化学反应
化学反应（Chemical reaction）是反应物分子中旧键的削弱、断裂和产物分子新键形成的过程。前者需要吸收能量，后者则会释放能量。
化学反应的基本特征是有新的物质生成，常表现为颜色改变、放出气体、生成沉淀物等，化学反应还常伴有能量的变化，这种能量变化主要表现为发光、吸热、放热等。例如：煤燃烧时放热，碳酸钙分解要吸热；原电池反应可产生电能，电解食盐水要消耗电能等。用化学式表示不同物质之间化学反应的式子称为化学方程式，化学方程式不仅能表明反应物、生成物和反应条件，同时还能表明反应物与生成物之间原子或分子个数比和质量比。化学方程式是客观事实的真实反映。
化学反应从物质形式上的变化可分为四种基本类型：化合反应、分解反应、置换反应和复分解反应；从形成物质的原子有无电子得失与偏移可分为：氧化还原反应和非氧化还原反应。
化学反应理论包括动力学和热力学两方面，其中化学动力学是研究化学反应速率及反应机理的科学。化学热力学是研究各种变化中的能量转换与能效应，在一定条件下发生化学变化的可能性、方向和限度的科学。
发展简史
原始人类从用火之时开始，由野蛮进入文明，同时也开始了用化学方法认识和改造天然物质，燃烧就是一种化学反应。掌握了用火以后，人类开始食用熟食；逐步学会了制陶、冶炼；之后又学会了酿造、染色等。这些由天然物质加工改造而成的制品，都有化学反应的存在，成为古代文明的标志。
公元前4世纪或更早，中原地区古人提出了阴阳五行学说，开始出现炼丹术，到了公元前2世纪的秦汉时代，炼丹术已颇为盛行，大致在公元7世纪传到阿拉伯国家，与古希腊哲学相融合而形成阿拉伯炼金术，阿拉伯炼金术于中世纪传入欧洲，形成欧洲炼金术，后逐步演进为近代的化学。炼丹术是有目的地将各类物质搭配烧炼，进行实验，为此研究了各种物质变化和化学反应，也创造了各种实验方法。如炼丹家在实验过程中发明了发射药，制成了某些合金，制出和提纯了许多化合物。
16世纪开始，欧洲工业生产蓬勃兴起，推动了医药化学和冶金化学的创立和发展，使炼金术转向生活和实际应用，继而更加注重物质化学反应变化本身的研究。
1650年到1775年，随着冶金工业和实验室经验的积累，人们总结感性知识，认为可燃物能够燃烧是因为它含有燃素，燃烧的过程是可燃物中燃素放出的过程，可燃物放出燃素之后成为灰烬。
1783年，法国化学家安托万-洛朗·德·拉瓦锡出版名著《燃烧概论》，开创了定量分析的实验方法，否定了统治化学界近百年的“燃素说”，提出了燃烧是氧化过程的重大理论。随后他发现了质量守恒定律，即参加化学反应的各物质的质量总和等于反应后生成各物质的质量总和，并根据这一定律写出了糖变酒精发酵过程的化学方程式。
1808年，约瑟夫·路易·盖-吕萨克总结出“在相同温度相同压强下相同体积的不同气体的原子数目相同”的假说，后经过阿莫迪欧·阿伏伽德罗修正，成为阿伏伽德罗定律。1809年，盖·吕萨克发现几种气体形成化合物时，它们是按体积比化合的，这种关系可以用来测定原子量。
1828年维勒蒸发酸溶液制得了尿素。但这个具有重要意义的成果并未马上得到化学界的承认，直到更多的有机化合物被合成出来，1845年德国化学家柯尔伯制得醋酸；1854年法国化学家贝特罗合成了油脂，随后更多的有机化合物被人工合成出来。1850-1900年，成千上万种药品、染料由煤焦油原料合成出来。
19世纪下半叶，热力学等物理学理论引入化学之后，不仅澄清了化学平衡和反应速率的概念，而且可以定量地判断化学反应中物质转化的方向和条件，相继建立了溶液理论、电离理论、电化学和化学动力学的理论基础。
到20世纪，在化学反应理论方面，由于对分子结构和化学键认识的提高，经典的、统计的反应理论已进一步深化。在20世纪初期出现了化学反应的简单碰撞理论，这是第一个反应速率理论的模型。到20世纪30年代，在简单碰撞理论的基础上，借助于量子力学计算分子中原子间势能的方法，求得了反应体系的势能面，并逐渐形成了化学反应的“过渡态理论”。在过渡态理论建立后，逐渐向微观的反应理论发展，用分子轨道理论研究微观的反应机理，并逐渐建立了分子轨道对称守恒定律和前线轨道理论。分子束、激光和等离子技术的应用，使得对不稳定化学物种的检测和研究成为现实，从而使化学动力学从经典的、统计的宏观动力学深入到单个分子或原子水平的微观反应动力学。
20世纪，在无机化合物合成方面，首先合成的是氨。氨的合成不仅开创了无机合成工业，而且带动了催化化学，发展了化学热力学和反应动力学。1942年，中国制碱专家侯德榜发明了联合制碱法，并被世界一致公认并称为“侯氏制碱法”。后来相继合成的有红宝石、人造水晶、硼氢化合物、金刚石、半导体、超导材料和二茂铁等配位化合物。随后，在电子技术、中核集团、航天技术等现代工业技术的推动下，通过化学反应，各种超纯物质、新型化合物和特殊需要的材料的生产技术都得到了较大发展。
20世纪，在有机合成反应方面，发现了许多新的重要的有机反应和专一性有机试剂，在此基础上，精细有机合成，特别是在不对称合成方面取得了很大进展。一方面，通过化学反应合成了各种有特种结构和特种性能的有机化合物；另一方面，合成了从不稳定的自由基到有生物活性的蛋白质、核酸等生命基础物质。有机化学家还合成了有复杂结构的天然有机化合物和有特效的药物。
同时，20世纪随着PF的合成，开辟了高分子科学领域。20世纪30年代聚酰胺纤维的合成，使有机高分子化合物的概念得到了广泛的确认。
在生化反应方面，20世纪初期，费歇尔用化学反应的方法合成了18个氨基酸的多肽。1930年，约翰·诺尔瑟普连续结晶了多种水解蛋白质的酶，制备了胃蛋白酶、胰蛋白酶结晶。1931年，中国生物制药化学家吴宪首次提出了蛋白质变性的概念。20世纪30年代至20世纪50年代主要是研究生物体内物质代谢过程的化学变化的过程。
化学方程式
化学反应方程式是根据质量守恒定律，用元素符号和化学式表示化学变化中质和量关系的式子。化学方程式左边是反应物的化学式，右边是生成物的化学式，中间用短线连接。在化学式前填上适当的系数，使式子左、右两边的每一种元素的原子个数都相等。化学反应只有在一定条件下才能发生，因此，需要在化学方程式中注明反应发生的基本条件，如把点燃、加热（常用“△”号表示）、催化剂、高温等，写在“等号”的上方或下方。同时，还需要标出生成物的状态，如：气体物质用“↑”符号，沉淀符号为“↓”等。
化学方程式不仅能给出反应前后各种化学元素的原子数N、质量m和物质的量n保持守恒的信息，同时也给出了各种反应物和生成物的物质的量在化学反应前后成简单整数比的信息。所以，化学方程式是物质在化学反应中的物质的量关系的两条原则的综合描述。例如，从氮气和氧气化合生成一氧化氮的化学方程式所包含的信息如下：
化学反应过程中常见的现象包括：沉淀生成、颜色变化、产生气体、吸热放热、气液固状态改变、火焰、烟气等。
化学反应类型
无机化学
从物质形式上的变化可将化学反应分为四种基本类型化合反应。
化合反应：由两种或两种以上的物质生成另一种物质的反应。
分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其他物质的反应。
置换反应：由一种单质跟一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。
复分解反应：有两种化合物相交换成分成另外两种化合物的反应。
从形成物质的原子有无电子得失与偏移可以分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
非氧化还原反应：参加反应的物质在反应前后其组成元素的化合价没有发生变化即原子间没有发生电子的得失与偏移。
氧化还原反应：参加反应的物质在反应前后元素的化合价有变化，原子间发生了电子的得失与偏移的反应。失去电子的物质是还原剂，在反应中被氧化，表现为化合价升高；得到电子的物质是氧化剂，在反应中被还原，表现为化合价降低。
有机化学
按共价键断裂方式分类
有机反应的过程涉及旧共价键的断裂和新共价键的生成。按照反应时共价键的断裂方式，可分为自由基反应、离子型反应和协同反应。
自由基反应
有机化合物在反应中，分子中的共价键断裂时，成键的一对电子平均分配给两个原子或基团，这种断裂方式称为均裂。均裂时生成的原子或基团各带有一个单电子，称为自由基。自由基只能瞬间存在，是一类活性中间体。这种经均裂而发生的反应称为自由基反应。自由基反应的特点是一般只在光、热或引发剂的作用下进行，反应开始时有诱导期。
离子型反应
共价键断裂时原来成键的一对电子没有平均分配给两个原子或基团，而是完全转移到一个原子或基团上，这种断裂方式称为异裂。异裂时生成正离子或阴离子，离子也是一类只能瞬间存在的活性中间体，这种经异裂生成离子的反应称为离子型反应。离子反应往往需要催化剂或在极性、酸、碱环境中进行。
离子型反应根据反应试剂类型不同又可分为亲电反应和亲核反应两类。
亲电反应：缺电子或带正电荷的试剂，由于很需要电子，容易“亲近"能提供电子的化合物，这类试剂称为亲电试剂，由亲电试剂进攻引发的反应称为亲电反应。例如：
亲核反应：能提供电子(富有电子)的试剂称为亲核试剂，由亲核试剂进攻底物中电子云密度较小的部分而发生的反应称为亲核反应。例如：
协同反应
协同反应是指在反应过程中，不产生自由基或离子等活性中间体，旧键的断裂和新键的形成同时进行，反应过程中只有键变化的过渡态。例如：
按反应物和产物分类
有机反应也可以根据反应物和产物之间的变化，分为取代反应、消除反应、加成反应、羟醛缩合、氧化反应和还原反应。
取代反应：有机化合物分子中的氢原子（或其他原子）或基团被另一原子或基团取代的化学反应称为取代反应。例如，卤代烃的取代反应。
消除反应：从反应物分子中脱去小分子化合物使之趋于不饱和。例如，乙醇脱水的反应。
加成反应：是不饱和有机化合物的特性，分子中的不饱和键由稳定的键和活泼的键组成，反应中键容易发生断裂，使得不饱和键两端的原子分别以键与其他原子或基团结合，形成产物。例如，烯烃的催化加氢反应。
羟醛缩合：两个或多个分子缩合，同时脱去小分子化合物。例如，乙酸乙酯的制备反应。
氧化反应和还原反应：在有机反应中，通常将去氢或加氧的反应称为氧化反应，将加氢或脱氧的反应称为还原反应。例如，醛类有机化合物可氧化为羧酸，亦可被还原为醇。
常见化学反应
燃烧反应
燃烧是一种反应速度较快、放热量较多的氧化反应。由于在较短时间内放出大量的热，提高了燃烧产物的温度，并引起产物分子内电子的跃迁，而放出各种波长的光。因此，放热、发光和生成新物质是燃烧现象具有的三个基本特征，是区分燃烧和非燃烧现象的依据。在生产和日常生活中发生的燃烧现象，大都是可燃物质与空气（氧）的化合反应，也有的是分解反应。
简单的可燃物质燃烧时，大都只是该物质与氧的化合，例如碳的燃烧反应，其反应方程式为：
复杂物质的燃烧是物质先受热分解，然后发生化合反应。例如甲烷的燃烧反应：
酸碱反应
酸碱反应的定义是与酸碱理论相对应的，在不同发展时期，曾提出过不同的酸碱理论。分别是：斯万特·阿累尼乌斯提出的酸碱水-离子论；本杰明·富兰克林提出的溶剂理论；布仑斯惕提出的质子论和吉尔伯特·路易士提出的电子论。其中，布仑斯惕的质子论认为：凡是能释放出质子的任何含有原子的分子或离子即为酸，凡能与质子结合的分子或离子皆为碱，酸给出质子后，剩余部分是这个酸的共扼碱，碱接受质子后生成的物质是这个碱的共辄酸。酸碱反应是酸将质子转移给碱的反应。而路易斯的电子论则认为：凡是能接受外来电子对的任何分子、基团或离子都是酸，凡是含有可以给予电子对的分子、基团或离子均为碱，酸碱反应是电子对的授受反应。
沉淀反应
溶液中离子间相互作用析出难溶性固态物质的反应称为沉淀反应。在许多化工产品的生产和化学实验过程中，常利用沉淀反应来进行物质的分离、提纯、质量分析或鉴定。沉淀反应的理论基础是难溶电解质的多相离子平衡。沉淀反应包括沉淀的生成、溶解和转化，可根据溶度积规则来判断新沉淀的生成和溶解，也可根据难溶电解质的溶度积常数来判断沉淀是否可以转化。例如：
界面反应
液态焊料在被焊金属表面润湿、铺展之后，两相之间会形成亲密接触的界面，此时，两相原子充分接近并可能在界面形成化学力的结合。焊接时，液态的焊料合金会与被焊金属发生某种程度的冶金反应，也称界面反应，这时焊料原子与被焊金属原子相互扩散到对方体内，甚至会在靠近界面的焊料部分产生新的金属化合物，由此导致结晶后的两相金属发生冶金连接。界面反应使得焊接界面已非简单的几何界面，凝固后的界面组织也非一层均匀组织。且这种不均匀性还随焊点的服役时间和温度变化而处于不断的发展当中。焊料与被焊金属的界面反应可分为两类：焊接中的液态焊料与被焊金属的界面反应和焊后的固态焊料（填料合金）与被焊金属的界面反应，反应的基础是金属的扩散与溶蚀。
光化学反应
在光的作用下发生的化学反应称为光化学反应，简称光化反应。光是一种电磁波，波长在100~1000 nm之间，包括紫外线、可见光和近红外线。光化学反应是自然界中普遍存在的一类反应。植物通过光合作用把二氧化碳和水变成糖类化合物和氧气，这种叶绿素参与的光化学反应是人类赖以生存的基础。染料在阳光下褪色、药物在光照下分解变质等都是光化学反应。
化学反应方向
自然界中发生的一切变化都是有方向性的。系统倾向于能量最低状态或混乱度最大状态。不需要任何外力作用就能自动进行的过程，称为自发过程。化学反应存在自发过程，化学反应的方向即是反应自发进行的方向。自发反应是在一定温度、压力条件下，不需外界做功，一经引发即自动进行的反应。化学反应的自发性根据变（ΔS）和吉布斯自由能变（ΔG）来判断。
熵增加原理
自发的化学反应有两个推动力：能量降低的趋势；混乱度增大，即熵值增加的趋势。对于孤立系统，推动化学反应自发进行的推动力只有熵值增加。热力学第二定律的一种表述为：孤立系统的任何自发过程，系统的熵值总是增加，这就是熵增加原理，即：
ΔS孤立系统＞0
但真正的孤立系统并不存在。如果将系统与环境加在一起，就构成了一个大的孤立系统，其用ΔS总表示为：
ΔS总=ΔS系统+ΔS环境＞0
此式可作为化学反应自发性的判据。但应用不便，既需系统的熵变，又要环境的熵变，且环境的熵变有时很难计算。
最小自由能原理
为了确定一个过程（或反应）的自发性，美国物理化学家约西亚·吉布斯提出了一个综合系统的变、熵变和温度三者关系的新的状态函数变量，称为吉布斯自由能变（ΔG），其中G为吉布斯自由能，定义为：
G=H-TS
在恒温、恒压条件下，吉布斯自由能变与焓变、熵变、温度之间为：
ΔG = ΔH - TΔS
对于化学反应吉布斯自由能变：
ΔrGm = ΔrHm - TΔrSm
式中ΔrGm为化学反应的摩尔吉布斯自由能变。吉布斯提出，在恒温、恒压条件下，ΔrGm可作为反应能否自发进行的判据，即：
ΔrGm\u003c0为自发过程，化学反应可正向进行；ΔrGm\u003e0为非自发过程，化学反应可逆向进行；当ΔrGm=0时，反应处于平衡状态。在等温、等压和只做体积功的情况下，任何自发反应总是向着约西亚·吉布斯自由能减小的方向进行，当ΔrGm=0时，反应达平衡，系统的吉布斯自由能降至最小值，此为最小自由能原理。
化学平衡
对于可逆反应，在一定条件下，当反应开始时，容器中只有反应物，此时浓度最大，因而正反应速率也最大，逆反应速率为零。随着反应进行，反应物不断被消耗，浓度不断减少，正反应速率也相应地逐渐减小；另一方面，生成物浓度不断增大，逆反应速率逐渐增大。当反应进行到一定程度时，逆反应速率等于正反应速率，反应体系内反应物和生成物的浓度不再随时间变化而改变。这种在一定条件下，可逆反应中，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度（或含量）不再随时间变化而改变的状态，称为化学平衡。
当可逆反应处于平衡状态时，v正=v逆≠0。因此，只要条件不变，体系中反应物和生成物的浓度将保持不变，但这并不表示反应已停止，此时反应仍在继续进行。只是正、逆反应速率相等，各物质浓度保持不变，所以化学平衡是一种动态平衡。对于任何可逆反应，无论是从正反应开始还是从逆反应开始最终在一定条件下均能建立化学平衡。同时化学平衡是在一定条件下建立的，当外界条件发生改变时，平衡将被打破，并在新的条件下重新建立新的化学平衡，所以化学平衡具有相对性。
平衡常数
对于可逆反应达到平衡状态时，反应体系中各物质浓度不再改变，反应到达最大限度。不同化学反应可逆程度不同，但经过大量数据研究表明，任何可逆反应，不管初始状态如何，在一定温度下达到平衡时，生成物浓度的幂次方乘积与反应物浓度的幂次方乘积之比为一个常数，这个常数称化学平衡常数。其中以浓度表示的称为浓度平衡常数（Kc），例如：
化学反应
平衡常数
式中，Ca、Cb、Cg、Ch分别代表物质 A、B、G、H的平衡浓度，单位为mol/L。a、b、g、h分别为各反应物和生成物平衡浓度的计量系数。
如果化学反应为气相反应，当温度一定时，气体的分压与其浓度成正比，化学达到平衡时，平衡常数既可以用平衡时各物质的浓度计算得出，也可以用平衡时各气体的平衡分压替代各物质的平衡浓度，称为压力平衡常数（Kp）。例如：
化学反应
平衡常数
由于Kc和Kp都是将平衡浓度和平衡分压测定的值直接代入平衡常数表达式中计算所得，因此将Kc和Kp统称为实验平衡常数或经验平衡常数，其数值和量纲随浓度和分压所用的单位不同而不同，只有当反应物化学计量数之和与生成物化学计量数之和相等时，量纲才为1。
平衡常数是表明化学反应限度（即反应可能完成的最大程度） 的一种特征值。一定的化学反应，平衡常数与浓度（分压）的变化无关，只与温度的变化有关。
平衡常数的大小表示平衡体系中正反应进行的程度。平衡常数值越大，表示正反应进行得越完全，平衡时混合物中生成物的相对浓度越大，反之平衡常数值越小，表示正反应进行得越不完全，平衡时混合物中生成物的相对浓度越小。
化学平衡的方向性
在化学反应中，浓度、压力、温度的改变会导致平衡的移动，且这种平衡的移动具有一定的方向性。法国化学家亨利·勒夏特列在大量实验的基础上提出勒夏特列原理：“对任何一个处于化学平衡的系统，当某一确定系统平衡的因素（如浓度、压力、温度）发生改变时，平衡将发生移动，平衡移动总是向着减弱这个改变对系统的影响的方向进行。”
化学反应速率
定义
国际理论与应用化学协会（IUPAC）定义：“反应进度ε随时间的变化率为反应速率。”即：
单位为摩尔s-1，对均相复相、流动体系，V变化与否均适用，且与所选物质无关。IUPAC物物理化学学部化学动力学委员会对通常的化学反应，反应速率定义为单位体积内反应进度随时间的变化率。因此反应速率r为：
若V恒定（密闭容器中的气相反应，体积变化不显著的液相反应），反应速率为：
例如，对于任意反应aA+dD=gG+hH，反应速率为：
影响因素
浓度对化学反应速率的影响
对于有气体或溶液参与的反应，在其他条件不变的情况下，增加反应物的浓度会使化学反应速率加快，减小反应物的浓度会使化学反应速率减慢。如果参与化学反应的反应物是纯固体或纯液体，则其浓度将被视为常数，浓度因素不会改变该反应的化学反应速率化学。
温度对化学反应速率的影响
温度是影响化学反应速率的重要因素之一。在一定浓度下，温度升高，化学反应速率加快。荷兰科学家范霍夫（Van’t Hoff）提出，温度每升高10K，化学反应速率增加2~4倍。
压强对化学反应速率的影响
对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，就是增大气体的浓度，化学反应速率加快；减小压强，就是减小气体的浓度，化学反应速率减慢。如果反应物是固体或液体，改变压强对化学反应速率没有影响。
催化剂对化学反应速率的影响
催化剂又称触媒，是能改变化学反应速率，而本身的质量、组成和化学性质在参加化学反应前后保持不变的物质。能使化学反应速率加快的催化剂，叫作正催化剂；能使化学反应速率减慢的催化剂，叫作逆催化剂。
除上述因素外，固体反应物颗粒的大小、反应物接触面积等因素对化学反应速率也有影响；某些反应的化学反应速率还会受到光、超声波、磁场等的影响。
反应机理
碰撞理论
反应物之间要发生反应，首先它们的分子或离子要克服外层电子之间的斥力而充分接近互相碰撞，促使外层电子的重排，即旧键的削弱、断裂和新键的形成，从而使反应物转化为产物。但反应物分子或离子之间的碰撞并非每一次都能发生反应，对一般化学反应而言，大部分的碰撞都不能发生反应。因此，1889 年Arrhenius（斯万特·阿累尼乌斯）提出了著名的碰撞理论，把能发生反应的碰撞称为有效碰撞，不发生反应的碰称为弹性碰撞。要发生有效碰撞反应物的分子或离子必须具备两个条件：具有足够的能量（例如动能），才能克服外层电子之间的斥力而充分接近并发生化学反应；要有合适的方向，正好碰撞在能起反应的部位。
过渡态理论
过渡态理论是在20世纪30年代由H. Eyring（亨利·艾林）等科学家应用量子力学和统计力学提出的。过渡态理论认为的化学反应机理是：反应物分子的形状和内部结构的变化，在相互靠近时即已开始，而不仅是在碰撞的一瞬间发生变化。在化学反应过程中，反应物原有的化学键逐渐减弱，直至断裂，新的化学键逐渐形成，生成稳定的产物，在这个过程中会产生一种活化配位化合物的过渡态物质。活化配合物能与原来的反应物很快建立平衡，可认为活化配合物与反应物经常处于平衡状态，由活化配合物转变为产物的速率很慢，反应速率基本上由活化配合物分解成产物的速率决定。
应用领域
化工行业
应用化学反应的一般原理能解决化工生产中的实际问题。化学热力学研究化学反应的方向和限度，而化学动力学研究的是反应的快慢。在实际生产或科学研究中，需要综合考虑平衡与速率两方面的各种因素，选择最佳、最经济的生产条件，充分利用原料,提高产量，缩短生产周期，减低成本。如工业合成氨的反应。
医药行业
化学反应在药物制备、杂质分离、药品质量检测都有重要作用。其中，合成药物路线的选择、药物稳定性的预测以及药物制剂专业在体内的吸收、分布、消除代谢等问题的研究都离不开化学动力学的基本知识。另外，很多无机药物的制备是通过把两种易溶电解质溶液混合，利用复分解反应制得。在制备过程中，应该控制适当的反应条件，如温度、浓度及pH、混合的方式以及搅拌的速度等，这些都会影响到药品的质量和疗效。而为了确保药品质量，必须按照国家规定的药品质量标准进行质量检验工作对药品的质量进行检查，包括杂质检查和含量测定两个方面。例如应用沉淀反应对药用氯化钠中重金属离子杂质的检查，利用生物碱沉淀反应可以检识天然药物中是否有生物碱类成分的存在、提取分离是否完全，还可用于生物碱的分离和精制等。
食品行业
化学反应在食品科学领域中的应用是从化学角度和分子水平上研究食品的化学组成、结构、理化性质、营养和安全性质，以及它们在生产、加工、贮藏和运销过程中的变化及其对食品品质和安全性的影响，能够改善食品品质，开发食品新资源、革新食品加工工艺和储运技术、科学调整膳食结构、改进食品包装、加强食品质量控制及提高食品原料加工和综合利用水平。
此外，化学反应时刻都在发生，它已经渗透到国民经济和人类生活中。如信息化学、激光化学、能源化学、材料化学、环境化学、绿色化学、仿生化学、生命化学、地球化学、星际化学等都存在着化学反应。
化学反应定量关系
1777年安托万-洛朗·德·拉瓦锡提出质量守恒定律，这条定律表明：化学反应只是使一些物质转变为另一些物质，在反应前后物质的总质量保持守恒。根据这条定律和原子假设，约翰·道尔顿认为：化学反应只涉及各种元素的原子之间的分离、化合和重排，而不会导致原子的创造或毁灭。由于各种元素都有确定的原子质量，因此化学反应前后的质量守恒意味着化学反应前后各种元素的原子数保持守恒。用物质的量表示反应前后元素量的变化原则为：在化学反应前后，各化学元素的物质的量必须恒等。
由气体化合体积定律得出：等温等压条件下化学反应中各种气体的体积成简单的整数比。将这条定律和阿伏加德罗定律联系起来可以看出定律揭示的实际上是各种气态物质在化学反应中的物质的量关系。若把阿伏加德罗定律理解为：等温等压下，气体的体积与它们的物质的量成正比，那气体化合体积定律就可以理解为：在化学反应前后各种气态物质的物质的量成简单的整数比。因此，在化学反应前后，各反应物和生成物的物质的量都成简单的整数比。
生化反应
生化反应也称生物化学反应，主要指生物分子的新陈代谢过程。代谢包括分解代谢和合成代谢，一系列有序的相关联的酶反应通常称为一个代谢途径，代谢途径中的反应物、中间物以及产物称为代谢物，一个途径中上一步反应的产物往往是下一步反应的反应物（酶作用底物）。催化这些反应的酶几乎都是具有催化功能的蛋白质，只有很少的反应是由核酶（具有催化功能的核酸）催化的，且催化反应的酶通常都是可调控的。
分解代谢是大量的燃料（如糖、脂肪和蛋白质）的代谢途径会集中在几个相同的中间物上，随后这些中间物通过一个中心代谢途径被进一步代谢，同时产生大量能量。例如糖、蛋白质和脂肪在降解为各自单体后，最终产物都是乙酰辅酶A，然后乙酰经柠檬酸（枸橼酸）循环被彻底氧化，并释放出大量能量，这些能量常以腺苷三磷酸（ATP）和还原型辅酶的形式储存，还原型辅酶还可再经氧化磷酸化过程将储存的能量转化为ATP。储存的能量可以用于驱动合成代谢反应、物质运输以及生物体的其他活动。生物合成途径进行的过程刚好与分解代谢途径相反，但并不是分解代谢的逆过程，合成代谢是由相对比较少的代谢物合成大量各种各样生物分子的过程。