化學反應

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化學反應是一個或一個以上的物質(又稱作反應物)經由化學變化轉化為不同於反應物的產物的過程。

化學變化定義為當一個接觸另一個分子合成大分子;或者分子經斷裂分開形成兩個以上的小分子;又或者是分子內部的原子重組。為了形成變化,化學反應通常和化學鍵的形成與斷裂有關。特別注意化學反應不會以任何方式改變原子核,而衹限於在原子外的電子雲交互作用。雖然核變形後可能會引發化學反應,但是核反應與化學反應無關。

化學性質是物質只能在化學變化中表現出來的性質,例如有鹼性氧化還原性質、熱穩定性反應性等等。

類別[編輯]

有幾種主要化學反應如下所示:

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。更多的例子參見化學反應列表

反應與能量[編輯]

能量淨改變[編輯]

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/蓋斯定律)。

甲烷中的燃燒反應為例:\rm CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O\,

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的單位為千焦耳千卡

  • 放熱反應: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。比如日常所知的燃燒反應就是在空氣中燃燒瓦斯產生熱量。
  • 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

反應自發性[編輯]

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,某些吸熱反應,如硝酸銨溶於水的過程,雖是從環境吸收能量的反應,但仍然是自發的。這是因為反應的自發性不僅取決於反應熱()的變化,也與另一個熱力學函數有關。熵是表明微觀狀態的混亂度的函數。對於同一反應物而言,產物中粒子可以採取的微觀狀態數越多,混亂程度越大,那麼反應的熵變也相應地增加。

吉布斯自由能——封閉系統在等溫等壓條件下向環境可能做的最大有用功,是用於判斷反應自發性的一個狀態函數。它綜合考慮了焓與熵對反應自發性的貢獻,當它為負值時,反應自發;當它為正值時,反應非自發;當它為零時,反應達到平衡態。其基本方程式如下:

\rm \Delta G= \Delta H - T\Delta S\,,ΔG是自由能改變,ΔH是焓改變,而ΔS則為熵改變。注意溫度與熵變在等式中是相乘的關係。很多吸熱反應在高溫下可以發生,就是因為這個原因。

通過推導,還可以將吉布斯自由能與宇宙的熵變(系統+環境)聯繫起來,得到下面的方程:\rm \Delta S_{univ} = - \frac{\Delta G}{T}\,。根據熱力學第二定律,宇宙的熵總是傾向於增加,ΔSuniv大於零,因此ΔG小於零時,反應是自發的,也得到與上面相同的結論。

反應動力學[編輯]

圖示為一個反應坐標,當中位於能量最高點的均為過渡態。紅色線表示了沒有加入催化劑)因此具有較高的活化能,藍色線是加了催化劑後的情況。

熱力學可回答「反應可能發生嗎?」,另一個問題「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。

右圖稱為反應坐標圖,是一個常用於表明化學反應中能量變化過程的圖。橫坐標表示反應進程,顯示的是反應物質經由反應物、過渡態,轉化為產物的過程;縱坐標表示反應物質的相對能量。反應進程中能量的最高點與反應物的能量之差稱為活化能,是為了使反應發生,反應物應具有的最低能量。反應需要越過一個能量高的過渡態,如同從一個谷地爬山到達另一個谷地一樣。

分子動力學中,為了解釋化學反應的發生,人們提出了很多理論。過渡態理論認為在基元反應中,反應物分子在合適的碰撞取向上相互碰撞後,價電子云相互穿透,形成活化複合物。該絡合物也就是右圖中能量最高的一點,稱為過渡態。這時反應物原有的化學鍵部分斷裂,新的化學鍵部分地形成。如果反應完成,則舊鍵破裂,新鍵形成,轉化為產物分子。另一個常見的理論是碰撞理論,它認為,反應物分子間的相互碰撞是反應進行的必要條件,並因此提出有效碰撞、活化分子、頻率因子、取向因子、能量因子等概念。碰撞理論較為簡單直觀,對於簡單的雙分子反應比較適用,如果反應過於複雜,那麼碰撞理論的結果往往與事實有偏差。

很多看上去很簡單的反應往往不是一步完成的。它們被稱為非基元反應,其中的每一步反應稱為基元反應。分步的化學反應往往會產生一些中間物質,稱為反應中間體,它們由反應物反應得到,若進一步反應則轉化為產物。而且,各基元反應的反應速率往往也不相同,較慢的反應卡住了反應進程,控制了反應的速率方程(速率與反應物濃度的關係),稱為反應的速率控制步驟,簡稱「決速步」。

反應速率[編輯]

化學反應的反應速率是相關受質濃度隨時間改變的的測量。它總是正值。對於反應\rm aA + bB \rightarrow pP + qQ\,,反應速率的表達式為:

v = - \frac{1}{a} \frac{d[A]}{dt} = - \frac{1}{b} \frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{p} \frac{d[P]}{dt} = \frac{1}{q} \frac{d[Q]}{dt}

反應速率的分析有許多重要應用,像是化學工程學或化學平衡研究。反應速率受到下列因素的影響:

  • 反應物濃度:如果增加通常將使反應加速。
  • 活化能:定義為反應啟始或自然發生所需的能量。愈高的活化能表示反應愈難以啟始,反應速率也因此愈慢。
  • 接觸的表面積:表面積越大,反應物之間的碰撞次數越多。
  • 壓強:壓強越大,反應物之間的碰撞越頻繁,因此有效碰撞數也會相應增加。
  • 反應溫度:溫度提升將加速反應,因為愈高的溫度表示有愈多的能量,使反應容易發生。
  • 催化劑:催化劑是一種透過降低活化能提升反應速率的物質。而且催化劑在反應過程中沒有淨消耗,所以可以重複作用。

反應速率與參與反應的物質濃度有關。物質濃度則可透過質量作用定律定量。

可逆反應[編輯]

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物逆反應刖相反,產物轉換成反應物。

化學平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態,因此反應物和產物均會存在。然而,平衡態的反應方向可透過改變反應狀態改變,譬如溫度或壓力勒沙特烈原理在此用來預測是產物或反應物形成。

平衡常數可用於表明反應達到平衡時反應的進行程度。對於反應\alpha A +\beta B ... \rightleftharpoons \sigma S+\tau T ...,其平衡常數可以寫為K=\frac{{\{S\}} ^\sigma {\{T\}}^\tau ... } {{\{A\}}^\alpha {\{B\}}^\beta ...}。括弧代表該物質的活度,粗略計算時可以看做相應的濃度。平衡常數越大,表示達到平衡時產物越多,反應物越少,因此反應趨勢或徹底性更大。平衡常數與吉布斯自由能之間存在如下關係:\ {\Delta}_rG_m^{\ominus}=-RT\ln K,根據上面對反應自發性的討論,也可以類推出平衡常數與自發性之間的關係。K > 1時反應自發。

雖然所有的反應在一些範圍內均可視為微觀可逆,部份反應仍可歸類為不可逆反應。「不可逆反應」指得是「比較徹底的反應」,意思是幾乎所有的反應物均形成產物。反應平衡常數非常大,在達到平衡時,反應物的濃度可以忽略不計。對於究竟多徹底的反應才能被稱為不可逆反應,各處的評判標準不同,一般認為平衡常數大於104的反應算是比較徹底的反應。

參見[編輯]

外部連結[編輯]