普通化学/动力学导论

化学动力学是研究化学反应速率的学科。你可能知道一个反应是否会发生，你可能也知道反应会进行到什么程度，但你不知道它发生的快慢。考虑两个反应：铁钉生锈和丙烷燃烧。这两个反应都会发生，而且都会进行到底。生锈需要几年时间才能完成，而丙烷会在瞬间燃烧。此外，钉子在潮湿的环境中会更快生锈，在氧气含量较低的环境中会更慢生锈。显然，有一些因素会影响化学反应的速率。对这些因素和速率的研究就是化学动力学。

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  这根铁丝已经生锈了好几年。
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  这场火只用了片刻就开始了。

反应速率

$a{\hbox{A}}+b{\hbox{B}}\to c{\hbox{C}}+d{\hbox{D}}$	考虑这个通用的化学反应。（小写字母代表摩尔系数。）
$r=-{\frac {1}{a}}{\frac {d[{\hbox{A}}]}{dt}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {d[{\hbox{B}}]}{dt}}={\frac {1}{c}}{\frac {d[{\hbox{C}}]}{dt}}={\frac {1}{d}}{\frac {d[{\hbox{D}}]}{dt}}$	反应速率 $r$ 定义为物质浓度变化率。记住，方括号内的物质是其浓度，并且它总是被提高到它在反应中的系数的幂（就像平衡表达式一样）。反应速率涉及微积分，但在非数学术语中，它只是浓度的变化率。
$r=k[{\hbox{A}}]^{a}[{\hbox{B}}]^{b}$	实际上测量反应物和产物的变化率是困难的。相反，反应速率可以通过速率方程来精确地建模。这是一个速率方程的例子，它可能模拟上述反应，其中 $k$ 是一个常数。

总之，反应速率可以使用速率方程来确定，它取决于（除其他因素外）反应物的浓度。反应速率本质上是测量反应进行的速度。

碰撞理论

所有反应都有活化能，无论它是吸热反应还是放热反应。

碰撞理论预测反应发生在分子碰撞时。为了使反应物形成产物，反应物分子必须发生物理碰撞，以便重新排列成产物分子。只有部分碰撞是有效的，因为碰撞必须包含足够的能量才能使反应发生。这被称为活化能，即开始反应所需的能量。

活化能解释了为什么汽油不会自燃。首先，必须存在一个小火花或火焰。火花产生的热量使汽油分子获得足够的能量来激活反应。由于汽油的燃烧是高度放热的，因此会释放大量的热量 - 足以激活进一步的反应并引发火灾。

碰撞理论使我们能够预测速率方程的速率常数$k$（见上文）。在给定温度$T$下，速率常数为

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

其中$R$是普适气体常数，$E_{a}$是反应的活化能，$\rho$是预测值与实际值的校正系数，$Z$是碰撞因子。碰撞因子也可以用数学方法计算。它是单位时间内反应粒子平均碰撞次数。

影响速率的因素

反应速率受许多因素的影响。这些影响可以通过经验测量或碰撞理论来解释。

浓度

这是影响速率的最明显因素。增加反应物的浓度会增加它们的反应速率。这是编写速率方程的主要目的；浓度可以像变量一样代入，并且可以数学地求解速率。在形式为$r=k[{\hbox{A}}]^{a}[{\hbox{B}}]^{b}$的速率方程中，浓度是变量（乘以它们在反应中的系数的幂）。所有其他可能影响速率的因素都被归结到$k$中，该值被视为常数。

碰撞理论解释了这一点。较高的浓度意味着在给定空间中包含更多分子。因此，将发生更多的碰撞，从而导致更快的反应。

压力

在气态反应物反应中，气体的分压与浓度具有相同的作用。

添加氩气等惰性气体不会影响速率，因为反应气体的分压保持不变。

但是，增加总压力（或如果你记得气体定律，则减少体积）也会导致反应速率更快。压力的增加会导致分子以更大的力发生碰撞。更多的碰撞将是有效的，因此产物将更快地形成。

温度

如你所知，分子的动能与其温度成正比。通过提高温度，分子会更加剧烈地碰撞，更多的碰撞将是有效的。

搅拌

在非均相反应中，存在两种或多种相互作用的物质相，例如固体溶解在液体中。搅拌或振荡混合物会加快反应速率。这是常识。当你往饮料中加糖时，你会搅拌它，因为你知道它会更快溶解。碰撞理论会预测这一点，因为搅拌会增加反应物分子之间的碰撞次数。

同样，增加固体反应物的表面积也会增加反应速率。

催化剂/酶

催化剂会降低活化能E_a，但不会改变总反应。

催化剂是一种在不消耗自身的情况下帮助反应进行的物质。催化剂已经在本书中探讨过。催化剂提供了具有较低活化能的反应路径。

在生物化学中，酶是一种充当催化剂的蛋白质。