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英語版 Chemical reaction の 2024年07月12日T09:58:30(UTC)版から翻訳のため転記

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A chemical reaction is a process that leads to the chemical transformation of one set of chemical substances to another. When chemical reactions occur, the atoms are rearranged and the reaction is accompanied by an energy change as new products are generated. Classically, chemical reactions encompass changes that only involve the positions of electrons in the forming and breaking of chemical bonds between atoms, with no change to the nuclei (no change to the elements present), and can often be described by a chemical equation. Nuclear chemistry is a sub-discipline of chemistry that involves the chemical reactions of unstable and radioactive elements where both electronic and nuclear changes can occur.

化学反応(かがくはんのう、英: chemical reaction)は、ある化学物質群が別の化学物質群へ化学的に変化する過程である^[1] 。化学反応が起こると、原子が再配列され、新しい生成物が形成される際にエネルギー変化を伴う。古典的は化学反応では、原子間の化学結合の形成と切断に関与する電子の位置のみが変化し、原子核には変化がなく(存在する元素に関係なく)、多くの場合、化学方程式で表すことができる。核化学は、不安定な元素や放射性元素の化学反応、電子と原子核の両方に変化が起こりうる現象を扱う化学の下位分野である。

The substance (or substances) initially involved in a chemical reaction are called reactants or reagents. Chemical reactions are usually characterized by a chemical change, and they yield one or more products, which usually have properties different from the reactants. Reactions often consist of a sequence of individual sub-steps, the so-called elementary reactions, and the information on the precise course of action is part of the reaction mechanism. Chemical reactions are described with chemical equations, which symbolically present the starting materials, end products, and sometimes intermediate products and reaction conditions.

化学反応に関与する物質(または物質群)は、反応物または試薬と呼ばれる。一般に化学反応は、化学変化によって特徴づけられ、通常は反応物とは異なる性質を持つ1つまたは複数の生成物を生成する。反応は、素反応とよばれる個々の小段階の連続で構成されることが多く、正確な反応経路に関する情報は反応機構の一部である。化学反応は、出発物質と最終生成物、場合によっては中間生成物や反応条件を記号的に表す化学方程式で記述される。

Chemical reactions happen at a characteristic reaction rate at a given temperature and chemical concentration. Some reactions produce heat and are called exothermic reactions, while others may require heat to enable the reaction to occur, which are called endothermic reactions. Typically, reaction rates increase with increasing temperature because there is more thermal energy available to reach the activation energy necessary for breaking bonds between atoms.

化学反応は、特定の温度と化学濃度において、特徴的な反応速度で起こる。熱を発生する反応は発熱反応と呼ばれ、反応を起こすために熱を必要とする反応は吸熱反応と呼ばれる。一般的に、温度の上昇に伴って反応速度も増加する。これは、原子間の結合を切断するために必要な活性化エネルギーに到達するために利用できる熱エネルギーが増えるためである。

A reaction may be classified as redox in which oxidation and reduction occur or non-redox in which there is no oxidation and reduction occurring. Most simple redox reactions may be classified as a combination, decomposition, or single displacement reaction.

反応は、酸化と還元が起こる酸化還元反応と、酸化も還元も起こらない非酸化還元反応に分類することができる。ほとんどの単純な酸化還元反応は、合成反応、分解反応、単一置換反応に分類できる。

Different chemical reactions are used during chemical synthesis in order to obtain the desired product. In biochemistry, a consecutive series of chemical reactions (where the product of one reaction is the reactant of the next reaction) form metabolic pathways. These reactions are often catalyzed by protein enzymes. Enzymes increase the rates of biochemical reactions, so that metabolic syntheses and decompositions impossible under ordinary conditions can occur at the temperature and concentrations present within a cell.

化学合成では、所望の生成物を得るために、さまざまな化学反応が行われる。生化学では、一連の連続した化学反応(ある反応の生成物が次の反応の反応物となる)が代謝経路を形成する。これらの反応はしばしばタンパク質酵素によって触媒される。酵素は生化学反応の速度を上げるので、通常の条件下では不可能な代謝合成や分解を、細胞内の温度や濃度で起こすことができる。

The general concept of a chemical reaction has been extended to reactions between entities smaller than atoms, including nuclear reactions, radioactive decays and reactions between elementary particles, as described by quantum field theory.

化学反応の一般的な概念は、核反応、放射性崩壊、量子場理論で説明されるような素粒子間の反応など、原子よりも小さな粒子間の反応にまで拡張されてきた。

Chemical reactions such as combustion in fire, fermentation and the reduction of ores to metals were known since antiquity. Initial theories of transformation of materials were developed by Greek philosophers, such as the Four-Element Theory of Empedocles stating that any substance is composed of the four basic elements – fire, water, air and earth. In the Middle Ages, chemical transformations were studied by alchemists. They attempted, in particular, to convert lead into gold, for which purpose they used reactions of lead and lead-copper alloys with sulfur.

火による燃焼、発酵、鉱石から金属への還元といった化学反応は、古代から知られていた。

物質変換の関する初期の理論は、あらゆる物質は火、水、空気、土の4つの基本元素から構成されていると述べたエンペドクレスの四元素説など、ギリシャの哲学者によって構築された。

中世には、錬金術師によって化学変換が研究された。

特に、鉛を金に変えようとし、そのために鉛や銅鉛合金と硫黄との反応を利用した^[2] 。

The artificial production of chemical substances already was a central goal for medieval alchemists. Examples include the synthesis of ammonium chloride from organic substances as described in the works (c. 850–950) attributed to Jābir ibn Ḥayyān, or the production of mineral acids such as sulfuric and nitric acids by later alchemists, starting from c. 1300. The production of mineral acids involved the heating of sulfate and nitrate minerals such as copper sulfate, alum and saltpeter. In the 17th century, Johann Rudolph Glauber produced hydrochloric acid and sodium sulfate by reacting sulfuric acid and sodium chloride. With the development of the lead chamber process in 1746 and the Leblanc process, allowing large-scale production of sulfuric acid and sodium carbonate, respectively, chemical reactions became implemented into the industry. Further optimization of sulfuric acid technology resulted in the contact process in the 1880s, and the Haber process was developed in 1909–1910 for ammonia synthesis.

中世の錬金術師にとって、化学物質の人工的な製造は早くも中心的な目標であった^[3] 。

たとえば、ジャービル・イブン・ハイヤーンの著作(850-950年頃)に記述されている有機物質からの塩化アンモニウムの合成や^[4] 、1300年頃から後世の錬金術師による硫酸や硝酸などの無機酸の製造があげられる^[5] 。

無機酸の製造には、硫酸銅、ミョウバン、硝酸カリウムなどの硫酸塩鉱物や硝酸塩鉱物を加熱する必要があった。

17世紀に、ヨハン・ルドルフ・グラウバーは、硫酸と塩化ナトリウムを反応させて塩酸と硫酸ナトリウムを製造した。

1746年に鉛室法やルブラン法が開発され、それぞれ硫酸と炭酸ナトリウムの大量生産が可能になり、化学反応が産業に導入されるようになった。

1880年代には、硫酸技術のさらなる最適化により接触法が開発され^[6] 、1909年から1910年にはアンモニア合成のためハーバー・ボッシュ法が開発された^[7] 。

From the 16th century, researchers including Jan Baptist van Helmont, Robert Boyle, and Isaac Newton tried to establish theories of experimentally observed chemical transformations. The phlogiston theory was proposed in 1667 by Johann Joachim Becher. It postulated the existence of a fire-like element called "phlogiston", which was contained within combustible bodies and released during combustion. This proved to be false in 1785 by Antoine Lavoisier who found the correct explanation of the combustion as a reaction with oxygen from the air.

16世紀以降、ヤン・パブティスタ・ファン・ヘルモント、ロバート・ボイル、アイザック・ニュートンなどの研究者が、実験的に観察された化学変化の理論を確立しようとした。

フロギストン説は、1667年にヨハン・ヨアヒム・ベッヒャーによって提唱された。

この理論は「フロギストン」と呼ばれる火のような元素の存在を仮定し、それが可燃性の物体中に含まれ、燃焼によって放出されるとした。

1785年、アントワーヌ・ラヴォアジエが、燃焼は空気中の酸素との反応であるという正しい説明を見いだしたことで、フロギストン説は((削除) この理論は) (削除ここまで)誤りであることが証明された^[8] 。

Joseph Louis Gay-Lussac recognized in 1808 that gases always react in a certain relationship with each other. Based on this idea and the atomic theory of John Dalton, Joseph Proust had developed the law of definite proportions, which later resulted in the concepts of stoichiometry and chemical equations.

1808年、ジョセフ・ルイ・ゲイ=リュサックは、気体は常に互いに一定の関係で反応することを認識した。

この考えとジョン・ドルトンの原子論に基づいて、ジョゼフ・プルーストは定比例の法則を考案し、後に化学量論や化学方程式の概念を生み出した^[9] 。

Regarding the organic chemistry, it was long believed that compounds obtained from living organisms were too complex to be obtained synthetically. According to the concept of vitalism, organic matter was endowed with a "vital force" and distinguished from inorganic materials. This separation was ended however by the synthesis of urea from inorganic precursors by Friedrich Wöhler in 1828. Other chemists who brought major contributions to organic chemistry include Alexander William Williamson with his synthesis of ethers and Christopher Kelk Ingold, who, among many discoveries, established the mechanisms of substitution reactions.

有機化学については、長い間、生物から得られる化合物は合成するには複雑すぎると考えられてきた。

生気論の概念によれば、有機物は「生命力」を備えていることから、無機物とは区別されていた。

しかし、この区別は、1828年にフリードリヒ・ヴェーラーが無機前駆体から尿素を合成したことで終わりに至った。

有機化学に多大な貢献をもたらした他の化学者には、エーテルの合成を行ったアレキサンダー・ウィリアム・ウィリアムソンや、多くの発見の中で置換反応の機構を確立したクリストファー・ケルク・インゴールドがいる。

The general characteristics of chemical reactions are:

• Evolution of a gas 気体の放出
• Formation of a precipitate
• Change in temperature
• Change in state

化学反応の一般的な特徴は次のとおりである。

• 気体の発生 (英語版)
• 沈殿物の形成
• 温度の変化
• 状態の変化

Chemical equations are used to graphically illustrate chemical reactions. They consist of chemical or structural formulas of the reactants on the left and those of the products on the right. They are separated by an arrow (→) which indicates the direction and type of the reaction; the arrow is read as the word "yields". The tip of the arrow points in the direction in which the reaction proceeds. A double arrow (is in equilibrium with) pointing in opposite directions is used for equilibrium reactions. Equations should be balanced according to the stoichiometry, the number of atoms of each species should be the same on both sides of the equation. This is achieved by scaling the number of involved molecules (A, B, C and D in a schematic example below) by the appropriate integers a, b, c and d.

a A + b B → c C + d D

化学方程式は、化学反応を図示するために使用される。

この式は、左側に反応物の化学式または構造式、右側に生成物の式で構成される。

これらは反応の方向と種類を示す矢印(→)で区切られている。

矢印は 「得る(yields)」と読む^[10] 。

矢印の先端は反応が進行する方向を指している。

平衡反応には、反対方向を指す二重の矢印(is in equilibrium with)を用いる。

式は化学量論に従ってバランスがとれている必要があり、各種の原子数は式の両側で同じでなければならない。

これは、関係する分子(下の模式的な例ではA、B、C、D)の数を適切な整数 a, b, c, d で拡縮することによって実現される^[11] 。

a A + b B → c C + d D

More elaborate reactions are represented by reaction schemes, which in addition to starting materials and products show important intermediates or transition states. Also, some relatively minor additions to the reaction can be indicated above the reaction arrow; examples of such additions are water, heat, illumination, a catalyst, etc. Similarly, some minor products can be placed below the arrow, often with a minus sign.

より複雑な反応は反応スキームで表され、出発物質と生成物に加え、重要な中間体や遷移状態を示す。

また、反応への比較的目立たない追加を反応矢印の上に示すこともできる。

そのような追加の例は、水、熱、発光、触媒などがある。

同様に、目立たない生成物を矢印の下に配置し、しばしばマイナス記号を伴う。

Retrosynthetic analysis can be applied to design a complex synthesis reaction. Here the analysis starts from the products, for example by splitting selected chemical bonds, to arrive at plausible initial reagents. A special arrow (⇒) is used in retro reactions.

逆合成解析は、複雑な合成反応を設計するために適用される。

ここでは、生成物から分析を開始し、たとえば選択した化学結合を切断することによって、妥当な初期試薬へと導く。

逆反応では特別な矢印(⇒)が使われる^[12] 。

The elementary reaction is the smallest division into which a chemical reaction can be decomposed, it has no intermediate products. Most experimentally observed reactions are built up from many elementary reactions that occur in parallel or sequentially. The actual sequence of the individual elementary reactions is known as reaction mechanism. An elementary reaction involves a few molecules, usually one or two, because of the low probability for several molecules to meet at a certain time.

素反応とは、化学反応を分解できる最小の区分であり、中間生成物はない^[13] 。

実験的に観察される反応のほとんどは、並行してまたは連続して起こる多数の素反応から構築される。

個々の素反応の実際の順序は反応機構として知られている。

素反応には数分子、通常は1つか2つの分子が関与するが、これはある時間に複数の分子が出会う確率が低いからである^[14] 。

The most important elementary reactions are unimolecular and bimolecular reactions. Only one molecule is involved in a unimolecular reaction; it is transformed by isomerization or a dissociation into one or more other molecules. Such reactions require the addition of energy in the form of heat or light. A typical example of a unimolecular reaction is the cis–trans isomerization, in which the cis-form of a compound converts to the trans-form or vice versa.

最も重要な素反応は、単分子反応と二分子反応である。

単分子反応に関与する分子は1つのみで、異性化または解離によって1つ以上の他の分子に変換される。

このような反応には、熱または光の形でエネルギーを加える必要がある。

単分子反応の典型的な例はシス-トランス異性化である。

この反応では、化合物のシス型がトランス型に、またはその逆に変換される^[15] 。

In a typical dissociation reaction, a bond in a molecule splits (ruptures) resulting in two molecular fragments. The splitting can be homolytic or heterolytic. In the first case, the bond is divided so that each product retains an electron and becomes a neutral radical. In the second case, both electrons of the chemical bond remain with one of the products, resulting in charged ions. Dissociation plays an important role in triggering chain reactions, such as hydrogen–oxygen or polymerization reactions.

${\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}${\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}

Dissociation of a molecule AB into fragments A and B

For bimolecular reactions, two molecules collide and react with each other. Their merger is called chemical synthesis or an addition reaction.

${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}}${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}}

Another possibility is that only a portion of one molecule is transferred to the other molecule. This type of reaction occurs, for example, in redox and acid-base reactions. In redox reactions, the transferred particle is an electron, whereas in acid-base reactions it is a proton. This type of reaction is also called metathesis.

${\displaystyle {\ce {HA + B -> A + HB}}}${\displaystyle {\ce {HA + B -> A + HB}}}

for example

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

典型的な解離反応では、分子内の結合が切断(開裂)し、2つの分子フラグメントが生成する。

開裂にはホモリティックとヘテロリティックがある。

前者の場合、結合は切断され、各生成物は電子を保持して中性ラジカルとなる。

後者の場合、化学結合の両方の電子が生成物の一方に残り、荷電イオンとなる。

解離(dissociation)は、水素-酸素反応や重合反応などの連鎖反応を起こす上で重要な役割を果たす。

${\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}${\displaystyle {\ce {AB -> A + B}}}

分子ABが解離してフラグメントAとBになる。

二分子反応では、2つの分子が衝突し、互いに反応する。

その付加を化学合成 chemical synthesis または付加反応 addition reaction という。

${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}}${\displaystyle {\ce {A + B -> AB}}}

もう一つの可能性は、一方の分子の一部だけが他方の分子に転移することである。

この種の反応は、たとえば酸化還元反応や酸塩基反応で起こる。

酸化還元反応では、転移する粒子は電子であるが、酸塩基反応では陽子である。

この種の反応はメタセシス (英語版)とも呼ばれる。

${\displaystyle {\ce {HA + B -> A + HB}}}${\displaystyle {\ce {HA + B -> A + HB}}}

たとえば、次のようになる。

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

Most chemical reactions are reversible; that is, they can and do run in both directions. The forward and reverse reactions are competing with each other and differ in reaction rates. These rates depend on the concentration and therefore change with the time of the reaction: the reverse rate gradually increases and becomes equal to the rate of the forward reaction, establishing the so-called chemical equilibrium. The time to reach equilibrium depends on parameters such as temperature, pressure, and the materials involved, and is determined by the minimum free energy. In equilibrium, the Gibbs free energy of reaction must be zero. The pressure dependence can be explained with the Le Chatelier's principle. For example, an increase in pressure due to decreasing volume causes the reaction to shift to the side with fewer moles of gas.

ほとんどの化学反応は可逆的である。つまり、両方向に進むことができる。

正反応と逆反応は互いに競合し、反応速度が異なる。

これらの速度は濃度に依存し、したがって反応時間とともに変化する。

逆反応の速度は徐々に増加し、正反応の速度と等しくなり、いわゆる化学平衡が確立される。

平衡に達するまでの時間は、温度、圧力、関与する物質などのパラメータに依存し、最小自由エネルギー (英語版)によって決定される。

平衡状態では、反応のギブス自由エネルギーはゼロでなければならない。

圧力依存性はル・シャトリエの原理で説明できる。

たとえば、体積の減少により圧力が上昇すると、気体のモル数が少ない側に反応が移動する^[16] 。

The reaction yield stabilizes at equilibrium but can be increased by removing the product from the reaction mixture or changed by increasing the temperature or pressure. A change in the concentrations of the reactants does not affect the equilibrium constant but does affect the equilibrium position.

反応収率は平衡で安定するが、反応混合物から生成物を除去することで増加させたり、温度や圧力を上げることで変化させることができる。

反応物の濃度の変化は平衡定数には影響しないが、平衡位置には影響する。

Chemical reactions are determined by the laws of thermodynamics. Reactions can proceed by themselves if they are exergonic, that is if they release free energy. The associated free energy change of the reaction is composed of the changes of two different thermodynamic quantities, enthalpy and entropy:

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}.

G: free energy, H: enthalpy, T: temperature, S: entropy, Δ: difference (change between original and product)

化学反応は熱力学の法則によって決定される。

発エルゴン反応、すなわち自由エネルギーを放出する場合、反応はそれ自体で進行する。

反応に伴う自由エネルギー変化は、2つの異なる熱力学量、エンタルピーとエントロピーの変化で構成される^[17] 。

${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}${\displaystyle \Delta G=\Delta H-T\cdot \Delta S}.

G: 自由エネルギー, H: エンタルピー, T: 温度, S: エントロピー, Δ: 差(反応前と反応後の変化)

Reactions can be exothermic, where ΔH is negative and energy is released. Typical examples of exothermic reactions are combustion, precipitation and crystallization, in which ordered solids are formed from disordered gaseous or liquid phases. In contrast, in endothermic reactions, heat is consumed from the environment. This can occur by increasing the entropy of the system, often through the formation of gaseous or dissolved reaction products, which have higher entropy. Since the entropy term in the free-energy change increases with temperature, many endothermic reactions preferably take place at high temperatures. On the contrary, many exothermic reactions such as crystallization occur preferably at lower temperatures. A change in temperature can sometimes reverse the sign of the enthalpy of a reaction, as for the carbon monoxide reduction of molybdenum dioxide:

${\displaystyle {\ce {2CO(g) + MoO2(s) -> 2CO2(g) + Mo(s)}}}${\displaystyle {\ce {2CO(g) + MoO2(s) -> 2CO2(g) + Mo(s)}}}; ${\displaystyle \Delta H^{o}=+21.86\ {\text{kJ at 298 K}}}${\displaystyle \Delta H^{o}=+21.86\ {\text{kJ at 298 K}}}

反応は発熱反応になることもあり、ΔHは負でエネルギーが放出される。

発熱反応の典型的な例は、燃焼、沈殿、結晶化であり、無秩序な気相や液相から、秩序だった固相が形成される。

一方、吸熱反応では、環境から熱が消費される。

これは系のエントロピーを増大させることによって起こり、多くの場合、より高いエントロピーを持つ気体または溶解した反応生成物が形成される。

自由エネルギー変化におけるエントロピー項は温度にともなって増加するため、多くの吸熱反応は高温であるほど有利となる。

逆に、結晶化などの発熱反応の多くは低温で起こるほど有利となる。

温度の変化によって反応のエンタルピーの符号が逆転することがある。たとえば酸化モリブデン(IV)の一酸化炭素還元反応の場合は次のようになる。

${\displaystyle {\ce {2CO(g) + MoO2(s) -> 2CO2(g) + Mo(s)}}}${\displaystyle {\ce {2CO(g) + MoO2(s) -> 2CO2(g) + Mo(s)}}}; ${\displaystyle \Delta H^{o}=+21.86\ {\text{kJ at 298 K}}}${\displaystyle \Delta H^{o}=+21.86\ {\text{kJ at 298 K}}}

This reaction to form carbon dioxide and molybdenum is endothermic at low temperatures, becoming less so with increasing temperature. ΔH° is zero at 1855 K , and the reaction becomes exothermic above that temperature.

二酸化炭素とモリブデンを生成するこの反応は、低温では吸熱性であるが、温度が高くなるにつれて吸熱性は低くなる^[18] 。ΔH° は1855 K でゼロとなり、それを超える温度では発熱反応となる。

Changes in temperature can also reverse the direction tendency of a reaction. For example, the water gas shift reaction

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

is favored by low temperatures, but its reverse is favored by high temperatures. The shift in reaction direction tendency occurs at 1100 K.

また、温度の変化によって、反応方向が逆転することもある。たとえば、水性ガスシフト反応

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

は、低温で促進されるが、高温では逆方向に促進される。反応方向の転換は1100 K で起こる^[18] 。

Reactions can also be characterized by their internal energy change, which takes into account changes in the entropy, volume and chemical potentials. The latter depends, among other things, on the activities of the involved substances.

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

U: internal energy, S: entropy, p: pressure, μ: chemical potential, n: number of molecules, d: small change sign

反応は、エントロピー、体積、化学ポテンシャルの変化を考慮した内部エネルギー変化によっても特徴づけられる。特に最後のものは、関与する物質の活量に依存する^[19] 。

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

U: 内部エネルギー, S: エントロピー, p: 圧力, μ: 化学ポテンシャル, n: 分子数, d: 微小変化記号

The speed at which reactions take place is studied by reaction kinetics. The rate depends on various parameters, such as:

• Reactant concentrations, which usually make the reaction happen at a faster rate if raised through increased collisions per unit of time. Some reactions, however, have rates that are independent of reactant concentrations, due to a limited number of catalytic sites. These are called zero order reactions.
• Surface area available for contact between the reactants, in particular solid ones in heterogeneous systems. Larger surface areas lead to higher reaction rates.
• Pressure – increasing the pressure decreases the volume between molecules and therefore increases the frequency of collisions between the molecules.
• Activation energy, which is defined as the amount of energy required to make the reaction start and carry on spontaneously. Higher activation energy implies that the reactants need more energy to start than a reaction with lower activation energy.
• Temperature, which hastens reactions if raised, since higher temperature increases the energy of the molecules, creating more collisions per unit of time,
• The presence or absence of a catalyst. Catalysts are substances that make weak bonds with reactants or intermediates and change the pathway (mechanism) of a reaction which in turn increases the speed of a reaction by lowering the activation energy needed for the reaction to take place. A catalyst is not destroyed or changed during a reaction, so it can be used again.
• For some reactions, the presence of electromagnetic radiation, most notably ultraviolet light, is needed to promote the breaking of bonds to start the reaction. This is particularly true for reactions involving radicals.

反応が起こる速度は反応速度論によって研究される。

速度は、次のようなさまざまなパラメータに依存する。

• 反応物の濃度: 通常、単位時間あたりの衝突回数を増やすと、反応はより速い速度で起こる。ただし、一部の反応では、触媒部位の数が限られているために、反応速度が反応物の濃度に依存しない場合もある。これらはゼロ次反応と呼ばれる。

• 反応物どうしが接触するために利用できる表面積、特に不均一系における固体の表面積。表面積が大きいほど反応速度が速くなる。

• 圧力: 圧力を上げると分子間の体積が減少するため、分子間の衝突頻度が増加する。

• 活性化エネルギー: 反応を開始させ、自発的に継続するために必要なエネルギー量として定義される。活性化エネルギーが高い反応は低い反応よりも、反応物は、反応を開始するためにより多くのエネルギーを必要とする。

• 温度: 温度が上がると反応が早くなる。温度が高いほど分子のエネルギーが増加し、単位時間当たりの衝突回数が増すためである、

• 触媒の有無。触媒とは、反応物や中間体と弱く結合し、反応の経路(機構)を変える物質のことで、反応に必要な活性化エネルギーを引き下げることで、反応速度が増す。触媒は反応中に破壊や変化をしないので、再利用することができる。

• 一部の反応は、反応を開始するために結合の切断を促進する電磁放射線、特に紫外線を必要とする。これは、特にラジカルを含む反応に当てはまる。

Several theories allow calculating the reaction rates at the molecular level. This field is referred to as reaction dynamics. The rate v of a first-order reaction, which could be the disintegration of a substance A, is given by:

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

Its integration yields:

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

分子レベルで反応速度を計算することができる理論がいくつかある。

この分野は、反応動力学(reaction dynamics)と呼ばれる。

物質 A が分解される一次反応の速度 v は次式で与えられる。

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

これを積分すると、次の式を得る。

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

Here k is the first-order rate constant, having dimension 1/time, [A](t) is the concentration at a time t and [A]₀ is the initial concentration. The rate of a first-order reaction depends only on the concentration and the properties of the involved substance, and the reaction itself can be described with a characteristic half-life. More than one time constant is needed when describing reactions of higher order. The temperature dependence of the rate constant usually follows the Arrhenius equation:

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

where E_a is the activation energy and k_B is the Boltzmann constant. One of the simplest models of reaction rate is the collision theory. More realistic models are tailored to a specific problem and include the transition state theory, the calculation of the potential energy surface, the Marcus theory and the Rice–Ramsperger–Kassel–Marcus (RRKM) theory.

ここで k は1/時間の次元を持つ一次速度定数、[A](t) は時間 t における濃度、[A]₀ は初期濃度である。

一次反応の速度は、その濃度と関係する物質の性質にのみ依存し、反応自体は固有の半減期で記述される。

より高次の反応を記述する場合は、複数の時定数が必要である。

速度定数の温度依存性は、通常、アレニウスの式に従う。

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

ここで、E_a は活性化エネルギー、k_B はボルツマン定数である。

反応速度の最も単純なモデルの一つは衝突理論 (英語版)である。

より現実的なモデルは、特定の問題に合わせたもので、遷移状態理論、ポテンシャルエネルギー面の計算、マーカス理論、Rice-Ramsperger-Kassel-Marcus(RRKM)理論などがある^[20] 。

In a synthesis reaction, two or more simple substances combine to form a more complex substance. These reactions are in the general form: $${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}$${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}

合成反応では、2つ以上の単純な物質が結合して、より複雑な物質を形成される。

これらの反応は一般的に次の形式で表される。$${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}$${\displaystyle {\ce {A + B->AB}}}

Two or more reactants yielding one product is another way to identify a synthesis reaction. One example of a synthesis reaction is the combination of iron and sulfur to form iron(II) sulfide: $${\displaystyle {\ce {8Fe + S8->8FeS}}}$${\displaystyle {\ce {8Fe + S8->8FeS}}}

2つ以上の反応物から1つの生成物が生成されることは、合成反応を識別する(特定する??) もう1つの方法である。

合成反応の一例として、鉄と硫黄が結合した 硫化鉄(II) の生成がある。$${\displaystyle {\ce {8Fe + S8->8FeS}}}$${\displaystyle {\ce {8Fe + S8->8FeS}}}

Another example is simple hydrogen gas combined with simple oxygen gas to produce a more complex substance, such as water.

もう一つの例は、単純な水素ガスと単純な酸素ガスが結合して、水などのより複雑な物質を生成することである^[21] 。

A decomposition reaction is when a more complex substance breaks down into its more simple parts. It is thus the opposite of a synthesis reaction and can be written as $${\displaystyle {\ce {AB->A + B}}}$${\displaystyle {\ce {AB->A + B}}}

分解反応は、より複雑な物質がより単純な部分に分解される反応である。

したがって、これは合成反応の逆であり、AB → A+B と書くことができる^[21] 。$${\displaystyle {\ce {AB->A + B}}}$${\displaystyle {\ce {AB->A + B}}}

One example of a decomposition reaction is the electrolysis of water to make oxygen and hydrogen gas: $${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}$${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}

分解反応の一例は、水の電気分解による酸素と水素ガスの生成があげられる。$${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}$${\displaystyle {\ce {2H2O->2H2 + O2}}}

In a single displacement reaction, a single uncombined element replaces another in a compound; in other words, one element trades places with another element in a compound These reactions come in the general form of: $${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}$${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}

単置換反応 (英語版)では、結合していない元素が、化合物の中の別の元素と置き換わる。言い換えると、化合物の中のある元素が別の元素と置き換わる^[21] 。これらの反応は、一般的に次のような形式になる。$${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}$${\displaystyle {\ce {A + BC->AC + B}}}

One example of a single displacement reaction is when magnesium replaces hydrogen in water to make solid magnesium hydroxide and hydrogen gas: $${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 (v) + H2 (^)}}}$${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 (v) + H2 (^)}}}

単置換反応の一例として、マグネシウムが水の水素と置き換わり、固体の水酸化マグネシウムと水素ガスを作る場合がある。$${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 (v) + H2 (^)}}}$${\displaystyle {\ce {Mg + 2H2O->Mg(OH)2 (v) + H2 (^)}}}

In a double displacement reaction, the anions and cations of two compounds switch places and form two entirely different compounds. These reactions are in the general form: $${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}$${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}

二重置換反応 (英語版)では、2つの化合物のアニオンとカチオンが入れ替わって、全く異なる2つの化合物を形成する。

これらの反応の一般的な形は次のとおりである^[21] 。$${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}$${\displaystyle {\ce {AB + CD->AD + CB}}}

For example, when barium chloride (BaCl₂) and magnesium sulfate (MgSO₄) react, the SO₄²⁻ anion switches places with the 2Cl⁻ anion, giving the compounds BaSO₄ and MgCl₂.

Another example of a double displacement reaction is the reaction of lead(II) nitrate with potassium iodide to form lead(II) iodide and potassium nitrate: $${\displaystyle {\ce {Pb(NO3)2 + 2KI->PbI2(v) + 2KNO3}}}$${\displaystyle {\ce {Pb(NO3)2 + 2KI->PbI2(v) + 2KNO3}}}

たとえば、塩化バリウム(BaCl₂)と硫酸マグネシウム(MgSO₄)が反応すると、SO₄²⁻ アニオンと 2Cl⁻ アニオンが入れ替わり、BaSO₄ と MgCl₂ という化合物が生成する。

二重置換反応のもう一つの例は、硝酸鉛(II)とヨウ化カリウムの反応で、ヨウ化鉛(II)と硝酸カリウムが生成する。$${\displaystyle {\ce {Pb(NO3)2 + 2KI->PbI2(v) + 2KNO3}}}$${\displaystyle {\ce {Pb(NO3)2 + 2KI->PbI2(v) + 2KNO3}}}

According to Le Chatelier's Principle, reactions may proceed in the forward or reverse direction until they end or reach equilibrium.

ルシャトリエの原理によれば、反応は終了するか平衡に達するまで、正反応または逆反応のどちらかの方向で進行する^[22] 。

Reactions that proceed in the forward direction to approach equilibrium are often called spontaneous reactions, that is, ${\displaystyle \Delta G}${\displaystyle \Delta G} is negative, which means that if they occur at constant temperature and pressure, they decrease the Gibbs free energy of the reaction. They do not require much energy to proceed in the forward direction. Most reactions are forward reactions. Examples:

• Reaction of hydrogen and oxygen to form water.

2H₂ + O₂ is in equilibrium with 2H₂O

• Dissociation of acetic acid in water into acetate ions and hydronium ions.

CH₃COOH + H₂O is in equilibrium with CH₃COO⁻ + H₃O⁺

正方向に進行して平衡に近づく反応は、しばしば自発反応 (en:英語版) と呼ばれる、

すなわち ${\displaystyle \Delta G}${\displaystyle \Delta G} は負で、一定の温度と圧力で起こると、反応のギブス自由エネルギーは減少する。

正方向に進むために、それほど多くのエネルギーを必要としない^[23] 。

ほとんどの反応は正反応である。例:

• 水素と酸素が反応して水を生成する。

2H₂ + O₂ is in equilibrium with 2H₂O

• 酢酸が水中で酢酸イオンとヒドロニウムイオンに解離する。

CH₃COOH + H₂O is in equilibrium with CH₃COO⁻ + H₃O⁺

Reactions that proceed in the backward direction to approach equilibrium are often called non-spontaneous reactions, that is, ${\displaystyle \Delta G}${\displaystyle \Delta G} is positive, which means that if they occur at constant temperature and pressure, they increase the Gibbs free energy of the reaction. They require input of energy to proceed in the forward direction.^{[23] [24]} Examples include:

• Charging a normal DC battery (consisting of electrolytic cells) from an external electrical power source^[25]
• Photosynthesis driven by absorption of electromagnetic radiation usually in the form of sunlight^[26]

CO₂carbon
dioxide + H₂O water + photonslight energy → [CH₂O]carbohydrate + O₂ oxygen

逆方向に進行して平衡に近づく反応は、しばしば非自発反応と呼ばれる、

すなわち、${\displaystyle \Delta G}${\displaystyle \Delta G} は正で、一定の温度と圧力で起こると、反応のギブス自由エネルギーが増加する。

正方向に進行するためには、エネルギーの投入が必要である。例:

• 外部電源から通常のDCバッテリー(電解セル (英語版)で構成)を充電する^[25] 。
• 光合成は、通常、太陽光の形で電磁放射線を吸収することで駆動される^[26] 。

CO₂二酸化炭素 + H₂O 水 + photons光エネルギー → [CH₂O]炭水化物 + O₂ 酸素

In a combustion reaction, an element or compound reacts with an oxidant, usually oxygen, often producing energy in the form of heat or light. Combustion reactions frequently involve a hydrocarbon. For instance, the combustion of 1 mole (114 g) of octane in oxygen $${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2 + 9H2O(l)}}}$${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2 + 9H2O(l)}}}

releases 5500 kJ. A combustion reaction can also result from carbon, magnesium or sulfur reacting with oxygen. $${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2->2MgO(s)}}}$${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2->2MgO(s)}}} $${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}$${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}

燃焼反応では、元素または化合物が酸化剤(通常は酸素)と反応し、多くの場合、熱または光の形でエネルギーを生成する。

燃焼反応には、炭化水素が関与することが多い。

たとえば、オクタン1モル(114 g)を酸素中で燃焼させると、$${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2 + 9H2O(l)}}}$${\displaystyle {\ce {C8H18(l) + 25/2 O2(g)->8CO2 + 9H2O(l)}}}となり、5500 kJ のエネルギーが放出される。

燃焼反応は、炭素、マグネシウム、硫黄が酸素と反応することによっても起こる^[27] 。$${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2->2MgO(s)}}}$${\displaystyle {\ce {2Mg(s) + O2->2MgO(s)}}} $${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}$${\displaystyle {\ce {S(s) + O2(g)->SO2(g)}}}

Redox reactions can be understood in terms of the transfer of electrons from one involved species (reducing agent) to another (oxidizing agent). In this process, the former species is oxidized and the latter is reduced. Though sufficient for many purposes, these descriptions are not precisely correct. Oxidation is better defined as an increase in oxidation state of atoms and reduction as a decrease in oxidation state. In practice, the transfer of electrons will always change the oxidation state, but there are many reactions that are classed as "redox" even though no electron transfer occurs (such as those involving covalent bonds).

酸化還元反応は、反応に関与するある化学種(還元剤)から別の種(酸化剤)への電子の移動として理解することができる。

この過程では、前者は酸化され、後者は還元される。

これらの説明は正確ではないが、多くの目的には十分である。

酸化は原子の酸化状態(酸化数??)の増加として、還元は酸化状態の減少として定義するのが適切である。

実際には、電子の移動は常に酸化状態が変化するが、電子の移動が起こらなくても「酸化還元」として分類される反応は多数ある(共有結合を伴う反応など)^{[28] [29]} 。

In the following redox reaction, hazardous sodium metal reacts with toxic chlorine gas to form the ionic compound sodium chloride, or common table salt: $${\displaystyle {\ce {2Na(s) + Cl2(g)->2NaCl(s)}}}$${\displaystyle {\ce {2Na(s) + Cl2(g)->2NaCl(s)}}}

次の酸化還元反応では、危険な金属ナトリウムが有毒な塩素ガスと反応して、イオン性化合物である塩化ナトリウム、つまり一般的な食塩を形成する$${\displaystyle {\ce {2Na(s) + Cl2(g)->2NaCl(s)}}}$${\displaystyle {\ce {2Na(s) + Cl2(g)->2NaCl(s)}}}

In the reaction, sodium metal goes from an oxidation state of 0 (a pure element) to +1: in other words, the sodium lost one electron and is said to have been oxidized. On the other hand, the chlorine gas goes from an oxidation of 0 (also a pure element) to −1: the chlorine gains one electron and is said to have been reduced. Because the chlorine is the one reduced, it is considered the electron acceptor, or in other words, induces oxidation in the sodium – thus the chlorine gas is considered the oxidizing agent. Conversely, the sodium is oxidized or is the electron donor, and thus induces a reduction in the other species and is considered the reducing agent.

この反応の場合、金属ナトリウムの酸化数は0(純粋な元素)から+1に変化する。言い換えれば、ナトリウムは電子を1つ失い、酸化されたと言う。

一方、塩素ガスは酸化数0(これも純粋な元素)から-1に変化する。塩素は電子を1個得て、還元されたと言う。

塩素は還元されるので電子受容体と見なされる。言い換えればナトリウムの酸化を誘発する。したがって、塩素ガスは酸化剤とみなされる。

逆に、ナトリウムは酸化されるか、電子供与体であるため、他の種に還元を誘発し、還元剤とみなされる。

Which of the involved reactants would be a reducing or oxidizing agent can be predicted from the electronegativity of their elements. Elements with low electronegativities, such as most metals, easily donate electrons and oxidize – they are reducing agents. On the contrary, many oxides or ions with high oxidation numbers of their non-oxygen atoms, such as H₂O₂ , MnO−
4 , CrO₃ , Cr₂O2−
7 , or OsO₄ , can gain one or two extra electrons and are strong oxidizing agents.

関与する反応物のうち、どれが還元剤または酸化剤になるかは、その元素の電気陰性度から予測できる。

ほとんどの金属など、電気陰性度の低い元素は、容易に電子を供与して酸化する。

つまり還元剤となる。

逆に、H₂O₂ 、MnO−
4 、CrO₃ 、Cr₂O2−
7 、OsO₄ など、非酸素原子の酸化数が高い酸化物やイオンの多くは、電子を余分に1-2個を獲得でき、強力な酸化剤となる。

For some main-group elements the number of electrons donated or accepted in a redox reaction can be predicted from the electron configuration of the reactant element. Elements try to reach the low-energy noble gas configuration, and therefore alkali metals and halogens will donate and accept one electron, respectively. Noble gases themselves are chemically inactive.

いくつかの典型元素では、酸化還元反応で供与または受容される電子の数は、反応元素の電子配置から予測することができる。

元素は低エネルギーの希ガス配置に近づこうとするため、アルカリ金属とハロゲンはそれぞれ1個の電子を供与と受容する。

希ガス自体は化学的に不活性である^[30] 。

The overall redox reaction can be balanced by combining the oxidation and reduction half-reactions multiplied by coefficients such that the number of electrons lost in the oxidation equals the number of electrons gained in the reduction.

酸化還元反応全体は、酸化と還元の半反応に係数を掛けたを組み合わせることによってバランスがとれ、酸化で失われる電子の数と還元で得られる電子の数が等しくなる。

An important class of redox reactions are the electrolytic electrochemical reactions, where electrons from the power supply at the negative electrode are used as the reducing agent and electron withdrawal at the positive electrode as the oxidizing agent. These reactions are particularly important for the production of chemical elements, such as chlorine or aluminium. The reverse process, in which electrons are released in redox reactions and chemical energy is converted to electrical energy, is possible and used in batteries.

重要な酸化還元反応の種類に電解電気化学反応があり、負極で電源からの電子が還元剤として使用され、正極で電子が引き抜かれ酸化剤として使用される。

これらの反応は、塩素 ^[31] やアルミニウムなどの化学元素の製造で特に重要である。

逆のプロセス、すなわち酸化還元反応で電子が放出され、化学エネルギーから電気エネルギーへの変換は可能であり、電池で利用される。

In complexation reactions, several ligands react with a metal atom to form a coordination complex. This is achieved by providing lone pairs of the ligand into empty orbitals of the metal atom and forming dipolar bonds. The ligands are Lewis bases, they can be both ions and neutral molecules, such as carbon monoxide, ammonia or water. The number of ligands that react with a central metal atom can be found using the 18-electron rule, saying that the valence shells of a transition metal will collectively accommodate 18 electrons, whereas the symmetry of the resulting complex can be predicted with the crystal field theory and ligand field theory. Complexation reactions also include ligand exchange, in which one or more ligands are replaced by another, and redox processes which change the oxidation state of the central metal atom.

錯体形成反応(錯形成反応とも)では、複数の配位子が金属原子と反応して配位錯体を形成する。

これは、配位子の孤立電子対を金属原子の空軌道に供与し、配位結合を形成することで実現される。

配位子はルイス塩基であり、イオンでも、一酸化炭素、アンモニア、水などの中性分子でもよい。

中心金属原子と反応する配位子の数は、遷移金属の原子価殻 (英語版)が全体で18個の電子を収容するという18電子則を使用して求めることができ、生じた錯体の対称性は、結晶場理論と配位子場理論を使用して予測することができる。

錯形成反応には、1つ以上の配位子が別の配位子と置き換わる配位子交換 (英語版)や、中心金属原子の酸化状態を変化させる酸化還元反応も含まれる^[32] 。

In the Brønsted–Lowry acid–base theory, an acid–base reaction involves a transfer of protons (H⁺) from one species (the acid) to another (the base). When a proton is removed from an acid, the resulting species is termed that acid's conjugate base. When the proton is accepted by a base, the resulting species is termed that base's conjugate acid. In other words, acids act as proton donors and bases act as proton acceptors according to the following equation: $${\displaystyle {\ce {{\underset {acid}{HA}}+{\underset {base}{B}}<=>{\underset {conjugated\ base}{A^{-}}}+{\underset {conjugated\ acid}{HB+}}}}}$${\displaystyle {\ce {{\underset {acid}{HA}}+{\underset {base}{B}}<=>{\underset {conjugated\ base}{A^{-}}}+{\underset {conjugated\ acid}{HB+}}}}}

ブレンステッド-ローリーの酸塩基理論では、酸塩基反応は、ある化学種(酸)から別の種(塩基)へのプロトン(H⁺、陽子)の移動を伴う。

ある酸から プロトンが取り除かれると、その結果として生じる種は、その酸の共役塩基と呼ばれる。

プロトンが塩基に受け入れられると、結果として生じる種はその塩基の共役酸と呼ばれる^[33] 。

言い換えれると、次の式に従って、酸は プロトン供与体として働き、塩基は プロトン受容体として働く。$${\displaystyle {\ce {{\underset {acid}{HA}}+{\underset {base}{B}}<=>{\underset {conjugated\ base}{A^{-}}}+{\underset {conjugated\ acid}{HB+}}}}}$${\displaystyle {\ce {{\underset {acid}{HA}}+{\underset {base}{B}}<=>{\underset {conjugated\ base}{A^{-}}}+{\underset {conjugated\ acid}{HB+}}}}}

The reverse reaction is possible, and thus the acid/base and conjugated base/acid are always in equilibrium. The equilibrium is determined by the acid and base dissociation constants (K_a and K_b) of the involved substances. A special case of the acid-base reaction is the neutralization where an acid and a base, taken at the exact same amounts, form a neutral salt.

その逆反応も可能であるため、酸/塩基、および共役塩基/ 共役酸は常に平衡状態にある。

平衡は、関与する物質の酸解離定数と塩基解離定数(K_a と K_b)によって決定される。

酸塩基反応の特殊な事例として、酸と塩基を全く同量にして中性塩を生成する中和がある。

Acid-base reactions can have different definitions depending on the acid-base concept employed. Some of the most common are:

• Arrhenius definition: Acids dissociate in water releasing H₃O⁺ ions; bases dissociate in water releasing OH⁻ ions.
• Brønsted–Lowry definition: Acids are proton (H⁺) donors, bases are proton acceptors; this includes the Arrhenius definition.
• Lewis definition: Acids are electron-pair acceptors, and bases are electron-pair donors; this includes the Brønsted-Lowry definition.

酸塩基反応は、採用する酸塩基の概念によって異なる定義を持つ場合がある。

最も一般的なものを次に示す。

• アレニウスの定義: 酸は水中で解離して H₃O⁺ イオンを放出し、塩基は水中で解離して OH⁻ イオンを放出する。
• ブレンステッド - ローリーの定義: 酸はプロトン(H⁺)供与体であり、塩基はプロトン受容体である。これには、アレニウスの定義も含まれる。
• ルイスの定義: 酸は電子対受容体であり、塩基は電子対供与体である。これには、ブレンステッド - ローリーの定義も含まれる。
  

Precipitation is the formation of a solid in a solution or inside another solid during a chemical reaction. It usually takes place when the concentration of dissolved ions exceeds the solubility limit and forms an insoluble salt. This process can be assisted by adding a precipitating agent or by the removal of the solvent. Rapid precipitation results in an amorphous or microcrystalline residue and a slow process can yield single crystals. The latter can also be obtained by recrystallization from microcrystalline salts.

沈殿とは、化学反応中に溶液中または別の固体内部に固体が形成されることである。

これは通常、溶解したイオンの濃度が溶解限度を超えて不溶性の塩を形成するときに起こる^[34] 。

このプロセスは、沈殿剤を添加するか、溶媒を除去することによって促進する。

急速に沈殿させると非結晶(アモルファス)または微結晶の残留物(or残渣??)が生じ、ゆっくり進むと単結晶が得られる。

後者は、微結晶塩からの再結晶によっても得ることができる^[35] 。

Reactions can take place between two solids. However, because of the relatively small diffusion rates in solids, the corresponding chemical reactions are very slow in comparison to liquid and gas phase reactions. They are accelerated by increasing the reaction temperature and finely dividing the reactant to increase the contacting surface area.

2つの固体の間で反応が起こることがある。

しかし、固体中の拡散速度は比較的小さいため、対応する化学反応は液相や気相反応に比べて非常に遅い。

反応温度を上昇させ、反応物を細かく分割して接触表面積を大きくすることで、反応が加速される^[36] 。

The reaction can take place at the solid|gas interface, surfaces at very low pressure such as ultra-high vacuum. Via scanning tunneling microscopy, it is possible to observe reactions at the solid|gas interface in real space, if the time scale of the reaction is in the correct range. Reactions at the solid|gas interface are in some cases related to catalysis.

反応は、固体と気体の界面(固気界面)や、超高真空 (en:英語版) のような非常に低い圧力の表面で起こることがある。

走査型トンネル顕微鏡を使用して、反応の時間スケールが適切な範囲内であれば、 固気界面での反応を実空間で観察することができる^{[37] [38]} 。

固気界面での反応は、場合によっては触媒作用に関係する。

In photochemical reactions, atoms and molecules absorb energy (photons) of the illumination light and convert it into an excited state. They can then release this energy by breaking chemical bonds, thereby producing radicals. Photochemical reactions include hydrogen–oxygen reactions, radical polymerization, chain reactions and rearrangement reactions.

光化学反応では、原子や分子が照明光のエネルギー(光子)を吸収し、それを励起状態に変換する。

次に、化学結合を切断してこのエネルギーを放出し、ラジカルを生成する。

光化学反応には、水素-酸素反応、ラジカル重合、連鎖反応、転位反応などがある^[39] 。

Many important processes involve photochemistry. The premier example is photosynthesis, in which most plants use solar energy to convert carbon dioxide and water into glucose, disposing of oxygen as a side-product. Humans rely on photochemistry for the formation of vitamin D, and vision is initiated by a photochemical reaction of rhodopsin.^[15] In fireflies, an enzyme in the abdomen catalyzes a reaction that results in bioluminescence.^[40] Many significant photochemical reactions, such as ozone formation, occur in the Earth atmosphere and constitute atmospheric chemistry.

多くの重要なプロセスに光化学が関与している。

その重要な例が光合成で、ほとんどの植物は太陽エネルギーを利用して二酸化炭素と水をグルコースに変換し、副産物として酸素を放出する。

人間はビタミンDの生成に光化学へ依存しており、また、視覚はロドプシンの光化学反応によって開始される。

ホタルは、腹部にある酵素が反応を触媒して生物発光をもたらす。

オゾン形成など多くの重要な光化学反応が地球の大気中で起こり、大気化学を構成している。

In catalysis, the reaction does not proceed directly, but through a reaction with a third substance known as catalyst. Although the catalyst takes part in the reaction, forming weak bonds with reactants or intermediates, it is returned to its original state by the end of the reaction and so is not consumed. However, it can be inhibited, deactivated or destroyed by secondary processes. Catalysts can be used in a different phase (heterogeneous) or in the same phase (homogeneous) as the reactants. In heterogeneous catalysis, typical secondary processes include coking where the catalyst becomes covered by polymeric side products. Additionally, heterogeneous catalysts can dissolve into the solution in a solid-liquid system or evaporate in a solid–gas system. Catalysts can only speed up the reaction – chemicals that slow down the reaction are called inhibitors. Substances that increase the activity of catalysts are called promoters, and substances that deactivate catalysts are called catalytic poisons. With a catalyst, a reaction that is kinetically inhibited by high activation energy can take place in the circumvention of this activation energy.

触媒反応は、反応が直接進行するのではなく、触媒と呼ばれる第3の物質との反応を通じて進行する。

触媒は反応に加わり、反応物や中間体と弱い結合を形成するが、反応の終了時には元の状態に戻るため、消費されることはない。

ただし、二次的なプロセスによって阻害、不活性化、あるいは破壊されることがある。

触媒は、反応物と異なる相(不均一系 (英語版))で使用することも、同じ相(均一系 (英語版))で使用することもできる。

不均一系触媒反応の場合、典型的な二次プロセスとして、触媒が重合体の副生成物で覆われるコーキング (英語版)がある。

さらに不均一系触媒は、固液系で溶液中に溶解したり、固気系では蒸発することがある。

触媒は反応を速めることしかできない。反応を遅らせる化学物質は阻害剤と呼ばれる^{[41] [42]} 。

触媒の活性を高める物質は促進剤と呼ばれ、触媒を不活性化する物質は触媒毒と呼ばれる。

触媒を使用すると、高い活性化エネルギーによって動力学的に阻害される反応が、この活性化エネルギーを回避して起こることが可能になる。

Heterogeneous catalysts are usually solids, powdered in order to maximize their surface area. Of particular importance in heterogeneous catalysis are the platinum group metals and other transition metals, which are used in hydrogenations, catalytic reforming and in the synthesis of commodity chemicals such as nitric acid and ammonia. Acids are an example of a homogeneous catalyst, they increase the nucleophilicity of carbonyls, allowing a reaction that would not otherwise proceed with electrophiles. The advantage of homogeneous catalysts is the ease of mixing them with the reactants, but they may also be difficult to separate from the products. Therefore, heterogeneous catalysts are preferred in many industrial processes.

不均一系触媒は通常、固体で、表面積を最大にするために粉末化される。

不均一系触媒で特に重要なのは、白金族金属やその他の遷移金属で、水素化、触媒改質、硝酸やアンモニアなどの汎用化学製品の合成に使用される。

酸は均一系触媒の例であり、カルボニルの求核性を高め、求電子剤(?)では進行しない反応を可能にする。

均一系触媒の利点は、反応物との混合が容易なことだが、生成物から分離するのが難しい場合もある。

そのため、多くの工業プロセスでは不均一系触媒が好まれる^[43] 。

In organic chemistry, in addition to oxidation, reduction or acid-base reactions, a number of other reactions can take place which involves covalent bonds between carbon atoms or carbon and heteroatoms (such as oxygen, nitrogen, halogens, etc.). Many specific reactions in organic chemistry are name reactions designated after their discoverers.

有機化学では、酸化、還元、酸塩基反応に加えて、炭素原子間あるいは炭素とヘテロ原子(酸素、窒素、ハロゲンなど)の間の共有結合を伴う数多くの反応が起こる。

有機化学における多くの特定の反応は、発見者にちなんで命名された人名反応である。

One of the most industrially important reactions is the cracking of heavy hydrocarbons at oil refineries to create smaller, simpler molecules. This process is used to manufacture gasoline. Specific types of organic reactions may be grouped by their reaction mechanisms (particularly substitution, addition and elimination) or by the types of products they produce (for example, methylation, polymerisation and halogenation).

工業的に最も重要な反応のひとつは、石油精製所 (en:英語版) で重質炭化水素をクラッキング(分解)して、より小さく単純な分子を作ることである。

このプロセスはガソリンの製造に使用される。

有機反応の種類は、反応機構(特に置換、付加、脱離)、あるいは生成物の種類(メチル化、重合、ハロゲン化など)によってグループ分けされる。

In a substitution reaction, a functional group in a particular chemical compound is replaced by another group. These reactions can be distinguished by the type of substituting species into a nucleophilic, electrophilic or radical substitution.

置換反応では、特定の化合物中の官能基が別の基で置き換えられる^[44] 。

これらの反応は、置換する化学種の種類によって、求核、求電子、ラジカル置換に区別することができる。

In the first type, a nucleophile, an atom or molecule with an excess of electrons and thus a negative charge or partial charge, replaces another atom or part of the "substrate" molecule. The electron pair from the nucleophile attacks the substrate forming a new bond, while the leaving group departs with an electron pair. The nucleophile may be electrically neutral or negatively charged, whereas the substrate is typically neutral or positively charged. Examples of nucleophiles are hydroxide ion, alkoxides, amines and halides. This type of reaction is found mainly in aliphatic hydrocarbons, and rarely in aromatic hydrocarbon. The latter have high electron density and enter nucleophilic aromatic substitution only with very strong electron withdrawing groups. Nucleophilic substitution can take place by two different mechanisms, S_N1 and S_N2. In their names, S stands for substitution, N for nucleophilic, and the number represents the kinetic order of the reaction, unimolecular or bimolecular.

第一の種類では、求核剤、つまり電子が過剰で負の電荷または部分電荷 (英語版)を持つ原子または分子が、別の原子または「基質」分子の一部を置き換える。

求核剤からの電子対が基質を攻撃して新たな結合を形成し、脱離基は電子対とともに脱離する。

求核剤は電気的に中性または負に帯電しているが、基質は通常中性または正に帯電している。

求核剤の例としては、水酸化物イオン、アルコキシド、アミン、ハロゲン化物などがある。

このタイプの反応は主に脂肪族炭化水素で見られ、芳香族炭化水素ではほとんど見られない。

後者は電子密度が高く、非常に強い電子吸引基を持つ場合にのみ芳香族求核置換反応を起こす。

求核置換は、 S_N1 と S_N2 という2つの異なる機構によって起こる。

名称のSは置換、Nは求核、数字は反応次数(単分子または二分子)を表す^[45] 。

The S_N1 reaction proceeds in two steps. First, the leaving group is eliminated creating a carbocation. This is followed by a rapid reaction with the nucleophile.^[46]

In the S_N2 mechanisms, the nucleophile forms a transition state with the attacked molecule, and only then the leaving group is cleaved. These two mechanisms differ in the stereochemistry of the products. S_N1 leads to the non-stereospecific addition and does not result in a chiral center, but rather in a set of geometric isomers (cis/trans). In contrast, a reversal (Walden inversion) of the previously existing stereochemistry is observed in the S_N2 mechanism.^[47]

Electrophilic substitution is the counterpart of the nucleophilic substitution in that the attacking atom or molecule, an electrophile, has low electron density and thus a positive charge. Typical electrophiles are the carbon atom of carbonyl groups, carbocations or sulfur or nitronium cations. This reaction takes place almost exclusively in aromatic hydrocarbons, where it is called electrophilic aromatic substitution. The electrophile attack results in the so-called σ-complex, a transition state in which the aromatic system is abolished. Then, the leaving group, usually a proton, is split off and the aromaticity is restored. An alternative to aromatic substitution is electrophilic aliphatic substitution. It is similar to the nucleophilic aliphatic substitution and also has two major types, S_E1 and S_E2^[48]

In the third type of substitution reaction, radical substitution, the attacking particle is a radical.^[44] This process usually takes the form of a chain reaction, for example in the reaction of alkanes with halogens. In the first step, light or heat disintegrates the halogen-containing molecules producing radicals. Then the reaction proceeds as an avalanche until two radicals meet and recombine.^[49]

${\displaystyle {\ce {X. + R-H -> X-H + R.}}}${\displaystyle {\ce {X. + R-H -> X-H + R.}}}

${\displaystyle {\ce {R. + X2 -> R-X + X.}}}${\displaystyle {\ce {R. + X2 -> R-X + X.}}}

Reactions during the chain reaction of radical substitution

The addition and its counterpart, the elimination, are reactions that change the number of substituents on the carbon atom, and form or cleave multiple bonds. Double and triple bonds can be produced by eliminating a suitable leaving group. Similar to the nucleophilic substitution, there are several possible reaction mechanisms that are named after the respective reaction order. In the E1 mechanism, the leaving group is ejected first, forming a carbocation. The next step, the formation of the double bond, takes place with the elimination of a proton (deprotonation). The leaving order is reversed in the E1cb mechanism, that is the proton is split off first. This mechanism requires the participation of a base.^[50] Because of the similar conditions, both reactions in the E1 or E1cb elimination always compete with the S_N1 substitution.^[51]

The E2 mechanism also requires a base, but there the attack of the base and the elimination of the leaving group proceed simultaneously and produce no ionic intermediate. In contrast to the E1 eliminations, different stereochemical configurations are possible for the reaction product in the E2 mechanism, because the attack of the base preferentially occurs in the anti-position with respect to the leaving group. Because of the similar conditions and reagents, the E2 elimination is always in competition with the S_N2-substitution.^[52]

The counterpart of elimination is an addition where double or triple bonds are converted into single bonds. Similar to substitution reactions, there are several types of additions distinguished by the type of the attacking particle. For example, in the electrophilic addition of hydrogen bromide, an electrophile (proton) attacks the double bond forming a carbocation, which then reacts with the nucleophile (bromine). The carbocation can be formed on either side of the double bond depending on the groups attached to its ends, and the preferred configuration can be predicted with the Markovnikov's rule.^[53] This rule states that "In the heterolytic addition of a polar molecule to an alkene or alkyne, the more electronegative (nucleophilic) atom (or part) of the polar molecule becomes attached to the carbon atom bearing the smaller number of hydrogen atoms."^[54]

If the addition of a functional group takes place at the less substituted carbon atom of the double bond, then the electrophilic substitution with acids is not possible. In this case, one has to use the hydroboration–oxidation reaction, wherein the first step, the boron atom acts as electrophile and adds to the less substituted carbon atom. In the second step, the nucleophilic hydroperoxide or halogen anion attacks the boron atom.^[55]

While the addition to the electron-rich alkenes and alkynes is mainly electrophilic, the nucleophilic addition plays an important role in the carbon-heteroatom multiple bonds, and especially its most important representative, the carbonyl group. This process is often associated with elimination so that after the reaction the carbonyl group is present again. It is, therefore, called an addition-elimination reaction and may occur in carboxylic acid derivatives such as chlorides, esters or anhydrides. This reaction is often catalyzed by acids or bases, where the acids increase the electrophilicity of the carbonyl group by binding to the oxygen atom, whereas the bases enhance the nucleophilicity of the attacking nucleophile.^[56]

Nucleophilic addition of a carbanion or another nucleophile to the double bond of an alpha, beta-unsaturated carbonyl compound can proceed via the Michael reaction, which belongs to the larger class of conjugate additions. This is one of the most useful methods for the mild formation of C–C bonds.^{[57] [58] [59]}

Some additions which can not be executed with nucleophiles and electrophiles can be succeeded with free radicals. As with the free-radical substitution, the radical addition proceeds as a chain reaction, and such reactions are the basis of the free-radical polymerization.^[60]

In a rearrangement reaction, the carbon skeleton of a molecule is rearranged to give a structural isomer of the original molecule. These include hydride shift reactions such as the Wagner-Meerwein rearrangement, where a hydrogen, alkyl or aryl group migrates from one carbon to a neighboring carbon. Most rearrangements are associated with the breaking and formation of new carbon-carbon bonds. Other examples are sigmatropic reaction such as the Cope rearrangement.^[61]

Cyclic rearrangements include cycloadditions and, more generally, pericyclic reactions, wherein two or more double bond-containing molecules form a cyclic molecule. An important example of cycloaddition reaction is the Diels–Alder reaction (the so-called [4+2] cycloaddition) between a conjugated diene and a substituted alkene to form a substituted cyclohexene system.^[62]

Whether a certain cycloaddition would proceed depends on the electronic orbitals of the participating species, as only orbitals with the same sign of wave function will overlap and interact constructively to form new bonds. Cycloaddition is usually assisted by light or heat. These perturbations result in a different arrangement of electrons in the excited state of the involved molecules and therefore in different effects. For example, the [4+2] Diels-Alder reactions can be assisted by heat whereas the [2+2] cycloaddition is selectively induced by light.^[63] Because of the orbital character, the potential for developing stereoisomeric products upon cycloaddition is limited, as described by the Woodward–Hoffmann rules.^[64]

Biochemical reactions are mainly controlled by complex proteins called enzymes, which are usually specialized to catalyze only a single, specific reaction. The reaction takes place in the active site, a small part of the enzyme which is usually found in a cleft or pocket lined by amino acid residues, and the rest of the enzyme is used mainly for stabilization. The catalytic action of enzymes relies on several mechanisms including the molecular shape ("induced fit"), bond strain, proximity and orientation of molecules relative to the enzyme, proton donation or withdrawal (acid/base catalysis), electrostatic interactions and many others.^[65]

The biochemical reactions that occur in living organisms are collectively known as metabolism. Among the most important of its mechanisms is the anabolism, in which different DNA and enzyme-controlled processes result in the production of large molecules such as proteins and carbohydrates from smaller units.^[66] Bioenergetics studies the sources of energy for such reactions. Important energy sources are glucose and oxygen, which can be produced by plants via photosynthesis or assimilated from food and air, respectively. All organisms use this energy to produce adenosine triphosphate (ATP), which can then be used to energize other reactions. Decomposition of organic material by fungi, bacteria and other micro-organisms is also within the scope of biochemistry.

Chemical reactions are central to chemical engineering, where they are used for the synthesis of new compounds from natural raw materials such as petroleum, mineral ores, and oxygen in air. It is essential to make the reaction as efficient as possible, maximizing the yield and minimizing the number of reagents, energy inputs and waste. Catalysts are especially helpful for reducing the energy required for the reaction and increasing its reaction rate.^{[67] [68]}

Some specific reactions have their niche applications. For example, the thermite reaction is used to generate light and heat in pyrotechnics and welding. Although it is less controllable than the more conventional oxy-fuel welding, arc welding and flash welding, it requires much less equipment and is still used to mend rails, especially in remote areas.^[69]

Mechanisms of monitoring chemical reactions depend strongly on the reaction rate. Relatively slow processes can be analyzed in situ for the concentrations and identities of the individual ingredients. Important tools of real-time analysis are the measurement of pH and analysis of optical absorption (color) and emission spectra. A less accessible but rather efficient method is the introduction of a radioactive isotope into the reaction and monitoring how it changes over time and where it moves to; this method is often used to analyze the redistribution of substances in the human body. Faster reactions are usually studied with ultrafast laser spectroscopy where utilization of femtosecond lasers allows short-lived transition states to be monitored at a time scaled down to a few femtoseconds.^[70]

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• Atkins, Peter W.; Julio de Paula (2006). Physical Chemistry (4th ed.). Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3-527-31546-8  
• Brock, William H. (1997) (ドイツ語). Viewegs Geschichte der Chemie. Braunschweig: Vieweg. ISBN 978-3-540-67033-9 . https://books.google.com/books?id=AJ-c8py7t6gC&pg=PA459  
• Brückner, Reinhard (2004) (ドイツ語). Reaktionsmechanismen (3rd ed.). München: Spektrum Akademischer Verlag. ISBN 978-3-8274-1579-0  
• Wiberg, Egon, Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. ISBN 978-0-12-352651-9 . https://books.google.com/books?id=Mtth5g59dEIC&pg=PA287  
• "Chemical Action"  . Encyclopædia Britannica (英語). Vol. 6 (11th ed.). 1911. pp. 26–33.

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