化學反應速率

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反應速率(英語:Rate of reaction)是在化學反應中,反應物轉變成生成物的速度。不同反應的速率有所不同。例如鐵的生鏽(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:

反應速率的單位為mol/(L·s)或mol/(L·min)。濃度單位一般用莫耳·升-1,時間單位用秒、分或小時。反應速率分為平均速率(一定時間間隔裡平均反應速率)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[編輯]

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。

  1. 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。
  2. 活化能:所謂活化能就是能使粒子發生反應的最低能量。
  3. 有效碰撞:所謂有效碰撞是指碰撞的粒子其能量超過活化能,且碰撞方向(位向)要正確(發生化學反應所需的能量)。

影響反應速率的因素[編輯]

反應物本身的性質,外界因素:溫度濃度壓力催化劑雷射,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。

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。

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。