基本化学反应类型是什么？_百度知道
基本化学反应类型是什么？
每种要有详细的例子好讲解
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初中阶段所学的基本反应类型包括：化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应化合反应：两种或者两种以上的物质生成一种物质的反应，称为化合反应；化合反应的字母关系式可表示为：A+B→C。如：CaO+H2O=Ca(OH)2分解反应：一种物质分解成两种或者两种以上物质的反应，称为分解反应;分解反应的字母关系式可表示为：A→B+C。如：H2CO3=H2O+CO2置换反应：一种单质和一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物，字母表示为：A+BC→B+AC。如：Fe+2HCl=FeCl2+H2↑；CuO+H2=Cu+H2O（此反应需要加热条件，由于在横线上打不上加热符号，故略）；置换反应必定有元素的化合价升高和降低，所以一定是氧化-还原反应。复分解反应：一种化合物和另一种化合物反应，互相交换成分的反应类型，字母表示为：AB+CD=AD+CB；如：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4↓；Na2CO3+2HCl=NaCl+CO2↑+H2O;复分解反应发生需要一定的条件，即参加反应的物质中至少一种可溶于水，生成物至少要有沉淀或者气体或者水；酸碱中和反应属于复分解反应。
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1、化合反应（一变多：A+B-C）：C+O2=CO2（条件点燃）2、分解反应（多变一:A-B+C）：H2O2=H2O+O2（二氧化锰做催化剂）3、置换反应（A+BC--B+AC）：H2+CuO=Cu+H2O（条件加热）4、复分解反应（AB+CD—AD+BD）：HCl+NaOH=NaCl+H2O
氢气+氧气＝水分解反应
碳酸钙分解生成水和二氧化碳
锌加盐酸生成氯化锌和氢气复分解反应
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30课时 常见的几种化学反应
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你可能喜欢化学反应在化学反应中，分子破裂成，原子重新排列组合生成新物质的过程，称为化学反应.在反应中常伴有发光发热变色生成等，判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质。
化学反应 - 类别
定义分子分成原子,离子，原子、离子重新排列组合构成新物质的过程,称为化学反应(Chemical&reaction)。实质 是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。& 化学反应在反应中常伴有发光、发热、变色、生成沉淀物等。判断一个反应是否为化学反应的依据是反应是否生成新的物质。根据化学键理论，又可根据一个变化过程中是否有旧键的断裂和新键的生成来判断其是否为化学反应。&化学反应有五种主要化学反应如下所示： 异构化：(A→B)：形成结构重组而不改变化学组成物。 化学合成：化合反应简记为：A+B=C：二种以上元素或化合物合成一个复杂产物。（即由两种或两种以上的物质生成一种新物质的反应。）化学分解：简记为：A=B+C：化合物分解为构成元素或小分子。（即化合反应的逆反应。它是指一种化合物在特定条件下分解成两种或两种以上较简单的或化合物的反应。）置换反应（单取代反应)简记为：A+BC=B+AC：表示额外的反应元素取代化合物中的一个元素。（即指一种单质和一种化合物生成另一种单质和另一种化合物的反应。）（置换关系是指组成化合物的某种元素被组成单质的元素所替代。置换反应必为氧化还原反应，但氧化还原反应不一定为置换反应。）根据反应物和生成物中单质的类别，置换反应有以下4种情况：①较活泼的置换出较不活泼的金属或氢气②较活泼的置换出较不活泼的非金属③非金属置换出金属④金属置换出非金属（双取代反应）简记为：AB＋CD=AD＋CB：在水溶液中（又称离子化的）两个化合物交换元素或离子形成不同的化合物。(即由两种化合物互相交换成分，生成另外两种化合物的反应。复分解反应的本质是溶液中的离子结合成难电离的物质（如水）、难溶的物质或挥发性气体，而使复分解反应趋于完成。酸、、盐溶液间发生的反应一般是两种化合物相互交换成分而形成的，即参加反应的化合物在水溶液中发生离解成自由移动的离子,离子间重新组合成新的化合物，因此酸、碱、盐溶液间的反应一般是复分解反应。因为此类反应前后各元素的化合价都没有变化，所以复分解反应都不是氧化还原反应。）当然还有更多复杂的情形，但仍可逐步简单化而视为上述反应类别的连续反应。化学反应的变化多端难以建立简单的分类标准。但是一些类似的化学反应仍然可以归类，譬如：有机反应：指以化合物为主的各种反应。氧化还原反应：指两化合物间的电子转移（如：单取代反应和燃烧反应）燃烧反应：指受质和氧气的反应。：指的是同一物质的分子中同一价态的同一元素间发生的氧化还原反应。同一价态的元素在发生氧化还原反应过程中发生了“化合价变化上的分歧”，有些升高，有些降低。发生歧化反应的元素必须具有相应的高价态和低价态化合物，歧化反应只发生在中间价态的元素上。氟(F2)无歧化作用，因为氟元素电负性最大，无正化合价，只有负化合价。（反歧化反应）: 指的是物质中不同价态的同种元素之间发生的氧化还原反应。即同一元素的价态由反应前的高价和低价都转化成反应以后的中间价态，在化学反应中元素的价态变化有个规律：只靠拢，不交叉。因此元素的高价和低价都只能向中间靠拢。归中反应和歧化反应是两个‘相反’的过程，这两种反应都一定是氧化还原反应。 有机反应：指以碳原子化合物为主的各种反应。 氧化还原反应：指两化合物间的电子转移（如：单取代反应和燃烧反应） 燃烧反应(初中化学书上也叫氧化反应)：指受质和氧气的反应。 氯化反应；指氯与有机物反应；与歧化反应均属同种物质间发生的，是自身氧化还原反应的一种，但自身氧化还原反应却不一定都是歧化反应。 更多的例子参见化学反应列表（list&of&reactions）。&&&电池、选项&&A&&B&&C&&D&&电极材料&&Zn&Fe&&Cu&&&Al&&电极材料&&Cu&&Zn&&Ag&Sn&&&电解质溶液&&CuCl2溶液&&H2SO4溶液&&CuSO4溶液&&NaOH溶液
化学反应 - 化学平衡
根据吉布斯自由能判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。从动力学角度看，反应开始时，反应物浓度较大，产物浓度较小，所以正反应速率大于逆反应速率。随着反应的进行，反应物浓度不断减小，产物浓度不断增大，所以正反应速率不断减小，逆反应速率不断增大。当正、逆反应速率相等时，系统中各物质的浓度不再发生变化，反应达到了平衡。19世纪50-60年代，热力学的基本规律已明确起来，但是一些热力学概念还比较模糊，处理很烦琐，不能用来解决稍微复杂一点的问题，例如化学反应的方向问题。当时，大多数化学家正致力于有机化学的研究，也有一些人试图解决化学反应的方向问题。这种努力除了质量作用定律之外，还有其他一些人试图从别的角度进行反应方向的探索，其中已有人提出了一些经验性的规律。在这一时期，丹麦人汤姆生和贝特罗试图从化学反应的热效应来解释化学反应的方向性。他们认为，反应热是反应物化学亲合力的量度，每个简单或复杂的纯化学性的作用，都伴随着的产生。贝特罗更为明确地阐述了与这相同的观点，并称之为“最大功原理”，他认为任何一种无外部能量影响的纯化学变化，向着产生释放出最大能量的物质的方向进行。虽然这时他发现了一些吸热反应也可以自发地进行，但他却主观地假定其中伴有放热的物理过程。这一错误的论断在30年代终于被他承认了，这时他才将“最大功原理”的应用范围限制在固体间的反应上，并提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念。19世纪60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在这一方面也做了一定的贡献。首先，霍斯特曼在研究氯化铵的升华过程中发现，在热分解反应中，其分解压力和温度有一定的关系，符合方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解热，V、V'代表分解前后的总体积。范霍夫依据一述方程式导出的下式：lnK=-(Q/RT) c&化学反应此式可应用于任何反应过程，其中Q代表体系的吸收的热（即升华热）。称上式为动态平衡原理，并对它加以解释，他说，在物质的两种不同状态之间的任何平衡，因温度下降，向着产生热量的两个体系的平衡方向移动。1874年和1879年，穆迪埃和罗宾也分别提出了这样的原理。提出，压力的增加，有利于体积相应减少的反应发生。在这之后，勒夏特列又进一步普遍地阐释了这一原理。他说，处于化学平衡中的任何体系，由于平衡中的多个因素中的一个因素的变动，在一个方向上会导致一种转化，如果这种转化是惟一的，那么将会引起一种和该因素变动符号相反的变化。然而，在这一方面做出突出贡献的是吉布斯，他在发展史上的地位极其重要。吉布斯在势力化学上的贡献可以归纳4个方面。第一，在克劳胥斯等人建立的第二定律的基础上，吉布斯引出了平衡的判断依据，并将熵的判断依据正确地限制在孤立体系的范围内。使一般实际问题有了进行普遍处理的可能。第二，用内能、、代替温度、压力、体积作为变量对体系状态进行描述。并指出汤姆生用温度、压力和体积对体系体状态进行描述是不完全的。他倡导了当时的科学家们不熟悉的状态方程，并且在内能、熵和体积的三维坐标图中，给出了完全描述体系全部热力学性质的曲面。第三，吉布斯在热力学中引入了“浓度”这一变量，并将明确了成分的浓度对内能的导数定义为“”。这样，就使热力学可用于处理多组分的多相体系，化学平衡的问题也就有了处理的条件。第四，他进一步讨论了体系在电、磁和表面的影响下的平衡问题。并且，他导出了被认是中最简单、最本质也是最抽象的热力学关系，即相律，在，而平衡状态就是相律所表明的为零的那种状态。化学反应吉布斯对平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章之中。1873年，他先后将前两篇发表在康涅狄格州学院的学报上，立即引起了麦克斯韦的注意。吉布斯前两篇文可以说只是一个准备，1876年和1878年分两部分发表了第三篇文章，文章长达300多页，包括700多个公式。两篇文章是讨论单一的化学物质体系，这篇文章则对多组分复相体系进行了讨论。由于热力学势的引入，只要将状态方程稍加变化，便可以对多组分体系的问题进行处理了。对于吉布斯的工作，勒夏特列认为这是一个新领域的开辟，其重要性可以与质量不灭定律相提并论。然而，吉布斯的三篇文章发表之后，其重大意义并未被多数科学家们所认识到，直到1891年才被奥斯特瓦德译成德文，1899年勒夏特列译成法文出版之后，情况顿然改变。在吉布斯之后，热力学仍然只能处理理想状态的体系。这时，洛易斯分别于1901年和1907年发表文章，提出了“逸度”与“活度”的概念。路易斯谈到“”这一概念，指出一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等都是逃逸趋势量度的标度。路易斯所提出的逸度与活度的概念，使的理论得到了有益的补充和发展，从而使人们有可能将理想体系的偏差进行统一，使实际体系在形式上具有了与理想体系完全相同的热力学关系式。综上所述，是指在一定条件下的可逆反应，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。化学平衡状态具有逆，等，动，定，变等特征。逆：化学平衡研究的对象是。等：平衡时，正逆反应速率相等，即v正=v逆。动：平衡时，反应仍在进行，是，反应进行到了最大程度。定：达平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持不变，反应速率保持不变，反应物的转化率保持不变，各组分的含量保持不变。变：化学平衡跟所有的动态平衡一样，是有条件的，暂时的，相对的，当条件发生变化时，平衡状态就会被破坏，由平衡变为不平衡，再在新的条件下建立新平衡。影响化学平衡的因素有很多：如\\\等。注意：催化剂不影响化学平衡，仅影响反应速率。在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，可使平衡向正反应方向移动。勒夏特列原理：如果改变影响的一个条件(浓度压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
化学反应 - 氧化反应
氧化反应化学反应（氧化反应）1.物质失电子的作用叫氧化反应；得电子的作用叫还原。狭义的氧化指物质与氧化合；还原指物质失去氧的作用。氧化时氧化值升高；还原时氧化值降低。氧化、还原都指反应物（分子、离子或原子）。氧化也称氧化作用或氧化反应。有机物反应时把引入氧或脱去氢的作用叫氧化；引入氢或失去氧的作用叫还原。物质与氧缓慢反应缓缓发热而不发光的氧化叫缓慢氧化，如金属锈蚀、等。剧烈的发光发热的氧化叫燃烧。2.一般物质与氧气发生氧化时放热，个别可能吸热如氮气与氧气的反应。电化学中阳极发生氧化，阴极发生还原。3.根据氧化剂和氧化工艺的不同，氧化反应主要分为空气（氧气）氧化和化学试剂氧化。化学试剂氧化具有选择性好、过程简单、方便灵活等优点，在化工领域，由于产品吨位小，因此多用化学试剂氧化法。4.化学试剂氧化所用的氧化剂有无机氧化剂和，无机氧化剂包括：高价、高价金属盐、硝酸、硫酸、氯酸钠、、过氧化氢等；有机氧化剂一般是缓和的氧化剂，包括硝基物、、以及与无机氧化物形成的复合氧化剂。下面介绍几种常用氧化剂：高锰酸钾氧化性强，可以将伯醇、、芳环侧链的烷基氧化成酸，由于在酸性条件下氧化选择性差，多在中性或碱性中使用。二氧化锰是较温和的，可将芳环侧链的甲基氧化为醛。三氧化铬的吡啶络合物是比较缓和的氧化剂，可将伯醇氧化为醛，而不破坏碳碳双键和其它基团。氧化反应举例2Mg+O2=2Mg0C+O2=CO22H2+O2=2H2OS+O2=SO2(氧化反应不一定是化合反应,如2H2S＋O2=2H2O＋2S）基本列式：A+B(有的）=AB
化学反应 - 反应与能量
能量净改变根据，任何等温等压封闭系统倾向降低吉布斯自由能。在没有的影响下，任何反应混合物也是如此。比方，对系统中焓的分析可以得到合乎反应混合物的热力学计算。反应中焓的计算方式采用标准反应焓以及反应热加成性定律（）。以一个甲烷在氧中的燃烧反应为例：CH4+2O2→CO2+2H2O能量计算须打断反应左侧和右侧的所有键结取得能量数据，才能计算反应物和生成物的能量差。以ΔH表示能量差。Δ(Delta)表示差异，H则为焓等于固定下的热传导能量。ΔH的单位为千焦耳或千卡。
化学反应 - 放热反应
化学反应如果ΔH计算为负值，则反应能量通常会释放出来形成热，即为放热反应。放热反应会自发性产生。比如我们日常所知的就是在空气中燃烧瓦斯形成热。吸热反应也有反应是正值的ΔH。如果ΔH是正值，完成反应须吸收能量。即所谓的。上述法则“放热反应会自发性产生”通常是事实。但在某些状况下却不是如此。这发生在降低焓时伴随熵（混乱度函数）的减少。正确的法则是自由能是负值时，反应才会自发性产生。其基本方程式如下：ΔG=ΔH-TΔSΔG是，ΔH是焓改变，而ΔS则为熵改变。反应中间物当热力学企图回答这个问题：“反应会发生吗？”，另一个重要问题“反应多快？”却完全没有回答。这是因为热力学或者平衡试著要了解的是反应混合物初始和结束状态。因此无法指出反应发生时的过程。这个领域属于反应动力学的范畴。反应很少直接产生。通常反应物须碰撞形成活化。碰撞的动能使原始复合反应物获得更高的能量。这个能量使构成反应的键结重组。在一些反应中，反应物可能会构成一些反应中间物后才会形成产物。反应动力学企图将所有的这些现象作成。
化学反应 - 化学反应速率和平衡的应用
&1、化学平衡常数（1）化学平衡常数的数学表达式 化学反应（2）化学平衡常数表示的意义平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。2、有关化学平衡的基本计算(1)物质浓度的变化关系反应物：平衡浓度＝起始浓度-转化浓度生成物：平衡浓度＝起始浓度+转化浓度其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。(2)反应的转化率(α)：α＝&×100％(3)在密闭容器中有气体参加的可逆反&应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论：恒温、恒容时：&；恒温、恒压时：n1/n2=V1/V2(4)计算模式浓度(或物质的量)&aA(g)+bB(g)&cC(g)+dD(g)起始&m&n&O&O转化&ax&bx&cx&dx平衡&m-ax&n-bx&cx&dxα(A)=（ax/m）×100％ω(C)＝&×100％(3)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明：①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在；②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学计量数比，若反应物起始浓度呈现&计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。
化学反应 - 化学反应与能量
一、焓变（腍）&：&反应热1.反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2.焓变（腍）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）。符号：&△H&&&&&&（2）单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂--吸热&&&&&&化学键形成--放热放出热量的化学反应。（放热&吸热）&△H&为“-”或△H&&0吸收热量的化学反应。（吸热&放热）△H&为“+”或△H&&0☆&常见的放热反应：&①&所有的燃烧反应&&&&&&&&&②&酸碱中和反应&&&&&③&大多数的化合反应④&金属与酸的反应&&⑤&生石灰和水反应&&&&&&&&&⑥&浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆&常见的吸热反应：①&晶体Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl&&&&&&&②&大多数的分解反应③&以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应&&&&&&&④&铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点：①热化学方程式必须标出能量变化。②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，&水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1.概念：25&℃，101&kPa时，1&mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。※注意以下几点：①研究条件：101&kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。③燃烧物的物质的量：1&mol④研究内容：放出的热量。（腍&0，单位kJ/mol）
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编辑放热，吸热，发光，变色，产生沉淀，生成气体可逆反应与自发反应每个化学反应理论上均是可逆反应。正反应中定义物质从反应物转换成产物。逆反应则相反，产物转换成反应物。化学平衡指正反应速率和逆反应速率达到相等的状态，反应物和产物均会存在。然而，的反应方向可透过改变反应状态改变，譬如温度或压力。勒夏特列原理在此用来预测是产物或反应物形成。虽然所有的反应在一些范围内均是可逆的，部份反应仍可归类为不可逆反应。“不可逆反应”指得是“完全反应”。意思是几乎所有的反应物均形成产物，甚至在极端状况下均难以逆转反应。另一种反应机制称为自发反应，是一种学倾向，表示此反应引起总体熵的净增加。自发反应（相对于非自发反应）不须外在协助（如能量供给）就会产生。在化学平衡的系统中，反应过程中自发反应的方向可预期形成较多的物质。有机化学中类别较多，有自由基反应，离子型反应；亲电反应，亲核反应；硝化反应，卤化反应，磺化反应，氨化反应，酰化反应，氰化反应，加成反应,消去反应，取代反应，加聚反应，缩聚反应等。酸、碱 &
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　　的一个分支，以工业为主要研究对象，以反应技术的开发、反应过程的优化和设计为主要目的的一门新兴工程学科。它是在、、理论以及化工的基础上发展起来的。其应用遍及化学、石油化学、生物化学、医药、冶金及轻工等许多工业部门。 　　沿革&　这一学科是在1957年第一届欧洲化学反应工程讨论会上正式确立的。促成该学科建立的背景是：因化学工业的发展，特别是石油化学工业的发展，生产趋于大型化，对化学反应过程的开发和反应器的可靠设计提出迫切要求；化学反应动力学和化工单元操作的理论和实践有了深厚的基础；和大型电子计算机的应用为反应工程理论研究提拱有效的方法和工具。 　　化学反应工程的早期研究主要是针对流动、传热和传质对反应结果的影响，如德国G.达姆科勒、美国O.霍根和K.M.华生以及苏联Α.Д.弗兰克－卡曼涅斯基等人的工作。当时曾取名或宏观动力学,着眼于对化学动力学作出某些修正以应用于工业反应过程。1947年霍根与华生合著的《化工过程原理》第三分册中论述了动力学和催化过程。50年代，有一系列重要的研究论文发表于《化学工程科学》杂志，对反应器内部发生的若干种重要的、影响反应结果的传递过程，如、、、反应器的稳定性（见）等进行研究，获得了丰硕的成果，从而促成了第一届欧洲化学反应工程讨论会的召开。 　　50年代末到60年代初，出版了一系列反应工程的著作，如S.M.的《化工动力学》，O.比尔的《化学反应工程》等，使学科体系大体形成。此后，一方面继续进行理论研究，积累数据，并应用于实践；另一方面，把应用范围扩展至较复杂的领域，形成了一系列新的分支。例如：应用于和中，处理含有成百上千个组分的复杂反应体系，发展了一种新的处理方法，即集总方法（见）；应用于高分子化工中的聚合反应过程,出现了;应用于电化学过程，出现了；应用于生物化学工业中的生化反应体系，出现了；应用于冶金工业的高温快速反应过程，出现了冶金化学反应工程等。 　　主要研究内容和方法&　工业反应过程中既有化学反应，又有传递过程。传递过程的存在并不改变化学反应规律，但却改变了反应器内各处的温度和浓度，从而影响到反应结果，例如影响到转化率和选择率（见）。由于物系相态不同，反应规律和传递规律也有显著的差别，因此在化学反应工程研究中通常将反应过程按相态进行分类，如区分为和，后者又可区分为、以及等。 　　化学反应工程的研究内容主要包括以下几个方面： 　　①研究化学反应规律，建立反应动力学模型　亦即对所研究的化学反应，以简化的或近似的数学表达式来表述反应速率和选择率与温度和浓度等的关系。这本来是物理化学的研究领域，但是化学反应工程工作者由于工业实践的需要，在这方面也进行了大量的工作。不同之处是，化学反应工程工作者着重于建立反应速率的定量关系式，而且更多地依赖于实验测定和数据关联。多年来，已发展了一整套，其中包括各种实验用反应器的使用、实验数据的统计处理方法和实验规划方法等。　 ②研究反应器的传递规律,建立反应器传递模型　亦即对各类常用的反应器内的流动、传热和传质等过程进行理论和实验研究，并力求以数学式予以表达。由于传递过程只是物理的,所以研究时可以避免化学反应,用廉价的模拟物系（如空气、水、砂子等）代替实际反应物系进行实验。这种实验常称为冷态模拟实验，简称冷模实验。传递过程的规律可能因设备尺寸而异，冷模实验所采用的设备应是一系列不同尺寸的装置；为可靠起见，所用设备甚至还包括与工业规模相仿的大型实验装置。各类反应器内的传递过程大都比较复杂，有待更深入地去研究。 　　③研究反应器内传递过程对反应结果的影响　对一个特定反应器内进行的特定的化学反应过程，在其反应动力学模型和反应器传递模型都已确定的条件下，将这些数学模型与、等方程联立求解，就可以预测反应结果和反应器操作性能。由于实际工业反应过程的复杂性，至今尚不能对所有工业反应过程都建立可供实用的反应动力学模型和反应器传递模型。因此，进行化学反应工程的理论研究时，概括性地提出若干个典型的传递过程。例如：伴随着流动发生的各种不同的混合，如返混、微观混合、等；反应过程中的传质和传热，包括（传质和反应相继发生）和(反应和传质同时进行)。然后，对各个典型传递过程逐个地进行研究，忽略其他因素，单独地考察其对不同类型反应结果的影响。例如，对反应相外的传质，理论研究得出其判据为Dα，并已导出当Dα取不同值时外部传质对反应结果的影响程度。同样，对反应相内的传质，也得出了相应的判据 φ。这些理论研究成果构成了本学科内容的重要组成部分。这些成果一般并不一定能够直接用于反应器的设计，但是对于分析判断却有重要的指导意义。 　　应用&　主要用于进行工业反应过程的开发、放大和操作优化以及新型反应器和反应技术的开发。 　　①工业反应过程的开发和放大　在化学反应工程学科建立以前，工业界广泛采用的方法是逐级的方法。其步骤是，首先在小型试验中进行反应器的选型和确定优越的工艺条件（温度、压力、浓度、流速和反应时间度），然后自小至大进行多次中间试验，直至工业规模。由于全部实验带有经验性质，而且试验所用设备的尺寸逐级增大，因而取名为逐级经验放大。中间试验往往耗资大而历时久。化学反应工程学科建立以后，逐步形成一套新的数学模型方法。这种方法是首先在小型试验中确定动力学模型；然后在冷模试验中确定各类候选反应器的传递模型；进而在计算机上进行各候选反应器内反应过程的模拟研究，即在各种不同的工艺条件下对反应器数学模型进行数值求解,预测反应结果,并据此进行反应器的选型，优选工艺条件并设计反应器。采用这种方法时,往往也需要进行适当规模的中间试验,目的是为了“检验”和“修正”模型，以及考察模型中难以包括的因素（如微量杂质的积累，焦油的生成，材质的腐蚀，颗粒粉碎，等等）可能产生影响。而不是为了自小至大进行逐级放大。目前，逐级经验放大和数学模型两种方法同时并存，各有适用范围。但是，即使是逐经级验放大方法，也常是以化学反应工程的理论为指导，而不再是纯经验性的了。 　　②工业反应过程的操作优化　实际工业反应过程未必在最优的条件下操作。即使设计是优化的，在实施时往往有许多难以预料的因素，使原定的优化设计条件对实际操作未必是优化的。运用化学反应工程理论对现行的工业反应过程进行分析，结合模拟研究，可找出薄弱环节之所在和进一步调优的方向，通过调节和改造以获得较大的经济效益。 　　③新型反应器和反应技术的开发　反应工程的理论为新反应器和新反应技术的开发指明了方向，研究者可以据此寻找合理的设备结构和操作方法。例如近年来出现的新的石油化工裂解技术和各种新型，都得益于反应工程理论的指导。 　　发展&　化学反应工程学科体系已大体形成，理论研究也渐趋完善。在工业应用中，在定性的指导方面已经发挥了很大的作用。但是，与理论研究相比较，反应器内传递过程的实验研究和数据的积累还很薄弱，特别是对于化工生产中经常遇到的多相流动体系研究得还很不够。因此，反应工程的研究需要与多相流体力学和多相传递过程的研究相结合，以便相辅相成。同时，化学反应工程向生化、冶金等领域扩展时还会出现新的理论问题，需要进一步的研究。 　　参考书目 　J.M.Smith, Chemical　Engineering Kinetics,3rd ed.,McGraw-Hill,New York,1980. 　O.Levenspiel,Chemical　Reaction　Engineering,2nd ed.,John Wiley & Sons,New York,1972.&
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