化学动力学 (Chemical Kinetics)
当一个化学反应 (chemical reaction) 进行时,通常研究的焦点皆会针对下列的三个问题:
1. 反应产生了什0
2. 反应的进行有多快
3. 反应能进行到什0程度
第一个问题可以依据侦测 (detect) 出来的产物 (product) 或由平衡方程式中得到答案; 第三个问题是有关化学平衡 (Chemical Equilibrium) 的部分.
至於有关 第二个问题 的探讨,即包括反应速率 (rate of reaction) 和影响反应快慢 (Factors affecting rat of reaction) 的因素. 反应进行的详细情形,除由宏观的现象来分析外,也可藉由微观的分子碰撞理论 (collision theory) 来说明.
化学领域中讨论反应速率的部分称为化学动力学 (Chemical Kinetics),这一方面的研究对人类生活的影响既深且远,例如在环保或经济方面就扮演著重要的角色:
1. 如「平流层」 (stratosphere) 中存在的臭氧 (ozone),能保护我们免於紫外线 (UV) 的侵害,而臭氧的含量是否得以维持,其实和该处产生 (formation) 及分解 (decomposition) O3的速率(rate)有关;
2. 如氮肥 (nitrogenous fertilizer) 的原料 氨 (NH3) 是由氮气和氢气化合而成,如果有效地控制NH3的生成速率,便能增加工厂经营的实际利润而影响农业经济的发展.

重点整理
化学变化可以用化学方程式 (equation) 加以描述,如果式中包含反应热 [焓变] (enthalpy change),则称为热化学方程式 (thermochemical equation).
焓变的大小与反应物的摩尔数 (number of moles) 成正比,而正,逆反应 (forward / backward reactions) 的反应热,数值相同,符号相反.
未知焓变的化学方程式,可藉由赫士定律 (Hess's Law) 而求得其反应热.
. 化学方程式虽能显示质量守恒 (conservation of mass),能量不灭 (conservation of energy) 等关系,却无法提供反应速率 (rate of reaction),速率方程式 (rate equation) 及反应进行的详细步骤等讯息.
反应速率 (rate of reaction) 定义为单位时间(unit time)内浓度的改变量(),其和反应物浓度的关系,可以依据实验的结果,表示成反应方程式:
反应速率 = k[A]m[B]n
其中k称为反应速率常数 (rate constant),m,n为反应的级数 (order),大部份为0至2的整数,也可能为分数.
影响反应速率的因素除了反应物的浓度 (concentration),接触面积 (surface area)外,尚有反应时的温度,反应物的本质及催化剂 (catalyst) 的有无等.
依据碰撞学说 (collision theory),反应物的分子间必须相互碰撞,而碰撞时的频率(frequency)高低,方位角度(orientation)及能量大小等都和反应速率有关.
浓度增加时,反应物间碰撞的机率增加,反应速率可能因此加快; 同时,除了碰撞的频率增大,因超过活化能 (Activation Energy, EA) 的分子数大量增加,反应速率一定增快. [参考Maxwell-Boltzmann Distribution of Molecular Speeds]
反应中若涉及键的断裂 (bond breaking) 愈少,则反应速率愈快.
催化剂能改变反应途径 (reaction pathway) 及生成新的「过渡状态」 (transition state),活化能因而降低,反应速率增快.
催化剂分为均匀 (homogeneous) 和非均匀 (heterogeneous) 催化剂,前者和反应物在同相 (same phase) 中进行反应,而後者在不同相 (different phases)间进行 (例如反应物为液相或气相,而催化剂却为固相). 由於非均匀催化剂便於和反应物及产物分离 (isolated),目前在工业界已被大量使用.
AL Chemistry (C. Y. Yeung)
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