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'''化学反応'''（かがくはんのう、{{lang-en|chemical reaction}}）は、化学変化の事、もしくは化学変化が起こる過程の事をいう<ref name=":0">{{Cite web|和書|url=https://kotobank.jp/word/%E5%8C%96%E5%AD%A6%E5%8F%8D%E5%BF%9C-43347|title=コトバンク『化学変化』（ブリタニカ国際大百科事典 小項目事典の解説）|accessdate=2017-08-10}}</ref>。'''化学変化'''とは1つ以上の[[化学物質]]が別の1つ以上の化学物質へと変化する事で<ref name=":0" /><ref>{{GoldBookRef|title=chemical reaction|file=C01033}}</ref>、反応前化学物質を構成する[[原子]]同士が結合されたり、逆に結合が切断されたり、あるいは化学物質の分子から[[電子]]が放出されたり、逆に電子を取り込んだりする。広義には[[溶質]]が[[溶媒]]に[[溶解]]する変化<ref name=":0" />や原子のある[[同位体]]が別の同位体に変わる変化<ref name=":0" />、[[液体]]が[[固体]]に変わる変化[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=386}}等も化学変化という。

化学変化の前後では、化学物質の[[分子]]を構成する原子の結合が変わって別の分子に変化する事はあるが、原子そのものが別の[[原子番号]]の原子に変わる事はない（ただし原子間の電子の授受や同位体の変化はある）。この点で原子そのものが別の原子に変化する[[原子核反応]]とは大きく異なる。

化学反応では反応前の化学物質を'''反応物'''(reactant)、反応後の化学物質を'''[[生成物]]'''(product)といい、その過程は'''[[化学反応式]]'''で表記される。例えば反応物である<chem>HCl</chem>（[[塩酸]]）と<chem>NaOH</chem>（[[水酸化ナトリウム]]）が化学反応して生成物である<chem>H2O</chem>（[[水]]）と<chem>NaCl</chem>（[[塩化ナトリウム]]）ができあがる状況を示した化学反応式は{{Equation box 1|border|indent=::|equation=<chem>HCl + NaOH -> H2O + NaCl</chem>|cellpadding=6|border colour=#0073CF|background colour=#F5FFFA}}
と表記される。

== 化学平衡 ==
反応物から生成物をつくる化学反応の際には、逆に生成物から反応物をつくる化学反応も同時に起こっている（このような'''逆向きの化学反応がある事を強調したい場合'''は、化学反応式の矢印は「<chem>-></chem>」ではなく「<chem><=></chem>」と表記する。）。

したがって反応物から生成物をつくる化学反応の反応速度がその逆向きの化学反応の反応速度の大小により、反応物と生成物の比が増減し、最終的には反応物と生成物が混在した状態で釣り合う事になる。この状態を'''[[化学平衡]]'''という。（なお、化学反応の結果最終的に生成物が一切無くなってしまう現象は、生成物が0の状態で化学平衡したという事である）。

== 化学反応の変化傾向 ==

=== 外部との相互作用を考慮した変化傾向 ===
化学変化している系（'''反応系'''）は、一般には外部と[[相互作用]]しながら化学変化していく（例えば[[反応熱]]を外部に放熱する）。こうした状況下、次の事実が知られている：
: 化学変化は'''常に'''、系の[[エントロピー]]{{Math|''S''{{sub|sys}}}}と外界のエントロピー{{Math|''S''{{sub|surr}}}}を足し合わせた全エントロピー{{Math|''S''{{sub|total}}}}が増大する方向に自発的に進む[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}
これは[[熱力学第二法則]]からの当然の帰結である[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}。

さらに、
: 自発的な反応は'''常に'''、反応混合物を平衡状態の方向へと変化させる[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=385}}。
よって反応系が外部から孤立している場合には、化学変化の[[平衡定数]]{{Mvar|K{{sub|c}}}}と現在の時刻における{{仮リンク|反応指数|en|Reaction quotient}}{{Mvar|Q{{sub|c}}}}と比較する事で、反応がどちらの方向に進むかを知ることができる[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=385}}。

=== 反応系の変化傾向 ===
反応系の2つの状態{{Mvar|A}}、{{Mvar|B}}に対し、{{Mvar|A}}のときの系のエントロピーと{{Mvar|B}}のときの系のエントロピーの差を{{Math|Δ''S''{{sub|sys}}}}とすると、
* {{Math|Δ''S''{{sub|sys}}>0}}のとき、系は状態{{Mvar|B}}から{{Mvar|A}}に自発的に変化する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}
* {{Math|Δ''S''{{sub|sys}}<0}}のとき、系は状態{{Mvar|A}}から{{Mvar|B}}に自発的に変化する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}
また系のエントロピーが時刻変化しない場合は、その系は平衡状態にある[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}。

なお、一般的な傾向として、系の内部エネルギーや系の[[エンタルピー]]は減少させるが[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=393}}、常に成り立つわけではない。例えば[[氷]]が水に[[溶解]]する際には、系は外部から自発的に吸熱するので[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=386}}、系の内部エネルギーやエンタルピーは増大する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=386}}。

内部エネルギーやエンタルピーに減少傾向があるのは、これらの値がエントロピーと比較的簡単な関係式を満たす事に起因している。詳細は[[熱力学ポテンシャル]]の項目を参照されたい。

=== 自由エネルギーによる表現 ===
以上で述べたように系の変化傾向はエントロピーによって記述できるものの、エントロピーは直接測定可能な物理量ではないので、化学では[[ギブズの自由エネルギー]]を使って系の変化傾向を記述する事が多いので[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=386}}。本節ではこの記述方法について述べる。なお本節では、ギブズの自由エネルギーやエンタルピーといった[[熱力学ポテンシャル]]の基本的知識を仮定する。

まず、反応系に対して以下の2つの仮定を課す：
: 反応系の温度は常に一定である
: 反応系の温度と外部の温度は常に等しい
1つ目の仮定は、化学変化で反応系に発生した熱が系の外部に全て放出できるのであれば満たされる。2つ目の仮定は外部が十分広く、反応系から放出された熱の影響をほとんど受けないのであれば満たされる。以下、反応系の温度＝外部の温度を{{Mvar|T}}と書く。

一般に与えられた系のギブズの自由エネルギー{{Mvar|G}}とエンタルピー{{Mvar|H}}はその系のエントロピー{{Mvar|S}}、[[温度]]{{Mvar|T}}により、
: <math>G  = H -ST</math>
という関係式を満たすので、前述の仮定のもと、
: <math>\mathrm{d}G_{\mathrm{sys}}  = \mathrm{d}H_{\mathrm{sys}} -T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}</math>
が成立する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=395}}。

また反応系の外部の合計の内部エネルギー{{Math|''U''{{sub|total}}}}、圧力{{Math|''P''{{sub|total}}}}、体積{{Math|''V''{{sub|total}}}}は
: <math>\mathrm{d}H_{\mathrm{total}}=\mathrm{d}U_{\mathrm{total}}+V_{\mathrm{total}}\mathrm{d}P_{\mathrm{total}}</math>
という関係式を満たすが、エネルギー保存則から第一項は0であり、第二項も全体に対する圧力変化{{Math|d''P''{{sub|total}}}}は存在しないとみなしてよいから、結局
: <math>\mathrm{d}H_{\mathrm{total}}=0</math>
となる。ここで
: 反応系の外部では[[化学ポテンシャル]]や圧力変化、その他の[[示強変数]]（例えば[[誘電分極|分極]]や[[磁化]]による電磁場）が無視できる
という仮定を課すと、
: <math>\mathrm{d}H_{\mathrm{surr}}=T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}}</math>
が成立するので、
: <math>\mathrm{d}H_{\mathrm{sys}} 
= 
\mathrm{d}H_{\mathrm{total}} 
-
\mathrm{d}H_{\mathrm{surr}} 
=
0-T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}} 
</math>
なので、
: <math>\mathrm{d}G_{\mathrm{sys}}
=\mathrm{d}H_{\mathrm{sys}} -T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}</math><math>=
-T\mathrm{d}S_{\mathrm{surr}}
-T\mathrm{d}S_{\mathrm{sys}}
=
-T\mathrm{d}S_{\mathrm{total}}
</math>
が成立する。

したがって以上の仮定のもと、全体のエントロピー増大は、反応系のギブズ自由エネルギー減少を招く。よって以下の結論が得られる：
* {{Math|Δ''G''{{sub|sys}}<0}}のとき、系は状態{{Mvar|B}}から{{Mvar|A}}に自発的に変化する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=395}}
* {{Math|Δ''G''{{sub|sys}}>0}}のとき、系は状態{{Mvar|A}}から{{Mvar|B}}に自発的に変化する[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=395}}
また反応系のギブズ自由エネルギーが時刻変化しない場合は、その系は平衡状態にある[[#MF2|<sup>MF2</sup>]]{{Rp|page=395}}。

== その他 ==
{{出典の明記|date=2011年7月}}

=== 化学反応の種類 ===
化学反応は[[電子]]の移動にともなって結合の切断と生成が行われる。化学結合と電子の移動方法に着目して化学反応を分類すると、[[イオン (化学)|イオン]]反応 (ionic reaction) 、[[ラジカル反応]] (free-radical reaction) 、[[ペリ環状反応]] (pericyclic reaction) に大別される。ある[[化学種]]がもうひとつの化学種と結合をつくる反応について考えると、イオン反応は、一方の化学種から電子対が供与されて新しい結合性軌道が生成する化学反応で、電子求引性や電子供与性など原子間の電荷の偏りにより反応の方向が支配される。ラジカル反応は、双方の化学種から1電子ずつ電子が供与されて新しい結合性軌道が生成する化学反応である。ペリ環状反応は、化学種の[[π軌道]]から[[σ軌道]]へ、環状の遷移状態を経て転化することで2ヶ所以上に新たな結合が生成する化学反応である。切断は結合の逆反応にあたる。

反応機構や、反応物と生成物の構成の違いで化学反応を考える場合、[[置換反応]]、[[付加反応]]、[[脱離反応]]、[[転位反応]]などに分類される。

[[加水分解]]、[[脱水反応]]、[[付加重合]]、[[縮合重合]]（縮重合）、[[酸化]]、[[還元]]、[[中和 (化学)|中和]]は化学反応の用途を意識した分類で、上記 4 反応機構の一つあるいは複数から構成される。

ほかにも[[光反応]]や[[重合反応]]など、反応の特性に応じた分類も存在する。

=== 化学反応論 ===
化学反応を説明付ける理論は、化学反応事例が集積から導出される経験則とそれを[[物理学]]的に説明づける[[物理化学]]理論が構築されることにより進展して行く。それ故、物理学の展開と歩調を合わせて化学反応論も段階を経て発展して行った。

[[18世紀]]から[[19世紀]]に[[元素]]が[[アントワーヌ・ラヴォアジエ]]や[[ジョン・ドルトン]]らに発見されるのと同時に、化学反応する反応物と生成物との重量比に関して法則性が見出されている。これら化学反応に関与する成分の量的関係に関する理論は、[[化学量論]]として体系付けられている。化学量論は一般には経験則である[[定比例の法則]]、[[倍数比例の法則]]として知られている。

[[19世紀]]後半に[[定量分析]]法が確立し[[20世紀]]にかけて発展することで化学物質の変化量が測定できるようになると、[[化学平衡]]や反応の進行する速度について、[[反応速度|反応速度式]]として定式化され[[物質量]]や[[モル濃度]]そして[[温度]]が化学反応の成分量やその変化量に強く影響を及ぼすことが明らかとなった。[[熱力学]]により分子（あるいは）原子に共通な振る舞いが物理学的に説明付けられる様になり、化学平衡や[[反応速度]]について物理化学的な理論が確立されるに至った。化学反応における成分量の決定因子とその変化の早さは、[[化学ポテンシャル]]で代表される広義の熱力学と[[反応速度論]]により体系付けられる。化学ポテンシャルは[[熱力学第二法則]]を物理化学的に解釈した指標であり、反応（あるいは平衡）の進行方向を決定付ける。[[反応速度論]]により、反応速度が[[物質量]]や[[温度]]により受ける影響を分子などの微視的な振る舞いとして説明づけられるようになった。

反応速度論、特に[[遷移状態理論]]により化学反応を熱力学や[[統計力学]]のような集団についての理論ではなく、反応物の分子同士の作用として理論付けることが可能になった。今日では反応の種類ごとに分子構造と化学反応を関連付ける[[反応機構]]モデルを構築することで化学反応が研究される。

反応機構モデルを構築する基礎原理として、電子が帰属する価電子または共有結合の移動として[[化学結合]]を扱い、半経験的原理として[[有機電子論]]が体系付けられた。有機電子論や[[HSAB則]]において経験的に仮定された[[電子対]]の振る舞いは[[量子化学]]の[[分子軌道法]]で定式化することが可能である。また、[[ペリ環状反応]]等いくつかの[[立体特異性]]反応機構は古典的な電子の振る舞いでは説明づけることはできず、[[分子軌道]]の結合規則に関する原理を扱う[[フロンティア軌道理論]]により反応機構が説明付けられる。

以上のようにして構築された反応機構は[[化学反応動力学]]・[[分子動力学法]]によりモデルの妥当性や反応の振る舞いについて検証されるが、[[コンピュータ]]の演算性能の急速な拡大と[[計算化学]]的手法の発展により、今日では簡単な系であればコンピュータ・[[シミュレーション]]で化学反応を予測することも可能である。

=== 化学反応に影響する因子 ===

実際に反応を行う、あるいは反応系を開発する場合、その反応を取り巻くさまざまな因子・条件の影響により、速度や成否が左右されることは少なからずある。この節では、化学反応について影響を考慮すべき因子・条件を、定性的、経験的な観点から概説する。反応機構は反応により多様であるため、以下の議論にあてはまらない例ももちろんある。詳細が分かっている反応については、[[反応速度式]]なども考慮に入れより定量的な考察を行うべきである。

; [[温度]] : 多くの反応は、より高い温度で行えば、系により多くのエネルギーが与えられるために速度が増加する。一般に、反応温度が 10 ℃ 上がれば反応速度は約2倍になる、というのが目安とされる。ただし、副反応を誘発する、中間体が分解する、反応の暴走を招く、など、温度を上げた結果として反応が失敗することもある。
; [[濃度]] : 多次反応の場合、反応混合物の濃度が高くなると、反応物同士の衝突の頻度が増すことによって反応が起こる確率が高くなり、速度が増加する。連鎖反応の場合は顕著となる。大員環合成などの場合では、分子内反応を分子間反応に対して優先させるために、しばしば高希釈下条件で行われる。また、0次、1次反応では濃度の効果は系の温度変化へ影響するだけにとどまる。濃度を調整する場合についても、副反応や暴走など、温度の調整の際と同様の問題を考慮する必要がある。
; [[圧力]] : 通常、気体が関与する反応は、圧力を上げると速くなる。気体の場合では圧力の上昇は事実上濃度の増加に等しいため、濃度と同様の議論も成り立つ。始原系と生成系でモル数が異なる場合は、平衡状態に達したときの各化合物の割合に圧力が影響する。
; [[光]] : 光はエネルギーの一形態である。また、反応の経路に影響を及ぼすこともある。反応によっては、副反応を防ぐために遮光しなければならないものもある。光を積極的に利用する[[光反応]]では、用いる光の波長や強さを考慮しなければならない。
<!--; [[反応の次数]] : 次数は反応速度の主要因である。反応の次数は実験によって求められ、基本的な反応では整数になる。（フォローが難しいため、コメントアウトします）-->
; [[触媒]] : 反応に触媒を加えると、より活性化エネルギーの低い反応経路をとることができるようになり、正反応・逆反応の速さがともに増加する。触媒反応は当量反応とは異なり、触媒サイクルを円滑に回転させるため、触媒の活性化と安定化について考える必要がある。
<!--; 反応物の性質 : ある反応が単なる結合の生成だけでなく開裂や再結合を含む複雑なものである場合、通常は時間がかかるものになる。（フォローが難しいため、コメントアウトします）-->
; [[表面積]] : [[触媒#種類|不均一系触媒]]などを用いた表面反応においては、表面積が大きくなると反応速度も増加する。体積に対する表面積の割合が増せば反応の起こる位置が増え、反応はより速く起こる。固-液、気-液などの複相系、水層-油層などの複層系でも同様に、異なる相/層が接触する地点、あるいはその近傍で反応は起こるため、表面積や撹拌が重要になる。

== 比喩 ==
デジタル大辞泉に拠れば、「複数のものが組み合わされて予想しなかった効果が生じること」を、化学反応に例えることもある<ref name=":0" />。

== 脚注 ==
{{脚注ヘルプ}}
{{Reflist}}

== 引用文献 ==
{{ページ番号|date=2022年7月|section=1}}
<!--{{参照方法|date=2017年8月|section=1}} 本文各所で参照されている。テンプレ張った人、よく確認すべし。-->
* [MF1] {{Cite book|和書|ref=MF1|author=J. McMurry、R. C. Fay|title=マクマリー 一般化学（上）|date=2010/11/24|year=|publisher=[[東京化学同人]]|ISBN=9784807907427|translator=荻野博、 山本学、大野公一}}
* [MF2] {{Cite book|和書|ref=MF2|author=J. McMurry、R. C. Fay|title=マクマリー 一般化学（下）|date=2011/02/23|year=|publisher=[[東京化学同人]]|ISBN=9784807907434|translator=荻野博、 山本学、大野公一}}

== 関連項目 ==
{{ウィキポータルリンク|化学|[[File:Nuvola apps edu science.svg|32px|ウィキポータル 化学]]}}
* [[化学]]
* [[物理]] - [[物性物理学]]
* [[化学反応の一覧]]
* [[物理変化]]
* [[触媒]]
* [[化学平衡]]
* [[人名反応]]

== 外部リンク ==
* {{Kotobank}}

{{Normdaten}}
{{DEFAULTSORT:かかくはんのう}}
[[Category:化学反応|*]]
[[Category:物理化学の現象]]
[[Category:化学]]
[[Category:変化]]