简单碰撞理论英文解释翻译、简单碰撞理论的近义词、反义词、例句

英语翻译：

【化】 SCT; ****** collision theory

分词翻译：

简单的英语翻译：

briefness

碰撞理论的英语翻译：

【化】 collision theory

专业解析

简单碰撞理论（Simple Collision Theory），在化学动力学中，是解释化学反应如何发生以及反应速率如何确定的一种基础模型。该理论的核心观点是：化学反应发生的必要条件是反应物分子之间必须发生有效碰撞（Effective Collision）。

从汉英词典角度理解其关键概念：

基本前提 (Basic Premise):
- 反应物分子（如气体或溶液中的分子、原子或离子）处于不断的、随机的热运动之中。
- 这些运动导致分子之间频繁地相互碰撞。
- 汉：反应发生需要分子碰撞 /英： Reactions require molecular collisions.
- 来源：经典物理化学教材普遍阐述的基础理论，如 Atkins' Physical Chemistry [来源1]。
有效碰撞 (Effective Collision - 有效碰撞):
- 并非所有的碰撞都能导致反应发生。只有满足以下两个关键条件的碰撞才是“有效”的：
- 足够高的能量 (Sufficient Energy - 足够能量): 碰撞分子对的总动能必须达到或超过一个特定的最小值，称为活化能 (Activation Energy, E_a - 活化能)。这是破坏旧化学键、启动反应形成新键所需的最低能量。
  - 汉：碰撞能量需大于活化能 /英： Collision energy must exceed activation energy.
- 合适的取向 (Appropriate Orientation - 合适取向): 分子在碰撞瞬间的空间几何构型（取向）必须有利于反应发生。即发生碰撞的原子或基团需要“正对”彼此，以便键的断裂和形成能够顺利进行。
  - 汉：分子碰撞方向需正确 /英： Molecules must collide with correct orientation.
- 来源：对活化能和碰撞取向的详细解释，可参考美国化学会（ACS）教育资源或大学化学课程网站 [来源2]。
反应速率表达式 (Reaction Rate Expression - 反应速率表达式):
- 简单碰撞理论推导出的双分子反应 (A + B → Products) 的速率常数 (k) 表达式为： $$ k = P Z e^{-E_a / RT} $$
  - Z:碰撞频率因子 (Collision Frequency - 碰撞频率)。单位时间、单位体积内反应物分子A和B之间发生的总碰撞次数。它与分子的相对速度、分子大小（碰撞截面）和浓度有关。
    - 汉：单位时间单位体积内的碰撞总数 /英： Total number of collisions per unit time per unit volume.
  - e^{-E_a / RT}:玻尔兹曼因子 (Boltzmann Factor - 玻尔兹曼因子)。表示具有能量大于或等于活化能 E_a 的碰撞分子对所占的比例（由麦克斯韦-玻尔兹曼分布导出）。R 是气体常数，T 是绝对温度。
    - 汉：能量超过活化能的分子比例 /英： Fraction of molecules with energy exceeding E_a.
  - P:概率因子/空间因子 (Steric Factor - 空间因子)。一个介于0和1之间的经验常数，用于校正理论碰撞频率 Z。它代表了即使碰撞能量足够，但由于分子结构复杂导致碰撞取向不正确而未能发生反应的比例。
    - 汉：校正碰撞方向正确性的因子 /英： Factor correcting for orientation requirement.
- 来源：速率方程推导和因子含义，详见物理化学教科书或权威在线数据库如NIST化学动力学数据库的相关背景介绍 [来源3]。
理论的意义与局限性 (Significance and Limitations - 意义与局限):
- 意义：简单碰撞理论为理解化学反应速率提供了直观的物理图像，成功引入了活化能的概念，并定性地解释了温度对反应速率的显著影响（温度升高，具有高能量的分子比例 e^{-E_a / RT} 急剧增大，速率加快）。
- 局限性：
  - 对分子结构复杂的反应，P 因子难以准确预测。
  - 将分子视为硬球，忽略了分子内部结构（如振动、转动自由度）和碰撞过程中可能发生的能量传递细节。
  - 对于溶液中的反应，溶剂效应未被考虑。
  - 理论预测的速率常数往往高于实验值（这也是引入 P 因子的原因）。
  - 来源：关于该理论适用性和后续发展（如过渡态理论）的讨论，可在化学动力学专著或综述性文章中找到 [来源1, 来源2]。

总结来说，简单碰撞理论认为：化学反应速率由单位时间内发生的有效碰撞次数决定。有效碰撞需要同时满足能量要求（≥活化能）和空间取向要求。该理论是理解更复杂反应速率理论（如过渡态理论）的重要基础。

来源说明：

[来源1] Atkins, P.; de Paula, J. Physical Chemistry (第11版或更新). Oxford University Press. (权威物理化学教材，详细阐述理论基础)
[来源2] American Chemical Society (ACS) Education Resources 或大学化学系网站 (如 MIT OpenCourseWare, Khan Academy Chemistry). (提供概念解释和教学资源)
[来源3] National Institute of Standards and Technology (NIST) Chemical Kinetics Database. (提供动力学数据和背景理论信息)

网络扩展解释

简单碰撞理论（Simple Collision Theory）是化学动力学中解释化学反应速率的基础理论，主要从分子碰撞的角度分析反应发生的条件。其核心思想是：只有具备足够能量且方向正确的分子碰撞，才能引发化学反应。以下为详细解释：

一、理论的核心要素

有效碰撞
并非所有分子碰撞都会导致反应。只有当碰撞满足以下两个条件时，才称为有效碰撞：
- 足够能量：分子动能需达到或超过活化能（$E_a$），即克服分子间斥力、破坏旧化学键所需的最低能量。
- 正确取向：碰撞时分子必须处于特定空间方向，使反应涉及的原子能够接触并重组。
活化能与能垒
活化能是反应的“能量门槛”。根据麦克斯韦-玻尔兹曼分布，只有部分分子动能超过$E_a$。温度升高时，高能分子比例增加，反应速率加快，这解释了阿伦尼乌斯公式中的指数关系：
$$ k = A cdot e^{-frac{E_a}{RT}} $$
碰撞频率
单位时间内分子碰撞的次数。碰撞频率越高（如气体浓度大、温度高），反应速率越快。但实际速率远低于理论计算值，因大部分碰撞无法满足有效条件。

二、理论的基本假设

分子视为刚性球体，忽略内部结构和振动/转动能的影响。
碰撞瞬间即可完成反应，忽略中间过程。
能量分布符合麦克斯韦-玻尔兹曼分布。

三、理论与实际的偏差

局限性
- 无法解释复杂分子反应（如酶催化反应），因分子取向和内部自由度被简化。
- 忽略过渡态的存在，无法描述反应路径的细节。
- 部分反应的实验速率远低于理论值，需引入概率因子（如取向因子$f$）修正公式：$k = Z cdot f cdot e^{-E_a/(RT)}$。
改进与发展
过渡态理论（TST）和分子动力学模拟等更精确的理论，弥补了简单碰撞理论的不足，考虑了势能面、活化络合物等概念。

四、应用与意义

定性预测趋势：解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。
教学工具：直观展示反应速率与分子碰撞的关系，适合化学动力学入门教学。

简单碰撞理论虽简化了实际反应机制，但为理解化学动力学提供了重要基础框架。