducten en zou dus zowel als ontleding als synthese kunnen worden beschreven, daarom wordt vaak een iets nauwere definitie gebruikt: bij een ontledingsreactie is maar één reactant betrokken, en bij een synthesereactie wordt maar één product gevormd.
[bewerk] Chemisch evenwicht
Vrijwel geen enkele reactie loopt slechts in één richting; ook de teruggaande reactie is heel vaak mogelijk. In zo'n geval spreekt men van een chemisch evenwicht. Als de teruggaande reactie te verwaarlozen is spreekt men van een aflopende reactie.
In een situatie van chemisch evenwicht zijn er (macroscopisch gezien) altijd nog uitgangsstoffen over die niet in producten worden omgezet. Microscopisch gezien worden de vooruitgaande en de achteruitgaande reactie in de evenwichtssituatie precies even vaak doorlopen. Dat wil zeggen dat als de vooruitgaande reactie bijvoorbeeld 9 keer zo snel verloopt als de teruggaande reactie, dat op elk gekozen moment 90% van de reactanten aanwezig is in de vorm van product, en 10% in de vorm van de uitgangsstoffen. De ligging van het evenwicht wordt dus bepaald door de verhouding van de snelheden van de vooruitgaande en teruggaande reacties. Deze verhouding wordt bepaald door de temperatuur en het verschil in vrije energie van de uitgangsstoffen en de producten. Voor een eenvoudige reactie is dit verschil gelijk aan het verschil in activeringsenergie van de heen- en teruglopende reacties. De precieze ligging van het evenwicht kan bepaald worden met de evenwichtsconstante.
[bewerk] Reactiesnelheid
De ligging van een chemisch evenwicht en daarmee de verhouding van de heen- en terugreacties ligt vast als de waarde van de thermodynamische grootheden enthalpie en entropie van de producten en reactanten bekend is. Men kan echter, ver weg uit de evenwichtssituatie, de reactiesnelheid niet daaruit voorspellen. De reactiesnelheid hangt sterk af van het chemische pad waarlangs de reactie plaats vindt. Dit pad kan beïnvloed worden door uitwendige factoren, bijvoorbeeld de aanwezigheid van een katalysator. De studie van de reactiekinetiek is daarom een apart vakgebied binnen de fysische chemie.
[bewerk] Reacties in de Organische Chemie
Acyloin-condensatie Aldol-reactie Alkylatie Arbusov-reactie
Baeyer-Villiger-reactie Beckmann-omlegging Birch-reductie
Canizzaro-reactie Cope-eliminatie Cope-omlegging Curtius-omlegging Cycloadditie
Demjanov-Tiffenau omlegging Dieckmann-condensatie Diels-Alder-reactie
Elektrofiele aromatische substitutie
Fischer-indol synthese Friedel-Crafts acylering Friedel-Crafts alkylering
Gabriel-synthese Gatterman-Koch synthese Grignard reactie
Heck-reactie Hofmann-omlegging
Knoevenagel-condensatie Kumada-reactie
Mannich-reactie Markovnikov-eliminatie McMurry-reactie Meerwein-Ponndorf-Verley-reductie Michael-additie Mitsonobu-reactie
Negishi-reactie Nitratie Nucleofiele-substitutie Nucleofiele-aromatische substitutie
Omlegging Oppenauer-oxidatie Oxidatie Ozonolyse
Perkin-reactie Pinakol omlegging
Sandmeyer-reactie Sharpless-dihydroxylatie Sharpless-epoxidatie Sigmatrope-omlegging Sonigashira-reactie Substitutie Strecker-reactie Sulfonatie Suzuki-reactie Swern-oxidatie
Uhlmann-reactie
Wagner-Meerwein-omlegging Wittig-reactie Wolff-Kishner-reactie
