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|G1=Chemistry
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'''化學反應'''（{{lang|en|chemical reaction}}）是一個或一個以上的[[物質]]（又稱作[[反應物]]）經由{{le|化學變化|Chemical change}}转化為不同於[[反應物]]的過程。

'''化學變化'''（chemical change）定義為當一個分子接觸另一個分子合成為大分子，或者分子經斷裂分開形成兩個以上的小分子，或是分子內部的[[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]]，而仅限於在[[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，因為核反應會改變反應的原子，變成另一種原子，根據質量守恆，反應前後原子之種類數目皆不變，核反應不符合此定律，因此核反應不為化學反應。 

'''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[[酸性|酸]][[鹼性]]、[[氧化还原]]性质、[[熱穩定性]]、[[反应性]]等等。

== 類別 ==
有几種主要化學反應如下所示：

* '''[[化合反应]]'''（<math>\rm A+B\rightarrow C\,</math>）：由两种或两种以上物质生成另一种物质的反应
* '''[[分解反应]]'''（<math>\rm A\rightarrow B+C\,</math>）：由一种反应物生成两种或两种以上其他物质的反应
* [[无机反应]]：指以[[无机化合物]]为反应物的各种反应。
** '''[[置换反应]]'''/[[置换反应|單取代反應]]（<math>\rm A+BC\rightarrow AC+B\,</math>）：表示額外的反應[[元素]]取代[[化合物]]中的一個[[元素]]。
** '''[[复分解反应]]'''/[[雙取代反應]]（<math>\rm AC+BD\rightarrow AD+BC\,</math>）：兩個[[化合物]]交換[[元素]]或[[離子]]形成不同的[[化合物]]，大多发生在[[水溶液]]中。
* [[有機反應]]：指[[有机化合物]]為反应物的各種反應。
**[[取代反应]]（<math>\rm AB+CD\,</math>（小分子）<math>\rm \rightarrow AD+CB\,</math>（小分子））：[[底物]]与小分子物质交换原子或[[原子团]]的过程。
** [[加成反应]]（<math>\rm A+B\rightarrow C\,</math>）：底物[[不饱和度]]降低的过程。
** [[消除反应]]（<math>\rm A\rightarrow B+C\,</math>）：底物不饱和度升高的过程，是加成反应的逆反应。
** [[重排反应]]（<math>\rm A\rightarrow B\,</math>）：[[化合物]]形成結構重組而不改變化學組成物。
** [[协同反应]]：指反应中化学键的断裂与形成都在同一步中完成。
* [[酸碱反应]]：指[[酸]]与[[碱]]发生作用生成“酸碱加合物”的过程。这里的酸、碱可以有不同的定义：
** 在[[酸碱电离理论]]中，酸是溶于水后可以电离出[[水合氢离子]]的物质，碱是溶于水后电离出[[氢氧根]]离子的物质；
** 在[[酸碱质子理论]]中，酸是[[质子]]供体，碱是质子受体；
** 在[[酸碱电子理论]]中，酸是接受电子对的物质，碱是给出电子对的物质。
**酸跟鹼反應生成[[盐 (化学)|鹽]]和水。這也是[[复分解反应|複分解反應]]的一種。
* [[氧化還原反應]]：指涉及[[電子轉移]]的反应（如：單取代反應和燃燒反應）。
* [[燃燒|燃燒反應]]：指底物与[[氧化剂]]（比如[[氧氣]]）发生的剧烈氧还反应，反应中通常伴有发光、放热等现象。（本質上屬於氧化還原反應。）

當然還有更多複雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標準。更多的例子參見[[化学反應列表]]。

== 反應與能量 ==
=== 能量淨改變 ===
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]]/[[盖斯定律]]）。

以[[甲烷]]在[[氧]]中的燃燒反應為例：<math>\rm CH_4+2O_2\rightarrow CO_2+2H_2O\,</math>

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<math>\Delta H</math>表示能量差，<math>\Delta</math>（Delta）表示差異，<math>H</math>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]]。

* [[放熱反應]]：如果<math>\Delta H</math>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。比如日常所知的[[燃燒反應]]就是在空氣中燃燒瓦斯产生熱量。
* [[吸熱反應]]：也有反應是正值的<math>\Delta H</math>。如果<math>\Delta H</math>是正值，完成反應須吸收能量。即所謂的[[吸熱反應]]。

=== 反应自发性 ===
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，某些吸热反应，如[[硝酸铵]]溶于水的过程，虽是从环境吸收能量的反应，但仍然是自发的。这是因为反应的自发性不仅取决于反应热（[[焓]]）的变化，也与另一个热力学函数[[熵]]有关。熵是表明微观状态的混乱度的函数。对于同一反应物而言，产物中粒子可以采取的微观状态数越多，混乱程度越大，那么反应的熵变也相应地增加。

[[吉布斯能]]——封闭系统在等温等压条件下向环境可能做的最大有用功，是用于判断反应自发性的一个状态函数。它综合考虑了焓与熵对反应自发性的贡献，当它为负值时，反应自发；当它为正值时，反应非自发；当它为零时，反应达到平衡态。其基本方程式如下：

:<math>\rm \Delta G= \Delta H - T\Delta S\,</math>，<math>\Delta G</math>是自由能改變，<math>\Delta H</math>是焓改變，而<math>\Delta S</math>則為熵改變。注意温度与熵变在等式中是相乘的关系。很多吸热反应在高温下可以发生，就是因为这个原因。

通过推导，还可以将吉布斯能与宇宙的熵变（系统+环境）联系起来，得到下面的方程：<math>\rm \Delta S_{univ} = - \frac{\Delta G}{T}\,</math>。根据[[热力学第二定律]]，宇宙的熵总是倾向于增加，<math>\rm \Delta S_{univ}</math>大于零，因此<math>\Delta G</math>小于零时，反应是自发的，也得到与上面相同的结论。

== 反應动力学 ==
[[File:Activation2 updated (zh).png|thumb|300px|圖示為一個[[反應坐標]]，當中位於能量最高點的均為[[過渡態]]。紅色線表示了沒有加入[[催化劑]]（[[酶]]）因此具有較高的[[活化能]]，藍色線是加了催化劑後的情況。]]
[[熱力學]]可回答「反應可能發生嗎？」，另一個問題「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。

右图称为[[反应坐标]]图，是一个常用于表明化学反应中能量变化过程的图。横坐标表示反应进程，显示的是反应物质经由反应物、[[过渡态]]，转化为产物的过程；纵坐标表示反应物质的相对能量。反应进程中能量的最高点与反应物的能量之差称为[[活化能]]，是为了使反应发生，反应物应具有的最低能量。反应需要越过一个能量高的过渡态，如同从一个谷地爬山到达另一个谷地一样。

分子动力学中，为了解释化学反应的发生，人们提出了很多理论。[[过渡态理论]]认为在[[基元反应]]中，反應物分子在合适的碰撞取向上相互碰撞后，价电子雲相互穿透，形成[[活化複合物]]。该络合物也就是右图中能量最高的一点，称为[[过渡态]]。这时反应物原有的化学键部分断裂，新的化学键部分地形成。如果反应完成，则旧键破裂，新键形成，转化为产物分子。另一个常见的理论是[[碰撞理论]]，它认为，反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，并因此提出有效碰撞、活化分子、频率因子、取向因子、能量因子等概念。碰撞理论较为简单直观，对于简单的双分子反应比较适用，如果反应过于复杂，那么碰撞理论的结果往往与事实有偏差。

很多看上去很简单的反应往往不是一步完成的。它们被称为非基元反应，其中的每一步反应称为基元反应。分步的化学反应往往会产生一些中间物质，称为[[反应中间体]]，它们由反应物反应得到，若进一步反应则转化为产物。而且，各基元反应的反应速率往往也不相同，较慢的反应卡住了反应进程，控制了反应的[[速率方程]]（速率与反应物浓度的关系），称为反应的[[速率控制步骤]]，简称“决速步”。

=== 反應速率 ===
化學反應的[[反應速率]]是相關受質[[濃度]]隨時間改變的測量。它总是正值。对于反应<math>\rm aA + bB \rightarrow pP + qQ\,</math>，反应速率的表达式为：
:<math>v = - \frac{1}{a} \frac{d[A]}{dt} = - \frac{1}{b} \frac{d[B]}{dt} = \frac{1}{p} \frac{d[P]}{dt} = \frac{1}{q} \frac{d[Q]}{dt}</math>

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]]：表面积越大，反应物之间的碰撞次数越多。
* [[压强]]：压强越大，反应物之间的碰撞越频繁，因此有效碰撞数也会相应增加。
* 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没有净消耗，所以可以重複作用。

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。

=== 可逆反應 ===
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'''则相反，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。

[[平衡常数]]可用于表明反应达到平衡时反应的进行程度。对于反应<math>\alpha A +\beta B ... \rightleftharpoons \sigma S+\tau T ...</math>，其平衡常数可以写为<math>K=\frac{{\{S\}} ^\sigma {\{T\}}^\tau ... } {{\{A\}}^\alpha {\{B\}}^\beta ...}</math>。括弧代表该物质的[[活度]]，粗略计算时可以看做相应的[[浓度]]。平衡常数越大，表示达到平衡时产物越多，反应物越少，因此反应趋势或彻底性更大。平衡常数与吉布斯能之间存在如下关系：<math>\ {\Delta}_rG_m^{\ominus}=-RT\ln K</math>，根据上面对反应自发性的讨论，也可以类推出平衡常数与自发性之间的关系。K > 1时反应自发。

雖然所有的反應在一些範圍內均可视为微观可逆，部份反應仍可歸類為[[不可逆反應]]。「不可逆反應」指得是「比较彻底的反應」，意思是幾乎所有的反應物均形成產物。反应[[平衡常数]]非常大，在达到平衡时，反应物的浓度可以忽略不计。对于究竟多彻底的反应才能被称为不可逆反应，各处的评判标准不同，一般认为平衡常数大于10<sup>4</sup>的反应算是比较彻底的反应。

== 參見 ==
* [[化学反應列表]]
* [[化学方程式]]
* [[熱力學]]、[[熱化學]]
* [[化學動力學]]、[[化学平衡]]
* [[化学变化]]、[[物理变化]]

== 外部連結 ==
* [https://web.archive.org/web/20050414153302/http://content.edu.tw/senior/chemistry/tp_sc/content1/number2/1/6-1.htm 化學反應]—[[中華民國]][[中華民國教育部|教育部]]學習加油站．

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[[Category:化學反應| ]]
[[Category:化学]]
[[Category:变化]]