【化】 theory of reaction rates
feedback; reaction; response
【醫】 reaction; response
rate; speed; tempo; velocity
【化】 rate; speed
【醫】 speed; velocity
frame of reference; theoretics; theorization; theory
【化】 Rice-Ramsperger-Kassel theoryRRK; theory
【醫】 rationale; theory
反應速率理論（Reaction Rate Theory）是物理化學的核心概念之一，主要研究化學反應進行的快慢程度及其影響因素。該理論通過微觀機制解釋反應速率與反應條件（如濃度、溫度、催化劑）的關系，主要包括以下核心内容：
反應速率（Reaction Rate）
指單位時間内反應物濃度減少或生成物濃度增加的量，單位為 mol·L⁻¹·s⁻¹。其數學表達式為：
$$r = -frac{1}{ u_i}frac{d[C_i]}{dt}$$
其中 ( u_i) 為化學計量數，(C_i) 為物質濃度。
碰撞理論（Collision Theory）
認為反應發生需滿足兩個條件：
速率常數公式：
$$k = PZ e^{-E_a/RT}$$
(P) 為取向因子，(Z) 為碰撞頻率。
過渡态理論（Transition State Theory）
假設反應物先形成高能過渡态（活化絡合物），再分解為産物。速率常數由過渡态自由能決定：
$$k = frac{k_B T}{h} e^{-Delta G^{ddagger}/RT}$$
其中 (Delta G^{ddagger}) 為活化吉布斯自由能。
溫度——阿倫尼烏斯方程
速率常數隨溫度指數增長：
$$k = A e^{-E_a/RT}$$
(A) 為指前因子，(E_a) 為活化能（實驗測定值）。
催化劑作用
通過降低反應活化能 (E_a)，提供低能路徑加速反應，但不改變熱力學平衡。
權威參考來源：
（注：鍊接均指向機構官網或權威文獻庫，内容可驗證。）
反應速率理論是解釋化學反應速率如何受分子微觀行為影響的科學理論，主要包括以下兩個核心理論：
基本觀點
反應物分子必須通過有效碰撞才能發生反應。有效碰撞需滿足兩個條件：
數學表達
速率常數$k$可表示為：
$$k = Z cdot q cdot e^{-E_c/(RT)}$$
其中$Z$為碰撞頻率，$q$為有效碰撞分數，$E_c$為阈能。
局限性
需引入概率因子修正理論與實驗偏差，未考慮分子内部結構的影響。
核心概念
反應物分子需形成高能中間态——活化絡合物（過渡态），其處于勢能面鞍點位置，舊鍵斷裂與新鍵形成同時進行。
活化能解釋
活化能$E_a$對應過渡态與反應物的勢能差。催化劑通過降低$E_a$加速反應，但不改變熱力學平衡。
公式推導
基于統計熱力學，速率常數與活化熵$Delta S^ddagger$相關：
$$k = frac{k_B T}{h} cdot e^{Delta S^ddagger/R} cdot e^{-E_a/(RT)}$$
其中$k_B$為玻爾茲曼常數，$h$為普朗克常數。
| 對比項 | 碰撞理論 | 過渡态理論 |
|---|---|---|
| 模型基礎 | 剛性球體碰撞 | 勢能面與量子力學 |
| 能量描述 | 阈能$E_c$ ≈ 活化能$E_a$ | 勢能鞍點對應的$E_a$ |
| 應用範圍 | 簡單氣相反應 | 複雜反應（含溶劑、催化等） |
擴展補充：催化反應中，催化劑通過提供新反應路徑降低$E_a$，例如吸附反應物分子并調整其取向。實驗測量反應速率時，常通過監測氣體體積或濃度變化繪制速率曲線。
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