普通化學/動力學導論

化學動力學是研究化學反應速率的學科。你可能知道一個反應是否會發生，你可能也知道反應會進行到什麼程度，但你不知道它發生的快慢。考慮兩個反應：鐵釘生鏽和丙烷燃燒。這兩個反應都會發生，而且都會進行到底。生鏽需要幾年時間才能完成，而丙烷會在瞬間燃燒。此外，釘子在潮溼的環境中會更快生鏽，在氧氣含量較低的環境中會更慢生鏽。顯然，有一些因素會影響化學反應的速率。對這些因素和速率的研究就是化學動力學。

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  這根鐵絲已經生鏽了好幾年。
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  這場火只用了片刻就開始了。

反應速率

$a{\hbox{A}}+b{\hbox{B}}\to c{\hbox{C}}+d{\hbox{D}}$	考慮這個通用的化學反應。（小寫字母代表摩爾係數。）
$r=-{\frac {1}{a}}{\frac {d[{\hbox{A}}]}{dt}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {d[{\hbox{B}}]}{dt}}={\frac {1}{c}}{\frac {d[{\hbox{C}}]}{dt}}={\frac {1}{d}}{\frac {d[{\hbox{D}}]}{dt}}$	反應速率 $r$ 定義為物質濃度變化率。記住，方括號內的物質是其濃度，並且它總是被提高到它在反應中的係數的冪（就像平衡表示式一樣）。反應速率涉及微積分，但在非數學術語中，它只是濃度的變化率。
$r=k[{\hbox{A}}]^{a}[{\hbox{B}}]^{b}$	實際上測量反應物和產物的變化率是困難的。相反，反應速率可以透過速率方程來精確地建模。這是一個速率方程的例子，它可能模擬上述反應，其中 $k$ 是一個常數。

總之，反應速率可以使用速率方程來確定，它取決於（除其他因素外）反應物的濃度。反應速率本質上是測量反應進行的速度。

碰撞理論

所有反應都有活化能，無論它是吸熱反應還是放熱反應。

碰撞理論預測反應發生在分子碰撞時。為了使反應物形成產物，反應物分子必須發生物理碰撞，以便重新排列成產物分子。只有部分碰撞是有效的，因為碰撞必須包含足夠的能量才能使反應發生。這被稱為活化能，即開始反應所需的能量。

活化能解釋了為什麼汽油不會自燃。首先，必須存在一個小火花或火焰。火花產生的熱量使汽油分子獲得足夠的能量來啟用反應。由於汽油的燃燒是高度放熱的，因此會釋放大量的熱量 - 足以啟用進一步的反應並引發火災。

碰撞理論使我們能夠預測速率方程的速率常數$k$（見上文）。在給定溫度$T$下，速率常數為

$k=Z\rho e^{-E_{a}/(RT)}$,

其中$R$是普適氣體常數，$E_{a}$是反應的活化能，$\rho$是預測值與實際值的校正係數，$Z$是碰撞因子。碰撞因子也可以用數學方法計算。它是單位時間內反應粒子平均碰撞次數。

影響速率的因素

反應速率受許多因素的影響。這些影響可以透過經驗測量或碰撞理論來解釋。

濃度

這是影響速率的最明顯因素。增加反應物的濃度會增加它們的反應速率。這是編寫速率方程的主要目的；濃度可以像變數一樣代入，並且可以數學地求解速率。在形式為$r=k[{\hbox{A}}]^{a}[{\hbox{B}}]^{b}$的速率方程中，濃度是變數（乘以它們在反應中的係數的冪）。所有其他可能影響速率的因素都被歸結到$k$中，該值被視為常數。

碰撞理論解釋了這一點。較高的濃度意味著在給定空間中包含更多分子。因此，將發生更多的碰撞，從而導致更快的反應。

壓力

在氣態反應物反應中，氣體的分壓與濃度具有相同的作用。

新增氬氣等惰性氣體不會影響速率，因為反應氣體的分壓保持不變。

但是，增加總壓力（或如果你記得氣體定律，則減少體積）也會導致反應速率更快。壓力的增加會導致分子以更大的力發生碰撞。更多的碰撞將是有效的，因此產物將更快地形成。

溫度

如你所知，分子的動能與其溫度成正比。透過提高溫度，分子會更加劇烈地碰撞，更多的碰撞將是有效的。

攪拌

在非均相反應中，存在兩種或多種相互作用的物質相，例如固體溶解在液體中。攪拌或振盪混合物會加快反應速率。這是常識。當你往飲料中加糖時，你會攪拌它，因為你知道它會更快溶解。碰撞理論會預測這一點，因為攪拌會增加反應物分子之間的碰撞次數。

同樣，增加固體反應物的表面積也會增加反應速率。

催化劑/酶

催化劑會降低活化能E_a，但不會改變總反應。

催化劑是一種在不消耗自身的情況下幫助反應進行的物質。催化劑已經在本書中探討過。催化劑提供了具有較低活化能的反應路徑。

在生物化學中，酶是一種充當催化劑的蛋白質。