化學反應速率

反應速率（英語：Rate of reaction）是在化學反應中，反應物轉變成產物的速度。不同反應的速率有所不同。例如鐵的生銹（氧化）過程的需時以年來計算；在火中燃燒纖維素，卻只需要數秒鐘的時間。對於大部分的反應，反應速率隨時間而減少。

反應速率可以用這種方式來表達：

$r=\lim _{\Delta t\rightarrow 0}{\frac {\Delta [A]}{\Delta t}}={\frac {d[A]}{dt}}$ 其中[A]為體積摩爾濃度.

反應速率的單位為mol/(L·s)或mol/(L·min)。濃度單位一般用摩爾·升^-1，時間單位用秒、分或小時。反應速率分為平均速率（一定時間間隔裏平均反應速率）和瞬時速率（給定某時刻的反應速率），可通過實驗測定。

碰撞學說

碰撞理論，是由德國的Max Trautz及英國的William Lewis在1916年及1918年分別提出的。

碰撞學說：任何化學反應的發生，必需反應粒子互相接近碰撞，則反應速率與碰撞次數成正比。
活化能：所謂活化能就是能使粒子發生反應的最低能量。
有效碰撞：所謂有效碰撞是指碰撞的粒子其能量（發生化學反應所需的能量）超過活化能，且碰撞方向（位向）要正確。

影響反應速率的因素

反應物本身的性質，外界因素：溫度，濃度，壓力，催化劑，光，激光，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態，x射線，γ射線，固體物質的表面積，與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。阿瑞尼斯方程式為反應速率的模型，即 $k=Ae^{-{\frac {E_{a}}{RT}}}$ ，而反應速率 $r=k[A]^{n}$ ，其中的 $n$ 為反應級數。

增加反應物的濃度，即增加了單位體積內活化分子的數目，從而增加了單位時間內反應物分子的有效碰撞的次數，導致反應速率加快。提高反應溫度，即增加了活化分子的百分數，也增加了單位時間內反應物分子有效碰撞的次數，導致反應速率加快。使用正催化劑，改變了反應歷程，降低了反應所需的活化能，使反應速率加快。

在化工生產中，常控制反應條件來加快反應速率，以增加產量。有時也要採取減慢反應速率的措施，以延長產品的使用時間。