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化學反應
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。在反應中常伴有發(fā)光發(fā)熱變色生成沉淀物等，判斷一個反應是否為化學反應的依據(jù)是反應是否生成新的分子。
核反應不屬于化學反應。
基本信息
| 中文名 | 化學反應 |
| 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
化學反應的本質是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
在反應中常伴有發(fā)光、發(fā)熱、變色、生成沉淀物等。判斷一個反應是否為化學反應的依據(jù)是反應是否生成新的物質。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。
化學反應類型
異構化：(A →B) ：化合物是形成結構重組而不改變化學組成物。
化學合成：化合反應
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個復雜產(chǎn)物。（即由兩種或兩種以上的物質生成一種新物質的反應。）
化學分解：分解反應
簡記為：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單的單質或化合物的反應。）
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。（即指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。）
（置換關系是指組成化合物的某種元素被組成單質的元素所替代。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(jù)反應物和生成物中單質的類別，置換反應有以下4種情況：
化學反應
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
（詳細請見置換反應詞條……）
復分解反應（雙取代反應）
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。)
復分解反應的本質是溶液中的離子結合成難電離的物質（如水）、難溶的物質或揮發(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，因為此類反應前后各元素的化合價都沒有變化，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，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續(xù)反應。化學反應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仍然可以歸類，譬如：
歧化反應:
指的是同一物質的分子中同一價態(tài)的同一元素間發(fā)生的氧化還原反應。同一價態(tài)的元素在發(fā)生氧化還原反應過程中發(fā)生了“化合價變化上的分歧”，有些升高，有些降低。發(fā)生歧化反應的元素必須具有相應的高價態(tài)和低價態(tài)化合物，歧化反應只發(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。
指的是物質中不同價態(tài)的同種元素之間發(fā)生的氧化還原反應。即同一元素的價態(tài)由反應前的高價和低價都轉化成反應以后的中間價態(tài)，在化學反應中元素的價態(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。歸中反應和歧化反應是兩個‘相反’的過程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。
氯化反應；指氯與有機物反應；
更多的例子參見化學反應列表（list of reactions）。
核反應不是化學反應，核反應屬于核物理變化。原子是化學變化中最小化的粒子，化學反應我們也可以看作是原子的重新組合，在反應前后元素種類和原子個數(shù)是保持不變的。而核反應中的原子變成了其他的原子了，故不是化學變化。
反應能量
反應判斷
反應中間物
當熱力學企圖回答這個問題：“反應會發(fā)生嗎？”，另一個重要問題“反應多快？”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混合物初始和結束狀態(tài)。因此無法指出反應發(fā)生時的過程。這個領域屬于反應動力學的范疇。
反應條件
指化學反應所必須或可提高反應速率的方法，如：加熱（△）、點燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線或催化劑等。
反應速率
化學平衡
根據(jù)吉布斯自由能判據(jù)，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處于平衡狀態(tài)。化學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行又能逆向進行的反應。絕大多數(shù)化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。
從動力學角度看，反應開始時，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。隨著反應的進行，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，系統(tǒng)中各物質的濃度不再發(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雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。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的方向問題。這種努力除了質量作用定律之外，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的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復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的方向進行。雖然這時他發(fā)現(xiàn)了一些吸熱反應也可以自發(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”的應用范圍限制在固體間的反應上，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)，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，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)一述方程式導出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應用于任何反應過程，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，有利于體積相應減少的反應發(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，在一個方向上會導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，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，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質也是最抽象的熱力學關系，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《關于復相物質的平衡》，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體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。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域的開辟，其重要性可以與質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，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。
等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應仍在進行，是動態(tài)平衡，反應進行到了最大程度。
定：達平衡狀態(tài)時，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)椴黄胶猓僭谛碌臈l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
注意：催化劑不影響化學平衡，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。
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)
每個化學反應理論上均是可逆反應。正反應中定義物質從反應物轉換成產(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)物均會存在。然而，平衡態(tài)的反應方向可透過改變反應狀態(tài)改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來預測是產(chǎn)物或反應物形成。
另一種反應機制稱為自發(fā)反應，是一種熱力學傾向，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）就會產(chǎn)生。在化學平衡的系統(tǒng)中，反應過程中自發(fā)反應的方向可預期形成較多的物質。
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