簡單碰撞理論英文解釋翻譯、簡單碰撞理論的近義詞、反義詞、例句

英語翻譯：

【化】 SCT; ****** collision theory

分詞翻譯：

簡單的英語翻譯：

briefness

碰撞理論的英語翻譯：

【化】 collision theory

專業解析

簡單碰撞理論（Simple Collision Theory），在化學動力學中，是解釋化學反應如何發生以及反應速率如何确定的一種基礎模型。該理論的核心觀點是：化學反應發生的必要條件是反應物分子之間必須發生有效碰撞（Effective Collision）。

從漢英詞典角度理解其關鍵概念：

基本前提 (Basic Premise):
- 反應物分子（如氣體或溶液中的分子、原子或離子）處于不斷的、隨機的熱運動之中。
- 這些運動導緻分子之間頻繁地相互碰撞。
- 漢：反應發生需要分子碰撞 /英： Reactions require molecular collisions.
- 來源：經典物理化學教材普遍闡述的基礎理論，如 Atkins' Physical Chemistry [來源1]。
有效碰撞 (Effective Collision - 有效碰撞):
- 并非所有的碰撞都能導緻反應發生。隻有滿足以下兩個關鍵條件的碰撞才是“有效”的：
- 足夠高的能量 (Sufficient Energy - 足夠能量): 碰撞分子對的總動能必須達到或超過一個特定的最小值，稱為活化能 (Activation Energy, E_a - 活化能)。這是破壞舊化學鍵、啟動反應形成新鍵所需的最低能量。
  - 漢：碰撞能量需大于活化能 /英： Collision energy must exceed activation energy.
- 合適的取向 (Appropriate Orientation - 合適取向): 分子在碰撞瞬間的空間幾何構型（取向）必須有利于反應發生。即發生碰撞的原子或基團需要“正對”彼此，以便鍵的斷裂和形成能夠順利進行。
  - 漢：分子碰撞方向需正确 /英： Molecules must collide with correct orientation.
- 來源：對活化能和碰撞取向的詳細解釋，可參考美國化學會（ACS）教育資源或大學化學課程網站 [來源2]。
反應速率表達式 (Reaction Rate Expression - 反應速率表達式):
- 簡單碰撞理論推導出的雙分子反應 (A + B → Products) 的速率常數 (k) 表達式為： $$ k = P Z e^{-E_a / RT} $$
  - Z:碰撞頻率因子 (Collision Frequency - 碰撞頻率)。單位時間、單位體積内反應物分子A和B之間發生的總碰撞次數。它與分子的相對速度、分子大小（碰撞截面）和濃度有關。
    - 漢：單位時間單位體積内的碰撞總數 /英： Total number of collisions per unit time per unit volume.
  - e^{-E_a / RT}:玻爾茲曼因子 (Boltzmann Factor - 玻爾茲曼因子)。表示具有能量大于或等于活化能 E_a 的碰撞分子對所占的比例（由麥克斯韋-玻爾茲曼分布導出）。R 是氣體常數，T 是絕對溫度。
    - 漢：能量超過活化能的分子比例 /英： Fraction of molecules with energy exceeding E_a.
  - P:概率因子/空間因子 (Steric Factor - 空間因子)。一個介于0和1之間的經驗常數，用于校正理論碰撞頻率 Z。它代表了即使碰撞能量足夠，但由于分子結構複雜導緻碰撞取向不正确而未能發生反應的比例。
    - 漢：校正碰撞方向正确性的因子 /英： Factor correcting for orientation requirement.
- 來源：速率方程推導和因子含義，詳見物理化學教科書或權威線上數據庫如NIST化學動力學數據庫的相關背景介紹 [來源3]。
理論的意義與局限性 (Significance and Limitations - 意義與局限):
- 意義：簡單碰撞理論為理解化學反應速率提供了直觀的物理圖像，成功引入了活化能的概念，并定性地解釋了溫度對反應速率的顯著影響（溫度升高，具有高能量的分子比例 e^{-E_a / RT} 急劇增大，速率加快）。
- 局限性：
  - 對分子結構複雜的反應，P 因子難以準确預測。
  - 将分子視為硬球，忽略了分子内部結構（如振動、轉動自由度）和碰撞過程中可能發生的能量傳遞細節。
  - 對于溶液中的反應，溶劑效應未被考慮。
  - 理論預測的速率常數往往高于實驗值（這也是引入 P 因子的原因）。
  - 來源：關于該理論適用性和後續發展（如過渡态理論）的讨論，可在化學動力學專著或綜述性文章中找到 [來源1, 來源2]。

總結來說，簡單碰撞理論認為：化學反應速率由單位時間内發生的有效碰撞次數決定。有效碰撞需要同時滿足能量要求（≥活化能）和空間取向要求。該理論是理解更複雜反應速率理論（如過渡态理論）的重要基礎。

來源說明：

[來源1] Atkins, P.; de Paula, J. Physical Chemistry (第11版或更新). Oxford University Press. (權威物理化學教材，詳細闡述理論基礎)
[來源2] American Chemical Society (ACS) Education Resources 或大學化學系網站 (如 MIT OpenCourseWare, Khan Academy Chemistry). (提供概念解釋和教學資源)
[來源3] National Institute of Standards and Technology (NIST) Chemical Kinetics Database. (提供動力學數據和背景理論信息)

網絡擴展解釋

簡單碰撞理論（Simple Collision Theory）是化學動力學中解釋化學反應速率的基礎理論，主要從分子碰撞的角度分析反應發生的條件。其核心思想是：隻有具備足夠能量且方向正确的分子碰撞，才能引發化學反應。以下為詳細解釋：

一、理論的核心要素

有效碰撞
并非所有分子碰撞都會導緻反應。隻有當碰撞滿足以下兩個條件時，才稱為有效碰撞：
- 足夠能量：分子動能需達到或超過活化能（$E_a$），即克服分子間斥力、破壞舊化學鍵所需的最低能量。
- 正确取向：碰撞時分子必須處于特定空間方向，使反應涉及的原子能夠接觸并重組。
活化能與能壘
活化能是反應的“能量門檻”。根據麥克斯韋-玻爾茲曼分布，隻有部分分子動能超過$E_a$。溫度升高時，高能分子比例增加，反應速率加快，這解釋了阿倫尼烏斯公式中的指數關系：
$$ k = A cdot e^{-frac{E_a}{RT}} $$
碰撞頻率
單位時間内分子碰撞的次數。碰撞頻率越高（如氣體濃度大、溫度高），反應速率越快。但實際速率遠低于理論計算值，因大部分碰撞無法滿足有效條件。

二、理論的基本假設

分子視為剛性球體，忽略内部結構和振動/轉動能的影響。
碰撞瞬間即可完成反應，忽略中間過程。
能量分布符合麥克斯韋-玻爾茲曼分布。

三、理論與實際的偏差

局限性
- 無法解釋複雜分子反應（如酶催化反應），因分子取向和内部自由度被簡化。
- 忽略過渡态的存在，無法描述反應路徑的細節。
- 部分反應的實驗速率遠低于理論值，需引入概率因子（如取向因子$f$）修正公式：$k = Z cdot f cdot e^{-E_a/(RT)}$。
改進與發展
過渡态理論（TST）和分子動力學模拟等更精确的理論，彌補了簡單碰撞理論的不足，考慮了勢能面、活化絡合物等概念。

四、應用與意義

定性預測趨勢：解釋濃度、溫度、催化劑對反應速率的影響。
教學工具：直觀展示反應速率與分子碰撞的關系，適合化學動力學入門教學。

簡單碰撞理論雖簡化了實際反應機制，但為理解化學動力學提供了重要基礎框架。