【化】 theory of reaction rates
feedback; reaction; response
【医】 reaction; response
rate; speed; tempo; velocity
【化】 rate; speed
【医】 speed; velocity
frame of reference; theoretics; theorization; theory
【化】 Rice-Ramsperger-Kassel theoryRRK; theory
【医】 rationale; theory
反应速率理论（Reaction Rate Theory）是物理化学的核心概念之一，主要研究化学反应进行的快慢程度及其影响因素。该理论通过微观机制解释反应速率与反应条件（如浓度、温度、催化剂）的关系，主要包括以下核心内容：
反应速率（Reaction Rate）
指单位时间内反应物浓度减少或生成物浓度增加的量，单位为 mol·L⁻¹·s⁻¹。其数学表达式为：
$$r = -frac{1}{ u_i}frac{d[C_i]}{dt}$$
其中 ( u_i) 为化学计量数，(C_i) 为物质浓度。
碰撞理论（Collision Theory）
认为反应发生需满足两个条件：
速率常数公式：
$$k = PZ e^{-E_a/RT}$$
(P) 为取向因子，(Z) 为碰撞频率。
过渡态理论（Transition State Theory）
假设反应物先形成高能过渡态（活化络合物），再分解为产物。速率常数由过渡态自由能决定：
$$k = frac{k_B T}{h} e^{-Delta G^{ddagger}/RT}$$
其中 (Delta G^{ddagger}) 为活化吉布斯自由能。
温度——阿伦尼乌斯方程
速率常数随温度指数增长：
$$k = A e^{-E_a/RT}$$
(A) 为指前因子，(E_a) 为活化能（实验测定值）。
催化剂作用
通过降低反应活化能 (E_a)，提供低能路径加速反应，但不改变热力学平衡。
权威参考来源：
（注：链接均指向机构官网或权威文献库，内容可验证。）
反应速率理论是解释化学反应速率如何受分子微观行为影响的科学理论，主要包括以下两个核心理论：
基本观点
反应物分子必须通过有效碰撞才能发生反应。有效碰撞需满足两个条件：
数学表达
速率常数$k$可表示为：
$$k = Z cdot q cdot e^{-E_c/(RT)}$$
其中$Z$为碰撞频率，$q$为有效碰撞分数，$E_c$为阈能。
局限性
需引入概率因子修正理论与实验偏差，未考虑分子内部结构的影响。
核心概念
反应物分子需形成高能中间态——活化络合物（过渡态），其处于势能面鞍点位置，旧键断裂与新键形成同时进行。
活化能解释
活化能$E_a$对应过渡态与反应物的势能差。催化剂通过降低$E_a$加速反应，但不改变热力学平衡。
公式推导
基于统计热力学，速率常数与活化熵$Delta S^ddagger$相关：
$$k = frac{k_B T}{h} cdot e^{Delta S^ddagger/R} cdot e^{-E_a/(RT)}$$
其中$k_B$为玻尔兹曼常数，$h$为普朗克常数。
| 对比项 | 碰撞理论 | 过渡态理论 |
|---|---|---|
| 模型基础 | 刚性球体碰撞 | 势能面与量子力学 |
| 能量描述 | 阈能$E_c$ ≈ 活化能$E_a$ | 势能鞍点对应的$E_a$ |
| 应用范围 | 简单气相反应 | 复杂反应（含溶剂、催化等） |
扩展补充：催化反应中，催化剂通过提供新反应路径降低$E_a$，例如吸附反应物分子并调整其取向。实验测量反应速率时，常通过监测气体体积或浓度变化绘制速率曲线。
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