1.2: Вступ до хімії та речовини

Last updated
Save as PDF

Page ID: 103115

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Цілі навчання

Обговорити питання, елементи, молекули, і атоми
Поясніть електронегативність
Поясніть хімічне склеювання та сполуки
Поясніть хімічні рівняння та реакції
Обговоріть фізичні стани матерії

Хімія є важливим аспектом водних технологій. Технологію можна визначити як «застосування науки до промислових і комерційних цілей». Натомість наука - це «спостереження, ідентифікація, опис, експериментальне дослідження та теоретичне пояснення природних явищ». Що стосується хімії, то це «наука про склад, структуру, властивості та реакції речовини, особливо атомних та молекулярних систем».

У цьому розділі представлені основи хімії, починаючи з введення в речовину та її елементні складові, тобто елементи, атоми, молекули та сполуки. Потім вводяться молекулярні домовленості та хімічні зв'язки, за якими слідують приклади хімічної номенклатури.

Склад матерії

Всесвіт складається з двох речей: енергії і матерії. Матерію можна розглядати як все, що має масу і займає простір, тобто, що має певний обсяг. Маса визначається як вимір кількості присутньої речовини.

Маса відрізняється від ваги: вага - це сила, яку можна розрахувати за добутком маси на прискорення сили тяжіння.

Елементи та атоми

У центрі всієї матерії знаходяться елементи. Елементи є основними речовинами, які неможливо розщепити без зміни їх основних ідентичностей; їх неможливо додатково спростити (наприклад, водень, Н; кисень, О). Атом - це найменша кількість елемента. Центр кожного атома містить ядро, виготовлене з протонів (дуже дрібних частинок з позитивним електричним зарядом) і нейтронів (дуже дрібні частинки, без електричного заряду), з електронами (дуже дрібними, негативно зарядженими частинками), які гравітають навколо ядра. Електрони мають незначну масу в порівнянні з протонами і нейтронами.

Електронна оболонка натрію — Малюнок\(\PageIndex{1}\): Електронні оболонки, що гравітають навколо атома натрію - Зображення Грега Робсона ліцензовано під CC BY-SA 2.0

Електрони гравітають навколо ядра протонів і нейтронів шарами або оболонками (рис. 1.2.1). Існує лише обмежена кількість електронів на одну оболонку, як показано на малюнку 1.2.2.

Таким чином, максимальна кількість оболонок для елемента, який містить найбільшу кількість електронів, дорівнює семи (7).

Діаграма максимальної кількості електронів на оболонку — Малюнок\(\PageIndex{2}\): Максимальна кількість електронів в оболонці - Зображення COC OER ліцензовано відповідно до CC BY 4.0

Атоми мають однакову кількість протонів і електронів, таким чином, атоми мають нейтральний електричний заряд. Однак більшість атомів, як правило, набирають або втрачають електрони, щоб завершити свою останню електронну оболонку та отримати стабільну електронну конфігурацію. Тільки благородний газ (такий як гелій, неон та аргон) не схильні набирати або втрачати електрони, оскільки їх електронна конфігурація природно стабільна. Атом з нерівним числом протонів і електронів називається іоном. Атоми, які втрачають електрон (и), стають позитивно зарядженими і називаються катіоном (наприклад, натрій, Na+). Атоми, які отримують електрон (и), стають негативно зарядженими і називаються аніоном (наприклад, хлоридом, Cl-). Зверніть увагу, що тільки електрони отримують, втрачають або діляться, оскільки вони легко доступні; тільки радіоактивні сполуки можуть виділяти протони та нейтрони.

Катіони: Позитивно заряджені іони

Аніони: Негативно заряджені іони

Періодична таблиця ілюструє всі елементи, які були знайдені або синтезовані на сьогоднішній день (рис. 1.2.3). У цій таблиці елементи упорядковуються шляхом збільшення кількості протонів (зліва направо в кожному рядку; рядки називаються періодами) і групуються в стовпці (звані групами) за електронною конфігурацією. Наприклад, хлор фігурує як номер 17 в Періодичній таблиці (тобто його атомний номер - 17), а це означає, що він має 17 протонів. Хлор є частиною сімейства галогенів, які всі, як правило, отримують електрон для стабілізації своєї останньої електронної оболонки. При отриманні цього електрона вони стають негативно зарядженими (наприклад, хлор стає хлоридом, Cl-). Кожен стовпець представляє сімейство, наприклад, лужні метали (колонка 1), лужноземельні метали (колонка 2), галогени (колонка 17) та благородні гази (колонка 18). Деякі сім'ї названі на честь свого першого елемента, наприклад, сімейство бору (колонка 13), сімейство азоту (колонка 15) та сімейство кисню (колонка 16). Додаткові характеристики представлені далі.

Малюнок\(\PageIndex{3}\): Таблиця періодів елементів - Зображення знаходиться у відкритому доступі

Валентність (також називається іонним станом або ступенем окислення) - це кількість електронів, отриманих, втрачених або поділених між атомами. Оскільки всі елементи сімейства мають подібну електронну конфігурацію, всі вони, як правило, мають однакову валентність, а саме:

Благородні гази стабільні, і, таким чином, їх валентність дорівнює 0
Лужні метали, як правило, втрачають один електрон, і, таким чином, їх валентність дорівнює +1
Лужноземельні метали, як правило, втрачають два електрони, і, таким чином, їх валентність становить +2
Елементи сімейства бору, як правило, втрачають три електрони, і, таким чином, їх валентність становить +3
Галогени, як правило, набирають один електрон, і, таким чином, їх валентність дорівнює -1
Елементи сімейства кисню, як правило, отримують два електрони, і, таким чином, їх валентність дорівнює -2
Елементи сімейства азотних, як правило, отримують три електрони, і, таким чином, їх валентність становить -3

Однак певні елементи мають множинні валентності, з різними характеристиками, заснованими на їх валентності. Наприклад, залізо заліза Fe2+ втратило два електрони (має залишок +2) і добре розчиняється у воді. З іншого боку, залізо, Fe3+ (валентність +3), втратило три електрони і не розчиняється у воді, тобто утворює тверде тіло і випадає в осад. Тривалентний хром (тобто хроміт, який також називають хромом 3, Cr (III) або Cr3+) втратив три електрони і має валентність +3. Це важливий елемент, який допомагає регулювати вживання організмом цукру, білків та жирів. Однак шестивалентний хром (тобто хромат, який також називають хромом 6, Cr (VI) або Cr6+) втратив шість електронів (валентність +6) і токсичний для людини.

Електронегативність - це ступінь тяжіння елемента для електронів; вона визначає спорідненість елемента до електронів. Електронегативність визначає, чи буде атом набирати, втрачати або ділитися електронами.

Молекули і сполуки

Молекули або сполуки виникають в результаті поєднання двох або більше атомів, які хімічно з'єднані між собою (або пов'язані); наприклад, кисень у повітрі, O2; вода, H2O. Атоми будуть схильні поєднуватися таким чином, щоб підвищити свою стабільність і завершити свою електронну конфігурацію. Для деяких молекул це означає, що вони отримають нульовий чистий електричний заряд.

Хімічні зв'язки можуть бути згруповані в дві широкі категорії, як показано на малюнках 1.2.4.1 і 1.2.4.2.

На першому зображенні зображений атом кисню з шістьма валентними електронами. Чотири з цих валентних електронів утворюють пари у верхній і правій стороні валентної оболонки. Два інших електрона знаходяться поодинці на нижній і лівій стороні. Атом водню сидить поруч з кожним одиноким електроном кисню. Кожен водень має тільки один валентний електрон. Стрілка вказує на те, що відбувається реакція. Після реакції, на другому зображенні, кожен непарний електрон в кисні приєднується до електрона з одного з атомів водню так, що валентні кільця тепер з'єднані між собою. Зв'язок, який утворюється між киснем і воднем, також може бути представлений тире. — Малюнок\(\PageIndex{4.1}\): Приклад ковалентного зв'язку - зображення OpenSTAX ліцензовано відповідно до CC BY4.0

Атом натрію і хлору сидять поруч. Атом натрію має один валентний електрон, а атом хлору - сім. Шість електронів chlorineâ€™ s утворюють пари у верхній, нижній і правій стороні валентної оболонки. Сьомий електрон сидить один з лівого боку. Атом натрію переносить свій валентний електрон до валентної оболонки chlorineâ€™ s, де він з'єднується з непарним лівим електроном. Стрілка вказує на те, що відбувається реакція. Після того як відбувається реакція, натрій стає катіоном із зарядом плюс один і порожньою валентною оболонкою, тоді як хлор стає аніоном із зарядом мінус один і повної валентної оболонкою, що містить вісім електронів. — Малюнок\(\PageIndex{4.2}\): Приклад іонного зв'язку — зображення OpenSTAX ліцензовано відповідно до CC BY 4.0

В іонному зв'язку електрони передаються від одного атома до іншого. Атом, який втрачає електрон (и), стає позитивно зарядженим і називається катіоном. І навпаки, атом, який отримує електрон (и), стає негативно зарядженим і називається аніоном. Приклади іонних зв'язків наведені в таблиці 1.2.5.
У ковалентному зв'язку електрони діляться між атомами. Електронегативність кожного атома визначатиме полярність отриманої молекули:
1. Гомоядерні молекули (тобто молекули, які складаються лише з одного типу елементів, таких як хлор, Cl2 або кисень, O2) є неполярними, оскільки кожен атом має однакову електронегативність або тяжіння для електронів. Приклади наведені в таблиці 1.2.6.
2. Гетеронуклеарні молекули складаються з різних елементів, які можуть мати різну електронегативність. Оскільки електрони діляться не однаково, результуюча молекула поляризована, тобто одна частина молекули трохи позитивніша, а інша частина трохи більше негативна. Приклади наведені в таблиці 1.2.6, яка знаходиться далі в цьому розділі.

Таблиця 1.2.5: Приклади іонних зв'язків
Хлорид натрію, NaCl	Натрій має тенденцію втрачати 1 електрон, щоб стати Na +
	Хлорид має тенденцію отримати 1 електрон, щоб стати Cl-
	Чистий нульовий заряд: Na+1 + Cl-1 = NaCl0
Оксид натрію, Na2O	Натрій має тенденцію втрачати 1 електрон, щоб стати Na +
	Кисень, як правило, набирає 2 електрони, щоб стати O2-
	Чистий нульовий заряд: (2 х Na+1) + (1 х O2-) = Na2O

Таблиця 1.2.6: Приклади ковалентних зв'язків

Гомоядерні молекули:

Рівне тяжіння для спільного електрона (ів)

Водень, Н2:

Одиночний ковалентний зв'язок: H ÷ H

Хлор, Cl2:

Одиночний ковалентний зв'язок: Cl - Cl

Кисень, O2:

Подвійний ковалентний зв'язок: O = O

Азот, N2:

Потрійний ковалентний зв'язок: N ≡ N

Гетеронуклеарна молекула:

Нерівне тяжіння для спільного електрона (ів)

Приклад: Вода, H2O

Водень, Н+

Валентність +1: Потрібна 1 зв'язок

Кисень, O2-

Валентність -2: Потрібні 2 облігації

Чистий нульовий заряд:

(2 х Н+1) + (1 х О2-) = Н2О

Ключові відмінності іонних і ковалентних зв'язків зведені в табл. 1.2.7.

Таблиця 1.2.7: Порівняння іонних зв'язків і ковалентних зв'язків
Іонні облігації	Ковалентні облігації
Перенесення електрона (ів) від одного атома до іншого Як правило, неорганічні Висока температура плавлення Часто тверді при кімнатній температурі Хороший диригент Отримана речовина називається сполукою.	Електрони поділяються між атомами Органічні сполуки Низька температура плавлення Тверде, рідке або газ при кімнатній температурі Поганий провідник Отримана речовина називається молекулою або молекулярною сполукою.

дисоціація

Молекули, що виникають в результаті полярних ковалентних зв'язків (тобто атомів різних типів, які поділяють електрони), можуть руйнуватися або дисоціювати. Це стосується води, H2O, яка дисоціює на іон водню, H+, і гідроксид, OH-. Дисоціація води вимірюється як рН.

Хімічні формули та номенклатура

Хімічні формули

Хімічна формула - це скорочений метод опису хімічної речовини. Існує ряд рекомендацій, яких дотримуються при написанні хімічних формул:

Формула містить умовні позначення кожного елемента, присутнього в речовині, відповідно до Періодичної таблиці (рис. 1.2.8).
Формула визначає співвідношення присутніх елементів за допомогою індексів праворуч від атома. Індексит вказує на те число атомів саме цього елемента, які присутні в речовині. Приклади представлені на малюнку 1.2.10.
- Індекси також можуть застосовуватися до груп атомів, які відбуваються як одиниця. У цьому випадку навколо цих груп використовуються дужки, а нижній індекс праворуч від дужок вказує, скільки груп присутній в речовині. Приклад наведено на малюнку 1.2.10. Зверніть увагу, що якщо є тільки 1 атом конкретного елемента, індексний індекс не потрібен.
Формула зазвичай починається з катіонного атома (позитивно зарядженого атома), але радикали тримаються разом. Приклади наведені в таблиці 1.2.9.

Основні хімічні формули — Малюнок\(\PageIndex{8}\): Приклади основних хімічних формул - Зображення Джона Роу ліцензується відповідно до CC BY 4.0

Як уже згадувалося вище, заряджені хімічні види (звані іонами) можуть складатися з двох або більше атомів, які діють як єдина одиниця. Їх також можна назвати багатоатомними іонами, або молекулярними іонами. Ряд поширених молекулярних іонів, що зустрічаються у водній промисловості, представлені в таблиці 1.2.9.

Таблиця 1.2.9: Загальні молекулярні іони у водній промисловості
Молекулярний іон	Склад
Гідроксид-іон (OH-)	1 атом кисню, О: -2 1 атом водню, Н: +1 Чистий заряд: -1
Карбонат-іон (CO32-)	1 атом вуглецю, С: +4 3 атоми кисню, О: 3 х (-2) = -6 Чистий заряд: -2
Бікарбонат іон (HCO3-)	1 атом водню, Н: +1 1 атом вуглецю, С: +4 3 атома кисню, О: 3 х (-2) = -6 Чистий заряд: -1
Іон амонію (NH4+)	1 атом азоту, N: -3 4 атома водню, Н: 4 х (+1) = +4 Чистий заряд: +1
Сульфат-іон (SO42-)	1 атом сірки, S: +6 4 атоми кисню, О: 4 х (-2) = -8 Чистий заряд: -2

Малюнок\(\PageIndex{10}\): Приклад хімічної формули з молекулярним іоном - Зображення Джона Роу ліцензовано відповідно до CC BY 4.0

Таблиця 1.2.11: Приклади хімічних формул з радикалами

Молекули

Кислоти

Основи

Бікарбонат натрію: NaHCO3

Бікарбонат кальцію: Ca (HCO3) 2

Сульфат алюмінію: Al2 (SO4) 3

Вуглекислий амоній: (NH4) 2CO3

Соляна кислота: HCl

Сірчана кислота: H2SO4

Азотна кислота: HNO3

Гідроксид натрію: NaOH

Гідроксид кальцію: Ca (OH) 2

Хімічні назви

У таблиці періодів (рис. 1.2.3) представлені всі елементи, які відомі людству донині.

При іменуванні хімічних молекул і сполук назва катіону точно така ж, як і назва елемента, як зазначено в Періодичній таблиці. Однак ім'я аніону не зовсім однакове: кінець назви елемента закінчується на —ide. Наприклад, хлорид - це аніон елемента хлор.

Бінарні сполуки (тобто сполуки, що містять лише два елементи), як правило, виготовляються з металу і неметалу. Якщо ці сполуки мають передбачувані валентності, вони також закінчуються на —ide, навіть якщо один елемент має кілька атомів; наприклад, хлорид магнію, MgCl2.

Метали зі змінними валентностями, такі як перехідні метали (стовпці 3-12 Періодичної таблиці, рис. 1.2.3), є більш складними, оскільки за ними слідує символ, який відображає валентність. Це було введено раніше в розділі 2.1.1. Наприклад, тривалентний хром (тобто хроміт) має валентність +3, і називається Cr (III), або Cr3+; шестивалентний хром (тобто хромат) має валентність +6 і називається Cr (VI), або Cr6+.

Назви кислот та їх похідних є більш складним і може залежати від ступеня окислення кислоти. Як правило, кислоти з найвищим ступенем окислення закінчуються на -ic; наприклад, сірчана кислота (H2SO4), азотна кислота (HNO3) або фосфорна кислота (H3PO4). Їх солі закінчуються в —їли; наприклад, сульфат (SO42-), нітрат (NO3-) або фосфат (PO42-). Кислоти з наступним найнижчим ступенем окислення закінчуються в —ous; наприклад, сірчиста кислота, H2SO3. Їх солі закінчуються на —ite; наприклад, сульфіт, SO32-. Кислоти з найменшим ступенем окислення починаються в гіпо- і закінчуються на —ous; наприклад, хлорноватиста кислота, HoCl. Їх солі починаються в гіпо- і закінчуються —іт; наприклад, гіпохлорит іон, OCl-.

Хімічні рівняння

Хімічна зміна відома як хімічна реакція. Хімічна реакція визначає реагенти, що беруть участь, продукти, що утворюються, і вказують відносні кількості кожної речовини, що беруть участь. У хімічній реакції реагенти відокремлюються від продуктів спеціальними символами, такими як «→» або «». Реагенти поділяються знаками «+», а також для продуктів, які також розділені знаками «+». Реагентам і продуктам також можуть передувати коефіцієнти, які вказують на відносну кількість кожної речовини. Коефіцієнт «1» вважається там, де коефіцієнти не показані. Інші символи також можуть бути включені над символом виходу (тобто «→»), щоб надати конкретну інформацію про хімічну реакцію. Так само певні символи іноді з'являються після хімічних формул для позначення фізичного стану речовини, тобто, будь то тверда речовина, рідина або газ. У таблиці 1.2.12 підсумовуються умовні позначення, які зазвичай використовуються в хімічних реакціях.

Таблиця 1.2.12: Типові символи, що використовуються в хімічних реакціях
Символ	Значення	Посада
+	Плюс, крім	Між речовинами
→	врожайність	Між реагентами і продуктами
⇌	Рівновага	Між реагентами і продуктами
Δ	Тепло	Над «→»
hν	Світлова енергія	Над «→»
(и)	Тверді	Після хімічної формули
(л)	Рідина	Після хімічної формули
(г)	Газ	Після хімічної формули
(aq)	Водний	Після хімічної формули
↑	Втеча води	Після хімічної формули
↓	Речовина випадає в осад	Після хімічної формули

Наприклад, алюміній реагує з оксидом заліза з утворенням заліза та оксиду алюмінію відповідно до наступного рівняння:

Основне хімічне рівняння: Al + Fe ₂ O ₃ → Fe + Al ₂ O ₃
При належних коефіцієнтах: 2 Al + Fe ₂ O ₃ → 2 Fe + Al ₂ O ₃
- (Коефіцієнт «1» вважається для Fe ₂ O ₃ і Al ₂ O ₃)

Враховуючи потребу в теплі: 2 Al + Fe ₂ O ₃ → 2 Fe + Al ₂ O _3f

Індикація фізичних станів: 2 Al (s) + Fe ₂ O ₃ (s) → 2 Fe (л) + Al ₂ O ₃ (s)

Балансування хімічних рівнянь

Атоми не можуть бути створені або знищені в ході хімічних реакцій. Таким чином, кількість атомів має бути однаковим для кожного елемента і з кожного боку рівняння (тобто в реагентах і в продуктах). Це мета балансування хімічних рівнянь.

При балансуванні хімічних рівнянь беруть участь наступні кроки:

Визначте реакцію
Визначте реагенти та продукти
Переконайтеся, що хімічні формули правильні
Підрахуйте кожен атом
Використовуйте коефіцієнт, щоб збалансувати кожну речовину

Фізичні стани речовини

У главі 1 згадується, що «Забруднення у воді можуть перебувати в газовій, розчиненій або твердій фазі». Ці фази можуть бути пов'язані з фізичними станами. Стани матерії - це різні форми, які матерія може приймати. Вони засновані на тому, як елементи розташовані в матерії. Матерія може приймати чотири різних стани (рис. 1.2.13):

Твердий: Об'єм і форма фіксовані
Рідина: фіксований об'єм, але змінна форма, яка адаптується до його контейнера
Газ: Обсяг і форма змінні
Плазма: Змінний об'єм і форма, з електричними зарядами

Фізичні стани речовини відображають різні енергетичні рівні: тверді речовини мають найнижчий енергетичний рівень, за ним йдуть рідини. Гази мають більш високий енергетичний рівень, а плазма - найвищий енергетичний рівень. У воді важливі перші три стану (тобто тверде, рідке і газове).

Фаза також може розглядатися як однорідна область речовини. Тому однорідна суміш має тільки одну фазу. Для порівняння, неоднорідна суміш має більше однієї фази. Слід зазначити, що речовини зберігають свою індивідуальну ідентичність всередині суміші, і, таким чином, їх можна розділити за допомогою різних засобів. У водній промисловості це робиться за допомогою процесів очищення води.

Переглянути питання

Визначте матерію.
Визначте елемент.
Визначте атом.
Визначте електронегативність.
Перерахуйте типи хімічного зв'язку та визначте кожен з них.
Що таке хімічна реакція?
Перерахуйте фізичні стани матерії та опишіть кожне з них.

Розділ Вікторина

___________ визначає, чи буде атом набирати, втрачати або ділитися електронами.
1. Ковалентний зв'язок
2. Іонне склеювання
3. Фізичні стани речовини
4. Електронегативність
Фізичні стани речовини відображають різні енергетичні рівні; ___________ мають найнижчий енергетичний рівень.
1. Тверді речовини
2. Рідини
3. Газ
4. Плазма
___________ є основними речовинами, які неможливо розщепити без зміни їх основних ідентичностей; їх неможливо додатково спростити.
Атоми
Молекули
Електрони
протони
A ___________ - це стенографічний метод опису хімічної речовини.
1. Хімічна реакція
2. Реагент
3. Продукт
4. Хімічна формула
Що визначається як поділ хімічної сполуки на два або більше атомів або більш прості сполуки?
1. Реакції синтезу
2. Реакції горіння
3. Реакції розкладання
4. Реакції обміну
Визначте продукт (и): H2SO4+NaOH → Na2SO4+ H2O
1. Н2СО4
2. H2SO4 і NaOH
3. Н2О
4. Na2SO4 і Н2О
Центр кожного атома містить ядро, виготовлене з протонів (дуже дрібних частинок з позитивним електричним зарядом) і нейтронів (дуже дрібні частинки, без електричного заряду), з електронами (дуже дрібними, негативно зарядженими частинками), які гравітають навколо ядра.
1. Протони і нейтрони
2. Електрони
3. Нейтрони
4. протони
___________ - це дуже дрібні частинки з позитивним електричним зарядом.
1. Протони і нейтрони
2. Електрони
3. Нейтрони
4. протони
___________ - це дуже дрібні, негативно заряджені частинки.
1. Протони і нейтрони
2. Електрони
3. Нейтрони
4. протони
___________ не може бути створений або знищений в ході хімічних реакцій. Таким чином, число ___________ має бути однаковим для кожного елемента і з кожного боку рівняння.
1. Молекули, молекули
2. Реагенти, продукти
3. Атоми, атоми
4. Продукти, реагенти