화학 반응

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1. 개요

화학 반응은 물질의 변환을 연구하는 화학의 핵심 개념이다. 고대부터 연소, 발효 등 다양한 화학 반응이 알려져 왔으며, 연금술 시대를 거치면서 인공적인 화학 물질 생산에 대한 연구가 활발히 진행되었다. 16세기부터는 화학 반응에 대한 실험적 연구와 이론 확립이 시도되었고, 플로지스톤설이 제기되었으나 앙투안 라부아지에에 의해 산소와의 반응으로 연소를 설명하는 이론이 등장하며 발전했다. 화학 반응은 기체 발생, 침전 생성, 온도 변화, 상태 변화 등의 특징을 보이며, 화학 반응식으로 표현된다. 화학 반응은 기본 반응으로 구성되며, 열역학 법칙에 따라 자발적으로 진행될 수 있다. 반응 속도는 농도, 표면적, 온도, 촉매 등 다양한 요인에 의해 영향을 받으며, 반응 속도론을 통해 연구된다. 화학 반응은 이성질화, 화합, 분해, 치환, 복분해 등 다양한 유형으로 분류되며, 산화-환원 반응, 착화 반응, 산-염기 반응, 침전 반응, 고체 상태 반응, 광화학 반응 등 특수한 유형도 존재한다. 촉매는 반응 속도를 높이는 데 중요한 역할을 하며, 유기 화학 반응은 치환, 첨가, 제거 반응 등으로 분류된다. 생화학 반응은 효소에 의해 조절되며, 대사 작용과 생체 에너지학 연구의 대상이 된다. 화학 반응은 화학 공학, 용접, 반응 모니터링 등 다양한 분야에 응용된다.

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촉매는 화학 반응에서 자신은 소모되지 않으면서 반응 속도를 변화시키는 물질로, 활성화 에너지를 낮추는 새로운 반응 경로를 제공하여 반응 속도를 증가시키며, 균일계, 불균일계, 생체 촉매 등 다양한 종류가 있고 여러 산업 분야에서 활용된다.
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화학 반응
개요
이름	화학 반응
정의	화학 종의 상호 변환을 초래하는 과정
예시
반응식	HCl + NaOH -> H2O + NaCl

2. 역사

불에서의 연소, 발효, 금속으로부터 광석의 환원과 같은 화학 반응은 고대부터 알려져 있었다. 물질 변환에 대한 초기 이론은 엠페도클레스의 4원소설처럼 어떤 물질도 불, 물, 공기, 흙이라는 네 가지 기본 원소로 구성되어 있다고 주장한 그리스 철학자들에 의해 개발되었다. 중세에는 연금술사들이 화학적 변환을 연구했는데, 특히 납을 금으로 변환하려고 시도했으며, 이를 위해 황을 이용한 납과 납-구리 합금의 반응을 사용했다.^[2]

인공적인 화학 물질의 생산은 이미 중세 연금술사들에게 중심적인 목표였다.^[3] 예를 들어, 자비르 이븐 하이얀(Jābir ibn Ḥayyān)에게 귀속되는 저술(약 850~950년)에 묘사된 것처럼 유기 물질로부터 염화암모늄을 합성하거나,^[4] 1300년경부터 시작하여 후대의 연금술사들이 황산 및 질산과 같은 무기산을 생산한 것이 있다.^[5] 무기산의 생산에는 황산구리, 명반 및 초석과 같은 황산염과 질산염 광물을 가열하는 과정이 포함되었다. 17세기에는 요한 루돌프 글라우버가 황산과 염화나트륨을 반응시켜 염산과 황산나트륨을 생산했다. 1746년 납실법과 르블랑법이 개발되어 각각 황산과 탄산나트륨을 대량 생산할 수 있게 되면서 화학 반응은 산업에 도입되었다. 황산 기술의 추가 최적화는 1880년대에 접촉법을 낳았고,^[6] 암모니아 합성을 위한 하버-보슈법은 1909~1910년에 개발되었다.^[7]

16세기부터 얀 바티스트 헬몬트, 로버트 보일, 아이작 뉴턴을 포함한 연구자들은 실험적으로 관찰된 화학적 변환에 대한 이론을 확립하려고 시도했다. 플로지스톤설은 1667년 요한 요아힘 베허에 의해 제안되었다. 이 이론은 "플로지스톤"이라는 불과 같은 원소가 가연성 물질 내에 포함되어 있으며 연소 중에 방출된다고 가정했다. 그러나 이것은 1785년 앙투안 라부아지에에 의해 틀린 것으로 판명되었는데, 그는 연소를 공기 중 산소와의 반응으로 정확하게 설명했다.^[8]

조제프 루이 게이뤼삭은 1808년에 기체가 항상 서로 특정한 비율로 반응한다는 것을 인식했다. 이러한 아이디어와 존 돌턴의 원자 이론을 바탕으로 조제프 프루스트는 일정 성분비의 법칙을 개발했는데, 이는 나중에 화학량론과 화학 반응식의 개념으로 이어졌다.^[9]

유기 화학과 관련하여, 생명체에서 얻은 화합물은 합성적으로 얻기에는 너무 복잡하다고 오랫동안 믿어져 왔다. 생기론 개념에 따르면 유기 물질은 "생명력"을 가지고 있으며 무기 물질과 구별되었다. 그러나 이러한 구분은 1828년 프리드리히 뵐러가 무기 전구체로부터 요소를 합성하면서 종식되었다. 유기 화학에 중요한 기여를 한 다른 화학자로는 에테르의 합성을 수행한 알렉산더 윌리엄 윌리엄슨과 많은 발견 중에서 치환 반응의 메커니즘을 확립한 크리스토퍼 켈크 잉골드가 있다.

3. 화학 반응의 특징

화학 반응의 일반적인 특징은 다음과 같다.

기체 발생
침전 생성
온도 변화
상태 변화

4. 화학 반응식

화학 반응식은 화학 반응을 도식적으로 나타내는 데 사용된다. 반응물의 화학식 또는 구조식은 왼쪽에, 생성물의 화학식 또는 구조식은 오른쪽에 표시한다. 이들은 화살표(→)로 구분되는데, 이는 반응의 방향과 종류를 나타내며 "생성하다"라는 뜻으로 읽는다.^[10] 화살표의 첨단은 반응이 진행되는 방향을 가리킨다. 서로 반대 방향을 가리키는 이중 화살표()는 평형 반응에 사용된다. 반응식은 화학량론에 따라 균형을 맞춰야 하며, 각 원소의 원자 수는 반응식의 양쪽에서 같아야 한다.

:

메탄의 연소 반응 방정식 에서 보듯이, 질량 보존 법칙에 따라 각 원소의 양이 반응 중에 변하지 않도록 반응물 쪽의 산소 기체와 생성물 쪽의 물 앞에 계수 2를 써야 한다.

이는 위의 도식적인 예에서처럼 관련 분자(A, B, C 및 D)의 수에 적절한 정수 ''a, b, c'' 및 ''d''를 곱하여 달성한다.^[11]

더 복잡한 반응은 반응식으로 나타내는데, 이는 출발 물질과 생성물 외에 중요한 중간체 또는 전이 상태를 보여준다. 또한, 반응에 대한 상대적으로 사소한 추가 사항은 반응 화살표 위에 표시할 수 있다. 이러한 추가 사항의 예로는 물, 열, 조명, 촉매 등이 있다. 마찬가지로, 사소한 생성물은 화살표 아래에, 종종 마이너스 부호와 함께 배치할 수 있다.

역합성 분석은 복잡한 합성 반응을 설계하는 데 적용할 수 있다. 여기서 분석은 예를 들어 선택된 화학 결합을 쪼개어 타당한 초기 시약에 도달하는 생성물에서 시작된다. 역반응에는 특수한 화살표(⇒)가 사용된다.^[12]

5. 기본 반응

기본 반응은 화학 반응을 더 이상 분해할 수 없는 최소 단위이며, 중간 생성물이 없다.^[13] 대부분 실험적으로 관찰되는 반응들은 병렬 또는 순차적으로 일어나는 여러 기본 반응들로 구성된다. 개별 기본 반응들의 실제 순서는 반응 메커니즘으로 알려져 있다. 기본 반응에는 몇몇 분자, 보통 하나 또는 두 개의 분자가 관여하는데, 이는 여러 분자가 특정 시간에 만날 확률이 낮기 때문이다.^[14]

가장 중요한 기본 반응은 단분자 반응과 이분자 반응이다. 단분자 반응에는 하나의 분자만 관여하며, 이성질화 또는 해리를 통해 하나 이상의 다른 분자로 변환된다. 이러한 반응에는 열이나 빛 형태의 에너지 추가가 필요하다. 단분자 반응의 전형적인 예로는 시스-트랜스 이성질화가 있다.^[39]

전형적인 해리 반응에서 분자의 결합이 끊어지면서('''절단''') 두 개의 분자 조각이 생성된다. 절단은 균질 분해 또는 이질 분해일 수 있다. 해리는 연쇄 반응을 촉발하는 데 중요한 역할을 한다.

:AB -> A + B

: 분자 AB가 조각 A와 B로 해리됨

이분자 반응의 경우 두 분자가 충돌하여 서로 반응한다. 이들의 결합은 화학 합성 또는 첨가 반응이라고 한다.

:A + B -> AB

또 다른 가능성은 한 분자의 일부만 다른 분자로 전달되는 것이다. 이러한 유형의 반응은 예를 들어 산화 환원 및 산-염기 반응에서 발생한다. 이러한 유형의 반응은 치환 반응이라고도 한다.

:HA + B -> A + HB

예를 들어

:NaCl + AgNO3 -> NaNO3 + AgCl(v)

6. 화학 평형

대부분의 화학 반응은 양쪽 방향으로 진행될 수 있는 가역 반응이다. 정반응과 역반응은 서로 경쟁하며, 반응 속도가 다르다. 이러한 속도는 농도에 따라 달라지므로 반응 시간에 따라 변한다. 역반응 속도는 점차 증가하여 정반응 속도와 같아져, 이른바 화학 평형을 이룬다.^[15] 평형에 도달하는 시간은 온도, 압력, 관련 물질과 같은 매개변수에 따라 달라지며, 최소 자유 에너지에 의해 결정된다.^[15] 평형 상태에서는 반응의 깁스 자유 에너지가 0이어야 한다.^[15] 압력 의존성은 르 샤틀리에 원리로 설명할 수 있다. 예를 들어, 부피 감소로 인한 압력 증가는 기체 몰 수가 적은 쪽으로 반응이 이동하게 한다.^[15]

반응 수율은 평형 상태에서 안정화되지만, 반응 혼합물에서 생성물을 제거하거나 온도 또는 압력을 높임으로써 증가시킬 수 있다. 반응물 농도의 변화는 평형 상수에는 영향을 미치지 않지만 평형 위치에는 영향을 미친다.^[15] 반응물에서 생성물을 만드는 화학 반응에서는, 반대로 생성물에서 반응물을 만드는 화학 반응도 동시에 일어난다. 반응물에서 생성물을 만드는 화학 반응의 반응 속도와 그 역반응의 반응 속도의 크기에 따라 반응물과 생성물의 비율이 증감하여, 최종적으로는 반응물과 생성물이 혼재된 상태에서 평형을 이루게 된다.

7. 열역학

화학 반응은 열역학 법칙에 의해 결정된다. 반응은 자유 에너지를 방출하는 발열 반응인 경우 스스로 진행될 수 있다. 반응의 관련 자유 에너지 변화는 엔탈피와 엔트로피의 변화로 구성된다.^[16]

: $\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S$ .

: ''G'': 자유 에너지, ''H'': 엔탈피, ''T'': 온도, ''S'': 엔트로피, Δ: 차이 (원래 값과 생성물의 차이)

반응은 Δ''H''가 음수이고 에너지가 방출되는 발열 반응일 수 있다. 발열 반응의 예로는 연소, 침전, 결정화가 있다. 반대로, 흡열 반응에서는 환경에서 열이 소모된다. 이는 엔트로피가 더 높은 기체 또는 용해된 반응 생성물의 형성을 통해 시스템의 엔트로피를 증가시킴으로써 발생할 수 있다. 자유 에너지 변화의 엔트로피 항은 온도에 따라 증가하므로 많은 흡열 반응은 고온에서 더 잘 일어난다. 반대로, 결정화와 같은 많은 발열 반응은 저온에서 더 잘 일어난다. 온도 변화는 때때로 반응의 엔탈피 부호를 역전시킬 수 있다. 예를 들어 일산화탄소의 이산화몰리브덴 환원은 저온에서는 흡열 반응이지만 온도가 높아짐에 따라 덜 흡열 반응이 된다.^[17] Δ''H''°는 1855 K에서 0이 되고, 그 온도 이상에서는 발열 반응이 된다.

온도 변화는 반응의 방향 경향을 역전시킬 수도 있다. 예를 들어, 수성가스 전환 반응

:CO(g) + H2O({v}) <=> CO2(g) + H2(g)

은 저온에서 유리하지만, 그 역반응은 고온에서 유리하다. 반응 방향 경향의 변화는 1100 K에서 발생한다.^[17]

반응은 또한 엔트로피, 부피 및 화학퍼텐셜의 변화를 고려하는 내부 에너지 변화로 특징지어질 수 있다. 화학퍼텐셜은 관련 물질의 활동도에 따라 달라진다.^[18]

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

: ''U'': 내부 에너지, ''S'': 엔트로피, ''p'': 압력, ''μ'': 화학 퍼텐셜, ''n'': 분자 수, ''d'': 미소 변화 기호

화학 변화가 일어나는 계(반응계)는 일반적으로 외부와 상호 작용하면서 화학 변화가 진행된다. 이러한 상황에서 화학 변화는 항상, 계의 엔트로피''S''_sys와 외부의 엔트로피''S''_surr를 합한 전체 엔트로피''S''_total가 증가하는 방향으로 자발적으로 진행되며, 이는 열역학 제2법칙의 당연한 귀결이다. 자발적인 반응은 항상, 반응 혼합물을 평형 상태의 방향으로 변화시킨다. 따라서 반응계가 외부로부터 고립되어 있는 경우에는, 화학 변화의 평형 상수''K''_c와 현재 시점의 반응 지수''Q''_c를 비교함으로써 반응이 어느 방향으로 진행되는지 알 수 있다.

두 상태 A, B에 대해, 상태 A일 때 계의 엔트로피와 상태 B일 때 계의 엔트로피의 차이를 ΔS_sys라고 하면,

ΔS_sys > 0 일 때, 계는 상태 B에서 A로 자발적으로 변화한다.
ΔS_sys < 0 일 때, 계는 상태 A에서 B로 자발적으로 변화한다.

또한 계의 엔트로피가 시간에 따라 변화하지 않는 경우, 그 계는 평형 상태에 있다. 일반적인 경향으로는 계의 내부 에너지나 계의 엔탈피는 감소하지만, 항상 그런 것은 아니다. 예를 들어 얼음이 물에 용해될 때는 계가 외부에서 자발적으로 흡열하므로, 계의 내부 에너지나 엔탈피는 증가한다.

계의 변화 경향은 엔트로피로 기술할 수 있지만, 엔트로피는 직접 측정 가능한 물리량이 아니므로, 화학에서는 깁스 자유 에너지를 사용하여 계의 변화 경향을 기술하는 경우가 많다.

먼저, 반응계에 대해 다음과 같은 두 가지 가정을 설정한다.

반응계의 온도는 항상 일정하다.
반응계의 온도와 외부의 온도는 항상 같다.

일반적으로 주어진 계의 깁스 자유 에너지 ''G''와 엔탈피 ''H''는 그 계의 엔트로피 ''S'', 온도''T''에 의해,

:

G  = H -ST

라는 관계식을 만족하므로, 전술한 가정하에,

:

\mathrm{d}G_{\mathrm{sys}}  = \mathrm{d}H_{\mathrm{sys}} -T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}

가 성립한다.

또한 반응계 외부의 총 내부 에너지 ''U''_total, 압력 ''P''_total, 부피 ''V''_total는

:

\mathrm{d}H_{\mathrm{total}}=\mathrm{d}U_{\mathrm{total}}+V_{\mathrm{total}}\mathrm{d}P_{\mathrm{total}}

라는 관계식을 만족하지만, 에너지 보존 법칙에 의해 첫 번째 항은 0이고, 두 번째 항도 전체에 대한 압력 변화 d''P''_total는 존재하지 않는다고 간주해도 좋으므로, 결국

:

\mathrm{d}H_{\mathrm{total}}=0

이 된다. 여기서

반응계의 외부에서는 화학 퍼텐셜이나 압력 변화, 기타 강성 변수(예를 들어 분극이나 자화에 의한 전자기장)를 무시할 수 있다.

라는 가정을 설정하면,

:

\mathrm{d}H_{\mathrm{surr}}=T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}}

가 성립하므로,

:

\mathrm{d}H_{\mathrm{sys}}=\mathrm{d}H_{\mathrm{total}}

\mathrm{d}H_{\mathrm{surr}}=0-T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}}

이므로,

:

\mathrm{d}G_{\mathrm{sys}}=\mathrm{d}H_{\mathrm{sys}} -T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}

=

T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}}
T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}

=

T\mathrm{d}S_{\mathrm{total}}

가 성립한다.

따라서 이상의 가정하에, 전체 엔트로피 증가는 반응계의 깁스 자유 에너지 감소를 초래한다. 따라서 다음과 같은 결론을 얻을 수 있다.

Δ''G''_sys<0일 때, 계는 상태 ''B''에서 ''A''로 자발적으로 변화한다.
Δ''G''_sys>0일 때, 계는 상태 ''A''에서 ''B''로 자발적으로 변화한다.

또한 반응계의 깁스 자유 에너지가 시간 변화하지 않는 경우, 그 계는 평형 상태에 있다.

8. 반응 속도론

반응이 일어나는 속도는 반응 속도론에서 연구된다. 반응 속도는 여러 매개변수에 따라 달라진다.^[19]

'''반응물 농도:''' 일반적으로 단위 시간당 충돌 횟수 증가를 통해 반응 속도를 높인다. 그러나 일부 반응은 영차 반응처럼 반응물 농도와 무관하다.
'''고체 반응물의 표면적:''' 반응물 간 접촉에 사용할 수 있는 표면적이 클수록 반응 속도가 빨라진다.
'''압력:''' 압력을 높이면 분자 간의 부피가 감소하여 분자 간 충돌 빈도가 증가한다.
'''활성화 에너지:''' 반응이 자발적으로 시작되고 진행하는 데 필요한 에너지량으로, 활성화 에너지가 높을수록 반응을 시작하는 데 더 많은 에너지가 필요하다.
'''온도:''' 온도가 높아지면 분자의 에너지가 증가하여 단위 시간당 충돌 횟수가 증가하기 때문에 반응 속도가 빨라진다.
'''촉매:''' 반응 경로(메커니즘)를 변경하여 반응에 필요한 활성화 에너지를 낮춤으로써 반응 속도를 높이는 물질이다.
'''전자기파:''' 어떤 반응의 경우, 특히 라디칼이 포함된 반응에서는 반응을 시작하기 위해 자외선의 존재가 필요하다.

여러 이론을 통해 분자 수준에서 반응 속도를 계산할 수 있으며, 이 분야를 반응 동역학이라고 한다. 물질 A의 분해와 같이 일차 반응의 속도 ''v''는 다음과 같이 주어진다.

:

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

적분하면 다음과 같다.

:

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

여기서 ''k''는 차원이 1/시간인 일차 속도 상수이고, [A](t)는 시간 t에서의 농도이며, [A]₀는 초기 농도이다. 일차 반응의 속도는 농도와 관련 물질의 특성에만 의존하며, 반응 자체는 특징적인 반감기로 설명할 수 있다. 고차 반응을 설명할 때는 하나 이상의 시간 상수가 필요하다. 속도 상수의 온도 의존성은 일반적으로 아레니우스 방정식을 따른다.

:

k = k_0 e^

여기서 ''E''ₐ는 활성화 에너지이고, ''k''_B는 볼츠만 상수이다. 반응 속도의 가장 간단한 모델 중 하나는 충돌 이론이다. 더 현실적인 모델은 특정 문제에 맞춰 조정되며, 전이 상태 이론, 퍼텐셜 에너지 곡면 계산, 마커스 이론 및 Rice–Ramsperger–Kassel–Marcus (RRKM) 이론을 포함한다.^[19]

화학 반응을 설명하는 이론은 화학 반응 사례의 축적에서 도출된 경험 법칙과 이를 물리적으로 설명하는 물리화학 이론이 구축됨으로써 발전해 왔다. 18세기부터 19세기에 걸쳐 앙투안 라부아지에(Antoine Lavoisier)와 존 돌턴(John Dalton) 등에 의해 원소가 발견됨과 동시에, 화학 반응에 참여하는 반응물과 생성물의 무게 비에 관한 법칙성이 발견되었다. 이들 화학 반응에 관여하는 성분의 양적 관계에 관한 이론은 화학량론으로 체계화되었다.

19세기 후반에 정량 분석법이 확립되고 20세기에 걸쳐 발전함으로써 화학 물질의 변화량을 측정할 수 있게 되면서, 화학 평형과 반응의 진행 속도에 대해 반응 속도식으로 정식화되었고, 물질량과 몰 농도, 그리고 온도가 화학 반응의 성분량과 그 변화량에 강하게 영향을 미친다는 것이 밝혀졌다. 열역학에 의해 분자(혹은) 원자에 공통적인 행동이 물리적으로 설명될 수 있게 되면서, 화학 평형과 반응 속도에 대한 물리화학적 이론이 확립되었다.

반응 속도론, 특히 전이 상태 이론에 의해 화학 반응을 열역학이나 통계 역학과 같은 집단에 대한 이론이 아니라, 반응물 분자 간의 작용으로 이론화할 수 있게 되었다. 오늘날에는 반응의 종류별로 분자 구조와 화학 반응을 관련짓는 반응 메커니즘 모델을 구축함으로써 화학 반응이 연구된다.

반응 메커니즘 모델을 구축하는 기본 원리로서, 전자가 귀속되는 원자가전자 또는 공유 결합의 이동으로 화학 결합을 다루고, 반경험적 원리로 유기 전자 이론이 체계화되었다. 유기 전자 이론과 HSAB 원리에서 경험적으로 가정된 전자쌍의 행동은 양자 화학의 분자 궤도 함수법으로 정식화할 수 있다. 또한, 페리환상 반응 등 몇몇 입체 특이성 반응 메커니즘은 프론티어 궤도 이론에 의해 반응 메커니즘이 설명된다.

화학 반응을 실제로 수행하거나 반응계를 개발할 경우, 반응을 둘러싼 다양한 인자 및 조건의 영향으로 반응 속도나 성공 여부가 크게 달라질 수 있다.

온도: 많은 반응은 온도가 높아짐에 따라 계에 더 많은 에너지가 공급되어 속도가 증가한다.
농도: 다차 반응의 경우, 반응 혼합물의 농도가 높아지면 반응물 간의 충돌 빈도가 증가하여 반응이 일어날 확률이 높아지고 속도가 증가한다.
압력: 일반적으로 기체가 관여하는 반응은 압력을 높이면 속도가 빨라진다.
빛: 빛은 에너지의 한 형태이며, 반응 경로에 영향을 미치기도 한다.
촉매: 반응에 촉매를 첨가하면 더 낮은 활성화 에너지를 갖는 반응 경로를 취할 수 있게 되어 정반응 및 역반응의 속도가 모두 증가한다.
표면적: 불균일계 촉매 등을 사용한 표면 반응에서는 표면적이 커지면 반응 속도도 증가한다.

9. 화학 반응의 종류

화학 반응에는 다음과 같은 종류가 있다.

이성질화: 한 물질이 구조가 다른 이성질체로 변하는 반응
화합: 여러 물질이 한 물질로 합쳐지는 반응

:: N₂ + 3H₂ → 2NH₃

분해: 한 물질이 여러 물질로 쪼개지는 반응

:: 2H₂O → 2H₂ + O₂

치환반응: 한 분자의 특정 원소가 다른 분자로 이동하는 반응

:: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂

복분해: 여러 물질이 반응하여 새로운 여러 물질로 변하는 반응

:: NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl

또한, 반응 과정에서 열을 흡수하는 반응을 흡열 반응, 열을 방출하는 반응을 발열 반응이라고 한다.

합성, 분해, 단일 치환, 이중 치환의 네 가지 기본적인 화학 반응 유형을 나타낸 그림

합성 반응에서는 두 가지 이상의 단순한 물질이 결합하여 더 복잡한 물질을 형성한다.^[20] 철과 황이 결합하여 황화철(II)을 형성하거나^[20], 수소 기체와 산소 기체가 결합하여 물을 생성하는 반응이 그 예시이다.^[20]

분해 반응은 더 복잡한 물질이 더 단순한 부분으로 분해되는 반응으로, 합성 반응의 반대이다.^[20] 물을 전기분해하여 산소와 수소 기체를 만드는 반응이 대표적인 예시이다.^[20]

단일 치환 반응에서는 하나의 비결합 원소가 화합물 내 다른 원소를 치환한다.^[20] 마그네슘(Magnesium)이 물 속의 수소를 치환하여 고체 수산화마그네슘(magnesium hydroxide)과 수소 기체를 생성하는 반응을 예로 들 수 있다.

이중 치환 반응에서는 두 화합물의 음이온과 양이온이 서로 자리를 바꾸어 두 개의 완전히 다른 화합물을 형성한다.^[20] 염화바륨(BaCl₂)과 황산마그네슘(MgSO₄)이 반응하여 BaSO₄와 MgCl₂ 화합물을 생성하거나, 질산납(II)과 요오드화칼륨이 반응하여 요오드화납(II)과 질산칼륨을 형성하는 반응이 이에 해당한다.

화학 반응은 전자의 이동과 함께 결합의 절단과 생성이 일어난다. 화학 결합과 전자의 이동 방식에 주목하여 화학 반응을 분류하면, 이온 반응, 라디칼 반응(free-radical reaction), 페리시클릭 반응(pericyclic reaction)으로 크게 나눌 수 있다.

반응 메커니즘이나, 반응물과 생성물의 구성 차이로 화학 반응을 생각하는 경우, 치환 반응, 첨가 반응, 탈리 반응, 전위 반응 등으로 분류된다.

가수분해, 탈수 반응, 첨가 중합, 축합 중합(축중합), 산화, 환원, 중화는 화학 반응의 용도를 의식한 분류이며, 위의 4가지 반응 메커니즘 중 하나 또는 여러 가지로 구성된다.

그 외에도 광반응이나 중합 반응 등, 반응의 특성에 따른 분류도 존재한다.

9. 1. 기본 유형

화학 반응에는 다음과 같은 종류가 있다.

이성질화: 한 물질이 구조가 다른 이성질체로 변하는 반응
화합: 여러 물질이 한 물질로 합쳐지는 반응

:: N₂ + 3H₂ → 2NH₃

분해: 한 물질이 여러 물질로 쪼개지는 반응

:: 2H₂O → 2H₂ + O₂

치환반응: 한 분자의 특정 원소가 다른 분자로 이동하는 반응

:: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂

복분해: 여러 물질이 반응하여 새로운 여러 물질로 변하는 반응

:: NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl

또한, 반응 과정에서 열을 흡수하는 반응을 흡열 반응, 열을 방출하는 반응을 발열 반응이라고 한다.

합성 반응에서는 두 가지 이상의 단순한 물질이 결합하여 더 복잡한 물질을 형성한다.^[20] 철과 황이 결합하여 황화철(II)을 형성하거나^[20], 수소 기체와 산소 기체가 결합하여 물을 생성하는 반응이 그 예시이다.^[20]

분해 반응은 더 복잡한 물질이 더 단순한 부분으로 분해되는 반응으로, 합성 반응의 반대이다.^[20] 물을 전기분해하여 산소와 수소 기체를 만드는 반응이 대표적인 예시이다.^[20]

단일 치환 반응에서는 하나의 비결합 원소가 화합물 내 다른 원소를 치환한다.^[20] 마그네슘(Magnesium)이 물 속의 수소를 치환하여 고체 수산화마그네슘(magnesium hydroxide)과 수소 기체를 생성하는 반응을 예로 들 수 있다.

이중 치환 반응에서는 두 화합물의 음이온과 양이온이 서로 자리를 바꾸어 두 개의 완전히 다른 화합물을 형성한다.^[20] 염화바륨(BaCl₂)과 황산마그네슘(MgSO₄)이 반응하여 BaSO₄와 MgCl₂ 화합물을 생성하거나, 질산납(II)과 요오드화칼륨이 반응하여 요오드화납(II)과 질산칼륨을 형성하는 반응이 이에 해당한다.

화학 반응은 전자의 이동과 함께 결합의 절단과 생성이 일어난다. 화학 결합과 전자의 이동 방식에 주목하여 화학 반응을 분류하면, 이온 반응, 라디칼 반응(free-radical reaction), 페리시클릭 반응(pericyclic reaction)으로 크게 나눌 수 있다.

반응 메커니즘이나, 반응물과 생성물의 구성 차이로 화학 반응을 생각하는 경우, 치환 반응, 첨가 반응, 탈리 반응, 전위 반응 등으로 분류된다.

가수분해, 탈수 반응, 첨가 중합, 축합 중합(축중합), 산화, 환원, 중화는 화학 반응의 용도를 의식한 분류이며, 위의 4가지 반응 메커니즘 중 하나 또는 여러 가지로 구성된다.

그 외에도 광반응이나 중합 반응 등, 반응의 특성에 따른 분류도 존재한다.

9. 2. 정반응과 역반응

르샤틀리에의 원리에 따르면, 반응은 종료되거나 평형에 도달할 때까지 정반응 또는 역반응으로 진행될 수 있다.^[21] 정반응 방향(왼쪽에서 오른쪽)으로 진행하여 평형에 도달하는 반응은 종종 자발적 반응이라고 불린다. 즉, 일정한 온도와 압력에서 일어나는 경우 반응의 깁스 자유 에너지를 감소시킨다. 정반응 방향으로 진행하는 데 필요한 에너지가 적다.^[22] 반응은 일반적으로 자발적인 방향으로 정반응으로 작성된다. 예:

수소와 산소의 반응으로 물이 생성된다.
물에서 아세트산의 해리로 아세테이트 이온과 히드로늄 이온이 생성된다.

평형에 도달하기 위해 역방향으로 진행되는 반응은 종종 비자발적 반응이라고 불리는데, 즉, 일정한 온도와 압력에서 발생하는 경우 반응의 깁스 자유 에너지를 증가시킨다. 이러한 반응은 정반응으로 진행되기 위해 에너지 입력이 필요하다.^[22]^[23] 예시는 다음과 같다.

외부 전원으로 일반적인 직류 배터리(전해 전지로 구성됨)를 충전하는 것^[24]
일반적으로 햇빛 형태의 전자기 방사선 흡수에 의해 구동되는 광합성^[25]

화학 반응은 전자의 이동과 함께 결합의 절단과 생성이 일어난다. 화학 결합과 전자의 이동 방식에 주목하여 화학 반응을 분류하면, 이온 반응(ionic reaction), 라디칼 반응(free-radical reaction), 페리시클릭 반응(pericyclic reaction)으로 크게 나눌 수 있다. 어떤 화학종이 다른 화학종과 결합을 형성하는 반응을 생각해 보면, 이온 반응은 한쪽 화학종에서 전자쌍이 제공되어 새로운 결합 궤도가 생성되는 화학 반응이며, 원자 간 전하의 편향(전기 음성도나 전자 주개/받개 성질)에 따라 반응 방향이 지배된다. 라디칼 반응은 양쪽 화학종에서 각각 1개의 전자가 제공되어 새로운 결합 궤도가 생성되는 화학 반응이다. 페리시클릭 반응은 화학종의 π궤도에서 σ궤도로, 고리 모양의 전이 상태를 거쳐 변환됨으로써 2개 이상의 새로운 결합이 생성되는 화학 반응이다. 절단은 결합의 역반응에 해당한다.

반응 메커니즘이나, 반응물과 생성물의 구성 차이로 화학 반응을 생각하는 경우, 치환 반응, 첨가 반응, 탈리 반응, 전위 반응 등으로 분류된다.

가수분해, 탈수 반응, 첨가 중합, 축합 중합(축중합), 산화, 환원, 중화는 화학 반응의 용도를 의식한 분류이며, 위의 4가지 반응 메커니즘 중 하나 또는 여러 가지로 구성된다.

그 외에도 광반응이나 중합 반응 등, 반응의 특성에 따른 분류도 존재한다.

9. 3. 연소

연소 반응에서는 원소 또는 화합물이 산소와 같은 산화제와 반응하여 종종 열이나 빛의 형태로 에너지를 생성한다.^[26] 연소 반응에는 종종 탄화수소가 포함된다. 예를 들어, 산소에서 옥탄 1몰(114g)의 연소는 5500kJ을 방출한다. 연소 반응은 탄소, 마그네슘 또는 황이 산소와 반응하여 발생할 수도 있다.^[26]

9. 4. 산화-환원 반응

산화환원 반응은 한 종(환원제)에서 다른 종(산화제)로 전자의 이동으로 이해될 수 있다. 이 과정에서 전자를 잃은 종은 ''산화''되고, 전자를 얻은 종은 ''환원''된다. 많은 경우에 충분하지만, 이러한 설명은 정확하지 않다. 산화는 원자의 산화수 증가로, 환원은 산화수 감소로 더 잘 정의된다. 실제로 전자 이동은 항상 산화수를 변화시키지만, 전자 이동이 발생하지 않는 많은 반응(예: 공유결합을 포함하는 반응)도 "산화환원"으로 분류된다.^[27]^[28]

다음 산화환원 반응에서, 위험한 나트륨 금속은 독성 염소 기체와 반응하여 이온 화합물인 염화나트륨 또는 일반적인 식탁용 소금을 형성한다.

2Na(s) + Cl2(g) -> 2NaCl(s)

이 반응에서 나트륨 금속은 0(순수 원소)의 산화 상태에서 +1로 변한다. 다시 말해, 나트륨은 전자 하나를 잃고 산화되었다고 한다. 반면에 염소 기체는 0(순수 원소)의 산화 상태에서 −1로 변한다. 염소는 전자 하나를 얻고 환원되었다고 한다. 염소가 환원되므로 전자 수용체, 즉 나트륨의 산화를 유도하는 것으로 간주되며, 따라서 염소 기체는 산화제로 간주된다. 반대로 나트륨은 산화되거나 전자 주개이며, 다른 종의 환원을 유도하므로 ''환원제''로 간주된다.

반응물 중 어느 것이 환원제 또는 산화제가 될지는 원소의 전기 음성도를 통해 예측할 수 있다. 대부분의 금속과 같이 전기 음성도가 낮은 원소는 전자를 쉽게 기증하고 산화되며, 환원제이다. 반대로, 과산화수소/hydrogen peroxide^영어, 과망가니즈산염/permanganate^영어, 삼산화크롬/chromium trioxide^영어, 중크롬산염/dichromate^영어 또는 사산화오스뮴/osmium tetroxide^영어와 같이 산소가 아닌 원자의 산화수가 높은 많은 산화물 또는 이온은 전자 하나 또는 두 개를 더 얻을 수 있으며 강력한 산화제이다.

일부 주족 원소의 경우 산화환원 반응에서 기증되거나 수용되는 전자의 수는 반응 원소의 전자 배치로 예측할 수 있다. 원소는 낮은 에너지의 비활성 기체 배치에 도달하려고 하며, 따라서 알칼리 금속과 할로겐은 각각 전자를 기증하고 받아들인다. 비활성 기체 자체는 화학적으로 비활성이다.^[29]

전반적인 산화환원 반응은 산화 반쪽 반응과 환원 반쪽 반응을 산화에서 손실된 전자 수와 환원에서 얻어진 전자 수가 같도록 계수를 곱하여 결합하여 평형을 맞출 수 있다.

산화환원 반응의 중요한 종류는 전해질 전기화학적 반응으로, 음극에서 전원 공급 장치의 전자가 환원제로 사용되고 양극에서 전자 제거가 산화제로 사용된다. 이러한 반응은 염소^[30] 또는 알루미늄과 같이 화학 원소를 생산하는 데 특히 중요하다. 산화환원 반응에서 전자가 방출되고 화학 에너지가 전기 에너지로 변환되는 역과정이 가능하며 전지에서 사용된다.

9. 5. 착화 반응

착화 반응에서, 여러 개의 리간드가 금속 원자와 반응하여 배위착물을 형성한다. 이는 리간드의 비공유 전자쌍을 금속 원자의 빈 궤도함수에 제공하고 쌍극자 결합을 형성함으로써 달성된다.^[31] 리간드는 루이스 염기이며, 이온과 중성 분자(예: 일산화탄소, 암모니아 또는 물) 모두일 수 있다.^[31] 중심 금속 원자와 반응하는 리간드의 수는 18전자 규칙을 사용하여 찾을 수 있으며, 이는 전이 금속의 원자가전자껍질이 총 18개의 전자를 수용한다는 것을 의미한다.^[31] 생성된 착물의 대칭성은 결정장 이론과 리간드장 이론으로 예측할 수 있다.^[31] 착화 반응에는 하나 이상의 리간드가 다른 리간드로 치환되는 리간드 교환과 중심 금속 원자의 산화 상태를 변경하는 산화환원 과정도 포함된다.^[31]

9. 6. 산-염기 반응

브뢴스테드-로우리 산-염기 이론에서 산-염기 반응은 한 종(산)에서 다른 종(염기)으로 양성자(H⁺)가 이동하는 것을 포함한다. 양성자가 산에서 제거되면 생성되는 종을 그 산의 짝염기라고 한다. 양성자가 염기에 의해 받아들여지면 생성되는 종을 그 염기의 짝산이라고 한다.^[32] 다시 말해, 산은 양성자 주개로, 염기는 양성자 받개로 작용하며, 다음 방정식으로 나타낼 수 있다.

:\underset{산}{HA} + \underset{염기}{B} <=> \underset{짝염기}{A^-} + \underset{짝산}{HB+}

역반응도 가능하며, 따라서 산/염기와 짝염기/짝산은 항상 평형 상태에 있다. 평형은 관련 물질의 산 해리 상수(K_a)와 염기 해리 상수(K_b)에 의해 결정된다. 산-염기 반응의 특별한 경우로, 정확히 같은 양의 산과 염기가 중성 염을 형성하는 중화 반응이 있다.

산-염기 반응은 사용되는 산-염기 개념에 따라 다른 정의를 가질 수 있다. 가장 일반적인 정의는 다음과 같다.

아레니우스 정의: 산은 물에서 해리되어 H₃O⁺ 이온을 방출하고, 염기는 물에서 해리되어 OH⁻ 이온을 방출한다.
브뢴스테드-로우리 정의: 산은 양성자(H⁺) 주개이고, 염기는 양성자 받개이다. 이것은 아레니우스 정의를 포함한다.
루이스 정의: 산은 전자쌍 받개이고, 염기는 전자쌍 주개이다. 이것은 브뢴스테드-로우리 정의를 포함한다.

9. 7. 침전

침전은 화학 반응 중 용액 내부 또는 다른 고체 내부에서 고체가 생성되는 현상이다. 일반적으로 용해된 이온의 농도가 용해도 한계^[33]를 초과할 때 불용성 염이 형성되면서 일어난다. 이 과정은 침전제를 첨가하거나 용매를 제거함으로써 촉진될 수 있다. 빠른 침전은 비정질 또는 미결정 잔류물을 생성하고, 느린 과정은 단일 결정을 생성할 수 있다. 후자는 미결정 염으로부터 재결정을 통해 얻을 수도 있다.^[34]

9. 8. 고체 상태 반응

두 고체 사이에서도 반응이 일어날 수 있다. 그러나 고체 내에서는 확산 속도가 상대적으로 느리기 때문에, 액체 및 기체 상태에서 일어나는 반응과 비교하여 화학 반응 속도는 매우 느리다. 반응 온도를 높이거나 반응물을 미세하게 분쇄하여 접촉하는 표면적을 늘리면 반응 속도를 높일 수 있다.^[35]

9. 9. 고체/기체 계면 반응

반응은 고체-기체 계면, 초고진공(초고진공)과 같이 매우 낮은 압력의 표면에서 일어날 수 있다. 주사터널링현미경을 통해 반응의 시간 척도가 적절한 범위 내에 있다면 실공간에서 고체-기체 계면의 반응을 관찰할 수 있다.^[36]^[37] 고체-기체 계면에서의 반응은 경우에 따라 촉매 작용과 관련이 있다.

9. 10. 광화학 반응

광화학 반응에서, 원자와 분자는 조명 광의 에너지(광자)를 흡수하여 여기 상태로 전환한다. 그런 다음 화학 결합을 끊어 라디칼을 생성함으로써 이 에너지를 방출할 수 있다. 광화학 반응에는 수소-산소 반응, 라디칼 중합, 연쇄 반응 및 전위 반응이 포함된다.^[38]

이 파테르노-뷔히 반응에서, 광여기된 카르보닐기가 여기되지 않은 올레핀에 첨가되어 옥세탄을 생성합니다.

많은 중요한 과정이 광화학을 포함한다. 가장 중요한 예는 광합성으로, 대부분의 식물은 태양 에너지를 사용하여 이산화탄소와 물을 포도당으로 전환하고 부산물로 산소를 배출한다. 인간은 비타민 D 형성을 위해 광화학에 의존하며, 시각은 로돕신의 광화학 반응에 의해 시작된다.^[39] 반딧불이에서는 복부의 효소가 반응을 촉매하여 생물발광을 생성합니다.^[40] 오존 생성과 같은 많은 중요한 광화학 반응이 지구 대기에서 일어나 대기 화학을 구성한다.

10. 촉매

흡열 화학 반응에서 촉매의 효과를 보여주는 개략적인 퍼텐셜 에너지 다이어그램. 촉매는 활성화 에너지가 더 낮은 다른 반응 경로(빨간색)를 제공한다. 최종 결과와 전체 열역학은 동일하다.

촉매작용에서는 반응이 직접 진행되지 않고, 촉매라고 알려진 제3의 물질과의 반응을 통해 진행된다.^[41]^[42] 촉매는 반응에 참여하여 반응물이나 중간체와 약한 결합을 형성하지만, 반응이 끝나면 원래 상태로 돌아가므로 소모되지 않는다. 그러나 이차적인 과정에 의해 억제되거나, 비활성화되거나, 파괴될 수 있다. 촉매는 반응물과 다른 상(불균일계)에서 또는 같은 상(균일계)에서 사용될 수 있다. 불균일계 촉매작용에서 전형적인 이차 과정에는 촉매가 중합체 부산물로 덮이는 코킹이 포함된다. 또한, 불균일계 촉매는 고체-액체계에서 용액에 용해되거나 고체-기체계에서 증발할 수 있다. 촉매는 반응 속도만 높일 수 있으며, 반응 속도를 늦추는 화학 물질을 억제제라고 한다.^[41]^[42] 촉매의 활성을 증가시키는 물질을 촉진제, 촉매를 비활성화시키는 물질을 촉매 독이라고 한다. 촉매를 사용하면 높은 활성화 에너지에 의해 동역학적으로 억제되는 반응이 이 활성화 에너지를 우회하여 일어날 수 있다.

고체 불균일계 촉매는 표면적을 최대화하기 위해 세라믹 촉매 변환기의 메시에 도금된다.

불균일계 촉매는 일반적으로 표면적을 최대화하기 위해 분말화된 고체이다. 불균일계 촉매작용에서 특히 중요한 것은 백금족 금속 및 다른 전이 금속으로, 이들은 수소화, 촉매 개질 및 질산과 암모니아와 같은 상품 화학 물질의 합성에 사용된다. 산은 균일계 촉매의 예이며, 친전자체와 그렇지 않으면 진행되지 않을 반응을 허용하는 카르보닐의 친핵성을 증가시킨다. 균일계 촉매의 장점은 반응물과 쉽게 혼합할 수 있다는 것이지만, 생성물로부터 분리하기 어려울 수도 있다. 따라서 불균일계 촉매는 많은 산업 공정에서 선호된다.^[43]

화학 반응을 실제로 수행하거나 반응계를 개발할 경우, 반응을 둘러싼 다양한 인자 및 조건의 영향으로 반응 속도나 성공 여부가 크게 달라질 수 있다.

'''온도''': 많은 반응은 온도가 높아짐에 따라 계에 더 많은 에너지가 공급되어 속도가 증가한다.
'''농도''': 다차 반응의 경우, 반응 혼합물의 농도가 높아지면 반응물 간의 충돌 빈도가 증가하여 반응이 일어날 확률이 높아지고 속도가 증가한다.
'''압력''': 일반적으로 기체가 관여하는 반응은 압력을 높이면 속도가 빨라진다.
'''빛''': 빛은 에너지의 한 형태이며, 반응 경로에 영향을 미치기도 한다.
'''표면적''': 불균일계 촉매 등을 사용한 표면 반응에서는 표면적이 커지면 반응 속도도 증가한다.

11. 유기 화학 반응

유기 화학에서는 탄소 원자 사이 또는 탄소와 헤테로 원자 (산소, 질소, 할로겐 등) 사이의 공유 결합을 포함하는 여러 반응이 일어날 수 있다. 유기 화학의 특정 반응들은 발견자의 이름을 따서 명명 반응이라고 불린다.^[44]

산업적으로 중요한 반응 중 하나는 정유소에서 더 크고 복잡한 탄화수소를 더 작고 단순한 분자로 만드는 분해 반응이다. 이 공정은 휘발유를 제조하는 데 사용된다. 특정 유형의 유기 반응은 반응 메커니즘(특히 치환, 첨가 및 제거) 또는 생성되는 생성물의 유형(예: 메틸화, 중합, 할로겐화)에 따라 분류될 수 있다.
치환 반응치환 반응에서는 특정 화합물의 작용기가 다른 작용기로 치환된다.^[44] 이러한 반응은 친핵성 치환, 친전자성 치환 또는 라디칼 치환으로 구분할 수 있다.

'''친핵성 치환 반응''' : 전자 과잉으로 음전하 또는 부분 전하를 띠는 원자 또는 분자인 친핵체가 기질 분자의 다른 원자 또는 부분을 대체한다. 친핵체의 전자쌍이 기질을 공격하여 새로운 결합을 형성하는 동시에 이탈기가 전자쌍과 함께 떠난다. 친핵성 치환은 S_N1과 S_N2라는 두 가지 다른 메커니즘을 통해 일어날 수 있다.^[45] S_N1 반응은 두 단계로 진행된다. 첫째, 이탈기가 제거되어 카르보 양이온이 생성된다. 그런 다음 친핵체와의 빠른 반응이 이어진다.^[46] S_N2 메커니즘에서 친핵체는 공격받은 분자와 전이 상태를 형성한 다음 이탈기가 절단된다. 두 가지 메커니즘은 생성물의 입체 화학에서 차이가 있다. S_N1은 비입체 특이적 첨가로 이어지며 키랄 중심을 생성하지 않고 기하 이성질체(cis/trans) 집합을 생성한다. 반대로, S_N2 메커니즘에서는 이전에 존재하던 입체 화학의 반전(발덴 반전)이 관찰된다.^[47]

'''친전자성 치환 반응''' : 공격하는 원자 또는 분자인 친전자가 낮은 전자 밀도와 양전하를 갖는다는 점에서 친핵성 치환의 상대적인 반응이다. 이 반응은 친전자성 방향족 치환이라고 불리는 방향족 탄화수소에서 거의 독점적으로 일어난다. 친전자체의 공격은 소위 σ-복합체를 생성하는데, 이는 방향족 시스템이 제거되는 전이 상태이다. 그런 다음 일반적으로 양성자인 이탈기가 분리되고 방향족성이 회복된다. 방향족 치환의 대안은 친전자성 지방족 치환이다. 이것은 친핵성 지방족 치환과 유사하며 S_E1과 S_E2라는 두 가지 주요 유형이 있다.^[48]

'''라디칼 치환 반응''' : 공격 입자는 라디칼이다.^[44] 이 과정은 일반적으로 알칸과 할로겐의 반응과 같은 연쇄 반응의 형태를 취한다. 첫 번째 단계에서 빛이나 열이 할로겐 함유 분자를 분해하여 라디칼을 생성한다. 그런 다음 반응은 두 개의 라디칼이 만나 재결합할 때까지 눈사태처럼 진행된다.^[49]

::;<chem>X. + R-H -> X-H + R.</chem>^la

::;<chem>R. + X2 -> R-X + X.</chem>^la

:: 라디칼 치환의 연쇄 반응 중 반응
첨가 반응과 제거 반응첨가 반응과 그 반대 반응인 제거 반응은 탄소 원자에 있는 치환기의 수를 변화시키고 다중 결합을 형성하거나 절단하는 반응이다. 적절한 이탈기를 제거하여 이중 결합과 삼중 결합을 생성할 수 있다. 친핵성 치환 반응과 마찬가지로, 각 반응 차수에 따라 명명된 여러 가지 가능한 반응 메커니즘이 있다. E1 메커니즘에서 이탈기는 먼저 배출되어 카르보 양이온을 형성한다. 다음 단계인 이중 결합 형성은 양성자의 제거(탈양성자화)와 함께 일어난다. E1cb 메커니즘에서는 이탈 순서가 반대로 되어, 즉 양성자가 먼저 분리된다. 이 메커니즘에는 염기의 참여가 필요하다.^[50] 유사한 조건 때문에 E1 또는 E1cb 제거 반응은 항상 S_N1 치환 반응과 경쟁한다.^[51]

E2 메커니즘에도 염기가 필요하지만, 염기의 공격과 이탈기의 제거는 동시에 진행되어 이온성 중간체를 생성하지 않는다. E1 제거 반응과 달리, E2 메커니즘에서는 염기의 공격이 이탈기에 대해 반대 위치에서 우선적으로 일어나기 때문에 반응 생성물에 대해 서로 다른 입체 화학적 배열이 가능합니다. 유사한 조건과 시약 때문에 E2 제거 반응은 항상 S_N2 치환 반응과 경쟁한다.^[52]

제거 반응의 반대 반응은 이중 결합이나 삼중 결합이 단일 결합으로 전환되는 첨가 반응이다. 치환 반응과 마찬가지로, 공격하는 입자의 종류에 따라 여러 유형의 첨가 반응이 있다. 예를 들어, 브롬화수소의 친전자성 첨가 반응에서 친전자체(양성자)가 이중 결합을 공격하여 카르보 양이온을 형성하고, 이것은 친핵체(브롬)와 반응한다. 카르보 양이온은 이중 결합의 양쪽 어느 쪽에서나 형성될 수 있으며, 그 끝에 결합된 그룹에 따라 결정되며, 선호되는 배열은 마르코프니코프 규칙으로 예측할 수 있다.^[53] 이 규칙은 "극성 분자의 알켄이나 알카인에 대한 헤테롤리틱 첨가에서, 극성 분자의 더 전기음성적인(친핵성) 원자(또는 부분)는 수소 원자의 수가 더 적은 탄소 원자에 결합한다"고 명시한다.^[54]

작용기의 첨가가 이중 결합의 치환기가 적은 탄소 원자에서 일어나는 경우, 산을 이용한 친전자성 치환은 불가능하다. 이 경우, 첫 번째 단계에서 붕소 원자가 친전자체 역할을 하고 치환기가 적은 탄소 원자에 첨가되는 수소화붕소-산화 반응을 사용해야 한다.

전자 풍부한 알켄과 알카인에 대한 첨가는 주로 친전자성이지만, 친핵성 첨가 반응은 탄소-헤테로 원자 다중 결합, 특히 그 대표적인 예인 카르보닐기에 중요한 역할을 한다. 이 과정은 종종 제거 반응과 관련되어 있어서 반응 후에도 카르보닐기가 다시 존재한다. 따라서 이를 첨가-제거 반응이라고 하며, 클로라이드, 에스터 또는 무수물과 같은 카르복실산 유도체에서 일어날 수 있다. 이 반응은 산 또는 염기로 촉매되는 경우가 많은데, 산은 산소 원자에 결합하여 카르보닐기의 친전자성을 증가시키고, 염기는 공격하는 친핵체의 친핵성을 증가시킨다.^[56]

α,β-불포화 카르보닐 화합물의 이중 결합에 대한 카르바니온 또는 다른 친핵체의 친핵성 첨가 반응은 더 큰 범주의 공액 첨가 반응에 속하는 마이클 반응을 통해 진행될 수 있다. 이것은 C–C 결합의 온화한 형성에 가장 유용한 방법 중 하나이다.^[57]^[58]^[59]

친핵체와 친전자체로는 수행할 수 없는 일부 첨가 반응은 자유 라디칼로 성공적으로 수행할 수 있다. 자유 라디칼 치환 반응과 마찬가지로, 라디칼 첨가 반응은 연쇄 반응으로 진행되며, 이러한 반응은 자유 라디칼 중합의 기초이다.^[60]
기타 유기 반응

전위 반응에서 탄소 골격은 재배열되어 원래 분자의 구조 이성질체를 생성한다. 여기에는 수소화물 이동 반응, 예를 들어 바이그너-메르바인 전위 반응이 포함되며, 이 반응에서는 수소, 알킬 또는 아릴기가 한 탄소에서 인접한 탄소로 이동한다. 대부분의 전위 반응은 새로운 탄소-탄소 결합의 생성과 파괴와 관련이 있다. 다른 예로는 코프 재배열과 같은 시그마트로픽 반응이 있다.^[61]

고리형 전위 반응에는 싸이클로첨가반응과 더 일반적으로 두 개 이상의 이중 결합을 포함하는 분자가 고리형 분자를 형성하는 주기적 반응이 포함된다. 싸이클로첨가 반응의 중요한 예는 공액 디엔과 치환된 알켄 사이의 디일스-알더 반응(소위 [4+2] 싸이클로첨가 반응)으로, 치환된 사이클로헥센계를 형성한다.^[62]

특정 싸이클로첨가 반응이 진행될지는 참여 종의 전자 오비탈에 따라 달라진다. 파동 함수의 부호가 같은 오비탈만이 겹쳐서 상호작용하여 새로운 결합을 형성하기 때문입니다. 싸이클로첨가 반응은 일반적으로 빛 또는 열에 의해 촉진된다. 예를 들어, [4+2] 디일스-알더 반응은 열에 의해 촉진될 수 있는 반면, [2+2] 싸이클로첨가 반응은 선택적으로 빛에 의해 유도된다.^[63] 오비탈 특성으로 인해, 입체 이성질체 생성물이 싸이클로첨가 반응에서 생성될 가능성은 우드워드-호프만 규칙에 따라 제한된다.^[64]

12. 생화학 반응

생화학 반응은 주로 단백질로 구성된 효소에 의해 조절된다.^[65] 효소는 대개 하나의 특정 반응만 촉매하도록 특화되어 있으며, 반응은 효소의 활성 부위에서 일어난다. 활성 부위는 아미노산 잔기로 이루어진 틈새나 주머니에 위치하며, 효소의 나머지 부분은 주로 안정화에 사용된다. 효소의 촉매 작용은 분자 모양("유도 적합"), 결합 변형, 효소에 대한 분자의 근접성 및 방향, 양성자 기증 또는 제거(산/염기 촉매), 정전기적 상호작용 등 여러 메커니즘에 의존한다.^[65]

생명체 내 생화학 반응은 대사 작용으로 알려져 있다. 동화 작용은 대사 작용의 중요한 메커니즘 중 하나로, DNA 및 효소 조절 과정을 통해 더 작은 단위체로부터 단백질, 탄수화물 같은 거대 분자를 생성한다.^[66] 생체 에너지학은 이러한 반응의 에너지원을 연구한다. 포도당과 산소는 중요한 에너지원이며, 식물은 광합성을 통해, 다른 생물체는 음식과 공기에서 흡수하여 얻는다. 모든 생물은 이 에너지를 사용하여 아데노신 삼인산(ATP)을 생성하고, 다른 반응에 사용한다. 균류, 세균 및 기타 미생물에 의한 유기물 분해 또한 생화학의 범위에 포함된다.

13. 응용

화학 반응은 화학 공학의 중심이며, 석유, 광석, 공기 중 산소와 같은 천연 원료로부터 새로운 화합물을 합성하는 데 사용된다.^[67] 반응을 최대한 효율적으로 만들어 수율을 극대화하고 시약, 에너지 투입 및 폐기물의 수를 최소화하는 것이 필수적이다. 촉매는 반응에 필요한 에너지를 줄이고 반응 속도를 높이는 데 특히 유용하다.^[67]^[68]

철도 용접에서 진행되는 테르밋 반응. 이후 잠시 후 액체 철이 레일 간격 주변의 금형으로 흘러들어갑니다.

일부 특정 반응은 그들만의 특수한 응용 분야를 가지고 있다. 예를 들어, 테르밋 반응은 화약류 및 용접에서 빛과 열을 발생시키는 데 사용된다.^[69] 산소 연료 용접, 아크 용접 및 플래시 용접보다 제어하기는 어렵지만, 장비가 훨씬 적게 필요하며 특히 외딴 지역에서 레일을 수리하는 데 여전히 사용된다.^[69]

14. 반응 모니터링

화학 반응을 모니터링하는 방법은 반응 속도에 크게 의존한다. 상대적으로 느린 반응은 각 성분의 농도와 종류를 현장에서 분석할 수 있다. 실시간 분석의 중요한 도구는 pH 측정과 광흡수(색) 및 방출 스펙트럼 분석이다.^[70] 접근성은 떨어지지만 효율적인 방법으로는 반응에 방사성 동위원소를 도입하고 시간 경과에 따른 변화와 이동 경로를 모니터링하는 것이 있다.^[70] 이 방법은 종종 인체 내 물질의 재분포를 분석하는 데 사용된다.^[70] 더 빠른 반응은 일반적으로 초고속 레이저 분광법을 이용하여 연구하는데, 펨토초 레이저를 사용하면 수 펨토초 단위까지 시간 규모를 축소하여 짧은 수명의 전이 상태를 모니터링할 수 있다.^[70]

참조

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