Βικιπαίδεια

Χημική ρίζα: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων

Περιήγηση ιστορικού διαδραστικά
← Προηγούμενη διαφοράΕπόμενη διαφορά →
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
ΟπτικήΚώδικας wiki
Vchorozopoulos (συζήτηση | συνεισφορές)
35.734 επεξεργασίες
Vchorozopoulos (συζήτηση | συνεισφορές)
35.734 επεξεργασίες
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας
Γραμμή 1:
[[Αρχείο:Gombergm01.jpg|right|thumb|[[Μόουζες Γκόμπεργκ]] (''Moses Gomberg'' ([[1866]]-[[1947]]), ο ιδρυτής της χημείας ριζών]]
Ιστορικά ο όρος '''χημική ρίζα''' χρησιμοποιήθηκε, (αρχικά), για να περιγράφει ομάδα [[άτομο|ατόμων]] που δεν υφίσταται μεταβολή στη διάρκεια μιας [[χημική αντίδραση|χημικής αντίδρασης]].▼
 
▲Ιστορικά ο όρος '''χημική ρίζα''' ([[αγγλική γλώσσα|αγγλικά]] ''chemical radical'') χρησιμοποιήθηκε, (αρχικά), για να περιγράφει ομάδα [[άτομο|ατόμων]], που δεν υφίσταται μεταβολή στη διάρκεια μιας [[χημική αντίδραση|χημικής αντίδρασης]].
Για παράδειγμα ο νιτρικός άργυρος (AgNO<sub>3</sub>) αντιδρώντας με το χαλκό (Cu) παράγει νιτρικό χαλκό (Cu(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>) και άργυρο (Ag):
:2AgNO<sub>3</sub> + Cu → Cu(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub> + 2Ag
 
Στη (σύγχρονη) [[Χημεία]] (όμως πλέον), ο όρος '''(ελεύθερη) χημική ρίζα''' (αγγλικά ''(free) chemical radical'') είναι ένα [[άτομο]], ένα [[μόριο]] ή ένα [[ιόν]] στα οποία κάποιο εξωτερικό [[τροχιακό]] δεν καταλαμβάνεται από ζεύγος ηλεκτρονίων (valence electrons), αλλά από ένα μόνο ηλεκτρόνιο (μονήρες ηλεκτρόνιο), και γι' αυτό μπορεί να θεωρηθεί ότι έχει έναν ή περισσότερουν «εν δυνάμει» [[ομοιοπολικός δεσμός|ομοιοπολικούς δεσμούς]].
Η νιτρική ρίζα (NO<sup>-</sup><sub>3</sub>), που αποτελείται από ένα άτομο [[άζωτο|αζώτου]] και τρία άτομα [[οξυγόνο|οξυγόνου]] και είναι φορτισμένη αρνητικά, δεν αλλάζει στη διάρκεια της αντίδρασης.
 
Με κάποιες εξαιρέσεις, αυτοί οι «εν δυνάμει» δεσμοί κάνουν τις ελεύθερες ρίζες εξαιρετικά δραστικές χημικά έναντι άλλων (πιο συμβατικών) χημικών ουσίων ή ακόμη και απέναντι σε άλλες ελεύθερες ρίζες, ακόμη και του ίδιου είδους. Οι ελεύθερες ρίζες έχουν πολύ συχνά την τάση να διμερίζονται (ή να πολυμερίζονται) τάχιστα, αν δύο (ή περισσότερες) από αυτές έλθουν σε επαφή μεταξύ τους. Οι περισσότερες ελεύθερες ρίζες είναι λογικά σταθερές μόνο σε πολύ χαμηλές [[συγκέντρωση|συγκεντρώσεις]] σε αδρανή μέσα (συνήθως [[ευγενή αέρια]]) ή σε κενό.
Σήμερα ο όρος "χημική ρίζα" χρησιμοποιείται περισσότερο ως ταυτόσημος με τον όρο "ελεύθερη χημική ρίζα", δηλαδή για να περιγράψει άτομα, μόρια ή ιόντα στα οποία το εξωτερικό [[τροχιακό]] δεν καταλαμβάνεται από ζεύγος ηλεκτρονίων (valence electrons), αλλά από ένα μόνο ηλεκτρόνιο (μονήρες ηλεκτρόνιο). Οι χημικές ρίζες είναι λοιπόν σπάνιες στη φύση (υπάρχουν για ελάχιστο χρονικό διάστημα), αφού τείνουν να αντιδρούν πολύ εύκολα προς συμπλήρωση του εξωτερικού ζεύγους ηλεκτρονίων. Με τη σύγχρονη έννοια του όρου η [[χαρακτηριστική ομάδα]] NO<sup>-</sup><sub>3</sub> του παραπάνω παραδείγματος δεν αποτελεί χημική ρίζα, αλλά ένα πολυατομικό ιόν (νιτρικό ιόν),επειδή δεν έχει μονήρες ηλεκτρόνιο και επειδή βρίσκεται δεσμευμένο είτε στον [[κρύσταλλος|κρύσταλλο]] του νιτρικού αργύρου (AgNO<sub>3</sub>) είτε του νιτρικού χαλκού (Cu(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>).
 
Αξιοσημείωτο παράδειγμα ελεύθερης ρίζας αποτελεί η ρίζα υδροξυλίου (HO<sup>•</sup>), δηλαδή ένα μόριο που του λείπει ένα άτομο υδρογόνου για να σχηματίσει το μόριο του [[νερό|νερού]]] και έτσι έχει έναν «εν δυνάμει» δεσμό από το άτομο του οξυγόνου του. Δυο άλλα παραδείγματα είναι το [[μεθυλένιο]] (:CH<sub>2</sub>), που έχει δυο (2) «εν δυνάμει» δεσμούς (γι' αυτό και αποκαλείται ενίοτε ως «δίριζα», δηλαδή δισθενής ελεύθερη ρίζα), και το ανιόν υπεροξειδίου (<sup>•</sup>O<sub>2</sub><sup>+</sup>), που είναι [[οξυγόνο|διοξυγόνο]] με ένα επιπλέον ηλεκτρόνιο, που αποτελεί έναν «εν δυνάμει» δεσμό. Σε αντιδιαστολή, για παράδειγμα το ανιόν υδροξυλίου (HO<sup>-</sup>) και το κατιών καρβωνίου (CH<sup>3</sup><sup>+</sup>) δεν αποτελούν ελεύθερες ρίζες, αλλά (συμβατικά) πολυατομικά ιόντα, καθώς οι φαινομενικά «εν δυνάμει» δεσμοί τους είναι απλά αποτέλεσμα του ιονισμού τους.
 
Οι ελεύθερες ρίζες μπορούν να παραχθούν με έναν αριθμό μεθόδων, που περιλαμβάνουν σύνθεσή τους σε πολύ μεγάλη αραίωση ή με πολύ αραιωμένα [[αντιδραστήριο|αντιδραστήρια]], αντιδράσεις σε πολύ χαμηλές θερμοκρασίες ή («βίαιη») διάσπαση μεγαλύτερων μορίων. Το τελευταίο (δηλαδή η «βίαιη» διάσπαση μεγαλύτερων μορίων) μπορεί να συμβεί με οποιαδήποτε διεργασία παρέχει αρκετή (για το σκοπό αυτό) [[ενέργεια]] στη μητρική ένωση, όπως [[ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία|ιονίζουσα ακτινοβολία]], (αρκετή) [[θερμότητα]], ηλεκτρική εκκένωση, [[ηλεκτρόλυση]] και ορισμένες (ειδικές) χημικές αντιδράσεις. Στην πραγματικότητα, οι ελεύθερες ρίζες (αποκαλύφθηκε ότι) είναι τα ενδιάμεσα στάδια για πολλές χημικές αντιδράσεις.
 
Οι ελεύθερες ρίζες παίζουν σημαντικό ρόλο στις [[καύση|καύσεις]], στην [[ατμοσφαιρική χημεία]], στον [[πολυμερισμό|πολυμερισμό]], στη [[χημεία πλάσματος]], στη [[βιοχημεία]], και σε πολλές άλλες χημικές διεργασίες. Στους ζωντανούς οργανισμούς, οι ελεύθερες ρίζες υπεροξειδίου και η νιτρική ρίζα και τα χημικά παράγωγά τους κανονίζουν πολλές διεργασίες, όπως ο έλεγχος του αγγειακού τόννου και (με αυτόν τον τρόπο έμμεσα) της αρτηριακής πίεσης. Παίζουν ακόμη νευραλγικής σημασίας ρόλο στον [[μεταβολισμός|ενδιάμεσο μεταβολισμό]] διαφόρων βιολογικών ενώσεων (ή μάλλον χημικών ειδών, γενικότερα). Τέτοιες ελεύθερες ρίζες μπορούν να παίξουν ακόμη και το ρόλο «αγγελιοφορων», που παρέχουν το «βιολογικό σύνθημα» για την έναρξη, λήξη ή ρύθμιση μιας [[οξειδοαναγωγή|οξειδοαναγωγικής]] διεργασίας. Μια ελεύθερη ρίζα μπορεί να «παγιδευτεί» σε ένα «κλουβί διαλύτη» ή να δεσμευθεί με διαφορετικό τρόπο.
 
== Αναφορές και σημειώσεις ==
{{παραπομπές|2}}
 
{{Ενσωμάτωση κειμένου|en|Radical (chemistry)}}
 
Οι πιο γνωστές ρίζες στην Οργανική Χημεία λέγονται [[αλκύλια]]. Τέτοια είναι το μεθύλιο (CH<sub>3</sub> -), το αιθύλιο (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub> -) κλπ.
 
[[Κατηγορία:Χημικές ρίζες|*]]
Ανακτήθηκε από "https://el.wikipedia.org/wiki/Χημική_ρίζα"