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化學反應(yīng)
本詞條是多義詞，共6個義項
新舊化學鍵斷裂和形成的過程
化學反應(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，判斷一個反應(yīng)是否為化學反應(yīng)的依據(jù)是反應(yīng)是否生成新的分子。
核反應(yīng)不屬于化學反應(yīng)。
基本信息
| 中文名 | 化學反應(yīng) |
| 外文名 | Chemical reaction |
| 別名 | 化學變化 |
| 表達式 | A+B→C+D |
| 提出者 | 布特列諾夫 |
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實質(zhì)
化學反應(yīng)的本質(zhì)是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
在反應(yīng)中常伴有發(fā)光、發(fā)熱、變色、生成沉淀物等。判斷一個反應(yīng)是否為化學反應(yīng)的依據(jù)是反應(yīng)是否生成新的物質(zhì)。根據(jù)化學鍵理論，又可根據(jù)一個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反應(yīng)。
化學反應(yīng)類型
異構(gòu)化：(A →B) ：化合物是形成結(jié)構(gòu)重組而不改變化學組成物。
化學合成：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
（詳細請見置換反應(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)是離子或者離子團的重新組合，因為此類反應(yīng)前后各元素的化合價都沒有變化，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反應(yīng)的變化多端難以建立簡單的分類標準。但是一些類似的化學反應(yīng)仍然可以歸類，譬如：
指的是同一物質(zhì)的分子中同一價態(tài)的同一元素間發(fā)生的氧化還原反應(yīng)。同一價態(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)的高價態(tài)和低價態(tài)化合物，歧化反應(yīng)只發(fā)生在中間價態(tài)的元素上。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。
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)。即同一元素的價態(tài)由反應(yīng)前的高價和低價都轉(zhuǎn)化成反應(yīng)以后的中間價態(tài)，在化學反應(yīng)中元素的價態(tài)變化有個規(guī)律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價和低價都只能向中間靠攏。歸中反應(yīng)和歧化反應(yīng)是兩個‘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)；指氯與有機物反應(yīng)；
更多的例子參見化學反應(yīng)列表（list of reactions）。
核反應(yīng)不是化學反應(yīng)，核反應(yīng)屬于核物理變化。原子是化學變化中最小化的粒子，化學反應(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，故不是化學變化。
反應(yīng)能量
能量凈改變
根據(jù)熱力學第二定律，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，對系統(tǒng)中焓的分析可以得到合乎反應(yīng)混合物的熱力學計算。反應(yīng)中焓的計算方式采用標準反應(yīng)焓以及反應(yīng)熱加成性定律（赫士定律）。
以一個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計算等于零，則反應(yīng)不吸熱也不放熱；外界不對體系做功，體系也不對外界做功。
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)是否進行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計算公式如下：
ΔG = ΔH - TΔS
反應(yīng)中間物
當熱力學企圖回答這個問題：“反應(yīng)會發(fā)生嗎？”，另一個重要問題“反應(yīng)多快？”卻完全沒有回答。這是因為熱力學或者熱力學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)生時的過程。這個領(lǐng)域?qū)儆诜磻?yīng)動力學的范疇。
基元反應(yīng)是如何發(fā)生的？傳統(tǒng)觀點認為，反應(yīng)物碰撞形成所謂活化復(fù)合物。碰撞的動能使活化復(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，這種觀點導(dǎo)致了一個困境：活化復(fù)合物的結(jié)構(gòu)和能量不能同時確定，否則有悖于測不準原理。所以，一些物理學家認為，實際上這些復(fù)合物未必真的存在，而是能量空間的一些隔離面。相對的活化絡(luò)合物的觀點更多的是為實驗化學家所接受，因為在描述反應(yīng)機理時比較方便?，F(xiàn)代理論化學已經(jīng)可以精確的計算速率常數(shù)。對于一些比較簡單的反應(yīng)，整個過程的態(tài)分辨信息也可以獲得。
反應(yīng)條件
指化學反應(yīng)所必須或可提高反應(yīng)速率的方法，如：加熱（△）、點燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線或催化劑等。
反應(yīng)速率
化學反應(yīng)的反應(yīng)速率是相關(guān)受質(zhì)濃度隨時間改變的的測量。反應(yīng)速率的分析有許多重要應(yīng)用，像是化學工程學或化學平衡研究。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)，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應(yīng)容易發(fā)生。
化學平衡
根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當ΔrGm=0時，反應(yīng)達最大限度，處于平衡狀態(tài)?；瘜W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行又能逆向進行的反應(yīng)。絕大多數(shù)化學反應(yīng)都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。
從動力學角度看，反應(yīng)開始時，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。當正、逆反應(yīng)速率相等時，系統(tǒng)中各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生變化，反應(yīng)達到了平衡。
19世紀50-60年代，熱力學的基本規(guī)律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數(shù)字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復(fù)雜一點的問題，例如化學反應(yīng)的方向問題。當時，大多數(shù)化學家正致力于有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應(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行反應(yīng)方向的探索，其中已有人提出了一些經(jīng)驗性的規(guī)律。
變化的研究
在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應(yīng)的熱效應(yīng)來解釋化學反應(yīng)的方向性。他們認為，反應(yīng)熱是反應(yīng)物化學親合力的量度，每個簡單或復(fù)雜的純化學性的作用，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，并稱之為“最大功原理”，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產(chǎn)生釋放出最大能量的物質(zhì)的方向進行。雖然這時他發(fā)現(xiàn)了一些吸熱反應(yīng)也可以自發(fā)地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終于被他承認了，這時他才將“最大功原理”的應(yīng)用范圍限制在固體間的反應(yīng)上，并提出了實際上是“自由焓”的化學熱的概念。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）。范霍夫稱上式為動態(tài)平衡原理，并對它加以解釋，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)生熱量的兩個體系的平衡方向移動。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，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處于化學平衡中的任何體系，由于平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導(dǎo)致一種轉(zhuǎn)化，如果這種轉(zhuǎn)化是惟一的，那么將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發(fā)展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。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)。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內(nèi)能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變量對體系狀態(tài)進行描述。并指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態(tài)進行描述是不完全的。他倡導(dǎo)了當時的科學家們不熟悉的狀態(tài)方程，并且在內(nèi)能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質(zhì)的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了“濃度”這一變量，并將明確了成分的濃度對內(nèi)能的導(dǎo)數(shù)定義為“熱力學勢”。
這樣，就使熱力學可用于處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進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)出了被認是熱力學中最簡單、最本質(zhì)也是最抽象的熱力學關(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)表在康涅狄格州學院的學報上，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準備，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300多頁，包括700多個公式。兩篇文章是討論單一的化學物質(zhì)體系，這篇文章則對多組分復(fù)相體系進行了討論。由于熱力學勢的引入，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題進行處理了。
對于吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領(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，熱力學仍然只能處理理想狀態(tài)的體系。這時，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，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學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行統(tǒng)一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關(guān)系式。綜上所述，化學平衡狀態(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)。
化學平衡狀態(tài)具有逆，等，動，定，變等特征。
逆：化學平衡研究的對象是可逆反應(yīng)。
等：平衡時，正逆反應(yīng)速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應(yīng)仍在進行，是動態(tài)平衡，反應(yīng)進行到了最大程度。
定：達平衡狀態(tài)時，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：化學平衡跟所有的動態(tài)平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發(fā)生變化時，平衡狀態(tài)就會被破壞，由平衡變?yōu)椴黄胶?，再在新的條件下建立新平衡。
影響化學平衡的因素有很多：如壓強、溫度、濃度等。
化學反應(yīng)
注意：催化劑不影響化學平衡，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。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(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。
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)
每個化學反應(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。
化學平衡指正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率達到相等的狀態(tài)，因此反應(yīng)物和產(chǎn)物均會存在。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)機制稱為自發(fā)反應(yīng)，是一種熱力學傾向，表示此反應(yīng)引起總體熵的凈增加。自發(fā)反應(yīng)（相對于非自發(fā)反應(yīng)）不須外在協(xié)助（如能量供給）就會產(chǎn)生。在化學平衡的系統(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)。
有機化學反應(yīng)
有機化學中類別較多，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)，?；磻?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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