化学反应发表评论(0)编辑词条

【类别】
　　定义:在化学反应中，分子破裂成原子,原子重新排列组合生成新物质的过程,称为化学反应。
　　实质：是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
　　在反应中常伴有发光、发热、变色、生成沉淀物等.判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质。根据化学键理论，又可根据一个变化过程中是否有旧键的断裂和新键的生成来判断其是否为化学反应。
　　有五种主要化学反应如下所示：
　　异构化：(A → B) ：化合物形成结构重组而不改变化学组成物。
　　化学合成：化合反应
　　简记为：A + B = C：二种以上元素或化合物合成一个复杂产物。（即由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。）
　　化学分解：分解反应
　　简记为：A = B + C ：化合物分解为构成元素或小分子。 （即化合反应的逆反应。它是指一种化合物在特定条件下分解成两种或两种以上较简单的单质或化合物的反应。）
　　置换反应（单取代反应)
　　简记为：A+BC=B+AC ：表示额外的反应元素取代化合物中的一个元素。（即指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。）
　　（置换关系是指组成化合物的某种元素被组成单质的元素所替代。置换反应必为氧化还原反应，但氧化还原反应不一定为置换反应。）
　　根据反应物和生成物中单质的类别，置换反应有以下4种情况：
　　①较活泼的金属置换出较不活泼的金属或氢气
　　②较活泼的非金属置换出较不活泼的非金属
　　③非金属置换出金属
　　④金属置换出非金属
　　复分解反应（双取代反应）
　　简记为：AB＋CD=AD＋CB ：在水溶液中（又称离子化的）两个化合物交换元素或离子形成不同的化合物。(即由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。)
　　复分解反应的本质是溶液中的离子结合成难电离的物质（如水）、难溶的物质或挥发性气体，而使复分解反应趋于完成。酸、碱、盐溶液间发生的反应一般是两种化合物相互交换成分而形成的，即参加反应的化合物在水溶液中发生电离离解成自由移动的离子,离子间重新组合成新的化合物，因此酸、碱、盐溶液间的反应一般是复分解反应。复分解反应是离子或者离子团的重新组合，因为此类反应前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。
　　当然还有更多复杂的情形，但仍可逐步简单化而视为上述反应类别的连续反应。 化学反应的变化多端难以建立简单的分类标准。 但是一些类似的化学反应仍然可以归类，譬如：
　　歧化反应 :
　　指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。同一价态的元素在发生氧化还原反应过程中发生了“化合价变化上的分歧”，有些升高，有些降低。发生歧化反应的元素必须具有相应的高价态和低价态化合物，歧化反应只发生在中间价态的元素上。氟(F2)无歧化作用，因为氟元素电负性最大，无正化合价，只有负化合价。
　　自身氧化还原反应与歧化反应均属同种物质间发生的氧化还原反应，歧化反应是自身氧化还原反应的一种，但自身氧化还原反应却不一定都是歧化反应。
　　归中反应（反歧化反应）:
　　指的是物质中不同价态的同种元素之间发生的氧化还原反应。即同一元素的价态由反应前的高价和低价都转化成反应以后的中间价态，在化学反应中元素的价态变化有个规律：只靠拢，不交叉。因此元素的高价和低价都只能向中间靠拢。归中反应和歧化反应是两个‘相反’的过程，这两种反应都一定是氧化还原反应。
　　有机反应：指以碳原子化合物为主的各种反应。
　　氧化还原反应：指两化合物间的电子转移（如：单取代反应和燃烧反应）
　　燃烧反应(初中化学书上也叫氧化反应)：指受质和氧气的反应。
　　更多的例子参见化学反应列表（list of reactions）。

【反应与能量】
　　能量净改变
　　根据热力学第二定律，任何等温等压封闭系统倾向降低吉布斯自由能。在没有外力的影响下，任何反应混合物也是如此。比方，对系统中焓的分析可以得到合乎反应混合物的热力学计算。反应中焓的计算方式采用标准反应焓以及反应热加成性定律（赫士定律）。
　　以一个甲烷在氧中的燃烧反应为例：
　　CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O
　　能量计算须打断反应左侧和右侧的所有键结取得能量数据，才能计算反应物和生成物的能量差。 以 ΔH 表示能量差。Δ (Delta) 表示差异， H 则为焓等于固定压力下的热传导能量。 ΔH 的单位为千焦耳或千卡。

【放热反应】
　　如果 ΔH 计算为负值，则反应能量通常会释放出来形成热，即为放热反应。放热反应会自发性产生。比如我们日常所知的燃烧反应就是在空气中燃烧瓦斯形成热。
　　吸热反应
　　也有反应是正值的 ΔH 。如果 ΔH 是正值，完成反应须吸收能量。即所谓的吸热反应。
　　例外原则
　　上述法则“放热反应会自发性产生”通常是事实。 但在某些状况下却不是如此。 这发生在降低焓时伴随熵（混乱度函数）的减少。 正确的法则是自由能是负值时，反应才会自发性产生。 其基本方程式如下：
　　ΔG = ΔH - TΔS
　　ΔG 是自由能改变， ΔH 是焓改变，而 ΔS 则为熵改变。
　　反应中间物
　　当热力学企图回答这个问题：“反应会发生吗？”，另一个重要问题“反应多快？”却完全没有回答。这是因为热力学或者热力学平衡试著要了解的是反应混合物初始和结束状态。因此无法指出反应发生时的过程。这个领域属于反应动力学的范畴。
　　反应很少直接产生。通常反应物须碰撞形成活化复合物。碰撞的动能使原始复合反应物获得更高的能量。这个能量使构成反应的键结重组。在一些反应中，反应物可能会构成一些反应中间物后才会形成产物。反应动力学企图将所有的这些现象作成透视图。

【反应条件】
　　指化学反应所必须或可提高反应速率的方法，如：加热（△），点燃，高温，电解，紫外线或催化剂等。

【反应速率】
　　化学反应的反应速率是相关受质浓度随时间改变的的测量。 反应速率的分析有许多重要应用，像是化学工程学或化学平衡研究。 反应速率受到下列因素的影响：
　　反应物浓度：如果增加通常将使反应加速。
　　活化能：定义为反应启始或自然发生所需的能量。
　　愈高的活化能表示反应愈难以启始，反应速率也因此愈慢。
　　反应温度：温度提升将加速反应，因为愈高的温度表示有愈多的能量，使反应容易发生。
　　催化剂：催化剂是一种通过改变活化能来改变反应速率的物质。而且催化剂在反应过程中不会破坏或改变，所以可以重复作用。
　　反应速率与参与反应的物质浓度有关。物质浓度则可透过质量作用定律定量。

【反应现象】
　　放热，吸热，发光，变色，产生沉淀，生成气体。

【可逆反应与自发反应】
　　每个化学反应理论上均是可逆反应。 正反应中定义物质从反应物转换成产物。 逆反应刖相反，产物转换成反应物。
　　化学平衡指正反应速率和逆反应速率达到相等的状态，因此反应物和产物均会存在。 然而，平衡态的反应方向可透过改变反应状态改变，譬如温度或压力。勒沙特烈原理在此用来预测是产物或反应物形成。
　　虽然所有的反应在一些范围内均是可逆的，部份反应仍可归类为不可逆反应。“不可逆反应”指得是“完全反应”。意思是几乎所有的反应物均形成产物，甚至在极端状况下均难以逆转反应。
　　另一种反应机制称为自发反应，是一种热力学倾向，表示此反应引起总体熵的净增加。自发反应（相对于非自发反应）不须外在协助（如能量供给）就会产生。在化学平衡的系统中，反应过程中自发反应的方向可预期形成较多的物质。
　　有机化学中类别较多，有自由基反应，离子型反应；亲电反应，亲核反应；硝化反应，卤化反应，磺化反应，氨化反应，酰化反应，氰化反应，加成反应,消去反应,取代反应,加聚反应,缩聚反应等。