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== 类别 ==




'''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。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：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：指受质和氧气的反应。　岐化反应：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。



== 化学平衡 ==
 
根据吉布斯自由能判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应达到了平衡。19世纪50-60年代，热力学的基本规律已明确起来，但是一些热力学概念还比较模糊，[[数字]]处理很烦琐，不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些经验性的规律。在这一时期，丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性。他们认为，反应热是反应物化学亲合力的量度，每个简单或复杂的纯化学性的作用，都伴随着[[热量]]的产生。贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点，并称之为“最大功原理”，他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化，向着产生释放出最大能量的物质的方向进行。虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行，但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程。这一错误的论断在30年代终于被他承认了，这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上，并提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念。19世纪60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献。首先，霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现，在热分解反应中，其分解压力和温度有一定的关系，符合[[克劳胥斯·克拉佩隆]]方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解热，V、V'代表分解前后的总体积。范霍夫依据一述方程式导出的下式：lnK=-(Q/RT) c
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| '''化学反应'''
|}此式可应用于任何反应过程，其中Q代表体系的吸收的热（即升华热）。[[范霍夫]]称上式为动态平衡原理，并对它加以解释，他说，在物质的两种不同状态之间的任何平衡，因温度下降，向着产生热量的两个体系的平衡方向移动。1874年和1879年，穆迪埃和罗宾也分别提出了这样的原理。[[穆迪埃]]提出，压力的增加，有利于体积相应减少的反应发生。在这之后，勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理。他说，处于化学平衡中的任何体系，由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动，在一个方向上会导致一种转化，如果这种转化是惟一的，那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化。然而，在这一方面做出突出贡献的是吉布斯，他在热力化学发展史上的地位极其重要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内能、[[熵]]、[[体]][[积]]代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系体状态进行描述是不完全的。他倡导了当时的科学家们不熟悉的状态方程，并且在内能、熵和体积的三维坐标图中，给出了完全描述体系全部热力学性质的曲面。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“[[热力学势]]”。这样，就使热力学可用于处理多组分的多相体系，化学平衡的问题也就有了处理的条件。第四，他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题。并且，他导出了被认是[[热力学]]中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系，即相律，在，而平衡状态就是相律所表明的[[自由度]]为零的那种状态。
'''化学反应'''吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中。1873年，他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上，立即引起了麦克斯韦的注意。吉布斯前两篇文可以说只是一个准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章[[《关于复相物质的平衡》]]，文章长达300多页，包括700多个公式。两篇文章是讨论单一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将单组分体系状态方程稍加变化，便可以对多组分体系的问题进行处理了。对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。然而，吉布斯的三篇文章发表之后，其重大意义并未被多数科学家们所认识到，直到1891年才被奥斯特瓦德译成德文，1899年勒夏特列译成法文出版之后，情况顿然改变。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，[[美国人]]洛易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“逸度”与“活度”的概念。路易斯谈到“[[逃逸趋势]]”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。路易斯所提出的逸度与活度的概念，使[[吉布斯]]的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式。综上所述，化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。化学平衡状态具有逆，等，动，定，变等特征。逆：化学平衡研究的对象是[[可逆反应]]。等：平衡时，正逆反应速率相等，即v正=v逆。动：平衡时，反应仍在进行，是[[动态平衡]]，反应进行到了最大程度。定：达平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。影响化学平衡的因素有很多：如[[压强]][[温度]][[浓度]]等。注意：催化剂不影响化学平衡，仅影响反应速率。在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，可使平衡向正反应方向移动。勒夏特列原理：如果改变影响[[平衡]]的一个条件(浓度压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。



== 氧化反应 ==



'''氧化反应'''
'''化学反应（氧化反应）'''1.物质失电子的作用叫氧化反应；得电子的作用叫还原。狭义的氧化指物质与氧化合；还原指物质失去氧的作用。氧化时氧化值升高；还原时氧化值降低。氧化、还原都指反应物（分子、离子或原子）。氧化也称氧化作用或氧化反应。有机物反应时把[[有机物]]引入氧或脱去氢的作用叫氧化；引入氢或失去氧的作用叫还原。物质与氧缓慢反应缓缓发热而不发光的氧化叫缓慢氧化，如金属锈蚀、[[生物呼吸]]等。剧烈的发光发热的氧化叫燃烧。2.一般物质与氧气发生氧化时放热，个别可能吸热如氮气与氧气的反应。电化学中阳极发生氧化，阴极发生还原。3.根据氧化剂和氧化工艺的不同，氧化反应主要分为空气（氧气）氧化和化学试剂氧化。化学试剂氧化具有选择性好、过程简单、方便灵活等优点，在[[医药]]化工领域，由于产品吨位小，因此多用化学试剂氧化法。4.化学试剂氧化所用的氧化剂有无机氧化剂和有机氧化剂，无机氧化剂包括：高价[[金属氧化物]]、高价金属盐、硝酸、硫酸、氯酸钠、[[臭氧]]、过氧化氢等；有机氧化剂一般是缓和的氧化剂，包括硝基物、[[亚硝基物]]、[[过氧酸]]以及与无机氧化物形成的复合氧化剂。下面介绍几种常用氧化剂：高锰酸钾氧化性强，可以将伯醇、[[醛]]、芳环侧链的烷基氧化成酸，由于在酸性条件下氧化选择性差，多在中性或碱性中使用。二氧化锰是较温和的[[氧化剂]]，可将芳环侧链的甲基氧化为醛。三氧化铬的吡啶络合物是比较缓和的氧化剂，可将伯醇氧化为醛，而不破坏碳碳双键和其它基团。氧化反应举例2Mg+O2=2Mg0C+O2=CO22H2+O2=2H2OS+O2=SO2(氧化反应不一定是化合反应,如2H2S＋O2=2H2O＋2S）基本列式：A+B(有[[氧气]]的）=AB



== 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+2H2O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 ==


'''化学反应'''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]]。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-TΔSΔG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]]。


== 相关词条 ==




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| [[氮气]]
|| [[三硝基甲苯]]
|| [[臭氧]]

|-
| [[三羧酸循环]]
|| [[离子反应]]
|| [[温度]]

|-
| [[焰色反应]]
|| [[阿伏伽德罗常数]]
|| [[氯化氢]]
|}







 
== 相关链接 ==


1：http://www.sdscci.org.cn/Get/HXJS/hxjczs/085610780.htm2：http://www.lunwentianxia.com/product.sf.3768768.1/







[[Category:技術理論]]