Χημική ρίζα: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων

Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
Vchorozopoulos (συζήτηση | συνεισφορές)
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας
μ Η φράση <<εν δυνάμει>> είναι πλεονασμός. Αντικαταστάθηκε με <<δυνάμει>> σκετό. Επίσης δεν υπάρχει λόγος η λέξη δυνάμει να μπει σε εισαγωγικά
Γραμμή 3:
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]].
 
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 μονήρες ζεύγος ηλεκτρονίων (''valence electron pair''), αλλά από ένα μόνο ηλεκτρόνιο (μονήρες ηλεκτρόνιο), και γι' αυτό μπορεί να θεωρηθεί ότι έχει έναν ή περισσότερουν «εν δυνάμει» [[ομοιοπολικός δεσμός|ομοιοπολικούς δεσμούς]].
 
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.
 
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.