Une réaction chimique accélérée par l’ajout d’une substance recyclable distincte est-elle ?
catalyse
Les réactions plus élaborées sont représentées par des schémas de réaction qui, en plus des matières premières et des produits, présentent des états intermédiaires ou de transition importants. De plus, certains ajouts relativement mineurs à la réaction peuvent être indiqués au-dessus de la flèche de réaction ; des exemples de tels ajouts sont l'eau, la chaleur, l'éclairage, un catalyseur, etc. De même, certains produits mineurs peuvent être placés sous la flèche, souvent avec un signe moins. *La présence ou l'absence d'un catalyseur. Les catalyseurs sont des substances qui modifient la voie (mécanisme) d'une réaction, ce qui augmente la vitesse d'une réaction en réduisant l'énergie d'activation nécessaire à la réaction. Un catalyseur n’est ni détruit ni modifié lors d’une réaction, il peut donc être réutilisé. La réaction peut avoir lieu à l’interface solide|gaz, sur des surfaces à très basse pression comme l’ultra-vide. Grâce à la microscopie à effet tunnel, il est possible d'observer des réactions à l'interface solide|gaz dans l'espace réel, si l'échelle de temps de la réaction se situe dans la plage correcte. Les réactions à l’interface solide|gaz sont dans certains cas liées à la catalyse. De nombreux processus importants impliquent la photochimie. Le premier exemple est la photosynthèse, dans laquelle la plupart des plantes utilisent l’énergie solaire pour convertir le dioxyde de carbone et l’eau en glucose, éliminant ainsi l’oxygène comme produit secondaire. Les humains dépendent de la photochimie pour la formation de vitamine D et la vision est initiée par une réaction photochimique de la rhodopsine. Chez les lucioles, une enzyme située dans l’abdomen catalyse une réaction qui aboutit à la bioluminescence. De nombreuses réactions photochimiques importantes, telles que la formation d'ozone, se produisent dans l'atmosphère terrestre et constituent la chimie atmosphérique. En catalyse, la réaction ne se déroule pas directement, mais par réaction avec une troisième substance appelée catalyseur. Bien que le catalyseur participe à la réaction, il revient à son état d’origine à la fin de la réaction et n’est donc pas consommé. Cependant, il peut être inhibé, désactivé ou détruit par des processus secondaires. Les catalyseurs peuvent être utilisés dans une phase différente (hétérogène) ou dans la même phase (homogène) que les réactifs. Dans la catalyse hétérogène, les processus secondaires typiques incluent la cokéfaction dans laquelle le catalyseur est recouvert de produits secondaires polymères. De plus, les catalyseurs hétérogènes peuvent se dissoudre dans la solution dans un système solide-liquide ou s'évaporer dans un système solide-gaz. Les catalyseurs ne peuvent qu’accélérer la réaction – les produits chimiques qui ralentissent la réaction sont appelés inhibiteurs. Les substances qui augmentent l'activité des catalyseurs sont appelées promoteurs, et les substances qui les désactivent sont appelées poisons catalytiques. Avec un catalyseur, une réaction qui est cinétiquement inhibée par une énergie d'activation élevée peut avoir lieu en contournant cette énergie d'activation. Les catalyseurs hétérogènes sont généralement des solides, réduits en poudre afin de maximiser leur surface. Les métaux du groupe du platine et d'autres métaux de transition, qui sont utilisés dans les hydrogénations, le reformage catalytique et dans la synthèse de produits chimiques de base tels que l'acide nitrique et l'ammoniac, revêtent une importance particulière dans la catalyse hétérogène. Les acides sont un exemple de catalyseur homogène, ils augmentent la nucléophilie des carbonyles, permettant une réaction qui ne se déroulerait pas autrement avec les électrophiles. L'avantage des catalyseurs homogènes est la facilité de les mélanger avec les réactifs, mais ils peuvent également être difficiles à séparer des produits. Par conséquent, les catalyseurs hétérogènes sont préférés dans de nombreux procédés industriels.
Une réaction chimique est un processus qui conduit à la transformation d’un ensemble de substances chimiques en un autre. Classiquement, les réactions chimiques englobent des changements qui impliquent uniquement les positions des électrons dans la formation et la rupture des liaisons chimiques entre atomes, sans modification des noyaux (aucune modification des éléments présents), et peuvent souvent être décrites par une équation chimique. La chimie nucléaire est une sous-discipline de la chimie qui implique les réactions chimiques d'éléments instables et radioactifs où des modifications électroniques et nucléaires peuvent se produire.
La ou les substances initialement impliquées dans une réaction chimique sont appelées réactifs ou réactifs. Les réactions chimiques sont généralement caractérisées par un changement chimique et donnent naissance à un ou plusieurs produits qui ont généralement des propriétés différentes de celles des réactifs. Les réactions consistent souvent en une séquence de sous-étapes individuelles, appelées réactions élémentaires, et les informations sur le déroulement précis de l'action font partie du mécanisme de réaction. Les réactions chimiques sont décrites par des équations chimiques qui présentent symboliquement les matières premières, les produits finaux et parfois les produits intermédiaires et les conditions de réaction.
Les réactions chimiques se produisent à une vitesse de réaction caractéristique à une température et une concentration chimique données. En règle générale, les vitesses de réaction augmentent avec l'augmentation de la température car il y a plus d'énergie thermique disponible pour atteindre l'énergie d'activation nécessaire pour rompre les liaisons entre les atomes.
Les réactions peuvent se dérouler dans le sens direct ou inverse jusqu’à ce qu’elles se terminent ou atteignent l’équilibre. Les réactions qui se déroulent vers l’avant pour s’approcher de l’équilibre sont souvent décrites comme spontanées, ne nécessitant aucun apport d’énergie libre pour avancer. Les réactions non spontanées nécessitent un apport d'énergie libre pour avancer (par exemple, le chargement d'une batterie en appliquant une source d'énergie électrique externe, ou la photosynthèse entraînée par l'absorption d'un rayonnement électromagnétique sous forme de lumière du soleil).
Différentes réactions chimiques sont utilisées en combinaison lors de la synthèse chimique afin d'obtenir le produit souhaité. En biochimie, une série consécutive de réactions chimiques (où le produit d’une réaction est le réactif de la réaction suivante) forment des voies métaboliques. Ces réactions sont souvent catalysées par des enzymes protéiques. Les enzymes augmentent la vitesse des réactions biochimiques, de sorte que des synthèses et des décompositions métaboliques impossibles dans des conditions ordinaires peuvent se produire aux températures et concentrations présentes dans une cellule.
Le concept général de réaction chimique a été étendu aux réactions entre entités plus petites que les atomes, y compris les réactions nucléaires, les désintégrations radioactives et les réactions entre particules élémentaires telles que décrites par la théorie quantique des champs.
Histoire
Les réactions chimiques telles que la combustion dans le feu, la fermentation et la réduction des minerais en métaux étaient connues depuis l'Antiquité. Les premières théories de transformation des matériaux ont été développées par des philosophes grecs, comme la théorie des quatre éléments d'Empédocle, selon laquelle toute substance est composée de quatre éléments de base : le feu, l'eau, l'air et la terre. Au Moyen Âge, les transformations chimiques étaient étudiées par les alchimistes. Ils tentèrent notamment de transformer le plomb en or, en utilisant pour cela des réactions du plomb et des alliages plomb-cuivre avec le soufre.
La production de substances chimiques qui n'existent normalement pas dans la nature a été tentée depuis longtemps, comme la synthèse d'acides sulfurique et nitrique attribuée à l'alchimiste controversé Jābir ibn Hayyān. Le processus impliquait le chauffage de minéraux sulfates et nitrates tels que le sulfate de cuivre, l’alun et le salpêtre. Au XVIIe siècle, Johann Rudolph Glauber produisait de l'acide chlorhydrique et du sulfate de sodium en faisant réagir de l'acide sulfurique et du chlorure de sodium. Avec le développement du procédé à chambre de plomb en 1746 et du procédé Leblanc, permettant respectivement la production à grande échelle d'acide sulfurique et de carbonate de sodium, les réactions chimiques furent mises en œuvre dans l'industrie. Une optimisation plus poussée de la technologie de l'acide sulfurique a abouti au procédé de contact dans les années 1880, et le procédé Haber a été développé en 1909-1910 pour la synthèse de l'ammoniac.
À partir du XVIe siècle, des chercheurs dont Jan Baptist van Helmont, Robert Boyle et Isaac Newton ont tenté d'établir des théories sur les transformations chimiques observées expérimentalement. La théorie du phlogistique a été proposée en 1667 par Johann Joachim Becher. Il postulait l'existence d'un élément semblable au feu appelé « phlogiston », qui était contenu dans des corps combustibles et libéré lors de la combustion. Cela s'est avéré faux en 1785 par Antoine Lavoisier qui a trouvé l'explication correcte de la combustion comme une réaction avec l'oxygène de l'air.
Joseph Louis Gay-Lussac reconnut en 1808 que les gaz réagissent toujours dans une certaine relation les uns avec les autres. Sur la base de cette idée et de la théorie atomique de John Dalton, Joseph Proust avait développé la loi des proportions définies, qui aboutit plus tard aux concepts de stœchiométrie et d'équations chimiques.
Concernant la chimie organique, on a longtemps cru que les composés obtenus à partir d’organismes vivants étaient trop complexes pour être obtenus par synthèse. Selon le concept du vitalisme, la matière organique était dotée d'une « force vitale » et se distinguait des matières inorganiques. Cette séparation a cependant pris fin avec la synthèse de l'urée à partir de précurseurs inorganiques par Friedrich Wöhler en 1828. Parmi les autres chimistes qui ont apporté des contributions majeures à la chimie organique figurent Alexander William Williamson avec sa synthèse des éthers et Christopher Kelk Ingold, qui, parmi de nombreuses découvertes, a établi le mécanismes de réactions de substitution.
Équations
Les équations chimiques sont utilisées pour illustrer graphiquement les réactions chimiques. Ils sont constitués des formules chimiques ou développées des réactifs à gauche et de celles des produits à droite. Ils sont séparés par une flèche (→) qui indique le sens et le type de réaction ; la flèche est lue comme le mot « rendements ». La pointe de la flèche indique la direction dans laquelle se déroule la réaction. Une double flèche () pointant dans des directions opposées est utilisée pour les réactions d’équilibre. Les équations doivent être équilibrées selon la stœchiométrie, le nombre d'atomes de chaque espèce doit être le même des deux côtés de l'équation. Ceci est réalisé en mettant à l'échelle le nombre de molécules impliquées (A, B, C et D dans un exemple schématique ci-dessous) par les nombres entiers appropriés a, b, c et d.
{\mathit a A} + \mathit b B -> {\mathit c C} + \mathit d D
Les réactions plus élaborées sont représentées par des schémas de réaction qui, en plus des matières premières et des produits, présentent des états intermédiaires ou de transition importants. De plus, certains ajouts relativement mineurs à la réaction peuvent être indiqués au-dessus de la flèche de réaction ; des exemples de tels ajouts sont l'eau, la chaleur, l'éclairage, un catalyseur, etc. De même, certains produits mineurs peuvent être placés sous la flèche, souvent avec un signe moins.
L'analyse rétrosynthétique peut être appliquée pour concevoir une réaction de synthèse complexe. Ici, l'analyse part des produits, par exemple en divisant des liaisons chimiques sélectionnées, pour arriver à des réactifs initiaux plausibles. Une flèche spéciale (⇒) est utilisée dans les rétro-réactions.
Réactions élémentaires
La réaction élémentaire est la plus petite division en laquelle une réaction chimique peut être décomposée, elle ne comporte pas de produits intermédiaires. La plupart des réactions observées expérimentalement sont constituées de nombreuses réactions élémentaires qui se produisent en parallèle ou séquentiellement. La séquence réelle des réactions élémentaires individuelles est connue sous le nom de mécanisme de réaction. Une réaction élémentaire implique quelques molécules, généralement une ou deux, en raison de la faible probabilité que plusieurs molécules se rencontrent à un moment donné.
Les réactions élémentaires les plus importantes sont les réactions unimoléculaires et bimoléculaires. Une seule molécule est impliquée dans une réaction unimoléculaire ; il est transformé par une isomérisation ou une dissociation en une ou plusieurs autres molécules. De telles réactions nécessitent l’ajout d’énergie sous forme de chaleur ou de lumière. Un exemple typique de réaction unimoléculaire est l'isomérisation cis-trans, dans laquelle la forme cis d'un composé se convertit en forme trans ou vice versa.
Dans une réaction de dissociation typique, une liaison dans une molécule se divise (rupture), ce qui donne naissance à deux fragments moléculaires. La division peut être homolytique ou hétérolytique. Dans le premier cas, la liaison est divisée de telle sorte que chaque produit retient un électron et devient un radical neutre. Dans le second cas, les deux électrons de la liaison chimique restent avec l'un des produits, ce qui donne des ions chargés. La dissociation joue un rôle important dans le déclenchement de réactions en chaîne, telles que les réactions hydrogène-oxygène ou de polymérisation.
AB -> {A} + {B}
 Dissociation d'une molécule AB en fragments A et B
Pour les réactions bimoléculaires, deux molécules entrent en collision et réagissent entre elles. Leur fusion est appelée synthèse chimique ou réaction d'addition.
{A} + {B} ->AB
Une autre possibilité est que seule une partie d’une molécule soit transférée à l’autre molécule. Ce type de réaction se produit, par exemple, dans les réactions redox et acide-base. Dans les réactions redox, la particule transférée est un électron, alors que dans les réactions acide-base, c'est un proton. Ce type de réaction est également appelé métathèse.
{HA} + {B} -> {A} + {HB}
Par exemple
{NaCl} + {AgNO3} -> {NaNO3} + {AgCl(v)}
Équilibre chimique
La plupart des réactions chimiques sont réversibles, c’est-à-dire qu’elles peuvent se dérouler et se déroulent effectivement dans les deux sens. Les réactions directes et inverses sont en concurrence et diffèrent par leurs vitesses de réaction. Ces vitesses dépendent de la concentration et changent donc avec le temps de la réaction : la vitesse inverse augmente progressivement et devient égale à la vitesse de la réaction directe, établissant ce qu'on appelle l'équilibre chimique. Le temps nécessaire pour atteindre l’équilibre dépend de paramètres tels que la température, la pression et les matériaux impliqués, et est déterminé par l’énergie libre minimale. À l’équilibre, l’énergie libre de Gibbs doit être nulle. La dépendance à la pression peut être expliquée par le principe de Le Chatelier. Par exemple, une augmentation de la pression due à une diminution du volume entraîne le déplacement de la réaction du côté avec le moins de moles de gaz.
Le rendement de la réaction se stabilise à l'équilibre, mais peut être augmenté en retirant le produit du mélange réactionnel ou modifié en augmentant la température ou la pression. Un changement dans les concentrations des réactifs n’affecte pas la constante d’équilibre, mais affecte la position d’équilibre.
Thermodynamique
Les réactions chimiques sont déterminées par les lois de la thermodynamique. Les réactions peuvent se dérouler d'elles-mêmes si elles sont exergoniques, c'est-à-dire si elles libèrent de l'énergie. L'énergie libre associée à la réaction est composée de deux grandeurs thermodynamiques différentes, l'enthalpie et l'entropie :
; \Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S.
: : énergie libre, : enthalpie, : température, : entropie, : différence (changement entre l'original et le produit)
Les réactions peuvent être exothermiques, où ΔH est négatif et de l'énergie est libérée. Des exemples typiques de réactions exothermiques sont la précipitation et la cristallisation, dans lesquelles des solides ordonnés se forment à partir de phases gazeuses ou liquides désordonnées. En revanche, dans les réactions endothermiques, la chaleur est consommée par l’environnement. Cela peut se produire en augmentant l’entropie du système, souvent par la formation de produits de réaction gazeux, qui ont une entropie élevée. Puisque l’entropie augmente avec la température, de nombreuses réactions endothermiques se déroulent de préférence à haute température. Au contraire, de nombreuses réactions exothermiques telles que la cristallisation se produisent à basse température. Les changements de température peuvent parfois inverser le signe de l'enthalpie d'une réaction, comme pour la réduction du monoxyde de carbone du dioxyde de molybdène :
{2CO(g)} + {MoO2(s)} -> {2CO2(g)} + {Mo(s)} ; \Delta H^o = +21,86 \ \text{kJ à 298 K}
Cette réaction pour former du dioxyde de carbone et du molybdène est endothermique à basse température et l'est moins à mesure que la température augmente. ΔH° est nul à , et la réaction devient exothermique au-dessus de cette température.
Les changements de température peuvent également inverser la tendance d’une réaction. Par exemple, la réaction de déplacement eau-gaz
{CO(g)} + {H2O({v})} {CO2(g)} + {H2(g)}
est favorisé par les basses températures, mais son inverse est favorisé par les températures élevées. Le changement de tendance dans la direction de la réaction se produit à .
Les réactions peuvent également être caractérisées par l'énergie interne qui prend en compte les changements d'entropie, de volume et de potentiel chimique. Cette dernière dépend notamment de l’activité des substances impliquées.
; {d}U = T\cdot {d}S - p\cdot {d}V + \mu\cdot {d}n
: : énergie interne, : entropie, : pression, : potentiel chimique, : nombre de molécules, : signe de petit changement
Cinétique
La vitesse à laquelle se déroulent les réactions est étudiée par la cinétique des réactions. Le tarif dépend de différents paramètres, tels que :
*Les concentrations de réactifs, qui accélèrent généralement la réaction si elles sont augmentées par une augmentation des collisions par unité de temps. Certaines réactions ont cependant des vitesses indépendantes des concentrations des réactifs. C’est ce qu’on appelle des réactions d’ordre zéro.
*Surface disponible pour le contact entre les réactifs, notamment solides dans les systèmes hétérogènes. Des surfaces plus grandes conduisent à des taux de réaction plus élevés.
*Pression – l'augmentation de la pression diminue le volume entre les molécules et augmente donc la fréquence des collisions entre les molécules.
*L'énergie d'activation, qui est définie comme la quantité d'énergie nécessaire pour que la réaction démarre et se poursuive spontanément. Une énergie d'activation plus élevée implique que les réactifs ont besoin de plus d'énergie pour démarrer qu'une réaction avec une énergie d'activation plus faible.
*La température, qui accélère les réactions si elle est augmentée, car une température plus élevée augmente l'énergie des molécules, créant plus de collisions par unité de temps,
*La présence ou l'absence d'un catalyseur. Les catalyseurs sont des substances qui modifient la voie (mécanisme) d'une réaction, ce qui augmente la vitesse d'une réaction en réduisant l'énergie d'activation nécessaire à la réaction. Un catalyseur n’est ni détruit ni modifié lors d’une réaction, il peut donc être réutilisé.
*Pour certaines réactions, la présence de rayonnement électromagnétique, notamment de lumière ultraviolette, est nécessaire pour favoriser la rupture des liaisons et démarrer la réaction. Cela est particulièrement vrai pour les réactions impliquant des radicaux.
Plusieurs théories permettent de calculer les vitesses de réaction au niveau moléculaire. Ce domaine est appelé dynamique de réaction. La vitesse v d'une réaction de premier ordre, qui pourrait être la désintégration d'une substance A, est donnée par :
 v-\frac {d[\ce{A}]}{dt}
 k \cdot [\ce{A}].
Son intégration donne :
\ce{[A]}(t) = \ce{[A]}_{0} \cdot e^{-k\cdot t}.
Ici k est une constante de taux de premier ordre ayant une dimension 1/temps, [A](t) est la concentration à un instant t et [A]0 est la concentration initiale. La vitesse d'une réaction de premier ordre dépend uniquement de la concentration et des propriétés de la substance impliquée, et la réaction elle-même peut être décrite par sa demi-vie caractéristique. Plus d’une constante de temps est nécessaire pour décrire des réactions d’ordre supérieur. La dépendance de la constante de vitesse en fonction de la température suit généralement l'équation d'Arrhenius :
k = k_0 e^
où Ea est l'énergie d'activation et kB est la constante de Boltzmann. L’un des modèles les plus simples de vitesse de réaction est la théorie des collisions. Des modèles plus réalistes sont adaptés à un problème spécifique et incluent la théorie des états de transition, le calcul de la surface d'énergie potentielle, la théorie de Marcus et la théorie de Rice-Ramsperger-Kassel-Marcus (RRKM).
Types de réactions
Quatre types de base
La synthèse
Dans une réaction de synthèse, deux ou plusieurs substances simples se combinent pour former une substance plus complexe. Ces réactions se présentent sous la forme générale :
{A} + {B} ->AB
Deux ou plusieurs réactifs donnant un produit constituent une autre façon d’identifier une réaction de synthèse. Un exemple de réaction de synthèse est la combinaison de fer et de soufre pour former du sulfure de fer (II) :
{8Fe} + S8 -> 8FeS
Un autre exemple est celui de l’hydrogène gazeux simple combiné à de l’oxygène gazeux simple pour produire une substance plus complexe, telle que l’eau.
Décomposition
Une réaction de décomposition se produit lorsqu’une substance plus complexe se décompose en parties plus simples. C'est donc l'opposé d'une réaction de synthèse, et peut s'écrire
AB -> {A} + {B}
Un exemple de réaction de décomposition est l’électrolyse de l’eau pour produire de l’oxygène et de l’hydrogène gazeux :
2H2O -> {2H2} + {O2}
Remplacement unique
Dans une réaction de remplacement unique, un seul élément non combiné en remplace un autre dans un composé ; en d'autres termes, un élément échange sa place avec un autre élément dans un composé. Ces réactions se présentent sous la forme générale de :
{A} + {BC} -> {AC} + {B}
Un exemple de réaction de déplacement unique est lorsque le magnésium remplace l'hydrogène dans l'eau pour produire de l'hydroxyde de magnésium et de l'hydrogène gazeux :
{Mg} + {2H2O} -> {Mg(OH)2} + {H2\uparrow}
Double remplacement
Dans une réaction de double remplacement, les anions et les cations de deux composés changent de place et forment deux composés entièrement différents. Ces réactions se présentent sous la forme générale :
{AB} + {CD} -> {AD} + {CB}
Par exemple, lorsque le chlorure de baryum (BaCl2) et le sulfate de magnésium (MgSO4) réagissent, l'anion SO42− change de place avec l'anion 2Cl−, donnant les composés BaSO4 et MgCl2.
Un autre exemple de réaction de double déplacement est la réaction du nitrate de plomb (II) avec de l'iodure de potassium pour former de l'iodure de plomb (II) et du nitrate de potassium :
{Pb(NO3)2} + 2KI -> PbI2(v) + 2KNO3
Oxydation et réduction
Les réactions redox peuvent être comprises en termes de transfert d’électrons d’une espèce impliquée (agent réducteur) à une autre (agent oxydant). Dans ce processus, la première espèce est oxydée et la seconde est réduite. Bien que suffisantes à de nombreuses fins, ces descriptions ne sont pas tout à fait exactes. L'oxydation est mieux définie comme une augmentation de l'état d'oxydation et la réduction comme une diminution de l'état d'oxydation. En pratique, le transfert d'électrons modifiera toujours l'état d'oxydation, mais il existe de nombreuses réactions classées comme « redox » même si aucun transfert d'électrons ne se produit (comme celles impliquant des liaisons covalentes).
Dans la réaction redox suivante, le sodium métallique dangereux réagit avec le chlore gazeux toxique pour former le composé ionique chlorure de sodium, ou sel de table commun :
{2Na(s)} + {Cl2(g)} -> 2NaCl(s)
Dans la réaction, le sodium métallique passe d'un état d'oxydation de 0 (car c'est un élément pur) à +1 : autrement dit, le sodium a perdu un électron et on dit qu'il s'est oxydé. En revanche, le chlore gazeux passe d'une oxydation de 0 (c'est aussi un élément pur) à -1 : le chlore gagne un électron et est dit réduit. Parce que le chlore est celui qui est réduit, il est considéré comme l’accepteur d’électrons, ou en d’autres termes, induit l’oxydation du sodium – le chlore gazeux est donc considéré comme l’agent oxydant. A l'inverse, le sodium est oxydé ou donneur d'électrons, il induit ainsi une réduction des autres espèces et est considéré comme l'agent réducteur.
Lequel des réactifs impliqués serait un agent réducteur ou oxydant peut être prédit à partir de l’électronégativité de leurs éléments. Les éléments à faible électronégativité, comme la plupart des métaux, donnent facilement des électrons et s’oxydent : ce sont des agents réducteurs. Au contraire, de nombreux ions ayant un nombre d'oxydation élevé, tels que , , , , peuvent gagner un ou deux électrons supplémentaires et sont de puissants agents oxydants.
Le nombre d'électrons donnés ou acceptés dans une réaction redox peut être prédit à partir de la configuration électronique de l'élément réactif. Les éléments tentent d'atteindre la configuration des gaz rares à faible énergie, et par conséquent les métaux alcalins et les halogènes donneront et accepteront respectivement un électron. Les gaz rares eux-mêmes sont chimiquement inactifs.
Une classe importante de réactions redox sont les réactions électrochimiques, dans lesquelles les électrons de l’alimentation électrique sont utilisés comme agent réducteur. Ces réactions sont particulièrement importantes pour la production d'éléments chimiques, comme le chlore ou l'aluminium. Le processus inverse dans lequel les électrons sont libérés dans des réactions redox et peuvent être utilisés comme énergie électrique est possible et utilisé dans les batteries.
Complexation
Dans les réactions de complexation, plusieurs ligands réagissent avec un atome métallique pour former un complexe de coordination. Ceci est réalisé en fournissant des paires isolées du ligand dans des orbitales vides de l'atome métallique et en formant des liaisons dipolaires. Les ligands sont des bases de Lewis, ils peuvent être aussi bien des ions que des molécules neutres, comme le monoxyde de carbone, l'ammoniac ou l'eau. Le nombre de ligands qui réagissent avec un atome métallique central peut être déterminé à l'aide de la règle des 18 électrons, selon laquelle les couches de valence d'un métal de transition accueilleront collectivement 18 électrons, alors que la symétrie du complexe résultant peut être prédite avec le champ cristallin. théorie et théorie des champs de ligands. Les réactions de complexation comprennent également l'échange de ligands, dans lequel un ou plusieurs ligands sont remplacés par un autre, et les processus redox qui modifient l'état d'oxydation de l'atome métallique central.
Réactions acido-basiques
Dans la théorie acide-base de Brønsted – Lowry, une réaction acide-base implique un transfert de protons (H+) d'une espèce (l'acide) à une autre (la base). Lorsqu’un proton est retiré d’un acide, l’espèce résultante est appelée base conjuguée de cet acide. Lorsque le proton est accepté par une base, l’espèce résultante est appelée acide conjugué de cette base. En d’autres termes, les acides agissent comme donneurs de protons et les bases comme accepteurs de protons selon l’équation suivante :
\underbrace{HA}_{acide} + \underbrace{B}_{base} \underbrace{A^-}_{conjugué\ base} + \underbrace{HB+}_{conjugué\ acide}
La réaction inverse est possible, et ainsi l’acide/base et la base/acide conjugué sont toujours en équilibre. L'équilibre est déterminé par les constantes de dissociation acide et basique (Ka et Kb) des substances impliquées. Un cas particulier de réaction acide-base est la neutralisation où un acide et une base, pris exactement en mêmes quantités, forment un sel neutre.
Les réactions acide-base peuvent avoir différentes définitions selon le concept acide-base utilisé. Certains des plus courants sont :
*Définition d'Arrhenius : Les acides se dissocient dans l'eau en libérant des ions H3O+ ; les bases se dissocient dans l’eau en libérant des ions OH−.
*Définition de Brønsted-Lowry : les acides sont des donneurs de protons (H+), les bases sont des accepteurs de protons ; cela inclut la définition d'Arrhenius.
*Définition de Lewis : les acides sont des accepteurs de paires d'électrons, les bases sont des donneurs de paires d'électrons ; cela inclut la définition de Brønsted-Lowry.
Précipitation
La précipitation est la formation d'un solide dans une solution ou à l'intérieur d'un autre solide lors d'une réaction chimique. Cela se produit généralement lorsque la concentration d'ions dissous dépasse la limite de solubilité et forme un sel insoluble. Ce processus peut être facilité par l'ajout d'un agent précipitant ou par l'élimination du solvant. Une précipitation rapide donne un résidu amorphe ou microcristallin et un processus lent peut donner des monocristaux. Ces derniers peuvent également être obtenus par recristallisation à partir de sels microcristallins.
Réactions à l'état solide
Des réactions peuvent avoir lieu entre deux solides. Cependant, en raison des vitesses de diffusion relativement faibles dans les solides, les réactions chimiques correspondantes sont très lentes par rapport aux réactions en phase liquide et gazeuse. Ils sont accélérés en augmentant la température de réaction et en divisant finement le réactif pour augmenter la surface de contact.
Réactions à l'interface solide|gaz
La réaction peut avoir lieu à l’interface solide|gaz, sur des surfaces à très basse pression comme l’ultra-vide. Grâce à la microscopie à effet tunnel, il est possible d'observer des réactions à l'interface solide|gaz dans l'espace réel, si l'échelle de temps de la réaction se situe dans la plage correcte. Les réactions à l’interface solide|gaz sont dans certains cas liées à la catalyse.
Réactions photochimiques
Dans les réactions photochimiques, les atomes et les molécules absorbent l’énergie (photons) de la lumière d’éclairage et se transforment en un état excité. Ils peuvent alors libérer cette énergie en brisant les liaisons chimiques, produisant ainsi des radicaux. Les réactions photochimiques comprennent les réactions hydrogène-oxygène, la polymérisation radicalaire, les réactions en chaîne et les réactions de réarrangement.
De nombreux processus importants impliquent la photochimie. Le premier exemple est la photosynthèse, dans laquelle la plupart des plantes utilisent l’énergie solaire pour convertir le dioxyde de carbone et l’eau en glucose, éliminant ainsi l’oxygène comme produit secondaire. Les humains dépendent de la photochimie pour la formation de vitamine D et la vision est initiée par une réaction photochimique de la rhodopsine. Chez les lucioles, une enzyme située dans l’abdomen catalyse une réaction qui aboutit à la bioluminescence. De nombreuses réactions photochimiques importantes, telles que la formation d'ozone, se produisent dans l'atmosphère terrestre et constituent la chimie atmosphérique.
Catalyse
En catalyse, la réaction ne se déroule pas directement, mais par réaction avec une troisième substance appelée catalyseur. Bien que le catalyseur participe à la réaction, il revient à son état d’origine à la fin de la réaction et n’est donc pas consommé. Cependant, il peut être inhibé, désactivé ou détruit par des processus secondaires. Les catalyseurs peuvent être utilisés dans une phase différente (hétérogène) ou dans la même phase (homogène) que les réactifs. Dans la catalyse hétérogène, les processus secondaires typiques incluent la cokéfaction dans laquelle le catalyseur est recouvert de produits secondaires polymères. De plus, les catalyseurs hétérogènes peuvent se dissoudre dans la solution dans un système solide-liquide ou s'évaporer dans un système solide-gaz. Les catalyseurs ne peuvent qu’accélérer la réaction – les produits chimiques qui ralentissent la réaction sont appelés inhibiteurs. Les substances qui augmentent l'activité des catalyseurs sont appelées promoteurs, et les substances qui les désactivent sont appelées poisons catalytiques. Avec un catalyseur, une réaction qui est cinétiquement inhibée par une énergie d'activation élevée peut avoir lieu en contournant cette énergie d'activation.
Les catalyseurs hétérogènes sont généralement des solides, réduits en poudre afin de maximiser leur surface. Les métaux du groupe du platine et d'autres métaux de transition, qui sont utilisés dans les hydrogénations, le reformage catalytique et dans la synthèse de produits chimiques de base tels que l'acide nitrique et l'ammoniac, revêtent une importance particulière dans la catalyse hétérogène. Les acides sont un exemple de catalyseur homogène, ils augmentent la nucléophilie des carbonyles, permettant une réaction qui ne se déroulerait pas autrement avec les électrophiles. L'avantage des catalyseurs homogènes est la facilité de les mélanger avec les réactifs, mais ils peuvent également être difficiles à séparer des produits. Par conséquent, les catalyseurs hétérogènes sont préférés dans de nombreux procédés industriels.
Réactions en chimie organique
En chimie organique, outre les réactions d'oxydation, de réduction ou acido-basiques, de nombreuses autres réactions peuvent avoir lieu qui mettent en jeu des liaisons covalentes entre des atomes de carbone ou du carbone et des hétéroatomes (comme l'oxygène, l'azote, les halogènes, etc.). De nombreuses réactions spécifiques en chimie organique portent le nom de réactions désignées d’après leurs découvreurs.
Substitution
Dans une réaction de substitution, un groupe fonctionnel d’un composé chimique particulier est remplacé par un autre groupe. Ces réactions peuvent être distinguées par le type d'espèce substituée en substitution nucléophile, électrophile ou radicale.
Dans le premier type, un nucléophile, un atome ou une molécule avec un excès d'électrons et donc une charge négative ou partielle, remplace un autre atome ou une partie de la molécule « substrat ». La paire électronique du nucléophile attaque le substrat en formant une nouvelle liaison, tandis que le groupe partant part avec une paire électronique. Le nucléophile peut être électriquement neutre ou chargé négativement, alors que le substrat est généralement neutre ou chargé positivement. Des exemples de nucléophiles sont les ions hydroxyde, les alcoolates, les amines et les halogénures. Ce type de réaction se retrouve principalement dans les hydrocarbures aliphatiques, et rarement dans les hydrocarbures aromatiques. Ces derniers ont une densité électronique élevée et n'entrent dans la substitution aromatique nucléophile qu'avec des groupes électroattracteurs très puissants. La substitution nucléophile peut avoir lieu par deux mécanismes différents, SN1 et SN2. Dans leurs noms, S signifie substitution, N pour nucléophile, et le nombre représente l'ordre cinétique de la réaction, unimoléculaire ou bimoléculaire.
La réaction SN1 se déroule en deux étapes. Premièrement, le groupe partant est éliminé, créant un carbocation. Ceci est suivi d'une réaction rapide avec le nucléophile.
Dans le mécanisme SN2, le nucléophile forme un état de transition avec la molécule attaquée, et alors seulement le groupe partant est clivé. Ces deux mécanismes diffèrent par la stéréochimie des produits. SN1 conduit à l'addition non stéréospécifique et ne conduit pas à un centre chiral, mais plutôt à un ensemble d'isomères géométriques (cis/trans). En revanche, une inversion (inversion de Walden) de la stéréochimie précédemment existante est observée dans le mécanisme SN2.
La substitution électrophile est la contrepartie de la substitution nucléophile dans la mesure où l'atome ou la molécule attaquant, électrophile, a une faible densité électronique et donc une charge positive. Les électrophiles typiques sont l'atome de carbone des groupes carbonyle, les carbocations ou les cations soufre ou nitronium. Cette réaction a lieu presque exclusivement dans les hydrocarbures aromatiques, où elle est appelée substitution aromatique électrophile. L'attaque électrophile aboutit à ce que l'on appelle le complexe σ, un état de transition dans lequel le système aromatique est aboli. Ensuite, le groupe partant, généralement un proton, est séparé et l’aromaticité est restaurée. Une alternative à la substitution aromatique est la substitution aliphatique électrophile. Elle est similaire à la substitution aliphatique nucléophile et comporte également deux types principaux, SE1 et SE2.
Dans le troisième type de réaction de substitution, la substitution radicalaire, la particule attaquante est un radical. Ce processus prend généralement la forme d'une réaction en chaîne, par exemple dans la réaction d'alcanes avec des halogènes. Dans un premier temps, la lumière ou la chaleur désintègre les molécules halogènes produisant les radicaux. Ensuite, la réaction se déroule comme une avalanche jusqu'à ce que deux radicaux se rencontrent et se recombinent.
;{X.} + {R-H} -> {X-H} + {R.}
;{R.} + {X2} -> {R{-}X} + {X.}
: Réactions lors de la réaction en chaîne de substitution radicale
Ajout et suppression
L'addition et sa contrepartie, l'élimination, sont des réactions qui modifient le nombre de substituants sur l'atome de carbone et forment ou clivent de multiples liaisons. Des liaisons doubles et triples peuvent être produites en éliminant un groupe partant approprié. Semblable à la substitution nucléophile, il existe plusieurs mécanismes de réaction possibles qui sont nommés d'après l'ordre de réaction respectif. Dans le mécanisme E1, le groupe partant est éjecté en premier, formant un carbocation. L'étape suivante, la formation de la double liaison, a lieu avec l'élimination d'un proton (déprotonation). L'ordre de sortie est inversé dans le mécanisme E1cb, c'est-à-dire que le proton est séparé en premier. Ce mécanisme nécessite la participation d'une base. En raison des conditions similaires, les deux réactions lors de l'élimination E1 ou E1cb sont toujours en compétition avec la substitution SN1.
Le mécanisme E2 nécessite également une base, mais là, l'attaque de la base et l'élimination du groupe partant se déroulent simultanément et ne produisent aucun intermédiaire ionique. Contrairement aux éliminations E1, différentes configurations stéréochimiques sont possibles pour le produit de réaction dans le mécanisme E2, car l'attaque de la base se produit préférentiellement en antiposition par rapport au groupe partant. En raison des conditions et des réactifs similaires, l'élimination de E2 est toujours en compétition avec la substitution SN2.
La contrepartie de l'élimination est l'addition où les liaisons doubles ou triples sont converties en liaisons simples. Semblables aux réactions de substitution, il existe plusieurs types d’additions qui se distinguent par le type de particule attaquante. Par exemple, lors de l'addition électrophile de bromure d'hydrogène, un électrophile (proton) attaque la double liaison formant un carbocation, qui réagit ensuite avec le nucléophile (brome). Le carbocation peut être formé de chaque côté de la double liaison en fonction des groupes attachés à ses extrémités, et la configuration préférée peut être prédite grâce à la règle de Markovnikov. Cette règle stipule que « lors de l'addition hétérolytique d'une molécule polaire à un alcène ou un alcyne, l'atome (ou la partie) le plus électronégatif (nucléophile) de la molécule polaire s'attache à l'atome de carbone portant le plus petit nombre d'atomes d'hydrogène. »
Si l'ajout d'un groupe fonctionnel a lieu au niveau de l'atome de carbone le moins substitué de la double liaison, alors la substitution électrophile par des acides n'est pas possible. Dans ce cas, il faut utiliser la réaction d’hydroboration-oxydation, où