化学反应

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：${\displaystyle {\rm {CH_{4}+2O_{2}\rightarrow CO_{2}+2H_{2}O\,}}}$

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${\displaystyle \Delta H}$表示能量差，${\displaystyle \Delta }$（Delta）表示差異，${\displaystyle H}$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。

• 放熱反應：如果${\displaystyle \Delta H}$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${\displaystyle \Delta H}$。如果${\displaystyle \Delta H}$是正值，完成反應須吸收能量。即所謂的吸熱反應。

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，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：

${\displaystyle {\rm {\Delta G=\Delta H-T\Delta S\,}}}$，${\displaystyle \Delta G}$是自由能改變，${\displaystyle \Delta H}$是焓改變，而${\displaystyle \Delta S}$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：${\displaystyle {\rm {\Delta S_{univ}=-{\frac {\Delta G}{T}}\,}}}$。根据热力学第二定律，宇宙的熵总是倾向于增加，${\displaystyle {\rm {\Delta S_{univ}}}}$大于零，因此${\displaystyle \Delta G}$小于零时，反应是自发的，也得到与上面相同的结论。

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${\displaystyle {\rm {aA+bB\rightarrow pP+qQ\,}}}$，反应速率的表达式为：

${\displaystyle v=-{\frac {1}{a}}{\frac {d[A]}{dt}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {d[B]}{dt}}={\frac {1}{p}}{\frac {d[P]}{dt}}={\frac {1}{q}}{\frac {d[Q]}{dt}}}$

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。

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${\displaystyle \alpha A+\beta B...\rightleftharpoons \sigma S+\tau T...}$，其平衡常数可以写为${\displaystyle K={\frac {{\{S\}}^{\sigma }{\{T\}}^{\tau }...}{{\{A\}}^{\alpha }{\{B\}}^{\beta }...}}}$。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：${\displaystyle \ {\Delta }_{r}G_{m}^{\ominus }=-RT\ln K}$，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10⁴的反应算是比较彻底的反应。