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化學反應怎麼樣才能進行

發布時間:2022-10-07 06:23:52

化學反應進行的條件,從熱力學和動力學來講分別是什麼

熱力學:研究反應發生的可能性。主要研究問題:1、指定條件下,某一反應能否自發進行(反應方向,用吉布斯自由能描述);2、若反應能給自發進行,反應進行的程度(化學平衡,用平衡常數描述)
動力學:研究反應的速率(快慢)及其影響因素、反應機理,即反應的現實性。
所以說動力學和熱力學是相輔相成的,動力學的研究必須以熱力學研究的結果為前提,而熱力學只有與動力學結合才能全面解決化學反應的實際問題。

Ⅱ 化學反應進行的條件是什麼

鹽與鹽,鹼與鹽,酸與鹽,要生成沉澱,氣體等
金屬與鹽,一定要發生置換反應,金屬與酸要有氫氣生成,也就是要排在活動順序表中H的前邊.

Ⅲ 怎麼判斷化學反應能進行

化學反應的自發性的判斷
1、自發過程:在一定的條件下,不需要外力就可以自動進行的過程。
2、焓變判斷:一個自發的過程,體系趨向是由能量高的狀態向能量低的狀態轉化。對化學
反應而言,放熱反應有自發的傾向。但是,吸熱反應也有自發的,發熱反應也有不自發的。
3、熵變判斷:在與外界隔離的體系中,自發過程將導致體系的熵增加。
4、自由能變△G的的判斷方法 △G=△H-T△S
△G<0,反應正向自發進行。 △G=0,反應處在平衡狀態。 △G>0,反應逆向自發進行。
①一個放熱的熵增加的反應,肯定是一個自發的反應。
△H<0,△S>0,△G<0
②一個吸熱的熵減少的反應,肯定是一個不自發的反應。
△H>0,△S<0,△G>0
③一個放熱的熵減少的反應,降低溫度,有利於反應自發進行。 △H<0,△S<0,要保證△G<0,T要降低。
③一個吸熱的熵增加的過程,升高溫度,有利於反應自發發生。 △H>0,△S>0,要保證△G<0,T要升高得足夠高。

Ⅳ 如何才能發生化學反應

發生化學反應需要滿足兩個條件

  1. 從反應機理反應,確實可以發生反應 氧化、還原、水解、替代、酯化等
  2. 滿足一定的條件,促使反應發生。加熱、加催化劑、加壓等

Ⅳ 什麼情況下化學反應才會進行

有一個規則是必須有水、氣體、沉澱中的一種及以上,才能反映(99%符合),其次要看活動性,根據金屬活動性順序表,高活性單質反映生成低活性單質,低活性化合物反映生成高活性化合物。還有其他一些原則,總之用慣了就成了經驗了

Ⅵ 化學反應能否進行的條件

反應條件是決定能否發生化學反應和化學反應速度快慢的重要因素之一,同時反應條件又取決於反應物的組成、結構和性質.我們常見的反應條件有以下幾種:(1)加熱;(2)光照;(3)點燃;(4)灼燒;(5)加壓(含高壓);(6)催化劑;(7)撞擊;(8)通電等.本文通過對物質的組成、結構和性質的有關規律化,找出有關反應條件的規律,最後再導出推測反應條件的方法和結論,這對於認識化學反應的本質、化學反應條件的正確表達和人學反應條件的控制,都有一定的理論意義和實用價值.

Ⅶ 化學反應進行的條件

視具體情況而定 如高溫,高壓,加熱,點燃,光照,催化劑,有些反應如復分解反應還要符合兩點:一是反應物都必須溶於水或溶於酸,而是反應生成物必須有水或沉澱或氣體生成等等要是具體情況而定

Ⅷ 高中化學中,一個反應的要能進行的條件是什麼請分類說明!謝謝

酸鹼環境:

在反應中營造酸鹼環境常常是為了催化反應進行,比如高中所談到的乙酸乙酯的水解,酸鹼都可以促使其水解,但是因為鹼會和水解後的乙酸反應,所以鹼的促進作用 更強。

加熱:

反應要開始進行,必須首先從外界獲得足夠的能量以達到反應的活化能。有些反應無需加熱便可反應,而有些這需要通過加熱來開啟反應或維持反應。對於放熱反應,可能需要短暫的加熱使反應以較快速率進行,如果反應放出的熱量不足以維持反應以穩定的速率進行,則仍需加熱;若能過產生足夠熱量維持反應,且反應物充足,則會不斷進行下去,如燃燒。對於吸熱反應,這需要外界不斷得提供熱量。

催化劑:

催化劑的催化原理比較復雜,但高中教材指出它可降低反應的活化能,從而使反應更容易進行。

平衡反應:

平衡反應的反應方向受到反應體系中各物質濃度的影響,基本准則是反應朝著該溫度下的平衡狀態進行,外界對反應物濃度的影響和溫度的改變,會影響反應平衡狀態,從而影響反應方向和反應是否進行及進行的速率。該類型比較重要的物理量是平衡常數。

化學反應遵循能量最低原理。

一些較實用的經驗:

溶液中的反應傾向於生成氣體或更不易溶、更難電離的物質,請特別注意「更」字。

以上內容可滿足高中的要求,不全,並且可能有表述不準確或錯誤的地方,還望指正

Ⅸ 化學反應是如何發生的

一般符合下面幾種條件即可發生反應:
①金屬 + 氧氣金屬氧化物
除Ag、Pt、Au外的金屬,一般都可與氧氣發生化合反應,金屬越活潑與氧化合就越容易,反應就越劇烈.金屬氧化物大多數是鹼性氧化物.
②鹼性氧化物 + 水可溶性鹼
可溶性鹼對應的鹼性氧化物能與水反應生成對應的鹼,K2O、Na2O、BaO都能跟水反應.Ca(OH)2微溶於水,它對應的CaO也能與水反應.其餘的鹼性氧化物一般與水不反應或不易反應.
③鹼鹽
由鹼轉化成鹽的途徑有三個:
鹼 + 酸性氧化物鹽 + 水
鹼 + 酸鹽 + 水
鹼 + 某些鹽另一種鹼 + 另一種鹽
④鹼鹼性氧化物 + 水
不溶性的鹼在加熱的條件下,一般可分解為對應的鹼性氧化物和水.鹼中的金屬越不活潑,則該鹼越容易分解.
⑤非金屬 + 氧氣非金屬氧化物
除F2、Cl2、Br2、I2外的非金屬,一般都可直接與O2反應生成非金屬氧化物.非金屬氧化物大多數是鹼性氧化物.
⑥酸性氧化物 + 水含氧酸
除不溶性的SiO¬2外,常見的酸性氧化物都可與水反應生成對應的含氧酸.
⑦酸鹽
由酸轉化成鹽的途徑有四個:
某些金屬 + 某些酸鹽 + 氫氣
酸 + 鹼性氧化物鹽 + 水
酸 + 鹼鹽 + 水
酸 + 某些鹽另一種酸 + 另一種鹽
⑧酸酸性氧化物 + 水
在一定條件下含氧酸分解可生成酸性氧化物(酸酐)和水.
⑨金屬 + 非金屬無氧酸鹽
此處的非金屬H2、O2除外.當金屬越活潑,非金屬也越活潑時,反應就越容易進行.
⑩酸性氧化物 + 鹼性氧化物含氧酸鹽
強酸(H2SO4、HNO3)的酸酐與活潑金屬的氧化物在常溫下即可反應,其餘的需在加熱或高溫條件下才能發生反應.
11 鹼性氧化物 + 酸鹽 + 水
強酸(H2SO4、HNO3、HCl)可與所有鹼性氧化物反應,弱酸(H2CO3、H2S等)只能和活潑金屬的氧化物反應.
12 酸性氧化物 + 鹼鹽 + 水
酸性氧化物在一般條件下都可與強鹼溶液反應,但SiO2與NaOH固體(或KOH固體)需在強熱條件下才發反應.
13 酸 + 鹼鹽 + 水
參加反應的酸和鹼至少有一種是易溶於水的.
14 鹼 + 鹽另一種鹼 + 另一種鹽
參加反應的鹼和鹽必須都能溶於水,同時生成物中必須有難溶物或容易揮發的鹼(NH3•H2O).
15 酸 + 鹽另一種酸 + 另一種鹽
酸和鹽反應的前提條件比較復雜,在現階段應掌握以下幾點:
這里所說的酸和鹽的反應是在水溶液中發生的復分解反應,必須符合復分解反應發生的條件,酸與鹽才能發生反應.
如果反應物中的鹽是難溶物,那麼生成物必須都是可溶的,否則反應將不能繼續進行.在實驗室用石灰石製取CO2時,只能選用鹽酸而不能用硫酸,就是這個道理.
必須掌握弱酸鹽(如Na2CO3、CaCO3)跟強酸HCl、H2SO4、HNO3的反應,和生成BaSO4、AgCl的反應.
16 鹽 + 鹽另兩種鹽
參加反應的兩種鹽必須都能溶於水,若生成物中有一種是難溶性的鹽時,則反應可以進行.
17 金屬 + 鹽另一種金屬 + 另一種鹽
在金屬活動性順序里,排在前面的金屬(K、Ca、Na除外)能把排在後面的金屬從它的鹽溶液里置換出來.
17金屬 + 酸鹽 + 氫氣
在金屬活動性順序里,排在氫前的金屬能從酸溶液中把氫置換出來.這里的酸主要是指鹽酸和稀硫酸.濃硫酸和硝酸因有強氧化性,跟金屬反應時不會生成氫氣,而是生成鹽、水和其它氣體.

Ⅹ 化學反應物達成什麼條件才能反應

內因:反應物自身的性質
壓強條件
對於有氣體參與的化學反應,其他條件不變時(除體積),增大壓強,即體積減小,反應物濃度增大,單位體積內活化分子數增多,單位時間內有效碰撞次數增多,反應速率加快;反之則減小.若體積不變,加壓(加入不參加此化學反應的氣體)反應速率就不變.因為濃度不變,單位體積內活化分子數就不變.但在體積不變的情況下,加入反應物,同樣是加壓,增加反應物濃度,速率也會增加.
溫度條件
只要升高溫度,反應物分子獲得能量,使一部分原來能量較低分子變成活化分子,增加了活化分子的百分數,使得有效碰撞次數增多,故反應速率加大(主要原因).當然,由於溫度升高,使分子運動速率加快,單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快(次要原因)
催化劑
使用正催化劑能夠降低反應所需的能量,使更多的反應物分子成為活化分子,大大提高了單位體積內反應物分子的百分數,從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之.催化劑只能改變化學反應速率,卻改不了化學反應平衡.
條件濃度
當其它條件一致下,增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目,從而增加有效碰撞,反應速率增加,但活化分子百分數是不變的 .
其他因素
增大一定量固體的表面積(如粉碎),可增大反應速率,光照一般也可增大某些反應的速率;此外,超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響.
溶劑對反應速度的影響
在均相反應中,溶液的反應遠比氣相反應多得多(有人粗略估計有90%以上均相反應是在溶液中進行的).但研究溶液中反應的動力學要考慮溶劑分子所起的物理的或化學的影響,另外在溶液中有離子參加的反應常常是瞬間完成的,這也造成了觀測動力學數據的困難.最簡單的情況是溶劑僅引起介質作用的情況.
在溶液中起反應的分子要通過擴散穿周圍的溶劑分子之後,才能彼此接觸,反應後生成物分子也要穿過周圍的溶劑分子通過擴散而離開.
擴散——就是對周圍溶劑分子的反復擠撞,從微觀角度,可以把周圍溶劑分子看成是形成了一個籠,而反應分子則處於籠中.分子在籠中持續時間比氣體分子互相碰撞的持續時間大10-100倍,這相當於它在籠中可以經歷反復的多次碰撞.
籠效應——就是指反應分子在溶劑分子形成的籠中進行多次的碰撞(或振動).這種連續反復碰撞則稱為一次偶遇,所以溶劑分子的存在雖然限制了反應分子作遠距離的移動,減少了與遠距離分子的碰撞機會,但卻增加了近距離分子的重復碰撞.總的碰撞頻率並未減低.
據粗略估計,在水溶液中,對於一對無相互作用的分子,在依次偶遇中它們在籠中的時間約為10-12-10-11s,在這段時間內大約要進行100-1000次的碰撞.然後偶爾有機會躍出這個籠子,擴散到別處,又進入另一個籠中.可見溶液中分子的碰撞與氣體中分子的碰撞不同,後者的碰撞是連續進行的,而前者則是分批進行的,一次偶遇相當於一批碰撞,它包含著多次的碰撞.而就單位時間內的總碰撞次數而論,大致相同,不會有數量級上的變化.所以溶劑的存在不會使活化分子減少.A和B發生反應必須通過擴散進入同一籠中,反應物分子通過溶劑分子所構成的籠所需要的活化能一般不會超過20kJ·mol-1,而分子碰撞進行反應的活化能一般子40 -400kJ·mol-1之間.
由於擴散作用的活化能小得多,所以擴散作用一般不會影響反應的速率.但也有不少反應它的活化能很小,例如自由基的復合反應,水溶液中的離子反應等.則反應速率取決於分子的擴散速度,即與它在籠中時間成正比.
從以上的討論可以看出,如果溶劑分子與反應分子沒有顯著的作用,則一般說來碰撞理論對溶液中的反應也是適用的,並且對於同一反應無論在氣相中或在溶液中進行,其概率因素P和活化能都大體具有同樣的數量級,因而反應速率也大體相同.但是也有一些反應,溶劑對反應有顯著的影響.例如某些平行反應,常可藉助溶劑的選擇使得其中一種反應的速率變得較快,使某種產品的數量增多.
溶劑對反應速率的影響是一個極其復雜的問題,一般說來:
(1)溶劑的介電常數對於有離子參加的反應有影響.因為溶劑的介電常數越大,離子間的引力越弱,所以介電常數比較大的溶劑常不利與離子間的化合反應.
(2)溶劑的極性對反應速率的影響.如果生成物的極性比反應物大,則在極性溶劑中反應速率比較大;反之,如反應物的極性比生成物大,則在極性溶劑中的反應速率必變小.
(3)溶劑化的影響,一般說來.作用物與生成物在溶液中都能或多或少的形成溶劑化物.這些溶劑化物若與任一種反應分子生成不穩定的中間化合物而使活化能降低,則可以使反應速率加快.如果溶劑分子與作用物生成比較穩定的化合物,則一般常能使活化能增高,而減慢反應速率.如果活化絡合物溶劑化後的能量降低,因而降低了活化能,就會使反應速率加快.
(4)離子強度的影響(也稱為原鹽效應).在稀

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