화학 반응

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화학반응은 한 세트의 화학물질을 다른 ^[1]세트로 바꾸는 과정이다.전통적으로 화학반응은 원자간 화학결합의 형성 및 파괴에 전자의 위치만 관여하는 변화를 포함하며, 원자핵에 대한 변화(원소에 대한 변화 없음)는 없으며, 종종 화학방정식으로 설명될 수 있다.핵화학은 불안정한 방사성 원소의 화학반응을 수반하는 화학의 하위 분야로 전자적 및 핵적 변화가 모두 일어날 수 있다.

처음에 화학 반응에 관여하는 물질을 반응물 또는 시약이라고 합니다.화학반응은 보통 화학변화에 의해 특징지어지며, 일반적으로 반응물질과 다른 특성을 가진 하나 이상의 생성물을 생성한다.반응은 종종 일련의 개별 하위 단계, 이른바 기본 반응으로 구성되며, 정확한 거동에 대한 정보는 반응 메커니즘의 일부이다.화학반응은 화학방정식으로 설명되며, 화학방정식은 시작물질, 최종생성물, 때로는 중간생성물과 반응조건을 상징적으로 나타낸다.

화학반응은 주어진 온도와 화학농도에서 특징적인 반응속도로 일어난다.일반적으로 반응 속도는 온도가 상승할수록 증가하는데, 이는 원자 간의 결합을 끊는 데 필요한 활성화 에너지에 도달하기 위해 더 많은 열에너지가 있기 때문입니다.반응이 완료되거나 균형에 도달할 때까지 전진 또는 역방향으로 진행될 수 있습니다.평형에 접근하기 위해 전진 방향으로 진행되는 반응은 종종 자발적이고 일정한 온도와 압력에서 발생할 경우 자유 에너지를 감소시키는 것으로 설명된다.자발적이지 않은 반응은 앞으로 나아가기 위해 에너지 입력을 요구한다(예: 외부 전원에 의해 구동되는 배터리 충전 또는 보통 햇빛의 형태로 전자파 방사선의 흡수에 의해 구동되는 광합성을 포함한다).

반응은 산화환원이 발생하는 레독스 또는 산화환원이 발생하지 않는 비레독스로 분류할 수 있다.대부분의 단순한 산화환원반응은 결합반응, 분해반응 또는 단일치환반응으로 분류될 수 있다.

원하는 제품을 얻기 위해 화학합성 중에 다른 화학반응이 사용된다.생화학에서 연속된 일련의 화학 반응(한 반응의 산물이 다음 반응의 반응물)은 대사 경로를 형성한다.이러한 반응은 종종 단백질 효소에 의해 촉매된다.효소는 생화학 반응의 속도를 증가시켜, 일반적인 조건에서는 불가능한 대사 합성과 분해를 세포 내의 온도와 농도에서 일어날 수 있다.

화학 반응의 일반적인 개념은 양자장 이론에서 설명한 것처럼 원자보다 작은 물체들 간의 반응, 방사성 붕괴, 그리고 소립자 간의 반응을 포함하여 확장되었다.

역사

불에서의 연소, 발효, 금속으로의 광석 감소와 같은 화학 반응은 고대부터 알려져 있었다.물질의 변형에 대한 초기 이론은 어떤 물질도 불, 물, 공기, 그리고 흙의 네 가지 기본 요소로 구성된다고 말하는 엠페도클레스의 4원소 이론과 같은 그리스 철학자들에 의해 개발되었다.중세에는 연금술사들이 화학적 변화를 연구했다.그들은 특히 납을 금으로 바꾸려고 시도했고, 이를 위해 납과 납-동 합금과 ^[2]유황의 반응을 이용했다.

화학 물질의 인위적인 생산은 이미 중세 연금술사들의 ^[3]중심 목표였다.예로는 자비르 이븐 ^[4]에이얀의 작품(850–950)에 기술된 유기 물질로부터 염화 암모늄을 합성하거나 ^[5]1300년부터 이후의 연금술사에 의한 황산 및 질산 등의 광물산 생산을 들 수 있다.광산의 생산은 황산동, 명반, 소금과 같은 질산염 광물과 황산동 광물의 가열과 관련이 있었다.17세기에 요한 루돌프 글라우버는 황산과 염화나트륨을 반응시켜 염산과 황산나트륨을 생산했다.1746년 납 챔버 공정과 르블랑 공정의 개발로 황산과 탄산나트륨을 각각 대량으로 생산할 수 있게 되면서 화학반응이 산업계에 구현되었다.황산 기술의 추가적인 최적화로 1880년대에 ^[6]접촉 과정이 이루어졌고, Haber 공정은 암모니아 ^[7]합성을 위해 1909-1910년에 개발되었습니다.

16세기부터, 얀 침례교 판 헬몬트, 로버트 보일, 그리고 아이작 뉴턴을 포함한 연구원들은 실험적으로 관찰된 화학적 변환에 대한 이론을 세우려고 노력했다.프롤기스톤 이론은 1667년 요한 요아힘 베커에 의해 제안되었다.그것은 "플로기스톤"이라고 불리는 불 같은 원소의 존재를 가정했다. 이 원소는 가연성 물체 안에 포함되어 연소 중에 방출되었다.이것은 1785년 Antoine Lavoisier에 의해 거짓으로 판명되었는데,^[8] 그는 연소에 대한 정확한 설명을 공기 중의 산소와 반응하는 것을 발견했다.

조셉 루이스 게이-루삭은 1808년에 가스가 항상 서로 일정한 관계에서 반응한다는 것을 인식했다.이 아이디어와 존 달튼의 원자론에 기초하여, 조셉 프루스트는 일정한 비율의 법칙을 개발하였고, 이것은 후에 화학 계량학과 화학 ^[9]방정식의 개념을 낳았다.

유기화학에 관해서는 생물로부터 얻은 화합물은 합성하기에는 너무 복잡하다고 오랫동안 믿어왔다.활력주의의 개념에 따르면 유기물은 "활력"을 부여받고 무기 물질과 구별된다.그러나 이 분리는 1828년 프리드리히 뵐러에 의해 무기 전구체로부터 요소를 합성함으로써 끝이 났다.유기 화학에 주요한 공헌을 한 다른 화학자들로는 알렉산더 윌리엄슨과 그의 에테르 합성으로 치환 반응의 메커니즘을 확립한 크리스토퍼 켈크 잉골드가 있다.

특성.

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화학 반응의 일반적인 특성은 다음과 같습니다.

• 기체의 진화
• 침전물의 형성
• 온도 변화
• 상태 변화

방정식

화학 방정식은 화학 반응을 그래픽으로 설명하기 위해 사용된다.왼쪽의 반응물과 오른쪽의 제품의 화학식 또는 구조식으로 구성됩니다.반응 방향과 유형을 나타내는 화살표(→)로 구분되어 있으며, 화살표는 "반사"^[10]라는 단어로 읽힙니다.화살표 끝은 반응이 진행되는 방향을 가리킵니다.평형 반응에는 반대 방향을 가리키는 쌍화살표())를 사용한다.화학량법에 따라 방정식은 균형을 이루어야 하며, 각 종의 원자 수는 방정식의 양쪽에서 동일해야 한다.이것은 관련된 분자의 수(아래의 개략적인 예에서는 A, B, C 및 D)를 적절한 정수 a, b, c 및 ^[11]d로 스케일링함으로써 달성된다.

A + B → C + D

보다 정교한 반응은 시작 재료 및 제품 외에 중요한 중간체 또는 전이 상태를 나타내는 반응 체계로 나타납니다.또한 반응 화살표 위에 비교적 작은 첨가물을 표시할 수 있습니다. 이러한 첨가물의 예로는 물, 열, 조명, 촉매 등이 있습니다.마찬가지로 일부 부제품은 화살표 아래에 배치될 수 있으며, 종종 마이너스 기호가 붙어 있습니다.

역합성 분석을 적용하여 복잡한 합성 반응을 설계할 수 있습니다.여기서 분석은 예를 들어 선택된 화학 결합을 분할하여 신뢰할 수 있는 초기 시약에 도달하는 제품에서 시작한다.복고 ^[12]반응에는 특수 화살표())가 사용됩니다.

기본 반응

기초반응은 화학반응이 분해될 수 있는 최소분할로 중간생성물이 ^[13]없다.실험적으로 관찰된 대부분의 반응들은 병렬 또는 순차적으로 일어나는 많은 기본 반응들로부터 만들어진다.개별 기본 반응의 실제 순서는 반응 메커니즘으로 알려져 있습니다.소립자 반응은 몇 개의 분자, 보통 한두 개의 분자를 포함하는데, 그 이유는 여러 분자가 ^[14]특정 시간에 만날 확률이 낮기 때문이다.

가장 중요한 기본 반응은 단분자 반응과 쌍분자 반응이다.단분자 반응에 관여하는 분자는 단분자이며 이성화 또는 해리에 의해 하나 이상의 다른 분자로 변환된다.이러한 반응에는 열이나 빛의 형태로 에너지를 추가해야 합니다.단분자 반응의 전형적인 예는 cis-trans 이성질화이며, 화합물의 cis 형태가 트랜스 형태로 변환되거나 그 반대이다.^[15]

전형적인 해리 반응에서 분자 내의 결합은 분열(파손)되어 두 개의 분자 조각이 된다.분할은 균질화 또는 이종 분해될 수 있습니다.첫 번째 경우 결합은 각 제품이 전자를 유지하도록 분할되어 중성라디칼이 된다.두 번째 경우 화학결합의 양쪽 전자가 하나의 생성물과 함께 남아 하전 이온을 생성한다.해리는 수소-산소 반응이나 중합 반응과 같은 연쇄 반응을 일으키는 데 중요한 역할을 한다.

$(\displaystyle {AB -> A + B})$ A + B}}}">

분자 AB의 단편 A와 B로의 해리

이분자 반응의 경우 두 분자가 서로 충돌하고 반응합니다.이들의 합병을 화학합성 또는 부가반응이라고 한다.

$(\displaystyle {A + B -> AB})$ AB}}}">

또 다른 가능성은 한 분자의 일부만 다른 분자로 옮겨진다는 것이다.이러한 유형의 반응은 예를 들어 산화환원 반응과 산염기 반응에서 일어난다.산화환원 반응에서 전달된 입자는 전자이고, 산염기 반응에서는 양성자이다.이런 종류의 반응은 메타세시스라고도 불린다.

$({displaystyle {HA + B -> A + HB}})$ A + HB}}}">

예를들면

$(\displaystyle {NaCl + AgNO3 -> NaNO3 + AgCl(v)}}}$ NaNO3 + AgCl(v)}}}">

화학적 평형

대부분의 화학 반응은 가역적이다. 즉, 그것들은 양방향으로 진행될 수 있다.순방향 반응과 역방향 반응은 서로 경쟁하며 반응 속도가 다릅니다.이러한 속도는 농도에 따라 달라지며, 따라서 반응 시간에 따라 변화한다: 역속도는 점차 증가하며 순방향 반응 속도와 같아지며 소위 화학적 평형을 확립한다.평형에 도달하는 시간은 온도, 압력 및 관련된 물질과 같은 매개변수에 따라 달라지며 최소 자유 에너지에 의해 결정됩니다.평형상태에서 깁스 자유에너지는 0이어야 한다.압력 의존성은 르 샤틀리에의 원리로 설명할 수 있다.예를 들어, 부피 감소로 인한 압력 증가는 가스 ^[16]몰이 적은 쪽으로 반응을 이동시킵니다.

반응수율은 평형상태에서 안정되지만 반응혼합물에서 생성물을 제거함으로써 증가하거나 온도나 압력을 증가시켜 변화시킬 수 있다.반응물의 농도 변화는 평형 상수에 영향을 미치지 않지만 평형 위치에 영향을 미친다.

열역학

화학반응은 열역학 법칙에 의해 결정된다.반응들은 발기성이면, 즉 자유 에너지를 방출하면 저절로 진행될 수 있다.반응의 관련 자유 에너지 변화는 엔탈피와 ^[17]엔트로피의 두 가지 다른 열역학적 양의 변화로 구성됩니다.

${\displaystyle \mathrm{\delta }}$ G${\displaystyle }$=${\displaystyle \delta }$ ${\displaystyle H}$ - T$display$ S { $displaystyle$ \ $Delta G$= \ $Delta H$- T \ $cdot$ \ $Delta$S$$} 。

G: 자유 에너지, H: 엔탈피, T: 온도, S: 엔트로피, δ: 차이(원래와 제품의 변화)

반응은 발열될 수 있으며, 여기서 δH는 음수이고 에너지는 방출된다.발열 반응의 전형적인 예로는 연소, 강수 및 결정화가 있으며, 이 경우 질서 정연한 고형물은 기체 또는 액체상에서 형성된다.반면 흡열 반응에서는 환경으로부터 열이 소비됩니다.이것은 종종 엔트로피가 높은 가스 또는 용해 반응 생성물의 형성을 통해 시스템의 엔트로피를 증가시킴으로써 발생할 수 있습니다.자유 에너지 변화에서의 엔트로피 항은 온도에 따라 증가하므로 많은 흡열 반응이 고온에서 일어나는 것이 바람직하다.반대로 결정화 등의 발열 반응은 저온에서 발생하는 것이 바람직하다.온도 변화는 때때로 반응의 엔탈피 신호를 반전시킬 수 있습니다. 예를 들어 일산화탄소 감소는 이산화 몰리브덴의 경우입니다.

() + 2 ( ) 2 2($g$) +$Mo$ (s $){$ $display$ $style$ { 2 CO ( g ) + 2 $CO2$ ($g )$}、 2 $CO2{\displaystyle \mathrm{}}$( $g$) +${\displaystyle \mathrm{Mo}}$ ( s ) 、 、 $Kdel$ style 。

이산화탄소와 몰리브덴을 형성하기 위한 이 반응은 낮은 온도에서 흡열되고 온도가 ^[18]상승할수록 감소합니다.1855K에서는 δH°가 0이 되어 그 온도 이상으로 발열한다.

온도 변화도 반응의 방향성을 반전시킬 수 있다.예를 들어, 물 가스 이동 반응은

$({displaystyle {CO(g) + H2O({v}) <=> CO2(g) + H2(g)}})$ CO2(g) + H2(g)}}}">

저온에서 선호되지만 그 반대는 고온에서 선호됩니다.반응 방향의 ^[18]변화는 1100K에서 일어난다.

반응들은 또한 엔트로피, 부피 및 화학적 잠재력의 변화를 고려하는 내부 에너지 변화로 특징지을 수 있습니다.후자는 무엇보다도 관련 ^[19]물질의 활동에 의존한다.

${\displaystyle {d}U=T\cdot {d}S-p\cdot {d}V+\mu \cdot {d}n}$

U: 내부 에너지, S: 엔트로피, p: 압력, μ: 화학 퍼텐셜, n: 분자수, d: 작은 변화 부호

동력학

반응이 일어나는 속도는 반응 속도론에 의해 연구된다.환율은 다음과 같은 다양한 파라미터에 따라 달라집니다.

• 단위시간당 충돌이 증가하여 상승할 경우 반응이 더 빠른 속도로 발생하는 반응물질 농도.그러나 일부 반응은 제한된 수의 촉매 부위로 인해 반응물 농도와 무관한 속도를 가집니다.이것들은 제로 오더 반응이라고 불립니다.
• 반응물, 특히 이종 시스템의 고체 반응물 간 접촉에 사용할 수 있는 표면적.표면적이 클수록 반응률이 높아집니다.
• 압력 – 압력이 증가하면 분자 간의 부피가 감소하므로 분자 간의 충돌 빈도가 높아집니다.
• 활성화 에너지 - 반응을 자발적으로 시작하고 진행하는 데 필요한 에너지의 양으로 정의됩니다.활성화 에너지가 높으면 활성화 에너지가 낮은 반응보다 반응물이 시작하는데 더 많은 에너지가 필요하다는 것을 의미합니다.
• 온도가 올라가면 반응이 빨라지는 것은 온도가 높아지면 분자의 에너지가 증가하기 때문에 단위시간당 더 많은 충돌이 발생하기 때문이다.
• 촉매의 유무촉매는 반응물 또는 중간체와의 약한 결합을 만들고 반응 경로(기계)를 변화시키는 물질로, 반응 발생에 필요한 활성화 에너지를 감소시킴으로써 반응 속도를 증가시킨다.촉매는 반응 중에 파괴되거나 변화하지 않기 때문에 다시 사용할 수 있습니다.
• 일부 반응의 경우, 전자파 복사, 특히 자외선의 존재는 반응을 시작하기 위한 결합의 분해를 촉진하기 위해 필요하다.이것은 특히 래디칼과 관련된 반응에 해당된다.

몇 가지 이론은 분자 수준에서 반응 속도를 계산할 수 있도록 한다.이 필드를 반응 역학이라고 합니다.물질 A의 분해일 수 있는 1차 반응의 속도 v는 다음과 같이 구한다.

${\displaystyle v=-{\frac {d[\ce {A}}}{dt}}=k\cdot [{\ce {A}}]}$

통합 결과:

${\displaystyle {[A]}}(t)=cdot {[A]}_{0}\cdot e^{-k\cdot t}.}$

여기서 k는 1차 레이트 상수로 치수 1/시간을 가지며, [A](t)는 시간 t에서의 농도, [A]₀는 초기 농도이다.1차 반응 속도는 관련 물질의 농도와 특성에 따라 달라지며 반응 자체는 특징적인 반감기로 기술될 수 있다.고차 반응을 설명할 때는 두 개 이상의 시간 상수가 필요합니다.속도 상수의 온도 의존성은 보통 Arrhenius 방정식을 따릅니다.

${\displaystyle k=k_{0}e^{-E_{a}}/{k_{B}T}}}$

여기서_a E는 활성화 에너지이고_B k는 볼츠만 상수이다.반응 속도의 가장 간단한 모델 중 하나는 충돌 이론이다.보다 현실적인 모델은 특정 문제에 맞게 조정되며 전이 상태 이론, 잠재적 에너지 표면의 계산, 마커스 이론 및 라이스-람스퍼거-카셀-마르쿠스([20]RRKM) 이론을 포함한다.

반응 유형

4가지 기본 유형

합성

합성 반응에서는, 2개 이상의 단순한 물질이 결합해 보다 복잡한 물질을 형성한다.이러한 반응은 일반적인 형태로 나타납니다.

하나의 생성물을 생성하는 두 개 이상의 반응물은 합성 반응을 식별하는 또 다른 방법이다.합성 반응의 한 예는 철과 유황의 결합을 철로 만드는 것이다.II) 황화물:

또 다른 예는 ^[21]물과 같은 더 복잡한 물질을 생산하기 위해 단순한 수소 가스와 단순한 산소가스를 결합한 것이다.

분해

분해 반응은 더 복잡한 물질이 더 단순한 부분으로 분해되는 것입니다.따라서 그것은 합성 반응의 반대이며, 다음과 같이 쓸^[21][22] 수 있다.

분해 반응의 한 예는 물을 전기 분해하여 산소와 수소가스를 만드는 것입니다.

단일 치환

단일 변위 반응에서 결합되지 않은 단일 원소가 화합물 내의 다른 원소를 대체한다. 즉, 한 원소가 화합물^[21] 내의 다른 원소와 자리를 교환한다. 이러한 반응은 일반적인 형태로 다음과 같이 나타난다.

단일 치환 반응의 한 예는 마그네슘이 수산화 마그네슘과 수소 가스를 만들기 위해 물 속의 수소를 대체하는 것입니다.

이중 변위

이중 치환 반응에서 두 화합물의 음이온과 양이온이 위치를 바꿔 완전히 다른 두 ^[21]화합물을 형성합니다.이러한 반응은 일반적인 ^[22]형태로 나타납니다.

예를 들어 염화바륨(BaCl₂)과 황산마그네슘(MgSO₄)이 반응할 때 SO 음이온이₄²⁻ 2Cl⁻ 음이온과 전환되어 BaaS와₄ MgCl₂ 화합물이 생성됩니다.

이중 변위 반응의 또 다른 예는 납의 반응이다.II) 납을 형성하기 위해 요오드화칼륨을 포함한 질산염(II) 요오드화물 및 질산칼륨:

연소

연소 반응에서 원소나 화합물은 산화제(일반적으로 산소)와 반응하며, 종종 열이나 빛의 형태로 에너지를 생성합니다.연소 반응은 종종 탄화수소를 수반한다.예를 들어 산소 중 옥탄 1몰(114g)의 연소

릴리즈 5500kJ연소 반응은 탄소, 마그네슘 또는 ^[23]황이 산소와 반응하는 경우에도 발생할 수 있습니다.