動力學是對化學反應程序的研究，特別是反應速率的研究。

反應速率

反應速率關注的是反應達到特定點所需的時間。從技術上講，它被定義為產物濃度隨時間的增加，或者，反應物濃度隨時間的減少。反應速率的 SI 單位為 mol/dm³，表示每 dm³ 摩爾或每升摩爾。簡而言之，化學反應速率可以概括如下，其中 X 是反應物： ${\frac {\Delta [X]}{\Delta time}}$

反應速率只能透過實驗確定。

7.1.2 : 速率圖的解釋。反應速率圖通常以時間為 x 軸，以反應進行程度的某個度量（例如濃度、體積、質量損失等）為 y 軸。這通常會產生一條曲線，例如，反應物的濃度接近於零。

可以考慮一系列因素來表達反應速率。這些因素可以包括：質量、體積、電導率、顏色、濃度等。

碰撞理論

碰撞理論是動理論的擴充套件，它解釋了導致化學反應發生的物理條件。它指出，為了使兩個粒子之間發生化學反應，必須滿足三個條件

反應物必須發生碰撞
反應物必須以正確的方向發生碰撞。
反應物必須具有足夠的動能（高於所需的活化能）。

反應物形成產物所需的能量稱為活化能（用 E_a 表示）。活化能對於動力學至關重要，因為它使我們能夠確定反應是否可以發生。當反應能夠產生反應物時，該反應被稱為自發反應。

碰撞理論

碰撞理論是動理論的擴充套件，它解釋了導致化學反應發生的物理條件。它指出，為了使兩個粒子之間發生化學反應，必須滿足三個條件

反應物必須以正確的比例發生碰撞。
反應物必須以正確的方向發生碰撞。
反應物必須以大於或等於活化能的能量發生碰撞。

反應物形成產物所需的能量稱為活化能（用 E_a 表示）。活化能對於動力學至關重要，因為它使我們能夠確定反應是否可以發生。當反應能夠產生反應物時，該反應被稱為自發反應。

反應過程中發生了什麼

化學反應本質上涉及兩個過程，斷鍵和成鍵。如能量學章節所述，粒子往往會發生反應以變得更加穩定。

反應座標

反應座標，也稱為反應路徑，描述了整個反應過程中系統能量的變化。反應座標通常以圖形方式呈現，在稱為能量圖的圖表中（參見圖 1）。

活化能是反應物到反應最高能量狀態的能量變化。

焓變

ΔH，或焓變，是形成反應物時系統的能量與形成產物時系統的能量之間的差值。焓與能量非常相似，但焓是在恆定壓力下系統的能量。焓變尤為重要，因為它決定了反應是放熱還是吸熱。正如您可能在圖中注意到的，A+B 的能量高於 C+D 的能量。能量到哪裡去了？能量釋放到系統外部，換句話說，能量釋放到環境中。導致能量釋放到環境中的反應稱為放熱反應。當反應物的能量低於產物的能量時，能量被吸收進系統，使反應吸熱。

通常，釋放到環境中的能量以熱能的形式釋放，使我們能夠檢測到溫度升高。但是，釋放的能量也可以以光能和聲能的形式釋放。類似地，吸熱反應從環境中吸收能量，導致系統能量增加，通常會導致溫度下降。這種描述導致了吸熱反應最常見的誤解之一，因為您可能想知道為什麼當系統中的能量增加時溫度會下降。能量以化學能的形式儲存在系統中粒子的鍵中，而不是熱能。因此，當檢測到溫度下降（使用儀器或透過觸覺）時，熱能在環境中減少。

7.2.1 : 碰撞理論——反應發生是由於粒子（原子或分子）發生碰撞然後發生反應。然而，即使在反應自發的系統中，並非所有碰撞都會引起反應。粒子必須具有足夠的動能，並且相對於彼此具有正確的取向才能發生反應。即使這樣，過渡態也可能恢復到反應物分子，而不是形成產物分子。

7.2.2 : 較高的溫度會導致材料中粒子的平均動能增加。這會導致反應加快，因為碰撞次數更多，每次碰撞成功的可能性更大。

較高的濃度會導致更多碰撞，因此反應更快。

催化劑可以提供具有更低活化能的替代途徑，並增加正確取向的機率。每次碰撞成功的可能性更大，這會導致反應更快。

在非均相反應（反應物處於不同狀態）中，固體粒子的尺寸可能會改變反應速率，因為反應發生在表面，並且當粒子更細地分散時，表面積會增加；因此，在非均相反應中，較小的固體粒子會導致反應更快。

7.2.3 : 大多數反應涉及幾個步驟，這些步驟可以單獨進行，也可以快速進行，並且這些步驟共同構成完整的反應。這些步驟中最慢的步驟稱為速率決定步驟，因為它決定了反應進行的速度。也不一定所有反應物都參與到每個步驟中，因此速率決定步驟可能不涉及所有反應物。結果，增加未參與速率決定步驟的反應物的濃度（例如）不會改變總反應速率。