化學反應

化學反應，亦謂化變、物化、物質愛拒，乃化學之大本，蓋物質性、質、構之變易也。化變之理，就微觀而論，實核外電子布列之遷；以化學鍵言之，則為舊鍵之解與新鍵之結。於是舊物泯而新物生矣。

類

其類有差，條列如左：

• 化合（${\rm {A+B\rightarrow C\,}}$）：併數物而合為一者也。
• 分解（${\rm {A\rightarrow B+C\,}}$）：析一物而分為數物者也。
• 無機：無官品之化變也。
  • 置換/單代（${\rm {A+BC\rightarrow AC+B\,}}$）：甲原質克乙而代之也。
  • 複解/雙代（${\rm {AC+BD\rightarrow AD+BC\,}}$）：兩化合物交易其原質、離子，而生兩產物。此效多見於水液之中。
• 有機：官品之化變也。
  • 取代（${\rm {AB+CD\,}}$（微粒）${\rm {\rightarrow AC+BD\,}}$（微粒））：化合物中之原子或基團，為他種原子或基團所更易也。
  • 加成（${\rm {A+B\rightarrow C\,}}$）：底物趨於飽和之變也。
  • 消除（${\rm {A\rightarrow B+C\,}}$）：底物趨於不飽和之變，乃加成之反也。
  • 重排（${\rm {A\rightarrow B\,}}$）：本物次序、構造之變易也。
  • 協同：舊鍵之斷與新鍵之生，並時而成者也。
• 酸鹼：併酸鹼之化變也。界定酸鹼之說蓋有三：
  • 電離說謂：入水而釋出氫離子者為酸，釋出氫氧根者為鹼。
  • 質子說謂：釋放質子者為酸，受取質子者為鹼。
  • 電子說謂：受對電子者為酸，施予電子者為鹼。
• 氧化還原：電子轉移之變也。如單代、燃燒皆屬此類。
• 燃燒：底物併氧化劑之劇變，常䆁光放熱（實屬氧化還原之一端）。

變與能

能之消長

按熱力學第二定律，凡密閉之界，皆欲損其能。苟無外力，天下之化變、雜糅之品皆莫能外。由是觀之，析其焓，即可推步而得化變之熱力。焓之數，可由標準反應焓及反應熱加成性定律求之。試以氧中焚甲烷為範：

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

欲計能量，須斷化變左右之纏牽之力以取數，始得舊物與產物之能差。以ΔH表能差（Δ表差數，H為恆壓下傳熱之能），其度量以千焦耳，或作千卡。

• 䆁熱：亦曰放熱。其ΔH為負，是謂化變而生熱也。常溫之下，釋熱之效多能自發。燃燒放熱，即屬此類。
• 吸熱：其ΔH為正，謂其變必汲取能量始成也。

自發

前云「釋熱之效多能自發」，固為常理，然未可一概而論。如溶硝酸銨於水，既吸熱而復能自發，其故安在？蓋化變自發與否，實以焓、熵二數決之。熵者，表紛亂之度也。就微觀言之，態數愈盈，則其亂愈甚，而熵變亦隨之增矣。溶硝酸銨之反常，正熵增之故也。

吉布斯能者，謂密閉之界於恆溫恆壓下，向四周所作之最大功也。參合焓熵之變，可辨化變自發與否：負者自發，正者則惰，為零則達平衡之態。其算式如左：

$\Delta G=\Delta H-T\Delta S\,$

式中ΔG為自由能之變，ΔH為焓變，而ΔS則為熵變。溫、熵相乘而繫之，是故高溫或可致負能，此吸熱之變所以能行於高熱之下也。

若合吉布斯能與宇宙之熵變（即系統與環境之總和）以觀，亦可得前論。其式為：

$\Delta S_{univ}=-{\frac {\Delta G}{T}}\,$

蓋第二定律言宇宙之熵有增無減，既以ΔS_univ為正，則ΔG為負者，必自發之化變也。

詳知其事，宜閱化學入門。