化學(xué)反應（新舊化學(xué)鍵斷裂和形成的過(guò)程）
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化學(xué)反應
本詞條是多義詞，共6個(gè)義項
新舊化學(xué)鍵斷裂和形成的過(guò)程
化學(xué)反應是指分子破裂成原子，原子重新排列組合生成新分子的過(guò)程，稱(chēng)為化學(xué)反應。在反應中常伴有發(fā)光發(fā)熱變色生成沉淀物等，判斷一個(gè)反應是否為化學(xué)反應的依據是反應是否生成新的分子。
核反應不屬于化學(xué)反應。
基本信息
| 中文名 | 化學(xué)反應 |
| 外文名 | Chemical reaction |
| 別名 | 化學(xué)變化 |
| 表達式 | A+B→C+D |
| 提出者 | 布特列諾夫 |
展開(kāi)
實(shí)質(zhì)
化學(xué)反應的本質(zhì)是舊化學(xué)鍵斷裂和新化學(xué)鍵形成的過(guò)程。
在反應中常伴有發(fā)光、發(fā)熱、變色、生成沉淀物等。判斷一個(gè)反應是否為化學(xué)反應的依據是反應是否生成新的物質(zhì)。根據化學(xué)鍵理論，又可根據一個(gè)變化過(guò)程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來(lái)判斷其是否為化學(xué)反應。
化學(xué)反應類(lèi)型
異構化：(A →B) ：化合物是形成結構重組而不改變化學(xué)組成物。
化學(xué)合成：化合反應
簡(jiǎn)記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個(gè)復雜產(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。）
化學(xué)分解：分解反應
簡(jiǎn)記為：A = B + C ：化合物分解為構成元素或小分子。（即化合反應的逆反應。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(jiǎn)單的單質(zhì)或化合物的反應。）
簡(jiǎn)記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應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。）
（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。置換反應必為氧化還原反應，但氧化還原反應不一定為置換反應。）
根據反應物和生成物中單質(zhì)的類(lèi)別，置換反應有以下4種情況：
化學(xué)反應
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
（詳細請見(jiàn)置換反應詞條……）
復分解反應（雙取代反應）
簡(jiǎn)記為：AB+CD=AD+CB ：在水溶液中（又稱(chēng)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。)
復分解反應的本質(zhì)是溶液中的離子結合成難電離的物質(zhì)（如水）、難溶的物質(zhì)或揮發(fā)性氣體，而使復分解反應趨于完成。酸、堿、鹽溶液間發(fā)生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應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、鹽溶液間的反應一般是復分解反應。復分解反應是離子或者離子團的重新組合，因為此類(lèi)反應前后各元素的化合價(jià)都沒(méi)有變化，所以復分解反應都不是氧化還原反應。
當然還有更多復雜的情形，但仍可逐步簡(jiǎn)單化而視為上述反應類(lèi)別的連續反應。化學(xué)反應的變化多端難以建立簡(jiǎn)單的分類(lèi)標準。但是一些類(lèi)似的化學(xué)反應仍然可以歸類(lèi)，譬如：
歧化反應:
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。同一價(jià)態(tài)的元素在發(fā)生氧化還原反應過(guò)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)生歧化反應的元素必須具有相應的高價(jià)態(tài)和低價(jià)態(tài)化合物，歧化反應只發(fā)生在中間價(jià)態(tài)的元素上。氟(F2)無(wú)歧化作用，因為氟元素電負性最大，無(wú)正化合價(jià)，只有負化合價(jià)。
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。即同一元素的價(jià)態(tài)由反應前的高價(jià)和低價(jià)都轉化成反應以后的中間價(jià)態(tài)，在化學(xué)反應中元素的價(jià)態(tài)變化有個(gè)規律：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。歸中反應和歧化反應是兩個(gè)‘相反’的過(guò)程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。
氧化還原反應：指兩化合物間的電子轉移（如：?jiǎn)稳〈磻?/span>燃燒反應）
氯化反應；指氯與有機物反應；
更多的例子參見(jiàn)化學(xué)反應列表（list of reactions）。
核反應不是化學(xué)反應，核反應屬于核物理變化。原子是化學(xué)變化中最小化的粒子，化學(xué)反應我們也可以看作是原子的重新組合，在反應前后元素種類(lèi)和原子個(gè)數是保持不變的。而核反應中的原子變成了其他的原子了，故不是化學(xué)變化。
反應能量
能量?jì)舾淖?/span>
根據熱力學(xué)第二定律，任何等溫等壓封閉系統傾向降低吉布斯自由能。在沒(méi)有外力的影響下，任何反應混合物也是如此。比方，對系統中焓的分析可以得到合乎反應混合物的熱力學(xué)計算。反應中焓的計算方式采用標準反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。
以一個(gè)甲烷和氧氣的燃燒反應為例：
CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O
反應判斷
反應中間物
當熱力學(xué)企圖回答這個(gè)問(wèn)題：“反應會(huì )發(fā)生嗎？”，另一個(gè)重要問(wèn)題“反應多快？”卻完全沒(méi)有回答。這是因為熱力學(xué)或者熱力學(xué)平衡試著(zhù)要了解的是反應混合物初始和結束狀態(tài)。因此無(wú)法指出反應發(fā)生時(shí)的過(guò)程。這個(gè)領(lǐng)域屬于反應動(dòng)力學(xué)的范疇。
基元反應是如何發(fā)生的？傳統觀(guān)點(diǎn)認為，反應物碰撞形成所謂活化復合物。碰撞的動(dòng)能使活化復合物獲得更高的能量，導致構成反應的鍵結重組。但是，這種觀(guān)點(diǎn)導致了一個(gè)困境：活化復合物的結構和能量不能同時(shí)確定，否則有悖于測不準原理。所以，一些物理學(xué)家認為，實(shí)際上這些復合物未必真的存在，而是能量空間的一些隔離面。相對的活化絡(luò )合物的觀(guān)點(diǎn)更多的是為實(shí)驗化學(xué)家所接受，因為在描述反應機理時(shí)比較方便。現代理論化學(xué)已經(jīng)可以精確的計算速率常數。對于一些比較簡(jiǎn)單的反應，整個(gè)過(guò)程的態(tài)分辨信息也可以獲得。
反應條件
指化學(xué)反應所必須或可提高反應速率的方法，如：加熱（△）、點(diǎn)燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線(xiàn)或催化劑等。
反應速率
化學(xué)反應的反應速率是相關(guān)受質(zhì)濃度隨時(shí)間改變的的測量。反應速率的分析有許多重要應用，像是化學(xué)工程學(xué)或化學(xué)平衡研究。反應速率受到下列因素的影響：
反應物濃度：如果增加通常將使反應加速。
活化能：定義為反應啟始或自然發(fā)生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反應愈難以啟始，反應速率也因此愈慢。
反應溫度：溫度提升將加速反應，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應容易發(fā)生。
化學(xué)平衡
根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時(shí)，反應達最大限度，處于平衡狀態(tài)。化學(xué)平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應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。絕大多數化學(xué)反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。
從動(dòng)力學(xué)角度看，反應開(kāi)始時(shí)，反應物濃度較大，產(chǎn)物濃度較小，所以正反應速率大于逆反應速率。隨著(zhù)反應的進(jìn)行，反應物濃度不斷減小，產(chǎn)物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時(shí)，系統中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應達到了平衡。
19世紀50-60年代，熱力學(xué)的基本規律已明確起來(lái)，但是一些熱力學(xué)概念還比較模糊，數字處理很煩瑣，不能用來(lái)解決稍微復雜一點(diǎn)的問(wèn)題，例如化學(xué)反應的方向問(wèn)題。當時(shí)，大多數化學(xué)家正致力于有機化學(xué)的研究，也有一些人試圖解決化學(xué)反應的方向問(wèn)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)行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經(jīng)驗性的規律。
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)反應的熱效應來(lái)解釋化學(xué)反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學(xué)親合力的量度，每個(gè)簡(jiǎn)單或復雜的純化學(xué)性的作用，都伴隨著(zhù)熱量的產(chǎn)生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀(guān)點(diǎn)，并稱(chēng)之為“最大功原理”，他認為任何一種無(wú)外部能量影響的純化學(xué)變化，向著(zhù)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)現了一些吸熱反應也可以自發(fā)地進(jìn)行，但他卻主觀(guān)地假定其中伴有放熱的物理過(guò)程。這一錯誤的論斷在30年代終于被他承認了，這時(shí)他才將“最大功原理”的應用范圍限制在固體間的反應上，并提出了實(shí)際上是“自由焓”的化學(xué)熱的概念。19世紀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。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過(guò)程中發(fā)現，在熱分解反應中，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。范霍夫依據一述方程式導出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應用于任何反應過(guò)程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱(chēng)上式為動(dòng)態(tài)平衡原理，并對它加以解釋?zhuān)f(shuō)，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(zhù)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，有利于體積相應減少的反應發(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(shuō)，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 )導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，那么將會(huì )引起一種和該因素變動(dòng)符號相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學(xué)發(fā)展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學(xué)上的貢獻可以歸納4個(gè)方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據，并將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的范圍內。使一般實(shí)際問(wèn)題有了進(jìn)行普遍處理的可能。第二，用內能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變量對體系狀態(tài)進(jìn)行描述。并指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態(tài)進(jìn)行描述是不完全的。他倡導了當時(shí)的科學(xué)家們不熟悉的狀態(tài)方程，并且在內能、熵和體積的三維坐標圖中，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內能的導數定義為“熱力學(xué)勢”。
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(wèn)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(wèn)題。并且，他導出了被認是熱力學(xué)中最簡(jiǎn)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)報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說(shuō)只是一個(gè)準備，1876年和1878年分兩部分發(fā)表了第三篇文章《關(guān)于復相物質(zhì)的平衡》，文章長(cháng)達300多頁(yè)，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，這篇文章則對多組分復相體系進(jìn)行了討論。由于熱力學(xué)勢的引入，只要將單組分體系狀態(tài)方程稍加變化，便可以對多組分體系的問(wèn)題進(jìn)行處理了。
對于吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個(gè)新領(lǐng)域的開(kāi)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科學(xué)家們所認識到，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”這一概念，指出一些熱力學(xué)量，如溫度、壓力、濃度、熱力學(xué)勢等都是逃逸趨勢量度的標度。
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，正反應和逆反應的速率相等，反應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)平衡研究的對象是可逆反應。
等：平衡時(shí)，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動(dòng)：平衡時(shí)，反應仍在進(jìn)行，是動(dòng)態(tài)平衡，反應進(jìn)行到了最大程度。
定：達平衡狀態(tài)時(shí)，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，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，相對的，當條件發(fā)生變化時(shí)，平衡狀態(tài)就會(huì )被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶猓僭谛碌臈l件下建立新平衡。
影響化學(xué)平衡的因素有很多：如壓強、溫度、濃度等。
化學(xué)反應
注意：催化劑不影響化學(xué)平衡，僅影響反應速率。在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，可使平衡向正反應方向移動(dòng)。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(濃度壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。
反應現象
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)反應理論上均是可逆反應。正反應中定義物質(zhì)從反應物轉換成產(chǎn)物。逆反應則相反，產(chǎn)物轉換成反應物。
化學(xué)平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態(tài)，因此反應物和產(chǎn)物均會(huì )存在。然而，平衡態(tài)的反應方向可透過(guò)改變反應狀態(tài)改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來(lái)預測是產(chǎn)物或反應物形成。
另一種反應機制稱(chēng)為自發(fā)反應，是一種熱力學(xué)傾向，表示此反應引起總體熵的凈增加。自發(fā)反應（相對于非自發(fā)反應）不須外在協(xié)助（如能量供給）就會(huì )產(chǎn)生。在化學(xué)平衡的系統中，反應過(guò)程中自發(fā)反應的方向可預期形成較多的物質(zhì)。
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