Преглед на кодот на Хемиска реакција

[[Податотека:Velp-thermitewelding-1.jpg|thumb|right|300п|Т.н. „термитска реакција“ се користи за заварување на железничките пруги.]]
[[Податотека:Hydrochloric_acid_ammonia.jpg|thumb|right|200п|Реакција меѓу [[амонијак]] и [[Хлороводородна киселина|HCl]], при што се добива [[амониум хлорид]] - реакција на неутрализација.]]
'''Хемиска реакција''' — процес во кој едни [[хемиско соединение|хемиски соединенија]] се претвораат во други,<ref>{{GoldBookRef|title=chemical reaction|file=C01033}}</ref> односно процес во кој доаѓа до изменување на составот на определена супстаницја.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 5.</ref> Во реакција можат да стапат и [[хемиски елемент]]и. Хемиските реакции обично вклучуваат промени во [[хемиска врска|хемиските врски]] во [[молекула|молекулите]] или [[кристал]]ите. За време на една хемиска реакција се менуваат својствата на [[производ (хемија)|производите]] (производи) добиени од таа реакција во однос на [[реактант]]ите кои влегувале во реакцијата. Реактантите и производите се ''учесниците'' во хемиската реакција. За хемиски реакции не се сметаат физичките процеси при кои доаѓа до промена само на физичката состојба, како на пример [[топење]] или [[испарување]], [[дифузија]], мешање на чисти супстанци и смеси во [[јадрена реакција|јадрените реакции]], при кои елементите се трансформираат едни во други.

При секоја хемиска реакција, количеството на некоја супстанција (или на неколку супстанции) се намалува, а количеството на друга супстанција (или супстанции) се зголемува. Притоа, ако се намалува количеството само на една супстанција, таа се нарекува ''реактант'', а ако пак тоа се случува со повеќе супстанции, тогаш во реакцијата посотјат повеќе реактанти. Слично, ако во реакцијата се зголемува количеството само на една супстанција, таа се нарекува ''продукт на реакцијата'', а ако се зголемуваат количествата на неколку супстанции, тогаш постојат повеќе продукти на реакцијата. Кога ќе престане изменувањето на количествата на учесниците во реакцијата, тоа го означува крајот на хемиската реакција.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 7.</ref>

Обично реакциите се состојат од многу сложена последователност на поединечни чекори, т.н. [[елементарна реакција|елементарни реакции]], кои сите заедно ја образуваат целосната реакција. Информациите за целосната последователност на чекорите го чинат [[механизам на реакција|механизмот на реакцијата]]. За опишување на хемиските реакции се користи [[хемиска равенка]] при што реактантите, производите и понекогаш важните меѓупроизводи се претставуваат графички и се поврзуваат со реакциона стрелка.

Елементарните реакции и механизмите на реакцијата можат да се поделат на различни групи. Елементарните реакции го опишуваат распадот на една молекула на две или обратно, синтеза на два [[атом]]а или молекули во едно. Механизмите на реакција обично се делат според типот на промената на супстанците кои стапуваат во реакција. Ако се менува [[оксидационен број|оксидациониот број]], тогаш зборуваме за [[оксидационо-редукциона реакција|оксидација и редукција]].

Степенот до кој се одвива дадена реакција меѓу два или повеќе учесници зависи од тоа колку е голема разликата меѓу [[енталпија]]та и [[ентропија]]та кои ја сочинуваат [[гибсова слободна енергија|Гибсовата слободна енергија]] на [[реактант]]ите и производите. При негативни вредности, [[хемиска рамнотежа|реакционата рамнотежа]] лежи на страната на производите.

== Историја ==
[[Податотека:David - Portrait of Monsieur Lavoisier (cropped).jpg|thumb|right|200px|[[Антоан Лавоазје]] ја развил теоријата за согорување како хемиска реакција со кислородот.]]
Хемиските реакции како согорувањето во [[оган]], [[ферментација]]та и редукцијата на рудите до метали биле познати уште од древноста. Првичните теории за претворањето на материите биле развиени од страна на грчките филозофи, на пример, [[класичен елемент|теоријата на четири елементи]] на [[Емпедокле]], која вели дека секоја супстанца е составена од четирите основни елементи - оган, вода, воздух и земја. Во средниот век, хемиските претворања биле проучувани во рамките на [[алхемија]]та. Притоа, алхемичарите се обидувале да го претворат [[олово]]то во [[злато]], за што користеле реакции на оловото и оловно-цинкови легури со [[сулфур]].<ref>{{Наведено списание|last1=Weyer|first1=Jost|title=Neuere Interpretationsmglichkeiten der Alchemie|volume=7|pages=177|journal=Chemie in unserer Zeit|language=de|year=1973|doi=10.1002/ciuz.19730070604|issue=6}}</ref>

Производството на хемиски супстанци кои најчесто се среќаваат во природата се пробувало уште одамна, како синтезата на [[сулфурна киселина|сулфурна]] и [[азотна киселина]], процес кој му се припишувал на контроверзниот алхемичар [[Џабир ибн Хајан]]. Процесот вклучувал загревање на сулфатни и нитратни минерали од типот на [[бакар сулфат]], [[стипса]] и [[шалитра]]. Во 17-от век, [[Јохан Рудолф Глаубер]] произвел [[хлороводородна киселина]] и [[натриум сулфат]] со реагирање на сулфурна киселина и [[натриум хлорид]]. Со развитокот на одредени техники во [[1746]] година што дозволуваат производство на големи количини сулфурна киселина и [[натриум карбонат]], хемиските реакции се имплементирале во индустријата. Натамошната оптимизација на технологијата за производство на сулфурна киселина резултирала во [[контактен процес|контактниот процес]] во 1880-тите години,<ref>Leonard J. Friedman & Samantha J. Friedman [http://www.aiche-cf.org/Clearwater/2008/Paper2/8.2.7.pdf The History of the Contact Sulfuric Acid Process] {{Семарх|url=https://web.archive.org/web/20120526112703/http://www.aiche-cf.org/Clearwater/2008/Paper2/8.2.7.pdf |date=2012-05-26 }}, Acid Engineering & Consulting, Inc. Boca Raton, Florida</ref> а [[Хаберов процес|Хаберовиот процес]] бил развиен во 1909–1910 за синтеза на [[амонијак]].<ref>John E. Lesch [http://books.google.com/books?id=VJIztvolC8cC&pg=PA170 The German chemical industry in the twentieth century], Springer, 2000, ISBN 0-7923-6487-2 p. 170</ref>

Од 16 век, истражувачите меѓу кои и [[Јан Батист ван Хелмонт]], [[Роберт Бојл]] и [[Исак Њутн]] се обиделе да воспостават теории за експериментално набљудуваните хемиски претворања. [[Флогистонска теорија|Флогистонската теорија]] била предложена во [[1667]] од страна на [[Јохан Јоаким Бехер]]. Таа го постулирала постоењето на огненолик елемент наречен „флогистон“ кој се содржел во согорливите тела и се испуштал за време на согорувањето. Ова било побиено во [[1785]] година од страна на [[Антоан Лавоазје]], кој го пронашол точното објаснување за согорувањето како реакција со [[кислород]]от од воздухот.<ref>Brock, pp. 34–55</ref>

[[Жозеф Луј Геј-Лисак]] забележал во [[1808]] година дека гасовите секогаш реагираат во одреден однос меѓусебно. Врз основа на оваа идеја и атомската теорија на [[Џон Далтон]], [[Жозеф Пруст]] го развил [[закон за постојани односи на масите|законот за постојани односи на масите]], кој потоа резултирал во концептите на [[стехиометрија]]та и [[хемиска равенка|хемиските равенки]].<ref>Brock, pp. 104–107</ref>

Што се однесува до [[органска хемија|органската хемија]], долго време се верувало дека соединенијата добиени од живите организми биле премногу сложени за да се добијат по синтетички пат. Според концептот на [[витализам|витализмот]], [[органската материја]] била под владение од „животна сила“ и се разликувала од неорганските материи. Меѓутоа, оваа поделба завршила со синтезата на [[уреа]] од неоргански претходници од страна на [[Фридрих Велер]] во [[1828]] година. Други хемичари кои придонеле во развитокот на органската хемија се [[Александар Вилијам Вилијамсон]] со неговата [[Вилијамсонова синтеза на етер|синтеза]] на [[етер|етри]] и [[Кристофер Келк Инголд]] кој, меѓу останатите истражувачи, ги воспоставил механизмите на супституциските реакции.

==Спонтано течење на хемиските реакции==
И кај хемиските реакции важат двата опши критериума за насоката на течењето на процесите: постигнување што е можно пониска [[енергија]] и што е можно поголем степен на неред. Така, до крајот ќе течат хемиските реакции во кои се ослободува големо количество енергија (егзотермни реакции) и кај нив крајната состојба (во кои постојат производи на реакцијата) е со значително помала енергија од почетната (кога биле присутни реактантите), така што во тој случај не е важно колкав е степенот на неред. Од друга страна, по престанувањето на животните процеси настануваат хемиски реакции на разградување на организмот во кои големите молекули се разложуваат на помали, со што од состојба на поголем ред се поминува во состојба на поголем неред. Според тоа, кај овие реакции преовладува ефектот на постигнување поголем степен на неред. Оттука, хемиските реакции течат во насока којашто претставува компромис меѓу тенденцијата за постигнувањето што е можно помала енергија и тенденцијата за постигнување што е можно поголем степен на неред.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 51-52.</ref>

== Равенки ==
Хемиските равенки се користат за графичко илустрирање на хемиските реакции. Тие се состојат од хемиски или структурни формули на реактантите на левата и на производите на десната страна. Реактантите и производите се одделени со стрелка (→) која го означува правецот и типот на реакција. Врвот на стрелката е во насока на која се одвива реакцијата. Двојната стрелка ({{eqm}}) која покажува кон спротивните насоки се користи кај [[хемиска рамнотежа|рамнотежните реакции]]. Реакциите треба да се израмнети според [[стехиометрија]]та, бројот на атоми на секој вид на супстанца треба да биде ист на двете страни од равенката. Ова се постигнува со подредување на бројот на инволвирани молекули (A, B, C и D во шематскиот пример подолу) со соодветните променливи a, b, c и d.<ref>{{GoldBookRef|title=chemical reaction equation|file=C01034}}</ref><ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 8.</ref>

:<math>\mathrm{a\ A + b\ B \longrightarrow c\ C + d\ D}</math>

Посложените реакции се претставуваат со реакциски шеми, кои покрај почетните реактанти и производи, покажуваат појава на важни меѓупроизводи (интермедиери) или транзициски состојби. Исто така, некои релативно мали додатоци во реакцијата можат да се означат над реакционата стрелка; примери за вакви додатоци се [[вода]], [[топлина]], светлина, [[катализатор]] и сл. Слично, одредени (релативно) незначителни производи може да се напишат под стрелката, често со знак минус.
[[File:Baeyer-Villiger-Oxidation-V1.svg|thumb|center|750px|Пример за органска реакција: [[Баејер-Вилигерова оксидација|оксидација]] на [[кетон]]и до [[естер]]и со [[Пероксидна киселина|пероксикарбоксилна киселина]].]]

[[Ретросинтетичка анализа|Ретросинтетичката анализа]] може да се користи за добивање на комплексна синтетичка реакција. Притоа, анализата започнува од производите, на пример, со разделување на одредени хемиски врски, за да се дојде до посакуваните првични реактанти. При овие реакции се користи посебна стрелка (⇒).<ref>{{Наведено списание|last1=Corey|first1=E. J.|title=Robert Robinson Lecture. Retrosynthetic thinking?essentials and examples|journal=Chemical Society Reviews|volume=17|pages=111|year=1988|doi=10.1039/CS9881700111}}</ref>

== Елементарни реакции ==
{{Details|Елементарна реакција}}
Елементарната реакција е најмалиот дел до кој може да се разложи една хемиска реакција, при што отсуствуваат меѓупроизводи.<ref>{{GoldBookRef|title=elementary reaction|file=E02035}}</ref> Повеќето реакции кои се експериментално набљудувани се состојат од мноштво на елементарни реакции кои се одвиваат паралелно или последователно. Дадена секвенца од поединечните елементарни реакции се нарекува [[реакциски механизам]]. Во елементарната реакција влегуваат неколку молекули, обично една до две, поради малата веројатност за тоа неколку молекули да се сретнат во одредено време.<ref>Gernot Frenking: ''Elementarreaktionen.'' In: Römpp Chemie-Lexikon, Thieme, 2006</ref> 
[[Податотека:Azobenzene isomerization de.svg|thumb|300px|Изомеризација на [[азобензен]] поттикната од светлина (hν) или топлина (Δ)]]
Најважните елементарни реакции се едномолекуларни и двомолекуларни. Во едномолекуларна (унимолекуларна) реакција влегува само една молекула; таа се претвора по пат на [[изомеризација]] или [[дисоцијација]] во една или две други молекули. За ваква реакција е потребна енергија во форма на топлина или светлина. Типичен пример за унимолекуларна реакција е цис-транс изомеризацијата, при која цис-формата на соединението се претвора во транс-формата и обратно.<ref name=rh/>

При една типична дисоцијациска реакција, една врска во молекулата се цепи, што дава две молекуларни фрагменти. Цепењето може да биде [[хомолиза|хомолитичко]] или [[хетеролиза|хетеролитичко]]. Во првиот случај, врската се цепи така што секој производ задржува [[електрон]] и станува неутрален [[радикал (хемија)|радикал]]. Во вториот случај, и двата електрони од [[хемиска врска|хемиската врска]] остануваат со еден од производите, со што се добиваат наелектризирани [[јон]]и. Дисоцијацијата има важна улога во поттикнување на [[верижна реакција|верижни реакции]], каква што е [[оксихидроген|водород-кислород]] или реакциите на [[полимеризација]].

:<math>\mathrm{AB \longrightarrow A + B}</math>
: <small> Дисоцијација на молекулата АВ на фрагменти А и В </small>

За бимолекуларни реакции, две молекули се судруваат и реагираат една со друга. Нивното спојување се нарекува [[хемиска синтеза]] или [[реакција на адиција]].
:<math>\mathrm{A + B \longrightarrow AB}</math>

Освен ова, можно е само еден дел на молекулата да се пренесе на другата молекула. Овој тип на реакција се случува, на пример, при редокс и киселинско-базните реакции. Кај редокс реакциите, пренесената единка е електрон, додека кај киселинско-базните реакции е [[протон]]. Овој тип на реакција исто така се нарекува [[метатезна реакција|метатеза]].
:<math>\mathrm{HA + B \longrightarrow A + HB}</math>
На пример:
:[[натриум хлорид|NaCl]]<sub>(aq)</sub> + [[сребро нитрат|AgNO<sub>3</sub>]]<sub>(aq)</sub> → [[натриум нитрат|NaNO<sub>3</sub>]]<sub>(aq)</sub> + [[сребро хлорид|AgCl]]<sub>(s)</sub>

== Хемиска рамнотежа ==
{{Details|Хемиска рамнотежа}}
Повеќето хемиски реакции се повратни, односно тие можат да се одвиваат во две насоки (надесно и налево - обратно). Реакцијата насочена надесно и обратната на неа се натпреваруваат меѓусебе и се разликуваат по [[брзина на хемиската реакција|реакциските брзини]]. Овие брзини зависат од [[концентрација]]та и затоа се менуваат со времето: обратната брзина постепено се зголемува и станува еднаква со брзината на реакцијата насочена надесно, со што се постигнува т.н. хемиска рамнотежа. Времето потребно да се дојде до рамнотежа зависи од такви параметри какви што се температурата, притисокот и учесниците во реакцијата, а се одредува по [[принцип на минимум енергија|минималната слободна енергија]]. Во рамнотежа, [[гибсова слободна енергија|Гибсовата слободна енергија]] мора да биде нула. Зависноста од притисокот може да се објасни со [[принцип на Ле Шателје и Браун|принципот на Ле Шателје]]. На пример, зголемувањето на притисокот како резултат на намалување на волуменот ја предизвикува реакцијата да се помести на страната со помалку молови гас.<ref>Atkins, p. 114.</ref>

Добивката од реакцијата е стабилизирана при рамнотежа, но може да се зголеми со отстранување на производот од реакциската мешавина или со зголемување на температурата или притисокот. Промената во првичните концентрации на супстанците нема влијание на рамнотежата.

== Термодинамика ==

Хемиските реакции се одредени од законите на [[термодинамика]]та. Реакциите може да се одвиваат сами од себе ако се [[егзергонска реакција|егзергонски]], односно ако ослободуваат енергија. Слободната енергија на реакцијата се состои од две различни термодинамички квантитети - [[енталпија]] и [[ентропија]]:<ref>Atkins, pp. 106–108</ref>

:<math>\mathrm{\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S}.</math>
: <small> G: слободна енергија, H: енталпија, T: температура, S: ентропија, Δ: разлика (промена настаната меѓу реактантот и производот) </small>

Реакциите може да бидат [[егзотермна реакција|егзотермни]], каде ΔH е негативно и се ослободува енергија. Типични примери за егзотермни реакции се [[таложење (хемија)|преципитација]]та и [[кристализација]]та, при кои подредените цврсти супстанци се добиваат од [[гас]]ови или [[течност]]и со неподредена структура. За споредба, за [[ендотермна реакција|ендотермните реакции]] е потребна топлина од околината. Ова може да се постигне со зголемување на ентропијата на системот, и тоа најчесто преку образување на гасовити реакциски производи, кои имаат висока ентропија. Бидејќи ентропијата се зголемува со температурата, многу ендотермни реакции се одвиваат при високи температури. Сосема спротивно, многу егзотермни реакции (како кристализацијата) се одвиваат при ниски температури. Промените во температурата понекогаш можат да ја променат насоката на реакцијата, како што е при [[бодуарова реакција|Бодуаровата реакција]]:
:<math>\mathrm{CO_2 + C \rightleftharpoons 2\ CO\ ; \quad \Delta H = +172.45\  kJ \cdot mol^{-1}}.</math>

Оваа реакција меѓу [[јаглерод диоксид]]от и [[јаглерод]]от при што се добива [[јаглерод моноксид]] е ендотермна при температури над околу 800&nbsp;°C и е егзотермна под оваа температура.<ref>Wiberg, pp. 810–811</ref>

Реакциите можат исто така да се одликуваат со [[внатрешна енергија|внатрешната енергија]] која ги зема предвид промените во ентропијата, волуменот и [[хемиски потенцијал|хемискиот потенцијал]]. Последниот зависи, меѓу другото, од [[активитет (хемија)|активитетите]] на супстанците кои влегуваат во реакцијата.<ref>Atkins, p. 150</ref>

:<math>\mathrm{d}U = T\, {d}S - p\, {d}V + \mu\, {d}n \!</math>
: <small> U: внатрешна енергија, S: ентропија, p: притисок, μ: хемиски потенцијал, n: број на молекули, d: [[диференцијално сметање|знак за мала промена]] </small>

== Досег на хемиската реакција ==

Досегот на хемиската реакција (ξ - кси) е величина која ни покажува до каде стигнала една хемиска реакција. Притоа, таа е секогаш подалеку кога повеќе реактанти (или поголем дел од реактант) се претвориле во производи, односно ако се образувале повеќе производи.

[[Математика|Математичкиот]] израз за досегот на хемиската реакција е:
:<math>{\xi}={n(B)-n_0(B) \over v(B)}</math>  или  <math>{\xi}={\Delta n(B) \over v(B)}</math>
каде што:
* ''n(B)-n<sub>0</sub>(B)'' и ''Δn(B)'' - промена на количеството на учесникот B
* ''v(B)'' - [[стехиометриски коефициент]] на учесникот B.

Од горниот израз се гледа дека досегот на хемиската реакција е однос меѓу промената на количеството на супстанцијата на некој од учесниците во реакцијата (од отпочнувањето до даден момент) и стехиометрискиот коефициент на тој учесник во реакционата равенка.

При определувањето на досегот на хемиската реакција, стехиометриските коефициенти на реактантите се земаат со негативен предзнак, поради избегнувањето на ситуацијата ξ да е некогаш позитивна, а некогаш негативна величина.

Досегот на реакцијата се мери со истата единица како и количеството супстанција - [[Мол (единица)|мол]].

Единичната промена на досегот на хемиската реакција, пак, ќе соодветствува на промената на количеството за даден учесник во реакцијата (реактант или производ) којашто е бројно еднаква со стехиометрискиот коефициент пред тој учесник во реакционата равенка запишана на определен начин.

== Кинетика на хемиската реакција ==

Основни поими во кинетиката на хемиската реакција се нејзината брзина, брзината на претворањето на учесниците и брзината на изменување на концентрацијата на даден учесник во рамките на таа реакција.

=== Брзина на претворањето и брзина на хемиската реакција ===

Брзината на претворањето на учесниците во хемиската реакција (J) е однос на промената на досегот на реакцијата и [[време]]то што е потребно за да дојде до ваква промена:
:<math>{J}={\Delta\xi \over \Delta{t}}</math>
каде
* Δξ - промена на досегот
* Δt - промена на времето.

Брзина на хемиската реакција е односот меѓу промената на досегот и [[волумен]]от помножен со промената на времето:
:<math>{v}={\Delta\xi \over V\cdot\Delta{t}}</math> од каде се добива дека <math>{v}={J \over V}</math>

Брзината на реакцијата зависи од природата на супстанциите кои учествуваат во неа, како и од концентрацијата на учесниците, [[температура]]та на која се изведува и од присуството на [[катализатор]]и.

=== Брзина на изменување на концентрацијата ===

Промената на концентрацијата е мерка за изменувањето на досегот. Брзината на концентрацијата на учесникот во реакцијата или ''v(X)'' е однос меѓу промената на концентрацијата на учесникот X и времето кое е потребно за да дојде до таква промена на концентрацијата:
:<math>{v(X)}={\Delta{c}(X) \over \Delta{t}}</math>

Во овој израз, позитивен предзнак се зема ако супстанцијата X е еден од производите од реакцијата, додека негативен - кога таа е реактант.

== Ред на реакцијата ==

Редот на реакцијата се определува само [[експеримент]]ално. Вкупниот ред на една хемиска реакција е збир од парцијалните редови на реакцијата. Тие покажуваат како влијае промената на брзината на концентрацијата на определен учесник во реакцијата врз брзината на самата хемиска реакција. Понекогаш се поклопуваат со стехиометриските коефициенти.

== Молекуларност на реакцијата ==

Тоа е број кој покажува колку честички учествуваат во [[Елементарен акт на хемиска трансформација|елементарниот акт на хемиската трансформација]].

== Класификација на хемиските реакции ==

Бројот на хемиските реакции е многу голем. Затоа, тие се класифицирани во две основни класи на реакции: [[Повратна реакција|повратни]] и [[Неповратна реакција|неповратни]] хемиски реакции. Неповратни реакции се оние кои се одвиваат сè додека макар еден од реактантите не исчезне од реакциониот систем, односно сè додека количеството на макар еден од реактантите не стане практично нула и тогаш реакцијата завршува. Според тоа, за да има реакција, во реакциониот систем мора да бидат присутни сиет супстанци што се реактанти, односно ако нема барем еден од реактантите, реакцијата не може да се одвива. Меѓутоа, често се среќаваат хемиски реакции кои престануваат да се одвиваат, иако ниеден од реактантите не е потрошен. Тоа се случува кога истовремено се случуваат два процеса: еден во кој реактантите даваат продукти (директна реакција) и друг процес во кој продуктите се соединуваат и образуваат реактанти (обратна реакција). Ваквите реакции се нарекуваат повратни.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 10-11.</ref>

Со една друга класификација, хемиските реакции се поделени на:

=== Основни типови ===

==== Реакции на соединување или [[синтеза]] ====

Во реакција на синтеза, две или повеќе прости супстанци реагираат и образуваат посложена супстанца. Два или повеќе реактанти кои даваат еден производ е друг начин за препознавање на реакција на синтеза. Овие реакции имаат општа формула: A + B → AB. На пример, [[водород]]ен гас во реакција со [[кислород]]ен гас дава посложена супстанца каква што е [[вода]]та,<ref name="to react or not to react">[http://www.schools.utah.gov/curr/science/sciber00/8th/matter/sciber/chemtype.htm To react or not to react?] {{Семарх|url=https://web.archive.org/web/20100825171739/http://schools.utah.gov/curr/Science/sciber00/8th/matter/sciber/chemtype.htm |date=2010-08-25 }}. Utah State Office of Education. Retrieved 4 June 2011.</ref> [[бакар]]от и [[сулфур]]от се соединуваат во бакар сулфид, а [[хлороводород]]от и [[амонијак]]от создаваат амониум хлорид. Постојат голем број процеси на соединување, како што се процесите на горење, или како што се процесите на адиција кои се својствени за незаситените органски соединенија.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 12-14.</ref>

==== Реакции на разложување ====

Реакција на разложување е спротивна на синтезната реакција. Тука посложена супстанца се разложува на своите попрости делови. До разложување понекогаш доаѓа спонтано, т.е. само од себе, а тоа се случува кога супстанцата е нестабилна. Сепак, најчесто, до разложување доаѓа под дејство на доведена топлина ([[пиролиза]]), под дејство на [[електрична енергија]] ([[електролиза]]), под дејство на [[светлина]] ([[фотолиза]]) или под дејство на [[јонизирачко зрачење]] ([[радиолиза]]). Со одредена резерва, во процесите на разложување може да се сместат и реакциите на елиминација, како што е процесот во кој, под дејство на концентрирана [[сулфурна киселина]], од [[етанол]] се добива етен ([[етилен]]). Во минатото, реакциите на разложување до простите (елементарни) супстанции се нарекувале анализа, но денес овој назив има друго значење.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 14-15.</ref> Овие реакции имаат општа формула:

:AB → A + B<ref name="to react or not to react"/><ref name="chemical reactions">[http://misterguch.brinkster.net/6typesofchemicalrxn.html  Six Types of Chemical Reactions] – MrGuch ChemFiesta.</ref>

==== Реакција на замена ====

При овој тип на реакција, еден единичен елемент заменува друг во соединението.<ref name="to react or not to react"/> Овие реакции се нарекуваат и реакции на супституција. Често, кога се зборува за овие реакции, не се мисли само на вистинска замена на едни атоми од молекулата во други, туку во реакциите на замена се вклучуваат и оние кај кои доаѓа до замена и на атомски групи кои влегуваат во составот на супстанциите што реагираат, дури и тогаш кога супстанциите не се изградени од [[Молекула|молекули]]. Посебен вид реакции на замена се они кај кои доаѓа до меѓусебна размена на [[атом]]и или атомски групи. Овие реакции се викаат ''реакции на двојна замена''.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 16.</ref>

==== Реакција на двојна измена ====

При оваа реакција, делови од две соединенија ги заменуваат своите места и образуваат нови соединенија.<ref name="to react or not to react"/> Ова е случај кога [[анјон]]ите и [[катјон]]ите на две различни молекули ги заменуваат местата, образувајќи две целосно различни соединенија.<ref name="chemical reactions"/> Овие реакции имаат општа формула:

:АB + CD → AD + CB

Пример за реакција на двојна измена е реакцијата меѓу [[олово(II) нитрат]] со [[калиум јодид]], при што се добива [[олово(II) јодид]] и [[калиум нитрат]]:

:Pb(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> + 2 KI → PbI<sub>2</sub> + 2 KNO<sub>3</sub>

====Реакции на кондензација====
Под реакции на кондензација се подразбираат хемиски процеси во кои, гледано на молекуларно ниво, две честички даваат една друга, со одделување на некоја мала честичка (најчесто, молекула на вода). Притоа, можно е кондензирање и на повеќе од две честички. Пример за ваква реакција е спонтаното образување на т.н. дифосфорна киселина (на температури повисоки од температурата на топење на фосфорната киселина):<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 16-17.</ref>

:2H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> + H<sub>4</sub>P<sub>2</sub>O<sub>7</sub> + H<sub>2</sub>O

====Реакции на полимеризација и поликондензација====
''Полимеризација'' е процес во кој доаѓа до сврзување на поголем број помали молекули при што се образуваат големи молекули без да се добиваат други производи. Молекулите што се сврзуваат првобинто припаѓаат на супстанци наречени ''[[мономер]]и''. Голем број молекули не се сврзуваат веднаш, туку најпрвин се образуваат димерни, потоа тримерни итн. молекули. Ако сите молекули што се сврзуваат се еднакви, тогаш добиениот продукт ќе има состав во кој количинските односи меѓу елементите се еднакви како кај појдовната супстанца (мономерот). Пример за реакција на полимеризација е образувањето полиетилен од мономерот етен. Исто така, можно е полимеризирање на различни мономери, а тој процес се нарекува ''кополимеризација''. Полимерите најчесто се присутни во [[Органска хемија|органската хемија]], но постојат и во [[Неорганска хемија|неорганската хемија]]. Големи молекули се образуваат и низ процесот на поликондензација, а тоа е процес во кој од голем број помали молекули се добиваат макромолекули, а се одделуваат супстанци образувани од мали молекули (вода, амонијак, итн.).<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 17.</ref>

=== Оксидација и редукција ===

Редокс реакциите можат да се сфатат како пренос на електрони од еден учесник во реакција (редуцирачко средство) до друг (оскидирачко средство). При овој процес, првиот учесник во реакцијата се оксидира, а вториот се редуцира, па оттука и името редокс. Иако е доволен за делумно разбирање на овој тип реакции, овој опис не е целосно точен. Оксидација поточно означува зголемување на [[оксидационен број|оксидациониот број]], а редукција намалување на оксидациониот број. Во пракса, преносот на електрони секогаш ќе го менува оксидациониот број, но постојат многу реакции кои се именуваат редокс дури и ако притоа нема пренос на електрони (такви се оние во кои се вклучени [[ковалентна врска|ковалентни врски]]).<ref>Christian B. Anfinsen [http://books.google.com/books?id=HvARsi6S-b0C&pg=PA7 Advances in protein chemistry], Academic Press, 1991 ISBN 0-12-034242-1 p. 7</ref><ref>A. G. Sykes [http://books.google.com/books?id=qnRkjATn0YUC&pg=PA359 Advances in Inorganic Chemistry, Volume 36], Academic Press, 1991 ISBN 0-12-023636-2 p. 359</ref>

Пример за редокс реакција е:
:2 S<sub>2</sub>O<sub>3</sub><sup>2−</sup><sub>(aq)</sub> + I<sub>2</sub><sub>(aq)</sub> → S<sub>4</sub>O<sub>6</sub><sup>2–</sup><sub>(aq)</sub> + 2 I<sup>−</sup><sub>(aq)</sub>
Тука I<sub>2</sub> се редуцира до I<sup>–</sup>, а S<sub>2</sub>O<sub>3</sub><sup>2–</sup> ([[тиосулфат]]ен анјон) се оксидира до S<sub>4</sub>O<sub>6</sub><sup>2–</sup>.

Кој од учесниците реактанти ќе биде редуцирачко или оксидирачко средство може да се предвиди од [[електронегативност]]а на елементите кои влегуваат во нивниот состав. Елементите со ниска електронегативност, какви што се повеќето [[метал]]и, полесно оддаваат електрони и се оксидираат - тие се редуцирачки средства. Спротивно, многу јони со големи оксидациони броеви, како {{хем|link=водород пероксид|H|2|O|2}}, {{хем|link=перманганат|MnO|4|-}}, {{хем|link=хром триоксид|CrO|3}}, {{хем|link=дихромат|Cr|2|O|7|2-}}, {{хем|link=Осмиум(VIII) оксид|OsO|4}}) можат да примат еден или два додатни електрони и се силни оксидирачки средства.

Бројот на електрони кој е оддаден или примен во дадена редокс реакција може да се предвиди од [[електронска конфигурација|електронската конфигурација]] на елементот во состав на реактантот. Елементите се обидуваат да ја достигнат нискоенергетската конфигурација на [[благороден гас|благородните гасови]] и затоа [[алкален метал|алкалните метали]] и [[халоген]]ите ќе оддаваат и примат еден електрон, соодветно, а самите благородни гасови се хемиски неактивни.<ref>Wiberg, pp. 289–290</ref>

Важна класа на редокс реакции се [[електрохемија|електрохемиските]] реакции, при кои електроните од снабдувачот со енергија се користат како редуцирачко средство. Овие реакции се особено важни за производство на хемиски елементи, како на пример, [[хлор]]<ref>Wiberg, p. 409</ref> или [[алуминиум]]. Обратниот процес при кој електроните се ослободуваат во редокс реакциите и можат да се користат како електрична енергија се користи кај [[батерија|батериите]].

{| class="wikitable"
|+Резиме на процесите и терминологија
|- class="hintergrundfarbe7"
| '''[[Оксидација]]''' || Оддавање на електрони || [[Редуцирачко средство]] → производ + e<sup>−</sup> || Зголемен оксидационен број
|- class="hintergrundfarbe9"
| '''[[Редукција]]''' || Примање на електрони || [[Оксидирачко средство]] + e<sup>−</sup> → производ || Намален оксидационен број
|}

=== Реакции на создавање комплексни соединенија ===
[[Податотека:Ferrocene-from-xtal-3D-balls.png|180px|thumb|[[Фероцен]] – атом на железо меѓу две C<sub>5</sub>H<sub>5</sub> лиганди.]]
При овие реакции, кои се среќаваат и под името реакции на комплексација, неколку [[лиганди]] реагираат со метален атом и образуваат координациски [[комплекс (хемија)|комплекс]]. Ова се постигнува со обезбедувањето на [[слободен електронски пар|слободни електронски парови]] од лигандите на празните [[атомска орбитала|орбитали]] на металниот атом, при што се образуваат [[координативна врска|диполарни врски]]. Лигандите се [[луисови киселини и бази|Луисови бази]], тие може да се јони и неутрални молекули, како на пример, јаглерод моноксид, амонијак или вода. Бројот на лиганди кои реагираат со централен метален атом може да се најде користејќи го [[правило на 18 електрони|Правилото на 18 електрони]] според кое валентните обвивки на еден транзиционен метал вкупно би примиле 18 електрони, додека симетријата на добиениот комплекс може да се предвиди со [[теорија на кристално поле|теоријата на кристално поле]] и [[теорија на лигандно поле|теоријата на лигандно поле]]. Во реакции на комплексација исто така припаѓаат и размената на лиганди, при што една или повеќе лиганди се заменуваат со друга, како и редокс процеси при кои се менува оксидациониот број на централниот метален атом.<ref>Wiberg, pp. 1180–1205</ref>

=== Киселинско-базни реакции ===

При киселинско-базните реакции се одвива пренос на протони од една молекула (киселина) до друга (база). Киселините се однесуваат како дарители на протони, а базите како приматели.

:<math>\mathrm{HA + B \rightleftharpoons A^- + HB^+}</math>
: <small> Киселинско-базна реакција, HA: киселина, B: база, A<sup>–</sup>: конјугирана база, HB<sup>+</sup>: конјугирана киселина </small>

Преносот на протони доведува до создавање на т.н. [[конјугирана киселина]] и конјугирана база.<ref>{{GoldBookRef|title=conjugate acid–base pair|file=C01266}}</ref> Обратната реакција е можна, па така киселината/базата и конјугираната база/киселина се секогаш во рамнотежа. Рамнотежата се одредува од [[киселинска дисоцијациска константа|дисоцијациските константи]] на киселината и базата (Ka и Kb) на супстанците кои влегуваат во реакција. Посебен случај на К-Б реакција е [[неутрализација]]та при која една киселина и една база, земени во точно исти количества, образуваат неутрални [[соли]].

К-Б реакции можат да се дефинираат на различни начини, во зависност од користениот концепт за тоа што е киселина, а што база. Некои од најчестите дефиниции се:

* [[Теорија на киселини и бази|Арениусова]] теорија: киселините дисоцираат во вода, ослободувајќи H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> јони; базите дисоцираат во вода, ослободувајќи OH<sup>–</sup> јони.
* [[Бренстед-Лауриева теорија|Бренстед-Лауриева]] дефиниција: киселините се дарители на протони (H<sup>+</sup>), а базите се приматели на протони; тука е вклучена и Арениусовата дефиниција.
* [[Теорија на киселини и бази|Луисова]] дефиниција: киселините се приматели на електронски пар, а базите се дарители на електронски пар; тука е вклучена и Бренстед-Лауриевата дефиниција.

=== Таложење ===
[[Податотека:Chemical precipitation diagram multilang.svg|200п|thumb|Образување на талог.]]
[[таложење|Преципитација]] (таложење) подразбира образување на цврста супстанца во раствор или во некоја друга цврста супстанца што настанува за време на хемиска реакција. Обично се јавува кога концентрацијата на растворените јони ја надминува границата на [[растворливост]]<ref>{{GoldBookRef|title=precipitation|file=P04795}}</ref> и се формираат нерастворливи соли. Овој процес може да се потпомогне со додавање на средство за таложење или со отстранување на растворувачот. Брзата преципитација доведува до [[аморфност|аморфни]] или микрокристални остатоци, а бавната до единични [[кристал]]и.<ref>Jörg Wingender, Stefanie Ortanderl ''Ausfällung.'' In: ''Römpp Chemie-Lexikon.'', Thieme, July 2009</ref>

=== Реакции меѓу цврсти супстанци ===

Реакции може да се одвиваат меѓу две цврсти супстанци. Но, поради релативно малиот степен на [[дифузија]] кај цврстите тела, соодветните хемиски реакции се многу бавни во споредба со реакциите во течна и гасовита фаза. Тие се забрзуваат со зголемување на реакционата температура и со фина поделба на реактантот за да се зголеми контактната површина.<ref>Ralf Alsfasser, Erwin Riedel, C Janiak, HJ Meyer ''Modern Inorganic Chemistry.'' 3. Edition. de Gruyter, 2007, ISBN 978-3-11-019060-1, p. 171</ref>

=== Фотохемиски реакции ===

При [[Фотохемиска реакција|фотохемиските реакции]], атомите и молекулите апсорбираат енергија ([[фотон]]и) од светлината и преминуваат во [[возбудена состојба]]. Тие потоа можат да ја ослободат оваа енергија со раскинување на хемиските врски, со што се добиваат радикали. Во фотохемиски реакции припаѓаат водородно-кислородните реакции, [[радикална полимеризација|радикалната полимеризација]], [[верижна реакција|верижни реакции]] и [[реакција на прегрупирање|реакции на прегрупирања]].<ref>Atkins, pp. 937–950</ref>

[[Податотека:Paterno-Buchi reaction.svg|500п|thumb|center|Во оваа [[Патерно-Бучи реакција]], една фотоексцитирана [[карбонилна група]] се надодава на неексцитиран [[алкен]], со што се добива [[оксетан]].]]

Многу важни процеси се фотохемиски по својата природа. Најважен пример е [[фотосинтеза]]та, при што повеќето растенија ја користат сончевата енергија за да го претворат јаглерод диоксидот и водата во [[гликоза]], ослободувајќи се притоа од кислородот како спореден производ. Луѓето зависат од фотохемијата бидејќи на тој начин се образува [[витамин D|витаминот D]], а видот е поттикнат од фотохемиските реакции на [[родопсин]]от.<ref name="rh">Christophe Dugave [http://books.google.com/books?id=udSCHPq5Ii0C&pg=PA56 Cis-trans isomerization in biochemistry], Wiley-VCH, 2006 ISBN 3-527-31304-4 p. 56</ref> Кај [[светулка|светулките]], реакцијата на [[биолуминисценција]] е катализирана од еден ензим што се наоѓа во абдоменот.<ref>David Stanley Saunders [http://books.google.com/books?id=3qJOw5Gh_UMC&pg=PA179 Insect clocks], Elsevier, 2002, ISBN 0-444-50407-9 p. 179</ref> Во Земјината атмосфера се одвиваат многу значајни фотохемиски реакции, како образувањето на [[озон]]от, кои се дел од [[атмосферска хемија|атмосферската хемија]].

== Катализа ==
[[File:Activation energy.svg|thumb|right|300п|Шематски дијаграм на потенцијалната енергија кој го покажува ефектот на катализаторот врз ендотермна хемиска реакција. Присуството на катализатор отвора нов реакционен пат (црвена боја) со пониска активациона енергија. Крајниот резултат и целокупната термодинамика се исти.]]
[[File:Pot catalytique vue de la structure.jpg|thumb|300п|лево|Цврсти хетерогени катализатори се поставуваат на мрежите во [[каталитички претворач]]и за да ја максимизираат нивната површина. Овој претворач од издувник е од [[Peugeot 106]] S2 1100]]
Во случај на [[катализа]], реакцијата не протекува директно, туку со помош на трета супстанца позната како [[катализатор]]. За разлика од останатите реактанти што учествуваат во хемиската реакција, катализаторот не се троши во самата реакција; меѓутоа, тој може да се инхибира, деактивира или уништи со секундарни процеси. Катализаторите може да се во различна агрегатна состојба ([[хетерогена катализа|хетерогени]]) или во иста агрегатна состојба ([[хомогена катализа|хомогени]]) како и реактантите. При хетерогена катализа, типични секундарни процеси се [[кокс]]ирање, при што катализаторот се прекрива со полимерни споредни производи. Дополнително, хетерогените катализатори може да се растворат кога имаме цврсто-течен систем или да испарат кај цврсто-гасовит систем. Катализаторите можат само да ја забрзаат реакцијата - материите кои ја забавуваат се наречени инхибитори.<ref>{{GoldBookRef|title=catalyst|file=C00876}}</ref><ref>{{GoldBookRef|title=inhibitor|file=I03035}}</ref> Супстанците кои ја зголемуваат активноста на катализаторите се наречени промотори, а оние кои ги деактивираат катализаторите се викаат каталитички отрови. Со катализатор, дадена реакција која е кинетички инхибирана со висока [[активациона енергија]] може да протече независно од оваа активациона енергија - со нејзино заобиколување.

Хетерогените катализатори се обично цврсти материи, прашкасти со цел да ја максимизираат нивната површина. Од големо значење за хетерогената катализа се [[платински метали|металите од групата на платина]] и други преодни метали, кои се користат во [[хидрогенација]], [[каталитичко преобликување]] и во синтезата на хемикалии важни во домаќинствата ([[азотна киселина]] и [[амонијак]]). Киселините се пример за хомогени катализатори, тие ја зголемуваат нуклеофилноста на карбонилните соединенија, дозволувајќи реакција која не би можела да протече со електрофилни честички. Предноста на хомогените катализатори е леснотијата на мешањето со реактантите, но тие може да бидат тешки за отстранување од производите. Затоа за многу индустриски процеси се претпочитаат хетерогени катализатори.<ref>Christoph Elschenbroich: ''Organometallchemie.'' 6th edition, Wiesbaden, 2008, ISBN 978-3-8351-0167-8, p. 263</ref>

==Реакции на металите со киселини==
Некои [[метал]]и (на пример, [[магнезиум]], [[алуминиум]], [[железо]], итн.) реагираат на силни киселини, а [[Алкален метал|алкалните метали]] реагираат и на слаби [[Киселина|киселини]] при што во таквите реакции се ослободува гасовит [[водород]]. Меѓутоа, во некои случаи доаѓа до т.н. пасивизирање на металите. На пример, реакцијата на [[олово]]то со [[Сулфурна киселина|сулфурната киселина]] не тече во позначителна мерка зашто на површината се образува тешко растворливото соединение [[олово(II) сулфат]]. Алуминимумот, пак, се пасивизира во реакцијата со [[Азотна киселина|азотната киселина]] зашто на површината се образува слој од нерастворлив [[алуминиум оксид]]. Металите кои реагираат со киселините, полесно оддаваат електрони од гасовитиот водород. Ако, пак, металот потешко оддава електрони отколку гасовитиот водород, тогаш тој не реагира со киселини. Во зависност од леснотијата со која металите реагираат со киселини, попознатите метали можат да се подредат во следнава низа: Li k Ca Na Al Zn Fe Cd Ni Sn Pb H<sup>2</sup> Cu Ag Hg Au. Поради врската меѓу реакциите на металите со киселини и електрохемиските процеси, оваа низа се нарекува електрохемиска низа на металите. Во низата е вклучен и водородот, иако тој не е метал, поради тоа што тој служи како основа за споредување. Ако во електрохемиската низа металот се наоѓа пред водородот, тогаш е можно во реакцијата на тој метал со киселини да се добие гасовит водород, а ако во електрохемиската низа металот се наоѓа по водородот, тогаш ваквата реакција не може спонтано да тече. Освен тоа, металот кој се наоѓа понапред во низата може од неговите соедененија да ги истиснува металите кои во низата се наоѓаат зад него.<ref>Бојан Шоптрајанов, ''Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование'' (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. 96-99.</ref>

== Реакции во органската хемија ==

Во органската хемија, покрај реакциите на оксидација, редукција или киселинско-базните реакции, може да се сретнат и неколку други реакции во кои учествуваат ковалентните врски меѓу самите јаглеродни атоми или меѓу јаглеродните атоми и [[хетероатом]]ите (како кислород, азот, халогени итн.). Многу поодделни реакции во органската хемија се именувани по нивните откривачи.

=== Супституција ===

При реакција на супституција, една [[функционална група]] во дадено хемиско соединение се заменува со друга група.<ref name=jerry>{{JerryMarch}}</ref> Овие реакции може да се поделат според типот на супституирачките единки на [[нуклеофилна супституција|нуклеофилна]], [[електрофилна супституција|електрофилна]] или [[радикална супституција]].

Во првиот тип, еден [[нуклеофил]], кој е атом или молекула со вишок на електрони и поради тоа со негативен полнеж или [[делумен полнеж]], заменува друг атом или дел од „супстратната“ молекула. Електронскиот пар од нуклеофилот го напаѓа супстратот, формирајќи нова врска, додека [[заминувачка група|заминувачката група]] се оттргнува со електронски пар. Нуклеофилната честичка може да биде електронеутрална или со негативен полнеж, а супстратот е обично неутрален или со позитивен полнеж. Примери за нуклеофили се хидроксиден јон, [[алкоксид]]и, [[амин (хемија)|амини]] и [[халид]]и. Овој тип реакција се среќава главно кај [[алифатично соединение|алифатичните јаглеводороди]], а поретко кај [[арени|ароматичните јаглеводороди]]. Последните имаат голема електронска густина и подлежат на [[нуклеофилна ароматична супституција]] само со многу јаки електрон-повлекувачки групи. Нуклеофилната супституција може да се одвива преку два различни механизми - [[SN1 реакција|S<sub>N</sub>1]] и [[SN2 реакција|S<sub>N</sub>2]]. S во овие називи означува супституција, N значи нуклеофилна, а бројот го претставува [[ред на реакција|кинетичкиот ред]] на реакцијата - едномолекуларна или двомолекуларна.<ref>S. R. Hartshorn, [http://books.google.com/books?id=bAo4AAAAIAAJ&printsec=frontcover ''Aliphatic Nucleophilic Substitution''], Cambridge University Press, London, 1973. ISBN 0-521-09801-7 pp. 1 ff</ref>
{{multiple image | direction = vertical
| align = right
| width = 170
| image1= Walden-inversion-3D-balls.png
|caption1=Трите чекори на [[SN2 реакција|S<sub>N</sub>2 реакцијата]]. Нуклеофилот е зелен, а заминувачката група е црвена
|image2=SN2-Walden-before-and-after-horizontal-3D-balls.png
|caption2=S<sub>N</sub>2 реакцијата предизвикува стереоинверзија (Валденова инверзија)
}}
Реакцијата S<sub>N</sub>1 протекува во два чекора. Прво, заминувачката група се елиминира, со што се добива [[карбокатјон]]. По ова следува брза реакција со нуклеофилот.<ref>{{Наведено списание|author =  Leslie C. Bateman, Mervyn G. Church, Edward D. Hughes, Christopher K. Ingold and Nazeer Ahmed Taher|doi = 10.1039/JR9400000979|title =  188. Mechanism of substitution at a saturated carbon atom. Part XXIII. A kinetic demonstration of the unimolecular solvolysis of alkyl halides. (Section E) a general discussion|year =  1940|journal =  Journal of the Chemical Society|pages =  979}}</ref>

[[Податотека:SN1 reaction mechanism.png|rahmenlos|hochkant=3.5|500px|Механизам на SN1-супституцијата]]

При S<sub>N</sub>2 механизмот, нуклеофилот образува преодна состојба со нападнатата молекула, и само тогаш се одделува заминувачката група. Овие два механизми се разликуваат во [[стереохемија]]та на производите. S<sub>N</sub>1 води до нестереоспецифична адиција и не резултира во хирален центар, туку во група на [[геометриска изомерија|геометриски изомери]] (cis/trans). За споредба, обратна ([[Валденова инверзија]]) на претходно постоечката стереохемија може да се сретне во S<sub>N</sub>2 механизмот.<ref>Brückner, pp. 63–77</ref>

[[Податотека:SN2 reaction mechanism.png|rahmenlos|hochkant=3.5|800px|Механизам на SN2-супституцијата]]

Електрофилната супституција е спротивна на нуклеофилната по тоа што напаѓачкиот атом или молекула, [[електрофил]], има мала електронска густина, а со тоа и позитивен полнеж. Типични електрофилни честички се јаглеродниот атом од карбонилните групи, карбокатјоните или [[сулфур]]ните или [[нитрониум јон|нитрониум]] катјони. Оваа реакција се среќава речиси исклучително кај ароматичните јаглеводороди, каде се нарекува [[електрофилна ароматична супституција]]. Електрофилниот напад резултира во т.н. σ-комплекс, преодна состојба кај која ароматичниот систем исчезнува. Потоа, заминувачката група, обично протон, се одделува и [[Ароматично соединение|ароматичноста]] повторно се воспоставува. Алтернативна на ароматичната супституција е електрофилната алифатична супституција. Таа е слична на нуклеофилната алифатична супституција и исто така има два типа - S<sub>E</sub>1 и S<sub>E</sub>2.<ref>Brückner, pp. 203–206</ref>

[[File:Electrophilic aromatic substitution.svg|800px|Механизам на електрофилната ароматична супституција]]
{{среди}}
При третиот тип на реакција на супституција - радикална супституција - напаѓачката честичка е [[радикал (хемија)|радикал]].<ref name=jerry/>  Овој процес најчесто се одвива како верижна реакција, на пример, при реакција на [[алкан]]и со халогени. Во првиот чекор, светлината или топлината ги разложуваат молекулите што содржат халогени, со што се добиваат радикалите. Потоа реакцијата продолжува како лавина сè додека двата радикала се сретнат и се рекомбинираат.<ref>Brückner, p. 16</ref>
:<math>\mathrm{X{\cdot} + R{-}H \longrightarrow X{-}H + R{\cdot}}</math>
:<math>\mathrm{R{\cdot} + X_2 \longrightarrow R{-}X + X{\cdot}}</math>
: <small> Реакции што протекуваат при верижната реакција на радикална супституција </small>

=== Адиција и елиминација ===

[[реакција на адиција|Адицијата]] и спротивната на неа - [[реакција на елиминација|елиминацијата]] - се реакции при кои се менува бројот на супституенти на јаглеродниот атом и се формираат или раскинуваат повеќекратни врски. [[двојна врска|Двојните]] и [[тројна врска|тројните]] врски може да се добијат со елиминација на погодна заминувачка група. Слично на нуклеофилната супституција, постојат неколку можни реакциони механизми кои се именувани според соодветниот ред на реакцијата. Во Е1 механизмот, заминувачката група прва се отстранува, со што се формира карбокатјон. Следниот чекор - формирање на двојна врска - се одвива со елиминација на протон ([[депротонација]]).

[[Податотека:E1-mechanism.svg|600px|Механизам на Е1-елиминацијата]]

Редот на заминување е обратен кај E1cb механизмот, односно прво се одделува протонот. За овој механизам е потребно учеството на база.<ref>Brückner, p. 192</ref> Поради сличните услови, двете реакции на E1 и E1cb елиминација секогаш се натпреваруваат со S<sub>N</sub>1 супституцијата.<ref>Brückner, p. 183</ref>

[[Податотека:E1cb-mechanism.svg|600px|Механизам на E1cb-елиминацијата]]

За Е2 механизмот исто така е потребна база, но тука нападот на базата и елиминацијата на заминувачката група протекуваат истовремено и не даваат јонски меѓупроизвод. Спротивно на Е1 елиминацијата, во Е2 механизмот можни се различни стереохемиски конфигурации за реакциониот производ, бидејќи базата обично напаѓа во антипозиција во однос на заминувачката група. Поради сличните услови и реактанти, Е2 елиминацијата е секогаш во натпревар со  S<sub>N</sub>2-супституцијата.<ref>Brückner, p. 172</ref>

[[Податотека:E2-mechanism.svg|600px|Механизам на Е2-елиминацијата]]

Спротивна на елиминацијата е адицијата при која двојните или тројните врски се претвораат во единични врски. Слично како кај супституциските реакции, постојат неколку типови на адиции кои се разликуваат по типот на напаѓачката честичка. На пример, при [[електрофилна адиција|електрофилната адиција]] на [[бромоводород]], еден електрофил (протон) ја напаѓа двојната врска и се формира карбокатјон кој потоа реагира со нуклеофилот (бром).

[[File:HBr-addition.svg|600px|Електрофилна адиција на бромоводород]]

Карбокатјонот може да се формира на секоја страна од двојната врска, во зависност од групите прикачени за нејзините краеви, а претпочитаната конфигурација може да се предвиди со [[Марковниково правило|Марковниковото правило]].<ref>Wiberg, pp. 950, 1602</ref> Ова правило гласи: „При хетеролитичка адиција на поларна молекула на алкен или алкин, поелектронегативниот (нуклеофилен) атом (или дел) кој влегува во составот на поларната молекула се прикачува за јаглеродниот атом кој носи помал број на водородни атоми“.<ref>{{GoldBookRef|title=Markownikoff rule|file=M03707}}</ref>

Ако адицијата на функционална група се одвива на помалку супституираниот јаглероден атом од двојната врска, тогаш електрофилна супституција со киселини не е можна. Во овој случај, треба да се користи [[реакција на хидроборација-оксидација|реакцијата на хидроборација-оксидација]], каде во нејзиниот прв чекор, атомот на [[Бор (елемент)|бор]] делува како електрофил и се надодава на помалку супституираниот јаглероден атом. Во вториот чекор, хуклеофилниот хидропероксид или халогенски анјон го напаѓа боровиот атом.<ref>Brückner, p. 125</ref>

Додека адицијата на богатите со електрони алкени и [[алкин]]и е главно електрофилна, нуклеофилната адиција игра важна улога кај јаглерод-хетероатомските повеќекратни врски, а особено кај најважниот претставник со ваква структура - карбонилната група. Овој процес често е поврзан со елиминација, така што по реакцијата карбонилната група повторно е присутна. Затоа се нарекува адиционо-елиминациона реакција и може да протекува кај дериватите на [[карбоксилна киселина|карбоксилната киселина]], како на пример, [[хлорид]]и, естри и [[анхидрид]]и. Оваа реакција најчесто е катализирана од киселини или бази, при што киселините ја зголемуваат електрофилноста на карбонилната група со врзување за атомот на кислород, додека базите ја зголемуваат нуклеофилноста на напаѓачкиот нуклеофил.<ref>Hans Peter Latscha, Uli Kazmaier, Helmut Alfons Klein ''Organische Chemie: Chemie-basiswissen II, Vol. 2.'' 6th edition, Springer, 2008, ISBN 978-3-540-77106-7, p. 273</ref>

[[File:H-Add-El.Mechanismus.PNG|600px|Адиционо-елиминационен механизам катализиран од киселина]]

Нуклеофилна адиција на [[карбанјон]] или друга нуклеофилна честичка на двојната врска од алфа- или бета-незаситено карбонилно соединение се среќава при [[реакција на Мајкл|реакцијата на Мајкл]], која припаѓа на поголемата класа на [[нуклеофилна конјугатна адиција|конјугатни адиции]]. Ова е еден од најкорисните методи за блага формација на С-С врски.<ref>{{Наведено списание|year=2004|doi=10.1002/0471264180|title=Organic Reactions|isbn=0-471-26418-0}}</ref><ref>{{Наведена мрежна страница|title = Chapter 18: Enols and Enolates — The Michael Addition reaction|author = Ian Hunt|publisher = University of Calgary|url = http://www.chem.ucalgary.ca/courses/351/Carey5th/Ch18/ch18-4-3.html}}</ref><ref>Brückner, p. 580</ref>

Некои адиции кои не можат да бидат сопрени со нуклеофилни или електрофилни честички, можат да се продолжат со слободни радикали. Како и со супституцијата со слободни радикали, така и радикалната адиција протекува како верижна реакција, а ваквите реакции се основа за [[радикална полимеризација|полимеризацијата со слободни радикали]].<ref>Manfred Lechner, Klaus Gehrke, Eckhard Nordmeier ''Macromolecular Chemistry'' 3rd Edition, Birkhauser, Basel 2003, ISBN 3-7643-6952-3, pp. 53–65</ref>

=== Други механизми на органските реакции ===

При реакција на прегрупирање, јаглеродниот ‘рбет на молекулата се прегрупира и се добива [[структурна изомерија|структурен изомер]] на оригиналната молекула. Вакви реакции се [[сигматропна реакција|реакциите на хидридна смена]], какво што е [[Вагнер-Мирвајново прегрупирање|Вагнер-Мирвајновото прегрупирање]] при кое водороден атом, [[алкил]]- или [[арил]]-група мигрира од еден јаглероден атом до друг соседен јаглероден атом. Повеќето прегрупирања се поврзани со раскинувањето и образувањето на нови јаглерод-јаглерод врски. Други примери се сигматропната реакција каква што е [[прегрупирање на Коуп|прегрупирањето на Коуп]].<ref>Marye Anne Fox, James K. Whitesell [http://books.google.com/books?id=xx_uIP5LgO8C&pg=PA699 Organic chemistry], 2004, ISBN 0-7637-2197-2 p. 699</ref>

[[Податотека:Cope Rearrangement Scheme.png|400px|Прегрупирање на Коуп на 3-метил-1,5-хексадиен]]

Цикличните прегрупирања вклучуваат [[циклоадиција|циклоадиции]] и, повоопштено, [[перициклична реакција|перициклични реакции]], при кои две или повеќе молекули што содржат двојна врска образуваат циклична молекула. Важен пример за циклоадиција е [[Дилс-Алдерова реакција|Дилс-Алдеровата реакција]] (т.н. [4+2] циклоадиција) меѓу конјугиран [[диен]] и супституиран алкен, при што се добива супституиран [[циклохексан]]ски систем.<ref>{{Наведено списание|last1=Diels|first1=Otto|last2=Alder|first2=Kurt|title=Synthesen in der hydroaromatischen Reihe|journal=Justus Liebig's Annalen der Chemie|volume=460|pages=98|year=1928|doi=10.1002/jlac.19284600106}}</ref>

[[Податотека:Diels Alder Mechanismus.svg|400px|Механизам на Дилс-Алдерова реакција]]

Дали ќе или нема одредена циклоадиција да продолжи да тече зависи од електронските орбитали на учесниците во реакцијата, бидејќи само орбиталите со ист знак на [[бранова функција|брановата функција]] ќе се преклопат и конструктивно ќе заемодејствуваат за да се добијат нови врски. Циклоадицијата обично е потпомогната од светлината или топлината.

[[Податотека:Diels Alder Orbitale.svg|400px|Преклопување на орбиталите кај Дилс-Алдеровата реакција]]

Овие растројувања резултираат во различен распоред на електроните во возбудена состојба кај молекулите-учесници, а поради тоа и во различни ефекти. На пример, [4+2] Дилс-Алдеровите реакции можат да бидат потпомогнати од топлината, додека [2+2] циклоадицијата е селективно индуцирана од светлината. Поради карактерот на орбиталите, потенцијалот за развивање на стереоизомерни производи по пат на циклоадиција е ограничен, што е опишано кај [[правила на Вудвард-Хофман|правилата на Вудвард-Хофман]].<ref>{{Наведено списание|last1=Woodward|first1=R. B.|last2=Hoffmann|first2=Roald|journal=Journal of the American Chemical Society|volume=87|pages=395|year=1965|doi=10.1021/ja01080a054|issue=2}}</ref>

== Биохемиски реакции ==
[[File:Induced fit diagram.svg|thumb|left|380px|Ензимската активност зависи од формата на молекулата]]
[[Биохемија|Биохемиските реакции]] се главно контролирани од [[ензим]]и. Овие [[белковина|белковини]] можат специфично да [[Ензимска катализа|катализираат]] една реакција, така што вкупниот број реакции можат да бидат многу прецизно контролирани. Реакцијата се одвива на [[активно место|активното место]], кое претставува мал дел од ензимот што обично се наоѓа во шуплина или вдлабнување обиколено со остатоци од [[аминокиселина|аминокиселини]], а остатокот од ензимот служи главно за стабилизација. Каталитичката активност на ензимите се потпира на неколку механизми, меѓу кои се формата на молекулата, напрегнатоста на врските, близината и ориентацијата на молекулите во однос на ензимот, донацијата на протони или нивно повлекување (киселинско/базна катализа), електростатичките интеракции и многу други.<ref>Peter Karlson , Detlef Doenecke, Jan Koolman, Georg Fuchs, Wolfgang Gerok. ''Karlson Biochemistry and Pathobiochemistry,'' 16th edition, Georg Thieme, 2005, ISBN 978-3-13-357815-8, pp. 55–56</ref>

Биохемиските реакции кои протекуваат во живите организми заеднички се познати како [[метаболизам]]. Меѓу најпознатите метаболички механизми е [[анаболизам|анаболизмот]], при кој различни процеси контролирани од [[ДНК]] и ензими резултираат во производство на големи молекули (како белковини и [[јаглехидрат]]и) добиени од помали единици.<ref>{{GoldBookRef|title=anabolism|file=A00314}}</ref> [[Биоенергетика]]та ги проучува изворите на енергија за ваквите реакции. Важен енергетски извор е [[гликоза]]та, која се произведува од растенијата по пат на фотосинтеза или се асимилира од храната. Сите организми ја користат оваа енергија за производство на [[аденозин трифосфат]] (АТФ) кој може да се искористи како енергенс за протекување на други реакции.

== Примена ==

Хемиските реакции заземаат централно место во [[хемиско инженерство|хемиското инженерство]], каде се користат за синтеза на нови соединенија од природни суровини, како на пример [[нафта]] и минерални [[руда|руди]]. Од голема важност е реакцијата да биде што поефикасна, со што се максимизира добивката, а се минимизира количината на потребни реактанти, внесот на енергија и отпадокот. Катализаторите се особено корисни за редуцирање на енергијата потребна за реакцијата и зголемување на редот на хемиската реакција.<ref>Gerhard Emig, Elias Klemm. Technical Chemistry. 5th edition, Springer, 2005, ISBN 978-3-540-23452-4, pp. 33–34</ref><ref>{{Наведено списание|last1=Trost|first1=B.|title=The atom economy—a search for synthetic efficiency|journal=Science|volume=254|pages=1471–7|year=1991|doi=10.1126/science.1962206|issue=5037|pmid=1962206}}</ref>

Некои специфични реакции имаат свои посебни примени. На пример, [[термит (пиротехника)|термитската]] реакција се користи за добивање светлина и топлина во [[пиротехника]]та и [[заварување]]то.<ref>John J. McKetta, Guy E Weismantel [http://books.google.com/books?id=MfjDlUe8Kc0C&pg=PA109 Encyclopedia of Chemical Processing and Design: Volume 67 – Water and Wastewater Treatment: Protective Coating Systems to Zeolite, Volume 67]{{Мртва_врска|date=September 2021|bot=InternetArchiveBot|fix-attempted=yes}}, CRC Press, 1999 ISBN 0-8247-2618-9, p. 109</ref>

== Наводи ==
{{наводи|2}}

== Литература ==
*Atkins, Peter W. and Julio de Paula ''Physical Chemistry'', 4th Edition, Wiley-VCH, Weinheim 2006, ISBN 978-3-527-31546-8
*Brock, William H. [http://books.google.com/books?id=AJ-c8py7t6gC&pg=PA459 ''Viewegs Geschichte der Chemie'']. Vieweg, Braunschweig 1997, ISBN 3-540-67033-5.
*Brückner, Reinhard ''Reaktionsmechanismen.'' 3rd ed., Spektrum Akademischer Verlag, München 2004, ISBN 3-8274-1579-9
*Wiberg, Egon, Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick [http://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA287 Inorganic chemistry], Academic Press, 2001 ISBN 0-12-352651-5

{{Избрана}}

{{Нормативна контрола}}

[[Категорија:Хемиски реакции| ]]
[[Категорија:Хемија|Реакција]]