化學反應

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化學反應,亦名化變化學之本也。物質性、質、構之變也。化學反應者,實則電子之得失,反應物泯而得產物矣。

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諸類反應如下所示:

  • 化合):並數物質而得一產物矣。
  • 分解):由一物拆分而得數產物者也。
    • 置換/單代():甲原質取乙而代之也。
    • 複解/雙代):兩化合物互換原質、離子而得兩產物,水液之中常有此效。
    • 取代(小分子)(小分子)):小分子取原子團而代之。
    • 加成):底物飽和之效矣。
    • 消除):底物趨不飽和之效,乃加成之逆矣。
    • 重排):序、構之變也。
    • 協同:斷鍵生鍵同步而成。
    • 電離論者,酸者溶水得氫而鹼者得氫氧根也。
    • 質子論者,酸者釋質子而鹼則取質子也。
    • 電子論者,酸者取對電子而鹼施以電子也。
  • 燃燒:底物並氧化劑之烈效,常䆁光放熱也。(實屬氧化還原之類。)

效與能[]

能之淨變[]

熱力學第二定律云,密閉系統者欲減矣。無外力下,天下之效、混雜之物皆從此。如是者,析則可算計而得反應物之熱學。焓者,可以標準反應焓反應熱加成性定律赫斯定律)得之。以灼甲烷之效為範:

能量之算計須斷其效左右兩方之纏牽之力以取數據,方可得反應物、産物之能差。以ΔH表能差,Δ(Delta)表其差,H則為焓於恆壓下之傳熱能。符千焦耳千卡

  • 䆁熱:ΔH為負,則效生熱。釋熱之效多自發而行。燃燒者,放熱,亦從此類也。
  • 吸熱:ΔH為正,即生效需取能量矣。

自發[]

上云「䆁熱者自發而行」常為實也,然並不能蓋全。溶硝酸銨在水,吸熱而自行生產,此何解焉?蓋因效者自發與否,以決之。熵者,表亂度也。微觀世界之下,狀態之數較盈者,茲亂甚也,而熵變亦增矣。溶硝酸銨之例,乃之所以也。

吉布斯能者,密閉系統於恆溫恆壓之下向四周可作之最大功也,參焓熵之變,以辨反應自發與否。負者自發;正者惰矣;為零則得平衡之態。其式如下:

,ΔG乃自由能之變,ΔH為焓變,而ΔS則為熵變。溫、熵以積繫之,而高熱或可致負能,故有若干吸熱之效行於高溫之下。

若連吉布斯能並宇宙之熵變(系統環境之合)觀之,亦可導上述之論。式:第二定律云,宇宙之熵趨淨增而不減,以ΔSuniv為正,則ΔG為負者則自效也。

欲知其詳,請閱化學入門