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化學反應,是指分子破裂成原子,原子重新排列組合生成新物質的過程,稱為化學反應.在反應中常伴有發光發熱變色生成沉澱物等,判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。

化學反應化學反應
化學反應中,分子破裂成原子,原子重新排列組合生成新物質的過程,稱為化學反應.在反應中常伴有發光發熱變色生成沉澱物等,判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。

1 化學反應 -類別

化學反應化學反應
有五種主要化學反應如下所示:
異構化:(A→B):化合物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複雜產物。(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。)

置換反應(單取代反應)
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。)(置換關係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。)
根據反應物和生成物中單質的類別,置換反應有以下4種情況:
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

複分解反應(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。複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)、難溶的物質或揮發性氣體,而使複分解反應趨於完成。酸、鹼、鹽溶液間發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、鹼、鹽溶液間的反應一般是複分解反應。因為此類反應前後各元素的化合價都沒有變化,所以複分解反應都不是氧化還原反應。)

當然還有更多複雜的情形,但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。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:
有機反應:指以碳原子化合物為主的各種反應。
氧化還原反應:指兩化合物間的電子轉移(如:單取代反應和燃燒反應)
燃燒反應:指受質和氧氣的反應。
 
岐化反應:
指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了「化合價變化上的分歧」,有些升高,有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物,歧化反應只發生在中間價態的元素上。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。

自身氧化還原反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應,歧化反應是自身氧化還原反應的一種,但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。

2 化學反應 -化學平衡

根據吉布斯自由能判據,當ΔrGm=0時,反應達最大限度,處於平衡狀態。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,產物濃度較小,所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行,反應物濃度不斷減小,產物濃度不斷增大,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,系統中各物質的濃度不再發生變化,反應達到了平衡。

19世紀50-60年代,熱力學的基本規律已明確起來,但是一些熱力學概念還比較模糊,數字處理很煩瑣,不能用來解決稍微複雜一點的問題,例如化學反應的方向問題。當時,大多數化學家正致力於有機化學的研究,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驗性的規律。

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,每個簡單或複雜的純化學性的作用,都伴隨著熱量的產生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點,並稱之為「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,向著產生釋放出最大能量的物質的方向進行。雖然這時他發現了一些吸熱反應也可以自發地進行,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年代終於被他承認了,這時他才將「最大功原理」的應用範圍限制在固體間的反應上,並提出了實際上是「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現,在熱分解反應中,其分解壓力和溫度有一定的關係,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'代表分解前後的總體積。范霍夫依據一述方程式導出的下式:
lnK=-(Q/RT) c

化學反應
此式可應用於任何反應過程,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平衡原理,並對它加以解釋,他說,在物質的兩種不同狀態之間的任何平衡,因溫度下降,向著產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,有利於體積相應減少的反應發生。在這之後,勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說,處於化學平衡中的任何體系,由於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,那麼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,並將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的範圍內。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二,用內能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變數對體系狀態進行描述。並指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態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方程,並且在內能、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性質的曲面。第三,吉布斯在熱力學中引入了「濃度」這一變數,並將明確了成分的濃度對內能的導數定義為「熱力學勢」。

這樣,就使熱力學可用於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。並且,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係,即相律,在,而平衡狀態就是相律所表明的自由度為零的那種狀態。

化學反應化學反應
吉布斯對平衡的研究成果主要發表在他的三篇文章之中。1873年,他先後將前兩篇發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年分兩部分發表了第三篇文章《關於復相物質的平衡》,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。由於熱力學勢的引入,只要將單組分體系狀態方程稍加變化,便可以對多組分體系的問題進行處理了。

對於吉布斯的工作,勒夏特列認為這是一個新領域的開闢,其重要性可以與質量不滅定律相提並論。然而,吉布斯的三篇文章發表之後,其重大意義並未被多數科學家們所認識到,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後,情況頓然改變。在吉布斯之後,熱力學仍然只能處理理想狀態的體系。這時,美國人洛易斯分別於1901年和1907年發表文章,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展,從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統一,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係式。綜上所述,化學平衡狀態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。

化學平衡狀態具有逆,等,動,定,變等特徵。
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,是動態平衡,反應進行到了最大程度。
定:達平衡狀態時,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平衡一樣,是有條件的,暫時的,相對的,當條件發生變化時,平衡狀態就會被破壞,由平衡變為不平衡,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。
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。

3 化學反應 -氧化反應

氧化反應

化學反應化學反應(氧化反應)
1.物質失電子的作用叫氧化反應;得電子的作用叫還原。狹義的氧化指物質與氧化合;還原指物質失去氧的作用。氧化時氧化值升高;還原時氧化值降低。氧化、還原都指反應物(分子、離子或原子)。氧化也稱氧化作用或氧化反應。有機物反應時把有機物引入氧或脫去氫的作用叫氧化;引入氫或失去氧的作用叫還原。物質與氧緩慢反應緩緩發熱而不發光的氧化叫緩慢氧化,如金屬鏽蝕、生物呼吸等。劇烈的發光發熱的氧化叫燃燒。

2.一般物質與氧氣發生氧化時放熱,個別可能吸熱如氮氣與氧氣的反應。電化學中陽極發生氧化,陰極發生還原。

3.根據氧化劑和氧化工藝的不同,氧化反應主要分為空氣(氧氣)氧化和化學試劑氧化。化學試劑氧化具有選擇性好、過程簡單、方便靈活等優點,在醫藥化工領域,由於產品噸位小,因此多用化學試劑氧化法。

4.化學試劑氧化所用的氧化劑有無機氧化劑和有機氧化劑,無機氧化劑包括:高價金屬氧化物、高價金屬鹽、硝酸、硫酸、氯酸鈉、臭氧、過氧化氫等;有機氧化劑一般是緩和的氧化劑,包括硝基物、亞硝基物、過氧酸以及與無機氧化物形成的複合氧化劑。

下面介紹幾種常用氧化劑:
高錳酸鉀氧化性強,可以將伯醇、醛、芳環側鏈的烷基氧化成酸,由於在酸性條件下氧化選擇性差,多在中性或鹼性中使用。二氧化錳是較溫和的氧化劑,可將芳環側鏈的甲基氧化為醛。三氧化鉻的吡啶絡合物是比較緩和的氧化劑,可將伯醇氧化為醛,而不破壞碳碳雙鍵和其它基團。

氧化反應舉例
2Mg+O2=2Mg0
C+O2=CO2
2H2+O2=2H2O
S+O2=SO2
(氧化反應不一定是化合反應,如2H2S+O2=2H2O+2S)
基本列式:A+B(有氧氣的)=AB

4 化學反應 -反應與能量

能量凈改變
根據熱力學第二定律,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計算。反應中焓的計算方式採用標準反應焓以及反應熱加成性定律(赫士定律)。

以一個甲烷在氧中的燃燒反應為例:
CH4+2O2→CO2+2H2O
能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數據,才能計算反應物和生成物的能量差。以ΔH表示能量差。Δ(Delta)表示差異,H則為焓等於固定壓力下的熱傳導能量。ΔH的單位為千焦耳或千卡。

5 化學反應 -放熱反應

化學反應化學反應
如果ΔH計算為負值,則反應能量通常會釋放出來形成熱,即為放熱反應。放熱反應會自發性產生。比如我們日常所知的燃燒反應就是在空氣中燃燒瓦斯形成熱。

吸熱反應
也有反應是正值的ΔH。如果ΔH是正值,完成反應須吸收能量。即所謂的吸熱反應。上述法則「放熱反應會自發性產生」通常是事實。但在某些狀況下卻不是如此。這發生在降低焓時伴隨熵(混亂度函數)的減少。正確的法則是自由能是負值時,反應才會自發性產生。其基本方程式如下:
ΔG=ΔH-TΔS
ΔG是自由能改變,ΔH是焓改變,而ΔS則為熵改變。

反應中間物
當熱力學企圖回答這個問題:「反應會發生嗎?」,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。因此無法指出反應發生時的過程。這個領域屬於反應動力學的範疇。

反應很少直接產生。通常反應物須碰撞形成活化複合物。碰撞的動能使原始複合反應物獲得更高的能量。這個能量使構成反應的鍵結重組。在一些反應中,反應物可能會構成一些反應中間物后才會形成產物。反應動力學企圖將所有的這些現象作成透視圖。

6 化學反應 -相關詞條

氮氣三硝基甲苯臭氧
三羧酸循環離子反應溫度
焰色反應阿伏伽德羅常數氯化氫

 

 


7 化學反應 -相關鏈接

1:http://www.sdscci.org.cn/Get/HXJS/hxjczs/085610780.htm
2:http://www.lunwentianxia.com/product.sf.3768768.1/

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