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'''反应速率'''（英語：Rate of reaction）是在化學反應中，[[反应物|反應物]]轉變成[[生成物|产物]]的速度。不同反應的速率有所不同。例如鐵的[[生銹]]（氧化）過程的需時以年來計算；在火中燃燒[[纤维素|纖維素]]，卻只需要數秒鐘的時間。對於大部分的反應，反應速率隨時間而減少。

反應速率可以用這種方式來表達：

<math>r=\lim_{\Delta t \rightarrow 0} \frac{\Delta [A]}{\Delta t}=\frac{d[A]}{dt}</math>
其中[A]為體積摩尔濃度.

反应速率的单位为mol/(L·s)或mol/(L·min)。浓度单位一般用[[摩尔 (单位)|摩尔]]·升<sup>-1</sup>，时间单位用秒、分或小时。反应速率分为平均速率（一定时间间隔裡平均反应速率）和瞬时速率（给定某时刻的反应速率），可通过实验测定。

== 碰撞学说 ==
[[碰撞理论]]，是由[[德国]]的Max Trautz及[[英国]]的William Lewis在1916年及1918年分别提出的。

# [[碰撞学说]]：任何化学反应的发生，必需反应粒子互相接近碰撞，则反应速率与碰撞次数成正比。
# [[活化能]]：所谓活化能就是能使粒子发生反应的最低能量。
# [[有效碰撞]]：所谓有效碰撞是指碰撞的粒子其能量（发生化学反应所需的能量）超过活化能，且碰撞方向（位向）要正確。

== 影響反應速率的因素 ==
反应物本身的性质，外界因素：[[温度]]，[[浓度]]，[[壓力]]，[[催化剂]]，[[光]]，[[激光]]，反应物颗粒大小，反应物之间的接触面积和反应物状态，x射线，γ射线，固体物质的表面积，与反应物的接触面积，反应物的浓度也会影响化学反应速率。[[阿伦尼乌斯方程|阿瑞尼斯方程式]]為反應速率的模型，即<math>k=Ae^{-\frac{E_a}{RT}}</math>，而反應速率<math>r=k[A]^n</math>，其中的<math>n</math>為[[反应级数|反應級數]]。

增加反应物的浓度，即增加了单位体积内[[活化分子]]的数目，从而增加了单位时间内反应物[[分子]]的有效碰撞的次数，导致反应速率加快。提高反应温度，即增加了活化分子的百分数，也增加了单位时间内反应物分子有效碰撞的次数，导致反应速率加快。使用正催化剂，改变了反应历程，降低了反应所需的活化能，使反应速率加快。

在[[化学工业|化工]]生产中，常控制[[反应条件]]来加快反应速率，以增加产量。有时也要采取减慢反应速率的措施，以延长产品的使用时间。

[[Category:化学动力学]]
[[Category:化學反應工程]]
[[Category:时间速率]]