动力学是对化学反应进程的研究，特别是反应速率的研究。

反应速率

反应速率关注的是反应达到特定点所需的时间。从技术上讲，它被定义为产物浓度随时间的增加，或者，反应物浓度随时间的减少。反应速率的 SI 单位为 mol/dm³，表示每 dm³ 摩尔或每升摩尔。简而言之，化学反应速率可以概括如下，其中 X 是反应物： ${\frac {\Delta [X]}{\Delta time}}$

反应速率只能通过实验确定。

7.1.2 : 速率图的解释。反应速率图通常以时间为 x 轴，以反应进行程度的某个度量（例如浓度、体积、质量损失等）为 y 轴。这通常会产生一条曲线，例如，反应物的浓度接近于零。

可以考虑一系列因素来表达反应速率。这些因素可以包括：质量、体积、电导率、颜色、浓度等。

碰撞理论

碰撞理论是动理论的扩展，它解释了导致化学反应发生的物理条件。它指出，为了使两个粒子之间发生化学反应，必须满足三个条件

反应物必须发生碰撞
反应物必须以正确的方向发生碰撞。
反应物必须具有足够的动能（高于所需的活化能）。

反应物形成产物所需的能量称为活化能（用 E_a 表示）。活化能对于动力学至关重要，因为它使我们能够确定反应是否可以发生。当反应能够产生反应物时，该反应被称为自发反应。

碰撞理论

碰撞理论是动理论的扩展，它解释了导致化学反应发生的物理条件。它指出，为了使两个粒子之间发生化学反应，必须满足三个条件

反应物必须以正确的比例发生碰撞。
反应物必须以正确的方向发生碰撞。
反应物必须以大于或等于活化能的能量发生碰撞。

反应物形成产物所需的能量称为活化能（用 E_a 表示）。活化能对于动力学至关重要，因为它使我们能够确定反应是否可以发生。当反应能够产生反应物时，该反应被称为自发反应。

反应过程中发生了什么

化学反应本质上涉及两个过程，断键和成键。如能量学章节所述，粒子往往会发生反应以变得更加稳定。

反应坐标

反应坐标，也称为反应路径，描述了整个反应过程中系统能量的变化。反应坐标通常以图形方式呈现，在称为能量图的图表中（参见图 1）。

活化能是反应物到反应最高能量状态的能量变化。

焓变

ΔH，或焓变，是形成反应物时系统的能量与形成产物时系统的能量之间的差值。焓与能量非常相似，但焓是在恒定压力下系统的能量。焓变尤为重要，因为它决定了反应是放热还是吸热。正如您可能在图中注意到的，A+B 的能量高于 C+D 的能量。能量到哪里去了？能量释放到系统外部，换句话说，能量释放到环境中。导致能量释放到环境中的反应称为放热反应。当反应物的能量低于产物的能量时，能量被吸收进系统，使反应吸热。

通常，释放到环境中的能量以热能的形式释放，使我们能够检测到温度升高。但是，释放的能量也可以以光能和声能的形式释放。类似地，吸热反应从环境中吸收能量，导致系统能量增加，通常会导致温度下降。这种描述导致了吸热反应最常见的误解之一，因为您可能想知道为什么当系统中的能量增加时温度会下降。能量以化学能的形式储存在系统中粒子的键中，而不是热能。因此，当检测到温度下降（使用仪器或通过触觉）时，热能在环境中减少。

7.2.1 : 碰撞理论——反应发生是由于粒子（原子或分子）发生碰撞然后发生反应。然而，即使在反应自发的系统中，并非所有碰撞都会引起反应。粒子必须具有足够的动能，并且相对于彼此具有正确的取向才能发生反应。即使这样，过渡态也可能恢复到反应物分子，而不是形成产物分子。

7.2.2 : 较高的温度会导致材料中粒子的平均动能增加。这会导致反应加快，因为碰撞次数更多，每次碰撞成功的可能性更大。

较高的浓度会导致更多碰撞，因此反应更快。

催化剂可以提供具有更低活化能的替代途径，并增加正确取向的概率。每次碰撞成功的可能性更大，这会导致反应更快。

在非均相反应（反应物处于不同状态）中，固体粒子的尺寸可能会改变反应速率，因为反应发生在表面，并且当粒子更细地分散时，表面积会增加；因此，在非均相反应中，较小的固体粒子会导致反应更快。

7.2.3 : 大多数反应涉及几个步骤，这些步骤可以单独进行，也可以快速进行，并且这些步骤共同构成完整的反应。这些步骤中最慢的步骤称为速率决定步骤，因为它决定了反应进行的速度。也不一定所有反应物都参与到每个步骤中，因此速率决定步骤可能不涉及所有反应物。结果，增加未参与速率决定步骤的反应物的浓度（例如）不会改变总反应速率。