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化學(xué)反應(yīng)
本詞條是多義詞，共6個(gè)義項(xiàng)
新舊化學(xué)鍵斷裂和形成的過程
化學(xué)反應(yīng)是指分子破裂成原子，原子重新排列組合生成新分子的過程，稱為化學(xué)反應(yīng)。在反應(yīng)中常伴有發(fā)光發(fā)熱變色生成沉淀物等，判斷一個(gè)反應(yīng)是否為化學(xué)反應(yīng)的依據(jù)是反應(yīng)是否生成新的分子。
核反應(yīng)不屬于化學(xué)反應(yīng)。
基本信息
| 中文名 | 化學(xué)反應(yīng) |
| 外文名 | Chemical reaction |
| 別名 | 化學(xué)變化 |
| 表達(dá)式 | A+B→C+D |
| 提出者 | 布特列諾夫 |
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實(shí)質(zhì)
化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過程。
在反應(yīng)中常伴有發(fā)光、發(fā)熱、變色、生成沉淀物等。判斷一個(gè)反應(yīng)是否為化學(xué)反應(yīng)的依據(jù)是反應(yīng)是否生成新的物質(zhì)。根據(jù)化學(xué)鍵理論，又可根據(jù)一個(gè)變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學(xué)反應(yīng)。
化學(xué)反應(yīng)類型
異構(gòu)化：(A →B) ：化合物是形成結(jié)構(gòu)重組而不改變化學(xué)組成物。
化學(xué)合成：化合反應(yīng)
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個(gè)復(fù)雜產(chǎn)物。（即由兩種或兩種以上的物質(zhì)生成一種新物質(zhì)的反應(yīng)。）
化學(xué)分解：分解反應(yīng)
簡記為：A = B + C ：化合物分解為構(gòu)成元素或小分子。（即化合反應(yīng)的逆反應(yīng)。它是指一種化合物在特定條件下分解成兩種或兩種以上較簡單的單質(zhì)或化合物的反應(yīng)。）
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應(yīng)元素取代化合物中的一個(gè)元素。（即指一種單質(zhì)和一種化合物生成另一種單質(zhì)和另一種化合物的反應(yīng)。）
（置換關(guān)系是指組成化合物的某種元素被組成單質(zhì)的元素所替代。置換反應(yīng)必為氧化還原反應(yīng)，但氧化還原反應(yīng)不一定為置換反應(yīng)。）
根據(jù)反應(yīng)物和生成物中單質(zhì)的類別，置換反應(yīng)有以下4種情況：
化學(xué)反應(yīng)
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
②較活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
③非金屬置換出金屬
④金屬置換出非金屬
（詳細(xì)請(qǐng)見置換反應(yīng)詞條……）
復(fù)分解反應(yīng)（雙取代反應(yīng)）
簡記為：AB+CD=AD+CB ：在水溶液中（又稱離子化的）兩個(gè)化合物交換元素或離子形成不同的化合物。(即由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應(yīng)。)
復(fù)分解反應(yīng)的本質(zhì)是溶液中的離子結(jié)合成難電離的物質(zhì)（如水）、難溶的物質(zhì)或揮發(fā)性氣體，而使復(fù)分解反應(yīng)趨于完成。酸、堿、鹽溶液間發(fā)生的反應(yīng)一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應(yīng)的化合物在水溶液中發(fā)生電離離解成自由移動(dòng)的離子，離子間重新組合成新的化合物，因此酸、堿、鹽溶液間的反應(yīng)一般是復(fù)分解反應(yīng)。復(fù)分解反應(yīng)是離子或者離子團(tuán)的重新組合，因?yàn)榇祟惙磻?yīng)前后各元素的化合價(jià)都沒有變化，所以復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)。
當(dāng)然還有更多復(fù)雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應(yīng)類別的連續(xù)反應(yīng)?；瘜W(xué)反應(yīng)的變化多端難以建立簡單的分類標(biāo)準(zhǔn)。但是一些類似的化學(xué)反應(yīng)仍然可以歸類，譬如：
指的是同一物質(zhì)的分子中同一價(jià)態(tài)的同一元素間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。同一價(jià)態(tài)的元素在發(fā)生氧化還原反應(yīng)過程中發(fā)生了“化合價(jià)變化上的分歧”，有些升高，有些降低。發(fā)生歧化反應(yīng)的元素必須具有相應(yīng)的高價(jià)態(tài)和低價(jià)態(tài)化合物，歧化反應(yīng)只發(fā)生在中間價(jià)態(tài)的元素上。氟(F2)無歧化作用，因?yàn)?/span>氟元素電負(fù)性最大，無正化合價(jià)，只有負(fù)化合價(jià)。
歸中反應(yīng)與歧化反應(yīng)均屬同種物質(zhì)間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)，歧化反應(yīng)是自身氧化還原反應(yīng)的一種，但自身氧化還原反應(yīng)卻不一定都是歧化反應(yīng)。
指的是物質(zhì)中不同價(jià)態(tài)的同種元素之間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。即同一元素的價(jià)態(tài)由反應(yīng)前的高價(jià)和低價(jià)都轉(zhuǎn)化成反應(yīng)以后的中間價(jià)態(tài)，在化學(xué)反應(yīng)中元素的價(jià)態(tài)變化有個(gè)規(guī)律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價(jià)和低價(jià)都只能向中間靠攏。歸中反應(yīng)和歧化反應(yīng)是兩個(gè)‘相反’的過程，這兩種反應(yīng)都一定是氧化還原反應(yīng)。
氯化反應(yīng)；指氯與有機(jī)物反應(yīng)；
更多的例子參見化學(xué)反應(yīng)列表（list of reactions）。
核反應(yīng)不是化學(xué)反應(yīng)，核反應(yīng)屬于核物理變化。原子是化學(xué)變化中最小化的粒子，化學(xué)反應(yīng)我們也可以看作是原子的重新組合，在反應(yīng)前后元素種類和原子個(gè)數(shù)是保持不變的。而核反應(yīng)中的原子變成了其他的原子了，故不是化學(xué)變化。
反應(yīng)能量
能量凈改變
根據(jù)熱力學(xué)第二定律，任何等溫等壓封閉系統(tǒng)傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應(yīng)混合物也是如此。比方，對(duì)系統(tǒng)中焓的分析可以得到合乎反應(yīng)混合物的熱力學(xué)計(jì)算。反應(yīng)中焓的計(jì)算方式采用標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)焓以及反應(yīng)熱加成性定律（赫士定律）。
以一個(gè)甲烷和氧氣的燃燒反應(yīng)為例：
CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O
反應(yīng)判斷
如果ΔH計(jì)算等于零，則反應(yīng)不吸熱也不放熱；外界不對(duì)體系做功，體系也不對(duì)外界做功。
反應(yīng)到底是吸熱還是放熱完全由體系的 ΔH決定。但是，反應(yīng)是否進(jìn)行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計(jì)算公式如下：
ΔG = ΔH - TΔS
反應(yīng)中間物
當(dāng)熱力學(xué)企圖回答這個(gè)問題：“反應(yīng)會(huì)發(fā)生嗎？”，另一個(gè)重要問題“反應(yīng)多快？”卻完全沒有回答。這是因?yàn)闊崃W(xué)或者熱力學(xué)平衡試著要了解的是反應(yīng)混合物初始和結(jié)束狀態(tài)。因此無法指出反應(yīng)發(fā)生時(shí)的過程。這個(gè)領(lǐng)域?qū)儆诜磻?yīng)動(dòng)力學(xué)的范疇。
基元反應(yīng)是如何發(fā)生的？傳統(tǒng)觀點(diǎn)認(rèn)為，反應(yīng)物碰撞形成所謂活化復(fù)合物。碰撞的動(dòng)能使活化復(fù)合物獲得更高的能量，導(dǎo)致構(gòu)成反應(yīng)的鍵結(jié)重組。但是，這種觀點(diǎn)導(dǎo)致了一個(gè)困境：活化復(fù)合物的結(jié)構(gòu)和能量不能同時(shí)確定，否則有悖于測不準(zhǔn)原理。所以，一些物理學(xué)家認(rèn)為，實(shí)際上這些復(fù)合物未必真的存在，而是能量空間的一些隔離面。相對(duì)的活化絡(luò)合物的觀點(diǎn)更多的是為實(shí)驗(yàn)化學(xué)家所接受，因?yàn)樵诿枋龇磻?yīng)機(jī)理時(shí)比較方便?，F(xiàn)代理論化學(xué)已經(jīng)可以精確的計(jì)算速率常數(shù)。對(duì)于一些比較簡單的反應(yīng)，整個(gè)過程的態(tài)分辨信息也可以獲得。
反應(yīng)條件
指化學(xué)反應(yīng)所必須或可提高反應(yīng)速率的方法，如：加熱（△）、點(diǎn)燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線或催化劑等。
反應(yīng)速率
化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)速率是相關(guān)受質(zhì)濃度隨時(shí)間改變的的測量。反應(yīng)速率的分析有許多重要應(yīng)用，像是化學(xué)工程學(xué)或化學(xué)平衡研究。反應(yīng)速率受到下列因素的影響：
反應(yīng)物濃度：如果增加通常將使反應(yīng)加速。
活化能：定義為反應(yīng)啟始或自然發(fā)生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反應(yīng)愈難以啟始，反應(yīng)速率也因此愈慢。
反應(yīng)溫度：溫度提升將加速反應(yīng)，因?yàn)橛叩臏囟缺硎居杏嗟哪芰浚狗磻?yīng)容易發(fā)生。
化學(xué)平衡
根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當(dāng)ΔrGm=0時(shí)，反應(yīng)達(dá)最大限度，處于平衡狀態(tài)?；瘜W(xué)平衡的建立是以可逆反應(yīng)為前提的?？赡娣磻?yīng)是指在同一條件下既能正向進(jìn)行又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)。絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性，都可在不同程度上達(dá)到平衡。
從動(dòng)力學(xué)角度看，反應(yīng)開始時(shí)，反應(yīng)物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應(yīng)速率大于逆反應(yīng)速率。隨著反應(yīng)的進(jìn)行，反應(yīng)物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應(yīng)速率不斷減小，逆反應(yīng)速率不斷增大。當(dāng)正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)，系統(tǒng)中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應(yīng)達(dá)到了平衡。
19世紀(jì)50-60年代，熱力學(xué)的基本規(guī)律已明確起來，但是一些熱力學(xué)概念還比較模糊，數(shù)字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復(fù)雜一點(diǎn)的問題，例如化學(xué)反應(yīng)的方向問題。當(dāng)時(shí)，大多數(shù)化學(xué)家正致力于有機(jī)化學(xué)的研究，也有一些人試圖解決化學(xué)反應(yīng)的方向問題。這種努力除了質(zhì)量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進(jìn)行反應(yīng)方向的探索，其中已有人提出了一些經(jīng)驗(yàn)性的規(guī)律。
變化的研究
在這一時(shí)期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)來解釋化學(xué)反應(yīng)的方向性。他們認(rèn)為，反應(yīng)熱是反應(yīng)物化學(xué)親合力的量度，每個(gè)簡單或復(fù)雜的純化學(xué)性的作用，都伴隨著熱量的產(chǎn)生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點(diǎn)，并稱之為“最大功原理”，他認(rèn)為任何一種無外部能量影響的純化學(xué)變化，向著產(chǎn)生釋放出最大能量的物質(zhì)的方向進(jìn)行。雖然這時(shí)他發(fā)現(xiàn)了一些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)地進(jìn)行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯(cuò)誤的論斷在30年代終于被他承認(rèn)了，這時(shí)他才將“最大功原理”的應(yīng)用范圍限制在固體間的反應(yīng)上，并提出了實(shí)際上是“自由焓”的化學(xué)熱的概念。19世紀(jì)60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻(xiàn)。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發(fā)現(xiàn)，在熱分解反應(yīng)中，其分解壓力和溫度有一定的關(guān)系，符合克勞胥斯·克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前后的總體積。范霍夫依據(jù)一述方程式導(dǎo)出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應(yīng)用于任何反應(yīng)過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動(dòng)態(tài)平衡原理，并對(duì)它加以解釋，他說，在物質(zhì)的兩種不同狀態(tài)之間的任何平衡，因溫度下降，向著產(chǎn)生熱量的兩個(gè)體系的平衡方向移動(dòng)。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理。穆迪埃提出，壓力的增加，有利于體積相應(yīng)減少的反應(yīng)發(fā)生。在這之后，勒夏特列又進(jìn)一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處于化學(xué)平衡中的任何體系，由于平衡中的多個(gè)因素中的一個(gè)因素的變動(dòng)，在一個(gè)方向上會(huì)導(dǎo)致一種轉(zhuǎn)化，如果這種轉(zhuǎn)化是惟一的，那么將會(huì)引起一種和該因素變動(dòng)符號(hào)相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻(xiàn)的是吉布斯，他在熱力化學(xué)發(fā)展史上的地位極其重要。吉布斯在勢(shì)力化學(xué)上的貢獻(xiàn)可以歸納4個(gè)方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎(chǔ)上，吉布斯引出了平衡的判斷依據(jù)，并將熵的判斷依據(jù)正確地限制在孤立體系的范圍內(nèi)。使一般實(shí)際問題有了進(jìn)行普遍處理的可能。第二，用內(nèi)能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變量對(duì)體系狀態(tài)進(jìn)行描述。并指出湯姆生用溫度、壓力和體積對(duì)體系體狀態(tài)進(jìn)行描述是不完全的。他倡導(dǎo)了當(dāng)時(shí)的科學(xué)家們不熟悉的狀態(tài)方程，并且在內(nèi)能、熵和體積的三維坐標(biāo)圖中，給出了完全描述體系全部熱力學(xué)性質(zhì)的曲面。第三，吉布斯在熱力學(xué)中引入了“濃度”這一變量，并將明確了成分的濃度對(duì)內(nèi)能的導(dǎo)數(shù)定義為“熱力學(xué)勢(shì)”。
這樣，就使熱力學(xué)可用于處理多組分的多相體系，化學(xué)平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進(jìn)一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。并且，他導(dǎo)出了被認(rèn)是熱力學(xué)中最簡單、最本質(zhì)也是最抽象的熱力學(xué)關(guān)系，即相律，在，而平衡狀態(tài)就是相律所表明的自由度為零的那種狀態(tài)。
吉布斯對(duì)平衡的研究成果主要發(fā)表在他的三篇文章之中。1873年，他先后將前兩篇發(fā)表在康涅狄格州學(xué)院的學(xué)報(bào)上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個(gè)準(zhǔn)備，1876年和1878年分兩部分發(fā)表了第三篇文章《關(guān)于復(fù)相物質(zhì)的平衡》，文章長達(dá)300多頁，包括700多個(gè)公式。兩篇文章是討論單一的化學(xué)物質(zhì)體系，這篇文章則對(duì)多組分復(fù)相體系進(jìn)行了討論。由于熱力學(xué)勢(shì)的引入，只要將單組分體系狀態(tài)方程稍加變化，便可以對(duì)多組分體系的問題進(jìn)行處理了。
對(duì)于吉布斯的工作，勒夏特列認(rèn)為這是一個(gè)新領(lǐng)域的開辟，其重要性可以與質(zhì)量不滅定律相提并論。然而，吉布斯的三篇文章發(fā)表之后，其重大意義并未被多數(shù)科學(xué)家們所認(rèn)識(shí)到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之后，情況頓然改變。在吉布斯之后，熱力學(xué)仍然只能處理理想狀態(tài)的體系。這時(shí)，美國人洛易斯分別于1901年和1907年發(fā)表文章，提出了“逸度”與“活度”的概念。路易斯談到“逃逸趨勢(shì)”這一概念，指出一些熱力學(xué)量，如溫度、壓力、濃度、熱力學(xué)勢(shì)等都是逃逸趨勢(shì)量度的標(biāo)度。
路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補(bǔ)充和發(fā)展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進(jìn)行統(tǒng)一，使實(shí)際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學(xué)關(guān)系式。綜上所述，化學(xué)平衡狀態(tài)是指在一定條件下的可逆反應(yīng)，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。
化學(xué)平衡狀態(tài)具有逆，等，動(dòng)，定，變等特征。
逆：化學(xué)平衡研究的對(duì)象是可逆反應(yīng)。
等：平衡時(shí)，正逆反應(yīng)速率相等，即v正=v逆。
動(dòng)：平衡時(shí)，反應(yīng)仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡，反應(yīng)進(jìn)行到了最大程度。
定：達(dá)平衡狀態(tài)時(shí)，反應(yīng)混合物中各組分的濃度保持不變，反應(yīng)速率保持不變，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率保持不變，各組分的含量保持不變。
變：化學(xué)平衡跟所有的動(dòng)態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時(shí)的，相對(duì)的，當(dāng)條件發(fā)生變化時(shí)，平衡狀態(tài)就會(huì)被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶?，再在新的條件下建立新平衡。
影響化學(xué)平衡的因素有很多：如壓強(qiáng)、溫度、濃度等。
化學(xué)反應(yīng)
注意：催化劑不影響化學(xué)平衡，僅影響反應(yīng)速率。在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，可使平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(濃度壓強(qiáng)或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
反應(yīng)現(xiàn)象
放熱，吸熱，發(fā)光，變色，產(chǎn)生沉淀，生成氣體
可逆與自發(fā)
每個(gè)化學(xué)反應(yīng)理論上均是可逆反應(yīng)。正反應(yīng)中定義物質(zhì)從反應(yīng)物轉(zhuǎn)換成產(chǎn)物。逆反應(yīng)則相反，產(chǎn)物轉(zhuǎn)換成反應(yīng)物。
化學(xué)平衡指正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率達(dá)到相等的狀態(tài)，因此反應(yīng)物和產(chǎn)物均會(huì)存在。然而，平衡態(tài)的反應(yīng)方向可透過改變反應(yīng)狀態(tài)改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來預(yù)測是產(chǎn)物或反應(yīng)物形成。
雖然所有的反應(yīng)在一些范圍內(nèi)均是可逆的，部份反應(yīng)仍可歸類為不可逆反應(yīng)?！安豢赡娣磻?yīng)”指得是“完全反應(yīng)”。意思是幾乎所有的反應(yīng)物均形成產(chǎn)物，甚至在極端狀況下均難以逆轉(zhuǎn)反應(yīng)。
另一種反應(yīng)機(jī)制稱為自發(fā)反應(yīng)，是一種熱力學(xué)傾向，表示此反應(yīng)引起總體熵的凈增加。自發(fā)反應(yīng)（相對(duì)于非自發(fā)反應(yīng)）不須外在協(xié)助（如能量供給）就會(huì)產(chǎn)生。在化學(xué)平衡的系統(tǒng)中，反應(yīng)過程中自發(fā)反應(yīng)的方向可預(yù)期形成較多的物質(zhì)。
有機(jī)化學(xué)反應(yīng)
有機(jī)化學(xué)中類別較多，有自由基反應(yīng)，離子型反應(yīng)；親電反應(yīng)，親核反應(yīng)；硝化反應(yīng)，鹵化反應(yīng)，磺化反應(yīng)，氨化反應(yīng)，酰化反應(yīng)，氰化反應(yīng)，加成反應(yīng)，消去反應(yīng)，取代反應(yīng)，加聚反應(yīng)，縮聚反應(yīng)等。酸、堿
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尚可名片
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作者
