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反应速率与碰撞理论

观察 A + B → 2C 只在碰撞粒子能量足够时发生；改变温度、Ea 和催化剂。

目标

认识到速率取决于能量超过 $E_a$ 的碰撞所占比例，以及升温或使用催化剂为何能加快反应。

仪器与试剂

仅为模拟，无需试剂。为了几秒内就能看到反应，能量按比例缩小（Ea ÷ 8）；变化趋势是真实的。

步骤

运行默认设置（300 K，Ea = 50 kJ/mol），看 C 积累得有多快。
把温度升到 350 K 并比较。
开启再关闭催化剂，并把 Ea 升到 80 kJ/mol。

观察要点

就该模型的理论值而言，能引发反应的碰撞比例在 300 K 约为 2.5 %，350 K 为 3.8 %，加催化剂为 15.7 %，Ea = 80 kJ/mol 时仅 0.5 %。
大多数碰撞什么也不发生，粒子只是弹开。
A 或 B 耗尽后数目不再变化，稍后自动重新开始。

讲解

只有沿两粒子中心连线方向的能量超过 $E_a$ ，碰撞才会引起反应。对热运动而言，这类碰撞的比例正比于 $e^{-E_a/RT}$ ，由此得到阿伦尼乌斯方程 $k = A\,e^{-E_a/RT}$ （指前因子 $A$ 包含碰撞频率和几何因素）。升高 $T$ 使更多碰撞越过阈值，同时使碰撞更频繁。催化剂提供 $E_a$ 更低的另一条途径；它同时加快正逆两个方向，不改变平衡常数和 $\Delta H$ 。

实验史话

1850 年威廉米用旋光计研究蔗糖转化，首次测得了反应速率；范特霍夫的化学动力学（1884）随后将速率与平衡联系起来。1889 年阿伦尼乌斯注意到各种速率数据在

1/T

图上以同样方式弯曲，写下了

k = A\,e^{-E_a/RT}

——正是本碰撞模拟逐粒子演示的方程。

反应速率与碰撞理论

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