화학반응(화학용어) 편집 분자가 원자로 분해되어 원자가 재배열되고 결합하여 새로운 물질을 형성하는 과정을 화학반응이라고 합니다. 반응에는 발광, 가열, 변색, 침전물 형성이 동반되는 경우가 많습니다. 반응이 화학 반응인지 여부를 판단하는 기준은 해당 반응이 새로운 물질을 생성하는지 여부입니다. [1-2] 그러나 핵반응은 화학반응이 아니다. 중국어 이름 화학 반응 외국 이름 화학 반응 화학 변화라고도 함 Butrenov 제안 시간 1861 응용 분야 화학 적용 분야 화학 연구 범위 적용 분야 화학 연구 범위 카탈로그 1 본질 2 주요 형태 3 반응 에너지 4 반응 판단 5 반응 중간체 6 반응 조건 7 반응 속도 8 화학 평형 9 화학 연구 10 반응 현상의 본질은 오래된 화학 결합을 끊고 새로운 화학 결합을 형성하는 과정입니다. 다양한 화학반응(사진 12장)에는 발광, 발열, 변색, 침전물 형성 등이 동반되는 경우가 많습니다. 반응이 화학반응인지 판단하는 기준은 그 반응이 새로운 물질을 생성하는지 여부입니다. 화학 결합 이론에 따르면, 화학 반응이 화학 반응인지 여부는 변화 과정에서 오래된 결합이 끊어지고 새로운 결합이 형성되는지 여부에 따라 판단할 수 있습니다. [1] 기본형 편집기는 반응물과 생성물의 종류에 따라 결합반응, 분해반응, 치환반응, 복분해반응의 4가지 범주로 나누어지며, 전자의 획득과 손실에 따라 반응은 산화환원반응과 환원반응으로 나눌 수 있습니다. 비산화환원 반응에는 다음이 포함됩니다: Autoredox, 환원제와 산화제 이성질체화 사이의 반응: (A → B): 화합물은 화학적 조성을 변경하지 않고 구조적 재구성을 형성합니다. [1] 화학 합성: 화학 합성의 약어는 다음과 같습니다. A + B = C: 두 개 이상의 원소 또는 화합물이 복잡한 생성물을 합성합니다. (즉, 둘 이상의 물질이 새로운 물질을 생성하는 반응입니다.) 화학적 분해: 분해 반응은 다음과 같이 축약됩니다. A = B + C: 화합물은 구성 요소 또는 작은 분자로 분해됩니다. (즉, 화합물 반응의 역반응이다. 특정 조건에서 화합물이 두 개 이상의 단순한 원소나 화합물로 분해되는 반응을 말한다.) [1] 치환반응(일치환반응)은 다음과 같이 약칭한다. A +BC=B+AC: 추가 반응성 요소가 화합물의 한 요소를 대체함을 나타냅니다. (즉, 하나의 원소와 하나의 화합물이 다른 원소와 또 다른 화합물을 생성하는 반응을 말한다.) [1] (치환관계란 화합물을 구성하는 특정 원소가 그 화합물을 구성하는 원소로 대체되는 것을 의미한다. 치환반응은 산화-환원반응이어야 하나, 산화환원반응은 반드시 치환반응은 아니다.) 화학반응식 반응물과 생성물의 원소의 종류에 따라 치환반응은 다음과 같은 4가지 상황이 있다. 활성 금속이 덜 활성인 금속 또는 수소를 대체합니다. ② 보다 활성이 높은 비금속이 덜 활성인 비금속을 대체합니다. ③ 비금속이 금속을 대체합니다. ④ 금속이 비금속을 대체합니다(자세한 내용은 치환 반응 항목 참조). .) [3] 복분해 반응(이중 치환 반응)에 대한 간략한 설명: AB+CD=AD+CB: 수용액(이온화라고도 함)에서 두 화합물은 원소나 이온을 교환하여 서로 다른 화합물을 형성합니다. (즉, 두 화합물이 서로 성분을 교환하여 두 개의 다른 화합물을 생성하는 반응입니다.) 복분해 반응의 본질은 용액 중의 이온이 결합하여 이온화하기 어려운 물질(예: 물), 불용성 물질을 형성한다는 것입니다. 물질 또는 휘발성 가스로 인해 복분해 반응이 완료되는 경향이 있습니다. 산, 알칼리, 염용액 사이의 반응은 일반적으로 두 화합물 사이의 성분 교환에 의해 형성됩니다. 즉, 반응에 참여한 화합물은 수용액 속에서 이온화되어 자유롭게 이동하는 이온으로 해리되고, 이온이 다시 결합하여 형성됩니다. 새로운 화합물, 즉 산 알칼리 용액과 염 용액 사이의 반응은 일반적으로 복분해 반응입니다. 복분해 반응은 이온 또는 이온 그룹의 재결합입니다. 이러한 반응 전후에 각 원소의 원자가가 변하지 않기 때문에 복분해 반응은 산화환원 반응이 아닙니다. 물론 더 복잡한 상황도 있지만 점차 단순화하여 위 반응 범주의 연속적인 반응으로 간주할 수 있습니다. 화학반응이 다양하기 때문에 간단한 분류 기준을 확립하기가 어렵습니다. 그러나 일부 유사한 화학 반응은 여전히 다음과 같이 분류될 수 있습니다. 불균형화 반응: 동일한 물질의 분자에서 동일한 원자가 상태의 동일한 원소 사이에서 발생하는 산화환원 반응을 의미합니다. 동일한 원자가 상태에 있는 원소는 산화환원 반응 중에 일부는 증가하고 일부는 감소하는 "가가 변화의 발산"을 겪습니다.
불균등화 반응이 일어나는 원소들은 상응하는 고가의 화합물과 저가의 화합물을 가지고 있어야 하며, 불균등화 반응은 중간 원자가 상태의 원소에서만 일어난다. 불소(F2)는 불소 원소가 전기음성도가 가장 크고 양의 원자가는 없고 음의 원자가만 갖기 때문에 불균형 효과가 없습니다. 중화반응과 불균화반응은 모두 같은 물질 사이에서 일어나는 산화환원반응이다. 불균등화반응은 일종의 자기산화환원반응이지만, 자기산화환원반응이 반드시 불균화반응은 아니다. 중화 반응(반불균형화 반응): 물질 내 서로 다른 원자가 상태의 동일한 원소 사이에서 발생하는 산화환원 반응을 말합니다. 즉, 동일한 원소의 원자가 상태는 반응 전의 높은 가격과 낮은 가격에서 반응 후의 중간 원자가 상태로 변환됩니다. 화학 반응에서 원소의 원자가 상태는 더 가까워질 뿐이라는 규칙이 있습니다. 그리고 건너지 마세요. 따라서 요소의 높은 가격과 낮은 가격은 중간에 더 가까워질 수 밖에 없습니다. 중화 반응과 불균등화 반응은 두 가지 '반대' 과정이며, 두 반응 모두 산화환원 반응이어야 합니다. 유기 반응: 탄소 원자 화합물을 기반으로 하는 다양한 반응을 말합니다. 산화-환원 반응: 두 화합물 사이의 전자 이동을 의미합니다(예: 단일 치환 반응 및 연소 반응). 연소 반응(중학교 화학 책에서는 산화 반응이라고도 함): 수용체와 산소 사이의 반응을 의미합니다. 염소화 반응, 염소와 유기물의 반응, 더 많은 예를 보려면 반응 목록을 참조하세요. 배터리, 옵션 A B C D 전극재료 Zn Fe Cu Al 전극재료 Cu Zn Ag Sn 전해질 용액 CuCl2 용액 H2SO4 용액 CuSO4 용액 NaOH 용액 핵반응은 화학반응이 아니라 핵의 물리적 변화입니다. 원자는 화학 변화에서 최소화된 입자입니다. 화학 반응도 원자의 재결합으로 간주할 수 있습니다. 질량 보존의 법칙에 따르면 반응 전후에 원소의 종류와 원자 수는 변하지 않습니다. 핵반응의 원자는 다른 원자가 되므로 화학적 변화가 아닙니다. 반응 에너지 에너지 순 변화 편집 열역학 제2법칙에 따르면 모든 등온 및 등압 폐쇄 시스템은 깁스 자유 에너지를 감소시키는 경향이 있습니다. 외부 힘의 영향이 없는 반응 혼합물에도 마찬가지입니다. 예를 들어, 시스템의 엔탈피를 분석하면 반응 혼합물의 열역학적 계산이 가능해집니다. 반응 엔탈피는 표준 반응 엔탈피와 반응열 부가 법칙(허쉬의 법칙)을 사용하여 계산됩니다. 예를 들어 산소 내 메탄의 연소 반응을 생각해 보세요. CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O 에너지 계산에서는 반응의 왼쪽과 오른쪽에 있는 모든 결합을 끊어 에너지 데이터를 얻어야 합니다. 반응물과 생성물. ΔH가 에너지 차이를 나타낸다고 하자. Δ(델타)는 차이를 나타내며 H는 엔탈피가 엔탈피와 동일한 고정 압력에서의 열 전달 에너지입니다. ΔH의 단위는 킬로줄 또는 킬로칼로리입니다. 반응 판단 편집자는 시스템이 존재한다고 가정합니다. 계산에 따르면 반응 전후의 시스템 엔탈피 변화는 ΔH입니다. 화학 반응 ΔH가 음수로 계산되면 반응은 발열 반응이어야 합니다. 예를 들어, 연소는 열을 방출하기 위해 공기 중 연료와 산소 사이의 격렬한 반응입니다. ΔH 계산이 양수이면 반응은 흡열 반응이어야 합니다. 예를 들어, 석회석은 고온에서 반응하고 분해되어 산화칼슘(생석회)과 이산화탄소를 생성합니다. ΔH의 계산이 0이면 반응은 열을 흡수하거나 방출하지 않습니다. 외부 세계는 시스템에 작업을 수행하지 않으며 시스템은 외부 세계에 작업을 수행하지 않습니다. 반응이 흡열인지 발열인지는 전적으로 시스템의 ΔH에 의해 결정됩니다. 그러나 반응이 진행되는지 여부는 시스템의 Gibbs 자유에너지 ΔG로 완전히 표현됩니다. 구체적인 계산 공식은 다음과 같습니다: ΔG = ΔH - TΔS[1] ΔG는 자유 에너지의 변화, ΔH는 엔탈피의 변화, ΔS는 엔트로피의 변화, T는 켈빈 온도입니다. 반응 중간체 편집자 열역학은 "반응이 일어날까요?"라는 질문에 대답하려고 시도하지만, 또 다른 중요한 질문인 "반응이 얼마나 빨리 일어나나요?"는 완전히 대답하지 못한 채 남아 있습니다. 이는 열역학, 즉 열역학적 평형이 반응 혼합물의 초기 상태와 최종 상태를 이해하려고 하기 때문입니다. 따라서 반응이 일어나는 과정을 나타내는 것은 불가능합니다. 이 영역은 반응 역학의 범위에 속합니다. 기본 반응은 어떻게 발생합니까? 전통적인 견해는 반응물이 충돌하여 활성화된 복합체라고 불리는 것을 형성한다는 것입니다. 충돌의 운동 에너지는 활성화된 복합체에 더 높은 에너지를 제공하여 반응을 구성하는 결합이 재구성되도록 합니다. 그러나 이러한 견해는 딜레마에 빠지게 됩니다. 활성화된 복합체의 구조와 에너지는 동시에 결정될 수 없으며, 그렇지 않으면 불확정성 원리를 위반합니다. 따라서 일부 물리학자들은 이러한 복합체가 실제로 존재하지 않을 수도 있지만 에너지 공간에서 고립된 표면일 수 있다고 믿습니다. 활성화된 복합체의 상대적 관점은 반응 메커니즘을 설명할 때 더 편리하기 때문에 실험 화학자들에 의해 더 많이 받아들여집니다. 현대 이론화학은 이미 속도상수를 정확하게 계산할 수 있습니다.
비교적 간단한 일부 반응의 경우 전체 프로세스에 대한 상태 해결 정보도 얻을 수 있습니다. 반응 조건 편집이란 화학 반응에 필요하거나 반응 속도를 높일 수 있는 방법, 즉 가열(Δ), 점화, 고온, 전기분해, 전기(전기분해), 자외선 또는 촉매 등을 말합니다. 반응 속도 편집화학 반응의 반응 속도는 시간에 따른 관련 기질의 농도 변화를 측정한 것입니다. 반응 속도 분석에는 화학 공학이나 화학 평형 연구와 같은 중요한 응용 분야가 많이 있습니다. 반응 속도는 다음 요소의 영향을 받습니다. 반응물 농도: 증가하면 일반적으로 반응 속도가 빨라집니다. 활성화 에너지: 반응이 시작되거나 자발적으로 발생하는 데 필요한 최소 에너지로 정의됩니다. 활성화 에너지가 높을수록 반응을 시작하기가 더 어려워지고, 따라서 반응 속도가 느려집니다. 반응 온도: 온도가 높을수록 더 많은 에너지를 의미하여 반응이 더 쉽게 일어나기 때문에 온도가 증가하면 반응이 가속화됩니다. 촉매 : 촉매는 활성화 에너지를 변화시켜 반응 속도를 변화시키는 물질입니다. 또한, 반응 중에 촉매가 파괴되거나 변화되지 않으므로 반복적으로 사용할 수 있습니다. 반응 속도는 반응에 참여하는 물질의 농도와 관련이 있습니다. 물질의 농도는 대량 행동의 법칙을 통해 정량화될 수 있습니다. 화학 평형 편집기 Gibbs 자유 에너지 기준에 따르면 ΔrGm=0일 때 반응은 최대 한계에 도달하고 평형 상태에 있습니다. 화학 평형의 확립은 가역적 반응을 기반으로 합니다. 가역반응은 같은 조건에서 정방향과 역방향으로 모두 진행될 수 있는 반응이다. 대부분의 화학 반응은 가역적이며 다양한 정도로 평형에 도달할 수 있습니다. 역학적 관점에서 볼 때, 반응 초기에는 반응물의 농도가 크고 생성물의 농도가 작기 때문에 정반응 속도가 역반응 속도보다 큽니다. 반응이 진행됨에 따라 반응물의 농도는 계속 감소하고 생성물의 농도는 계속 증가하므로 정반응 속도는 계속 감소하고 역반응 속도는 계속 증가합니다. 정반응 속도와 역반응 속도가 동일하면 시스템의 각 물질 농도는 더 이상 변하지 않고 반응은 평형에 도달합니다. 1850년대와 1860년대에 열역학의 기본 법칙은 명확해졌지만 일부 열역학 개념은 여전히 상대적으로 모호했고, 수치 처리는 번거롭고 화학 반응의 방향과 같은 조금 더 복잡한 문제를 해결하는 데 사용할 수 없었습니다. 당시 대부분의 화학자들은 유기화학을 연구하고 있었고 일부는 화학반응의 방향에 대한 문제를 해결하려고 노력하고 있었습니다. 대중행동의 법칙 외에도 어떤 사람들은 다른 각도에서 반응 방향을 탐구하려고 노력했고, 어떤 사람들은 몇 가지 경험적 법칙을 제안했습니다. 화학 연구 편집자 이 기간 동안 Danes Thomson과 Betro는 화학 반응의 열 효과로부터 화학 반응의 방향성을 설명하려고 노력했습니다. 그들은 반응열이 반응물의 화학적 친화력을 측정하는 척도이며 모든 단순하거나 복잡한 순수 화학적 작용에는 열 발생이 수반된다고 믿습니다. 베르테로는 같은 관점을 좀 더 명확하게 설명하고 이를 '최대 일의 원리'라고 불렀습니다. 그는 외부 에너지의 영향이 없는 순수한 화학적 변화는 최대 에너지를 방출하는 물질을 생성하는 방향으로 진행된다고 믿었습니다. 그는 일부 흡열 반응이 자발적으로 발생할 수 있음을 발견했지만 주관적으로 발열 물리적 과정이 동반된다고 가정했습니다. 이 잘못된 결론은 1930년대에 이르러서야 비로소 "최대 일 원리"의 적용 범위를 고체 사이의 반응으로 제한하고 실제로는 "자유 엔탈피"인 화학적 열의 개념을 제안했습니다. 화학 반응 1860년대부터 1880년대까지 Horstmann, Le Chatelier 및 Van Hove도 이 분야에 어느 정도 기여했습니다. 우선, Horstmann은 염화암모늄의 승화 과정을 연구하던 중 열분해 반응에서 분해 압력과 온도 사이에 일정한 관계가 있다는 사실을 발견했습니다. 이는 Clausus Clapeyron 방정식과 일치합니다: dp/dt=Q/T (V'-V) 여기서 Q는 분해열을 나타내고, V와 V'는 분해 전후의 총 부피를 나타냅니다. Van Hove는 방정식을 기반으로 다음 공식을 도출했습니다. lnK=-(Q/RT) c 이 공식은 모든 반응 공정에 적용할 수 있으며, 여기서 Q는 시스템에 의해 흡수된 열(즉, 승화열)을 나타냅니다. Van Hove는 위의 공식을 동적 평형의 원리라고 부르며 물질의 서로 다른 두 상태 사이의 평형은 온도 감소로 인해 열을 생성하는 두 시스템의 평형 방향으로 이동한다고 설명했습니다. 1874년과 1879년에 Mudiay와 Robin도 각각 이 원칙을 제안했습니다. Mudiay는 압력이 증가하면 그에 따라 부피가 감소하는 반응이 일어난다고 제안했습니다. 그 후 Le Chatelier는 이 원리를 보다 일반적으로 설명했습니다. 그는 화학 평형의 모든 시스템은 평형의 여러 요소 중 하나의 변화로 인해 한 방향으로의 변환을 일으킬 것이라고 말했습니다. 이 변환이 고유한 경우 이 요소의 변화는 반대 부호로 변경됩니다.
그러나 이 분야에서 뛰어난 공헌을 한 사람은 깁스였으며, 열역학 화학의 역사에서 그의 위치는 매우 중요합니다. 전력화학에 대한 깁스의 기여는 네 가지 측면으로 요약될 수 있다. 첫째, 클라우스(Clausus) 등이 확립한 제2법칙에 기초하여 깁스는 평형 판단의 근거를 도출하고 엔트로피 판단의 근거를 고립계의 범위로 정확하게 제한했다. 일반적인 실무 문제를 보편적으로 다루는 것이 가능해집니다. 둘째, 온도, 압력, 부피 대신 내부 에너지, 엔트로피, 부피를 변수로 사용하여 시스템 상태를 설명합니다. 그는 또한 온도, 압력 및 부피를 사용한 시스템 상태에 대한 Thomson의 설명이 불완전하다는 점을 지적했습니다. 그는 당시 과학자들에게 생소한 상태방정식을 주창했으며, 내부 에너지, 엔트로피, 부피 등의 3차원 좌표도로 계의 모든 열역학적 특성을 완벽하게 설명하는 표면을 제시했습니다. 셋째, Gibbs는 열역학에 변수 "농도"를 도입하고 내부 에너지에 대한 성분 농도의 미분을 "열역학적 전위"로 정의했습니다. 이런 식으로 열역학은 다성분 다상 시스템을 다루는 데 사용될 수 있으며, 화학 평형 문제를 다루기 위한 조건이 있습니다. 넷째, 그는 전기, 자기 및 표면의 영향을 받는 시스템의 평형 문제에 대해 더 논의했습니다. 또한 그는 열역학에서 가장 단순하고, 가장 본질적이며 추상적인 열역학적 관계로 여겨지는 것, 즉 위상법칙을 도출했는데, 평형상태란 위상법칙이 나타내는 자유도가 0인 상태를 말한다. 깁스의 평형에 관한 연구 결과는 주로 세 편의 논문으로 발표되었다. 1873년에 그는 Journal of Connecticut College에 처음 두 편의 기사를 게재했는데, 이는 즉시 Maxwell의 관심을 끌었습니다. Gibbs의 처음 두 논문은 단지 준비 작업에 불과하다고 할 수 있습니다. 세 번째 논문 "On the Equilibrium of Complex Phase Matter"는 1876년과 1878년에 두 부분으로 출판되었습니다. 이 논문은 길이가 300페이지가 넘고 700개 이상의 공식이 포함되어 있습니다. 두 기사에서는 단일 화학 물질 시스템에 대해 논의하고, 이 기사에서는 다성분 다상 시스템에 대해 논의합니다. 열역학적 전위의 도입으로 인해 단일 성분 시스템의 상태 방정식이 약간만 변경되면 다중 성분 시스템의 문제를 처리할 수 있습니다. 르 샤틀리에는 Gibbs의 연구에 대해 새로운 분야를 개척했으며 그 중요성은 질량 불멸의 법칙과 비교할 수 있다고 믿었습니다. 그러나 Gibbs의 세 가지 논문이 출판된 후 대부분의 과학자들은 그 중요성을 깨닫지 못했습니다. 1891년이 되어서야 Ostwald가 독일어로 번역하고 1899년 Le Chatelier가 프랑스어로 출판했습니다. 그러다 갑자기 상황이 바뀌었습니다. Gibbs 이후에도 열역학은 여전히 이상적인 시스템만을 다룰 수 있었습니다. 이때 American Lewis는 각각 1901년과 1907년에 "시설"과 "활동"의 개념을 제안하는 논문을 발표했습니다. 루이스는 "탈출 경향"이라는 개념에 대해 이야기하면서 온도, 압력, 농도, 열역학적 전위 등과 같은 일부 열역학적 양이 모두 탈출 경향을 측정하는 척도임을 지적했습니다. 루이스가 제안한 퓨가시티(fugacity)와 활동성(activity)의 개념은 깁스(Gibbs)의 이론을 유용하게 보완하고 발전시켰으며, 이를 통해 이상적인 시스템의 편차를 통합하고 실제 시스템을 형식적으로 이상적인 시스템과 정확히 동일한 열역학적 관계로 만드는 것이 가능해졌습니다. 요약하면, 화학 평형은 특정 조건에서 정반응과 역반응의 속도가 동일하고 반응 혼합물의 각 성분의 농도가 변하지 않는 가역 반응을 의미합니다. 화학평형상태는 역의, 등가, 동적, 유한, 가변의 특성을 갖는다. 역: 화학 평형 연구의 목적은 가역 반응입니다. 기타: 평형 상태에서 순방향 및 역방향 반응 속도는 동일합니다. 즉, v 정방향 = v 역방향입니다. 동적(dynamic): 평형 상태에서도 반응이 계속 진행되는 동적 균형이며 반응이 최대로 진행됩니다. 고정: 평형 상태에 도달하면 반응 혼합물의 각 성분의 농도는 변하지 않고, 반응 속도도 변하지 않고, 반응물의 전환율도 변하지 않고, 각 성분의 함량도 변하지 않습니다. 변화: 모든 동적 평형과 마찬가지로 화학 평형은 조건적이고 일시적이며 상대적입니다. 조건이 변경되면 평형 상태가 파괴되어 평형에서 불균형으로 바뀌고 새로운 조건에서 새로운 상태가 설정됩니다. 산화 반응의 화학 평형에 영향을 미치는 요인은 압력\온도\농도 등 여러 가지가 있습니다. 참고: 촉매는 화학 평형에 영향을 주지 않고 반응 속도에만 영향을 미칩니다. 다른 조건이 변하지 않은 상태에서 반응물의 농도를 높이거나 생성물의 농도를 낮추면 평형이 순방향 반응 방향으로 이동할 수 있습니다. 르샤틀리에의 원리: 평형에 영향을 미치는 조건(농도, 압력, 온도 등)이 변하면 평형은 그 변화를 약화시키는 방향으로 움직인다. 반응 현상 편집기: 발열, 흡열, 발광, 변색, 침전, 생성 가스 가역 반응 및 자발적 반응은 이론적으로 가역 반응입니다. 정반응에서는 정의된 물질이 반응물에서 생성물로 변환됩니다. 역반응은 반대 반응으로, 생성물이 반응물로 전환됩니다.
화학 평형은 순방향 반응과 역방향 반응의 속도가 동일하여 반응물과 생성물이 모두 존재하는 상태입니다. 그러나 온도나 압력 등 반응 상태를 변화시키면 평형 반응의 방향이 바뀔 수 있다. 르 샤틀리에의 원리는 여기서 생성물 또는 반응물이 형성되는지 예측하는 데 사용됩니다. 모든 반응은 어느 정도 가역적이지만 일부 반응은 비가역적인 것으로 분류될 수 있습니다. "비가역적 반응"은 "완전한 반응"을 의미한다. 이는 거의 모든 반응물이 생성물을 형성하고 극단적인 경우에도 반응을 되돌리기 어렵다는 것을 의미한다. 자발적 반응이라고 하는 또 다른 반응 메커니즘은 열역학적 경향으로, 이는 반응으로 인해 전체 엔트로피가 순 증가한다는 의미입니다. 자발적 반응(비자발적 반응과 반대)은 외부 지원(예: 에너지 공급) 없이 발생합니다. 화학적으로 균형을 이룬 시스템에서는 반응 중 자발적인 반응의 방향에 따라 더 많은 종이 형성될 것으로 예상됩니다. [1] 유기 화학에는 자유 라디칼 반응, 이온성 반응, 친전자성 반응, 니트로화 반응, 할로겐화 반응, 설폰화 반응, 아민화 반응, 아실화 반응, 첨가 반응, 제거 반응, 치환반응, 부가중합반응, 중축합반응 등 산, 염기