"化學反應"的搜尋報告

化學反應是两個或两個以上的物質（又稱作反應物）經由化學變化產生一個以上不同於反應物的產物的過程。
化學變化定義為當一個接觸另一個分子合成大分子；或者分子經斷裂分開形成兩個以上的小分子；又或者是分子內部的原子重組。為了形成變化，化學反應通常和化學鍵的形成與斷裂有關。特別注意化學反應不會以任何方式改變原子核，而衹限於在原子外的電子雲交互作用。雖然核變形後可能會引發化學反應，但是核反應與化學反應無關。
化學性質是物質只能在化學變化中表現出來的性質，例如有：

酸、鹼
氧化數
熱穩定性

反應與能量
根據熱力學第二定律，任何等温等压封閉系統傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應混合物也是如此。比方，對系統中焓的分析可以得到合乎反應混合物的热力學計算。反應中焓的計算方式採用標準反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。
以一個甲烷在氧中的燃燒反應為例：
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數據，才能計算反應物和生成物的能量差。 以 ΔH 表示能量差。Δ (Delta) 表示差異， H 則為焓等於固定壓力下的熱傳導能量。 ΔH 的單位為千焦耳或千卡。

能量淨改變
如果 ΔH 計算為負值，則反應能量通常會釋放出來形成熱，即為放熱反應。放熱反應會自發性產生。比如我們日常所知的燃燒反應就是在空氣中燃燒瓦斯形成熱。

放熱反應
也有反應是正值的 ΔH 。如果 ΔH 是正值，完成反應須吸收能量。即所謂的吸熱反應。

吸熱反應
上述法則「放熱反應會自發性產生」通常是事實。 但在某些狀況下卻不是如此。 這發生在降低焓時伴隨熵（混亂度函數）的減少。 正確的法則是自由能是負值時，反應才會自發性產生。 其基本方程式如下：
ΔG = ΔH - TΔS
ΔG 是自由能改變， ΔH 是焓改變，而 ΔS 則為熵改變。

例外原則
當熱力學企圖回答這個問題：「反應會發生嗎？」，另一個重要問題「反應多快？」卻完全沒有回答。這是因為熱力學或者熱力學平衡試著要了解的是反應混合物初始和結束狀態。因此無法指出反應發生時的過程。這個領域屬於反應動力學的範疇。
反應很少直接產生。通常反應物須碰撞形成活化複合物。碰撞的動能使原始複合反應物獲得更高的能量。這個能量使構成反應的鍵結重組。在一些反應中，反應物可能會構成一些反應中間物後才會形成產物。反應動力學企圖將所有的這些現象作成透視圖。

反應中間物
化學反應的反應速率是相關受質濃度隨時間改變的的測量。 反應速率的分析有許多重要應用，像是化學工程學或化學平衡研究。 反應速率受到下列因素的影響：
反應速率與參與反應的物質濃度有關。物質濃度則可透過質量作用定律定量。

反應物濃度：如果增加通常將使反應加速。
活化能：定義為反應啟始或自然發生所需的能量。愈高的活化能表示反應愈難以啟始，反應速率也因此愈慢。
接触的表面积
压强
反應溫度：溫度提升將加速反應，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應容易發生。
催化劑：催化劑是一種透過降低活化能提升反應速率的物質。而且催化劑在反應過程中不會破壞或改變，所以可以重複作用。

反應速率
每個化學反應理論上均是可逆反應。 正反應中定義物質從反應物轉換成產物。 逆反應刖相反，產物轉換成反應物。
化學平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態，因此反應物和產物均會存在。 然而，平衡態的反應方向可透過改變反應狀態改變，譬如溫度或壓力。勒沙特烈原理在此用來預測是產物或反應物形成。
雖然所有的反應在一些範圍內均是可逆的，部份反應仍可歸類為不可逆反應。「不可逆反應」指得是「完全反應」。意思是幾乎所有的反應物均形成產物，甚至在極端狀況下均難以逆轉反應。
另一種反應機制稱為自發反應，是一種熱力學傾向，表示此反應引起總體熵的淨增加。自發反應（相對於非自發反應）不須外在協助（如能量供給）就會產生。在化學平衡的系統中，反應過程中自發反應的方向可預期形成較多的物質。

可逆反應與自發反應

量子電化學（Quantum electrochemistry）
化學合成（Chemical synthesis）
化學平衡
化学反應列表
熱力學
熱化學
化學動力學（Chemical kinetics）