化学反应速率的微观解释

引言

在前文中，我们从物质的宏观变化探讨了化学反应速率的概念。本文将从微观角度出发，进一步解释化学反应速率的原理。

反应物分子之间的碰撞并非都能引起化学反应

化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须相互碰撞。然而，并非所有的碰撞都能引起化学反应。举个例子，当氢气和氧气的体积比是2 : 1时，在常温常压下，理论上每秒会发生2.355乘十的十次方次分子碰撞。然而，在这庞大的碰撞次数中，只有少数能够导致化学反应发生，大多数只是碰了一下而已。所以，只有特定条件下的碰撞才能引起化学反应。

碰撞力度和取向对反应的影响

对于碘化氢分解为氢气和碘这样的反应，我们可以用投篮来类比。如果运动员投篮的力度不够，即使球到了篮筐也无法进球。同样地，如果两个碘化氢分子碰撞时的力度不够，它们之间的化学键不会断裂，仍然保持原来的形态，只是多蹦了几下而已。因此，分子碰撞时必须具有足够的能量，使得碰撞力度足够大，才能断裂化学键。此外，碰撞的取向也会影响化学反应的发生。即使碰撞力度足够大，如果两个碘化氢分子的碰撞取向不正确，也不能引发反应。因此，分子在具备足够能量的基础上，必须以适当的角度碰撞，才能发生化学反应。

有效碰撞和活化分子

那些能够发生化学反应的碰撞被称为有效碰撞，而具有较高能量、能发生有效碰撞的分子被称为活化分子，也就是那些精力旺盛的活跃分子。活化分子之间能够发生有效碰撞，是因为它们具有较高的能量，能够克服碰撞时的排斥力，同时破坏分子内部原子之间的结合力，导致反应物分子被破坏，再重新组合生成产物分子，即化学反应的发生。活化分子相对于普通反应物分子具有更高的能量，这部分能量被称为活化能。图中的E1代表反应的活化能，而E2代表活化分子转变为生成物分子时释放的能量。因此，反应热可以通过一二减一一的能量差得出。

活化能对反应速率的影响

从图中可以看出，普通分子只有在增加至少相当于活化能的能量后，才能转变为活化分子发生反应。这就好比要把一块巨大的石头从A点推到B点，关键是必须先推到山顶，然后它就会自己滚下去。因此，只有具备一定能量的分子，即活化分子，才有可能发生化学反应。此外，可以得出一个结论：活化能越小，普通分子转变为活化分子的难度越小，即活化分子的百分数越大，反应条件也越简单。另外，单位体积内活化分子数的增加会增加有效碰撞的次数，从而使化学反应速率加快。相反，如果活化能越大，反应条件就更苛刻，反应速率也会减慢。

结论

综上所述，化学反应速率的微观解释可以归纳为以下几个步骤：首先，普通分子需要具备一定的能量才能成为活化分子；其次，活化分子碰撞时只有合适的取向才会产生有效碰撞；最后，活化分子经历化学反应形成新的物质并释放能量。化学反应速率表示单位体积内活化分子之间发生有效碰撞的频率，因此增加单位体积内的活化分子数将增加有效碰撞的次数，并加快反应速率。反之亦然。