化学反应速率

化学反应的平均速率

对于化学反应 \(aA+bB\leftrightharpoons cC+dD\) 来说，其化学反应速率既可以用 \(v(A)\) 衡量，也可以用 \(v(B),v(C),v(D)\) 衡量。
\(v(物质)\) 是平均速率，\(v\) 的计算式为 \(v(A)=\dfrac{\Delta c(A)}{\Delta t}\)（亦有变式 \(v(A)=\dfrac{\Delta n(A)}{V\cdot\Delta t}\)），意为一段时间内物质的浓度变化究竟有多少。\(c\) 的单位一般是 \(mol/L\)，而 \(t\) 的单位一般可能是 \(s\) 也可能是 \(min\)，所以 \(v\) 的单位一般可能是 \(mol\cdot L^{-1}\cdot s^{-1}\) 或是 \(mol\cdot L^{-1}\cdot min^{-1}\)。

ps：对于固体，或许可以这样描述反应速率：\(v(A)=\dfrac{\Delta m(A)}{\Delta t}\)。
ps：由于 \(aA+bB\leftrightharpoons cC+dD\) 中的 \(a:b:c:d\) 就表示对于固定的一段时间，\(A,B,C,D\) 的 \(\Delta n()\) 之比是 \(a:b:c:d\)，只要容器的总容积不变，那么这段时间的 \(v()\) 之比就也是 \(a:b:c:d\)。（如果变那就不能这么搞了）

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活化能模型

活化能模型是指，从反应物到生成物的能量变化是一条单峰曲线（形态类似于正态曲线），而曲线的峰值就是活化能。

在活化能的理论中，只有达到活化能的微观离子（称为活化分子），以正确的方位发生碰撞，才会发生反应。这样的碰撞称为有效碰撞。

对于宏观因素对反应速率的影响，活化能理论也有一套解释。比如增加接触面积、提高反应物浓度和提高压强的措施，都是从空间角度上直接提高单位时间内有效碰撞的方法。再比如升高温度可以提高活化分子数，添加催化剂可以降低活化能，间接提高活化分子数，这两者也可以提高单位时间内的有效碰撞。

ps：活化能理论不能解释为什么升高温度时正逆反应提高的速率不同。