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化学反应速率

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反应速率(英语:Rate of reaction)是在化学反应中,反应物转变成生成物的速度。不同反应的速率有所不同。例如铁的生锈(氧化)过程的需时以年来计算;在火中燃烧纤维素,却只需要数秒钟的时间。对于大部分的反应,反应速率随时间而减少。

反应速率可以用这种方式来表达:

反应速率的单位为mol/(L·s)或mol/(L·min)。浓度单位一般用莫耳·升-1,时间单位用秒、分或小时。反应速率分为平均速率(一定时间间隔里平均反应速率)和瞬时速率(给定某时刻的反应速率),可通过实验测定。

碰撞学说

碰撞理论,是由德国的Max Trautz及英国的William Lewis 在1916年及1918年分别提出的。

  1. 碰撞学说:任何化学反应的发生,必需反应粒子互相接近碰撞,则反应速率与碰撞次数成正比。
  2. 活化能:所谓活化能就是能使粒子发生反应的最低能量。
  3. 有效碰撞:所谓有效碰撞是指碰撞的粒子其能量超过活化能,且碰撞方向(位向)要正确(发生化学反应所需的能量)。

影响反应速率的因素

反应物本身的性质,外界因素:温度浓度压力催化剂激光,反应物颗粒大小,反应物之间的接触面积和反应物状态,x射线,γ射线,固体物质的表面积,与反应物的接触面积,反应物的浓度也会影响化学反应速率。

增加反应物的浓度,即增加了单位体积内活化分子的数目,从而增加了单位时间内反应物分子的有效碰撞的次数,导致反应速率加快。提高反应温度,即增加了活化分子的百分数,也增加了单位时间内反应物分子有效碰撞的次数,导致反应速率加快。使用正催化剂,改变了反应历程,降低了反应所需的活化能,使反应速率加快。

化工生产中,常控制反应条件来加快反应速率,以增加产量。有时也要采取减慢反应速率的措施,以延长产品的使用时间。

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化学反应速率
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