化學反應（Chemical reaction）是反應物分子中舊鍵的削弱、斷裂和產物分子新鍵形成的過程。前者需要吸收能量，后者則會釋放能量。
化學反應的基本特征是有新的物質生成，常表現為顏色改變、放出氣體、生成沉淀物等，化學反應還常伴有能量的變化，這種能量變化主要表現為發光、吸熱、放熱等。例如：煤燃燒時放熱，碳酸鈣分解要吸熱；原電池反應可產生電能，電解食鹽水要消耗電能等。用化學式表示不同物質之間化學反應的式子稱為化學方程式，化學方程式不僅能表明反應物、生成物和反應條件，同時還能表明反應物與生成物之間原子或分子個數比和質量比。化學方程式是客觀事實的真實反映。
化學反應從物質形式上的變化可分為四種基本類型：化合反應、分解反應、置換反應和復分解反應；從形成物質的原子有無電子得失與偏移可分為：氧化還原反應和非氧化還原反應。
化學反應理論包括動力學和熱力學兩方面，其中化學動力學是研究化學反應速率及反應機理的科學。化學熱力學是研究各種變化中的能量轉換與能效應，在一定條件下發生化學變化的可能性、方向和限度的科學。
發展簡史
原始人類從用火之時開始，由野蠻進入文明，同時也開始了用化學方法認識和改造天然物質，燃燒就是一種化學反應。掌握了用火以后，人類開始食用熟食；逐步學會了制陶、冶煉；之后又學會了釀造、染色等。這些由天然物質加工改造而成的制品，都有化學反應的存在，成為古代文明的標志。
公元前4世紀或更早，中國古人提出了陰陽五行學說，開始出現煉丹術，到了公元前2世紀的秦漢時代，煉丹術已頗為盛行，大致在公元7世紀傳到阿拉伯國家，與古希臘哲學相融合而形成阿拉伯煉金術，阿拉伯煉金術于中世紀傳入歐洲，形成歐洲煉金術，后逐步演進為近代的化學。煉丹術是有目的地將各類物質搭配燒煉，進行實驗，為此研究了各種物質變化和化學反應，也創造了各種實驗方法。如煉丹家在實驗過程中發明了發射藥，制成了某些合金，制出和提純了許多化合物。
16世紀開始，歐洲工業生產蓬勃興起，推動了醫藥化學和冶金化學的創立和發展，使煉金術轉向生活和實際應用，繼而更加注重物質化學反應變化本身的研究。
1650年到1775年，隨著冶金工業和實驗室經驗的積累，人們總結感性知識，認為可燃物能夠燃燒是因為它含有燃素，燃燒的過程是可燃物中燃素放出的過程，可燃物放出燃素之后成為灰燼。
1783年，法國化學家安托萬-洛朗·德·拉瓦錫出版名著《燃燒概論》，開創了定量分析的實驗方法，否定了統治化學界近百年的“燃素說”，提出了燃燒是氧化過程的重大理論。隨后他發現了質量守恒定律，即參加化學反應的各物質的質量總和等于反應后生成各物質的質量總和，并根據這一定律寫出了糖變酒精發酵過程的化學方程式。
1808年，約瑟夫·路易·蓋-呂薩克總結出“在相同溫度相同壓強下相同體積的不同氣體的原子數目相同”的假說，后經過阿莫迪歐·阿伏伽德羅修正，成為阿伏伽德羅定律。1809年，蓋·呂薩克發現幾種氣體形成化合物時，它們是按體積比化合的，這種關系可以用來測定原子量。
1828年維勒蒸發酸溶液制得了尿素。但這個具有重要意義的成果并未馬上得到化學界的承認，直到更多的有機化合物被合成出來，1845年德國化學家柯爾伯制得醋酸；1854年法國化學家貝特羅合成了油脂，隨后更多的有機化合物被人工合成出來。1850-1900年，成千上萬種藥品、染料由煤焦油原料合成出來。
19世紀下半葉，熱力學等物理學理論引入化學之后，不僅澄清了化學平衡和反應速率的概念，而且可以定量地判斷化學反應中物質轉化的方向和條件，相繼建立了溶液理論、電離理論、電化學和化學動力學的理論基礎。
到20世紀，在化學反應理論方面，由于對分子結構和化學鍵認識的提高，經典的、統計的反應理論已進一步深化。在20世紀初期出現了化學反應的簡單碰撞理論，這是第一個反應速率理論的模型。到20世紀30年代，在簡單碰撞理論的基礎上，借助于量子力學計算分子中原子間勢能的方法，求得了反應體系的勢能面，并逐漸形成了化學反應的“過渡態理論”。在過渡態理論建立后，逐漸向微觀的反應理論發展，用分子軌道理論研究微觀的反應機理，并逐漸建立了分子軌道對稱守恒定律和前線軌道理論。分子束、激光和等離子技術的應用，使得對不穩定化學物種的檢測和研究成為現實，從而使化學動力學從經典的、統計的宏觀動力學深入到單個分子或原子水平的微觀反應動力學。
20世紀，在無機化合物合成方面，首先合成的是氨。氨的合成不僅開創了無機合成工業，而且帶動了催化化學，發展了化學熱力學和反應動力學。1942年，中國制堿專家侯德榜發明了聯合制堿法，并被世界一致公認并稱為“侯氏制堿法”。后來相繼合成的有紅寶石、人造水晶、硼氫化合物、金剛石、半導體、超導材料和二茂鐵等配位化合物。隨后，在電子技術、中核集團、航天技術等現代工業技術的推動下，通過化學反應，各種超純物質、新型化合物和特殊需要的材料的生產技術都得到了較大發展。
20世紀，在有機合成反應方面，發現了許多新的重要的有機反應和專一性有機試劑，在此基礎上，精細有機合成，特別是在不對稱合成方面取得了很大進展。一方面，通過化學反應合成了各種有特種結構和特種性能的有機化合物；另一方面，合成了從不穩定的自由基到有生物活性的蛋白質、核酸等生命基礎物質。有機化學家還合成了有復雜結構的天然有機化合物和有特效的藥物。
同時，20世紀隨著PF的合成，開辟了高分子科學領域。20世紀30年代聚酰胺纖維的合成，使有機高分子化合物的概念得到了廣泛的確認。
在生化反應方面，20世紀初期，費歇爾用化學反應的方法合成了18個氨基酸的多肽。1930年，約翰·諾爾瑟普連續結晶了多種水解蛋白質的酶，制備了胃蛋白酶、胰蛋白酶結晶。1931年，中國生物制藥化學家吳憲首次提出了蛋白質變性的概念。20世紀30年代至20世紀50年代主要是研究生物體內物質代謝過程的化學變化的過程。
化學方程式
化學反應方程式是根據質量守恒定律，用元素符號和化學式表示化學變化中質和量關系的式子。化學方程式左邊是反應物的化學式，右邊是生成物的化學式，中間用短線連接。在化學式前填上適當的系數，使式子左、右兩邊的每一種元素的原子個數都相等。化學反應只有在一定條件下才能發生，因此，需要在化學方程式中注明反應發生的基本條件，如把點燃、加熱（常用“△”號表示）、催化劑、高溫等，寫在“等號”的上方或下方。同時，還需要標出生成物的狀態，如：氣體物質用“↑”符號，沉淀符號為“↓”等。
化學方程式不僅能給出反應前后各種化學元素的原子數N、質量m和物質的量n保持守恒的信息，同時也給出了各種反應物和生成物的物質的量在化學反應前后成簡單整數比的信息。所以，化學方程式是物質在化學反應中的物質的量關系的兩條原則的綜合描述。例如，從氮氣和氧氣化合生成一氧化氮的化學方程式所包含的信息如下：
化學反應過程中常見的現象包括：沉淀生成、顏色變化、產生氣體、吸熱放熱、氣液固狀態改變、火焰、煙氣等。
化學反應類型
無機化學
從物質形式上的變化可將化學反應分為四種基本類型化合反應。
化合反應：由兩種或兩種以上的物質生成另一種物質的反應。
分解反應：由一種物質生成兩種或兩種以上其他物質的反應。
置換反應：由一種單質跟一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應。
復分解反應：有兩種化合物相交換成分成另外兩種化合物的反應。
從形成物質的原子有無電子得失與偏移可以分為氧化還原反應和非氧化還原反應。
非氧化還原反應：參加反應的物質在反應前后其組成元素的化合價沒有發生變化即原子間沒有發生電子的得失與偏移。
氧化還原反應：參加反應的物質在反應前后元素的化合價有變化，原子間發生了電子的得失與偏移的反應。失去電子的物質是還原劑，在反應中被氧化，表現為化合價升高；得到電子的物質是氧化劑，在反應中被還原，表現為化合價降低。
有機化學
按共價鍵斷裂方式分類
有機反應的過程涉及舊共價鍵的斷裂和新共價鍵的生成。按照反應時共價鍵的斷裂方式，可分為自由基反應、離子型反應和協同反應。
自由基反應
有機化合物在反應中，分子中的共價鍵斷裂時，成鍵的一對電子平均分配給兩個原子或基團，這種斷裂方式稱為均裂。均裂時生成的原子或基團各帶有一個單電子，稱為自由基。自由基只能瞬間存在，是一類活性中間體。這種經均裂而發生的反應稱為自由基反應。自由基反應的特點是一般只在光、熱或引發劑的作用下進行，反應開始時有誘導期。
離子型反應
共價鍵斷裂時原來成鍵的一對電子沒有平均分配給兩個原子或基團，而是完全轉移到一個原子或基團上，這種斷裂方式稱為異裂。異裂時生成正離子或陰離子，離子也是一類只能瞬間存在的活性中間體，這種經異裂生成離子的反應稱為離子型反應。離子反應往往需要催化劑或在極性、酸、堿環境中進行。
離子型反應根據反應試劑類型不同又可分為親電反應和親核反應兩類。
親電反應：缺電子或帶正電荷的試劑，由于很需要電子，容易“親近"能提供電子的化合物，這類試劑稱為親電試劑，由親電試劑進攻引發的反應稱為親電反應。例如：
親核反應：能提供電子(富有電子)的試劑稱為親核試劑，由親核試劑進攻底物中電子云密度較小的部分而發生的反應稱為親核反應。例如：
協同反應
協同反應是指在反應過程中，不產生自由基或離子等活性中間體，舊鍵的斷裂和新鍵的形成同時進行，反應過程中只有鍵變化的過渡態。例如：
按反應物和產物分類
有機反應也可以根據反應物和產物之間的變化，分為取代反應、消除反應、加成反應、羥醛縮合、氧化反應和還原反應。
取代反應：有機化合物分子中的氫原子（或其他原子）或基團被另一原子或基團取代的化學反應稱為取代反應。例如，鹵代烴的取代反應。
消除反應：從反應物分子中脫去小分子化合物使之趨于不飽和。例如，乙醇脫水的反應。
加成反應：是不飽和有機化合物的特性，分子中的不飽和鍵由穩定的鍵和活潑的鍵組成，反應中鍵容易發生斷裂，使得不飽和鍵兩端的原子分別以鍵與其他原子或基團結合，形成產物。例如，烯烴的催化加氫反應。
羥醛縮合：兩個或多個分子縮合，同時脫去小分子化合物。例如，乙酸乙酯的制備反應。
氧化反應和還原反應：在有機反應中，通常將去氫或加氧的反應稱為氧化反應，將加氫或脫氧的反應稱為還原反應。例如，醛類有機化合物可氧化為羧酸，亦可被還原為醇。
常見化學反應
燃燒反應
燃燒是一種反應速度較快、放熱量較多的氧化反應。由于在較短時間內放出大量的熱，提高了燃燒產物的溫度，并引起產物分子內電子的躍遷，而放出各種波長的光。因此，放熱、發光和生成新物質是燃燒現象具有的三個基本特征，是區分燃燒和非燃燒現象的依據。在生產和日常生活中發生的燃燒現象，大都是可燃物質與空氣（氧）的化合反應，也有的是分解反應。
簡單的可燃物質燃燒時，大都只是該物質與氧的化合，例如碳的燃燒反應，其反應方程式為：
復雜物質的燃燒是物質先受熱分解，然后發生化合反應。例如甲烷的燃燒反應：
酸堿反應
酸堿反應的定義是與酸堿理論相對應的，在不同發展時期，曾提出過不同的酸堿理論。分別是：斯萬特·阿累尼烏斯提出的酸堿水-離子論；本杰明·富蘭克林提出的溶劑理論；布侖斯惕提出的質子論和吉爾伯特·路易士提出的電子論。其中，布侖斯惕的質子論認為：凡是能釋放出質子的任何含有原子的分子或離子即為酸，凡能與質子結合的分子或離子皆為堿，酸給出質子后，剩余部分是這個酸的共扼堿，堿接受質子后生成的物質是這個堿的共輒酸。酸堿反應是酸將質子轉移給堿的反應。而路易斯的電子論則認為：凡是能接受外來電子對的任何分子、基團或離子都是酸，凡是含有可以給予電子對的分子、基團或離子均為堿，酸堿反應是電子對的授受反應。
沉淀反應
溶液中離子間相互作用析出難溶性固態物質的反應稱為沉淀反應。在許多化工產品的生產和化學實驗過程中，常利用沉淀反應來進行物質的分離、提純、質量分析或鑒定。沉淀反應的理論基礎是難溶電解質的多相離子平衡。沉淀反應包括沉淀的生成、溶解和轉化，可根據溶度積規則來判斷新沉淀的生成和溶解，也可根據難溶電解質的溶度積常數來判斷沉淀是否可以轉化。例如：
界面反應
液態焊料在被焊金屬表面潤濕、鋪展之后，兩相之間會形成親密接觸的界面，此時，兩相原子充分接近并可能在界面形成化學力的結合。焊接時，液態的焊料合金會與被焊金屬發生某種程度的冶金反應，也稱界面反應，這時焊料原子與被焊金屬原子相互擴散到對方體內，甚至會在靠近界面的焊料部分產生新的金屬化合物，由此導致結晶后的兩相金屬發生冶金連接。界面反應使得焊接界面已非簡單的幾何界面，凝固后的界面組織也非一層均勻組織。且這種不均勻性還隨焊點的服役時間和溫度變化而處于不斷的發展當中。焊料與被焊金屬的界面反應可分為兩類：焊接中的液態焊料與被焊金屬的界面反應和焊后的固態焊料（填料合金）與被焊金屬的界面反應，反應的基礎是金屬的擴散與溶蝕。
光化學反應
在光的作用下發生的化學反應稱為光化學反應，簡稱光化反應。光是一種電磁波，波長在100~1000 nm之間，包括紫外線、可見光和近紅外線。光化學反應是自然界中普遍存在的一類反應。植物通過光合作用把二氧化碳和水變成糖類化合物和氧氣，這種葉綠素參與的光化學反應是人類賴以生存的基礎。染料在陽光下褪色、藥物在光照下分解變質等都是光化學反應。
化學反應方向
自然界中發生的一切變化都是有方向性的。系統傾向于能量最低狀態或混亂度最大狀態。不需要任何外力作用就能自動進行的過程，稱為自發過程。化學反應存在自發過程，化學反應的方向即是反應自發進行的方向。自發反應是在一定溫度、壓力條件下，不需外界做功，一經引發即自動進行的反應。化學反應的自發性根據變（ΔS）和吉布斯自由能變（ΔG）來判斷。
熵增加原理
自發的化學反應有兩個推動力：能量降低的趨勢；混亂度增大，即熵值增加的趨勢。對于孤立系統，推動化學反應自發進行的推動力只有熵值增加。熱力學第二定律的一種表述為：孤立系統的任何自發過程，系統的熵值總是增加，這就是熵增加原理，即：
ΔS孤立系統＞0
但真正的孤立系統并不存在。如果將系統與環境加在一起，就構成了一個大的孤立系統，其用ΔS總表示為：
ΔS總=ΔS系統+ΔS環境＞0
此式可作為化學反應自發性的判據。但應用不便，既需系統的熵變，又要環境的熵變，且環境的熵變有時很難計算。
最小自由能原理
為了確定一個過程（或反應）的自發性，美國物理化學家約西亞·吉布斯提出了一個綜合系統的變、熵變和溫度三者關系的新的狀態函數變量，稱為吉布斯自由能變（ΔG），其中G為吉布斯自由能，定義為：
G=H-TS
在恒溫、恒壓條件下，吉布斯自由能變與焓變、熵變、溫度之間為：
ΔG = ΔH - TΔS
對于化學反應吉布斯自由能變：
ΔrGm = ΔrHm - TΔrSm
式中ΔrGm為化學反應的摩爾吉布斯自由能變。吉布斯提出，在恒溫、恒壓條件下，ΔrGm可作為反應能否自發進行的判據，即：
ΔrGm<0為自發過程，化學反應可正向進行；ΔrGm>0為非自發過程，化學反應可逆向進行；當ΔrGm=0時，反應處于平衡狀態。在等溫、等壓和只做體積功的情況下，任何自發反應總是向著約西亞·吉布斯自由能減小的方向進行，當ΔrGm=0時，反應達平衡，系統的吉布斯自由能降至最小值，此為最小自由能原理。
化學平衡
對于可逆反應，在一定條件下，當反應開始時，容器中只有反應物，此時濃度最大，因而正反應速率也最大，逆反應速率為零。隨著反應進行，反應物不斷被消耗，濃度不斷減少，正反應速率也相應地逐漸減小；另一方面，生成物濃度不斷增大，逆反應速率逐漸增大。當反應進行到一定程度時，逆反應速率等于正反應速率，反應體系內反應物和生成物的濃度不再隨時間變化而改變。這種在一定條件下，可逆反應中，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度（或含量）不再隨時間變化而改變的狀態，稱為化學平衡。
當可逆反應處于平衡狀態時，v正=v逆≠0。因此，只要條件不變，體系中反應物和生成物的濃度將保持不變，但這并不表示反應已停止，此時反應仍在繼續進行。只是正、逆反應速率相等，各物質濃度保持不變，所以化學平衡是一種動態平衡。對于任何可逆反應，無論是從正反應開始還是從逆反應開始最終在一定條件下均能建立化學平衡。同時化學平衡是在一定條件下建立的，當外界條件發生改變時，平衡將被打破，并在新的條件下重新建立新的化學平衡，所以化學平衡具有相對性。
平衡常數
對于可逆反應達到平衡狀態時，反應體系中各物質濃度不再改變，反應到達最大限度。不同化學反應可逆程度不同，但經過大量數據研究表明，任何可逆反應，不管初始狀態如何，在一定溫度下達到平衡時，生成物濃度的冪次方乘積與反應物濃度的冪次方乘積之比為一個常數，這個常數稱化學平衡常數。其中以濃度表示的稱為濃度平衡常數（Kc），例如：
化學反應
平衡常數
式中，Ca、Cb、Cg、Ch分別代表物質 A、B、G、H的平衡濃度，單位為mol/L。a、b、g、h分別為各反應物和生成物平衡濃度的計量系數。
如果化學反應為氣相反應，當溫度一定時，氣體的分壓與其濃度成正比，化學達到平衡時，平衡常數既可以用平衡時各物質的濃度計算得出，也可以用平衡時各氣體的平衡分壓替代各物質的平衡濃度，稱為壓力平衡常數（Kp）。例如：
化學反應
平衡常數
由于Kc和Kp都是將平衡濃度和平衡分壓測定的值直接代入平衡常數表達式中計算所得，因此將Kc和Kp統稱為實驗平衡常數或經驗平衡常數，其數值和量綱隨濃度和分壓所用的單位不同而不同，只有當反應物化學計量數之和與生成物化學計量數之和相等時，量綱才為1。
平衡常數是表明化學反應限度（即反應可能完成的最大程度） 的一種特征值。一定的化學反應，平衡常數與濃度（分壓）的變化無關，只與溫度的變化有關。
平衡常數的大小表示平衡體系中正反應進行的程度。平衡常數值越大，表示正反應進行得越完全，平衡時混合物中生成物的相對濃度越大，反之平衡常數值越小，表示正反應進行得越不完全，平衡時混合物中生成物的相對濃度越小。
化學平衡的方向性
在化學反應中，濃度、壓力、溫度的改變會導致平衡的移動，且這種平衡的移動具有一定的方向性。法國化學家亨利·勒夏特列在大量實驗的基礎上提出勒夏特列原理：“對任何一個處于化學平衡的系統，當某一確定系統平衡的因素（如濃度、壓力、溫度）發生改變時，平衡將發生移動，平衡移動總是向著減弱這個改變對系統的影響的方向進行。”
化學反應速率
定義
國際理論與應用化學協會（IUPAC）定義：“反應進度ε隨時間的變化率為反應速率。”即：
單位為摩爾s-1，對均相復相、流動體系，V變化與否均適用，且與所選物質無關。IUPAC物物理化學學部化學動力學委員會對通常的化學反應，反應速率定義為單位體積內反應進度隨時間的變化率。因此反應速率r為：
若V恒定（密閉容器中的氣相反應，體積變化不顯著的液相反應），反應速率為：
例如，對于任意反應aA+dD=gG+hH，反應速率為：
影響因素
濃度對化學反應速率的影響
對于有氣體或溶液參與的反應，在其他條件不變的情況下，增加反應物的濃度會使化學反應速率加快，減小反應物的濃度會使化學反應速率減慢。如果參與化學反應的反應物是純固體或純液體，則其濃度將被視為常數，濃度因素不會改變該反應的化學反應速率化學。
溫度對化學反應速率的影響
溫度是影響化學反應速率的重要因素之一。在一定濃度下，溫度升高，化學反應速率加快。荷蘭科學家范霍夫（Van’t Hoff）提出，溫度每升高10K，化學反應速率增加2~4倍。
壓強對化學反應速率的影響
對于有氣體參加的化學反應，若其他條件不變，增大壓強，就是增大氣體的濃度，化學反應速率加快；減小壓強，就是減小氣體的濃度，化學反應速率減慢。如果反應物是固體或液體，改變壓強對化學反應速率沒有影響。
催化劑對化學反應速率的影響
催化劑又稱觸媒，是能改變化學反應速率，而本身的質量、組成和化學性質在參加化學反應前后保持不變的物質。能使化學反應速率加快的催化劑，叫作正催化劑；能使化學反應速率減慢的催化劑，叫作逆催化劑。
除上述因素外，固體反應物顆粒的大小、反應物接觸面積等因素對化學反應速率也有影響；某些反應的化學反應速率還會受到光、超聲波、磁場等的影響。
反應機理
碰撞理論
反應物之間要發生反應，首先它們的分子或離子要克服外層電子之間的斥力而充分接近互相碰撞，促使外層電子的重排，即舊鍵的削弱、斷裂和新鍵的形成，從而使反應物轉化為產物。但反應物分子或離子之間的碰撞并非每一次都能發生反應，對一般化學反應而言，大部分的碰撞都不能發生反應。因此，1889 年Arrhenius（斯萬特·阿累尼烏斯）提出了著名的碰撞理論，把能發生反應的碰撞稱為有效碰撞，不發生反應的碰稱為彈性碰撞。要發生有效碰撞反應物的分子或離子必須具備兩個條件：具有足夠的能量（例如動能），才能克服外層電子之間的斥力而充分接近并發生化學反應；要有合適的方向，正好碰撞在能起反應的部位。
過渡態理論
過渡態理論是在20世紀30年代由H. Eyring（亨利·艾林）等科學家應用量子力學和統計力學提出的。過渡態理論認為的化學反應機理是：反應物分子的形狀和內部結構的變化，在相互靠近時即已開始，而不僅是在碰撞的一瞬間發生變化。在化學反應過程中，反應物原有的化學鍵逐漸減弱，直至斷裂，新的化學鍵逐漸形成，生成穩定的產物，在這個過程中會產生一種活化配位化合物的過渡態物質。活化配合物能與原來的反應物很快建立平衡，可認為活化配合物與反應物經常處于平衡狀態，由活化配合物轉變為產物的速率很慢，反應速率基本上由活化配合物分解成產物的速率決定。
應用領域
化工行業
應用化學反應的一般原理能解決化工生產中的實際問題。化學熱力學研究化學反應的方向和限度，而化學動力學研究的是反應的快慢。在實際生產或科學研究中，需要綜合考慮平衡與速率兩方面的各種因素，選擇最佳、最經濟的生產條件，充分利用原料,提高產量，縮短生產周期，減低成本。如工業合成氨的反應。
醫藥行業
化學反應在藥物制備、雜質分離、藥品質量檢測都有重要作用。其中，合成藥物路線的選擇、藥物穩定性的預測以及藥物制劑專業在體內的吸收、分布、消除代謝等問題的研究都離不開化學動力學的基本知識。另外，很多無機藥物的制備是通過把兩種易溶電解質溶液混合，利用復分解反應制得。在制備過程中，應該控制適當的反應條件，如溫度、濃度及pH、混合的方式以及攪拌的速度等，這些都會影響到藥品的質量和療效。而為了確保藥品質量，必須按照國家規定的藥品質量標準進行質量檢驗工作對藥品的質量進行檢查，包括雜質檢查和含量測定兩個方面。例如應用沉淀反應對藥用氯化鈉中重金屬離子雜質的檢查，利用生物堿沉淀反應可以檢識天然藥物中是否有生物堿類成分的存在、提取分離是否完全，還可用于生物堿的分離和精制等。
食品行業
化學反應在食品科學領域中的應用是從化學角度和分子水平上研究食品的化學組成、結構、理化性質、營養和安全性質，以及它們在生產、加工、貯藏和運銷過程中的變化及其對食品品質和安全性的影響，能夠改善食品品質，開發食品新資源、革新食品加工工藝和儲運技術、科學調整膳食結構、改進食品包裝、加強食品質量控制及提高食品原料加工和綜合利用水平。
此外，化學反應時刻都在發生，它已經滲透到國民經濟和人類生活中。如信息化學、激光化學、能源化學、材料化學、環境化學、綠色化學、仿生化學、生命化學、地球化學、星際化學等都存在著化學反應。
化學反應定量關系
1777年安托萬-洛朗·德·拉瓦錫提出質量守恒定律，這條定律表明：化學反應只是使一些物質轉變為另一些物質，在反應前后物質的總質量保持守恒。根據這條定律和原子假設，約翰·道爾頓認為：化學反應只涉及各種元素的原子之間的分離、化合和重排，而不會導致原子的創造或毀滅。由于各種元素都有確定的原子質量，因此化學反應前后的質量守恒意味著化學反應前后各種元素的原子數保持守恒。用物質的量表示反應前后元素量的變化原則為：在化學反應前后，各化學元素的物質的量必須恒等。
由氣體化合體積定律得出：等溫等壓條件下化學反應中各種氣體的體積成簡單的整數比。將這條定律和阿伏加德羅定律聯系起來可以看出定律揭示的實際上是各種氣態物質在化學反應中的物質的量關系。若把阿伏加德羅定律理解為：等溫等壓下，氣體的體積與它們的物質的量成正比，那氣體化合體積定律就可以理解為：在化學反應前后各種氣態物質的物質的量成簡單的整數比。因此，在化學反應前后，各反應物和生成物的物質的量都成簡單的整數比。
生化反應
生化反應也稱生物化學反應，主要指生物分子的新陳代謝過程。代謝包括分解代謝和合成代謝，一系列有序的相關聯的酶反應通常稱為一個代謝途徑，代謝途徑中的反應物、中間物以及產物稱為代謝物，一個途徑中上一步反應的產物往往是下一步反應的反應物（酶作用底物）。催化這些反應的酶幾乎都是具有催化功能的蛋白質，只有很少的反應是由核酶（具有催化功能的核酸）催化的，且催化反應的酶通常都是可調控的。
分解代謝是大量的燃料（如糖、脂肪和蛋白質）的代謝途徑會集中在幾個相同的中間物上，隨后這些中間物通過一個中心代謝途徑被進一步代謝，同時產生大量能量。例如糖、蛋白質和脂肪在降解為各自單體后，最終產物都是乙酰輔酶A，然后乙酰經檸檬酸（枸櫞酸）循環被徹底氧化，并釋放出大量能量，這些能量常以腺苷三磷酸（ATP）和還原型輔酶的形式儲存，還原型輔酶還可再經氧化磷酸化過程將儲存的能量轉化為ATP。儲存的能量可以用于驅動合成代謝反應、物質運輸以及生物體的其他活動。生物合成途徑進行的過程剛好與分解代謝途徑相反，但并不是分解代謝的逆過程，合成代謝是由相對比較少的代謝物合成大量各種各樣生物分子的過程。
參考資料 >