化學反應速率多少算快

『壹』 如何定性判斷化學反應進行的快慢

化學反應進行的快慢程度，用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
表達式：△v（A）=△c(A)/△t
單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
影響化學反應速率的因素：溫度，濃度，壓強，催化劑。
另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積,與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。
化學反應的計算公式:
對於下列反應:
mA+nB=pC+qD
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:
v(正)≠v(逆)
影響化學反應速率的因素：
壓強：
對於有氣體參與的化學反應，其他條件不變時（除體積），增大壓強，即體積減小，反應物濃度增大，單位體積內活化分子數增多，單位時間內有效碰撞次數增多，反應速率加快；反之則減小。若體積不變，加壓（加入不參加此化學反應的氣體）反應速率就不變。因為濃度不變，單位體積內活化分子數就不變。但在體積不變的情況下，加入反應物，同樣是加壓，增加反應物濃度，速率也會增加。
溫度：
只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）
催化劑：
使用正催化劑能夠降低反應所需的能量，使更多的反應物分子成為活化分子，大大提高了單位體積內反應物分子的百分數，從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。
濃度：
當其它條件一致下，增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目，從而增加有效碰撞，反應速率增加，但活化分子百分數是不變的 。
其他因素：
增大一定量固體的表面積（如粉碎），可增大反應速率，光照一般也可增大某些反應的速率；此外，超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
溶劑對反應速度的影響
在均相反應中，溶液的反應遠比氣相反應多得多（有人粗略估計有90%以上均相反應是在溶液中進行的）。但研究溶液中反應的動力學要考慮溶劑分子所起的物理的或化學的影響，另外在溶液中有離子參加的反應常常是瞬間完成的，這也造成了觀測動力學數據的困難。最簡單的情況是溶劑僅引起介質作用的情況。
在溶液中起反應的分子要通過擴散穿周圍的溶劑分子之後，才能彼此接觸，反應後生成物分子也要穿國周圍的溶劑分子通過擴散而離開。
擴散——就是對周圍溶劑分子的反復擠撞，從微觀角度，可以把周圍溶劑分子看成是形成了一個籠，而反應分子則處於籠中。分子在籠中持續時間比氣體分子互相碰撞的持續時間大10-100倍，這相當於它在籠中可以經歷反復的多次碰撞。
籠效應——就是指反應分子在溶劑分子形成的籠中進行多次的碰撞（或振動）。這種連續反復碰撞則稱為一次偶遇，所以溶劑分子的存在雖然限制了反應分子作遠距離的移動，減少了與遠距離分子的碰撞機會，但卻增加了近距離分子的重復碰撞。總的碰撞頻率並未減低。
據粗略估計，在水溶液中，對於一對無相互作用的分子，在依次偶遇中它們在籠中的時間約為10-12-10-11s，在這段時間內大約要進行100-1000次的碰撞。然後偶爾有機
會躍出這個籠子，擴散到別處，又進入另一個籠中。可見溶液中分子的碰撞與氣體中分子的碰撞不同，後者的碰撞是連續進行的，而前者則是分批進行的，一次偶遇相當於一批碰撞，它包含著多次的碰撞。而就單位時間內的總碰撞次數而論，大致相同，不會有商量級上的變化。所以溶劑的存在不會使活化分子減少。A和B發生反應必須通過擴散進入同一籠中，反應物分子通過溶劑分子所構成的籠所需要的活化能一般不會超過20kJ·mol-1，而分子碰撞進行反應的活化能一般子40 -400kJ·mol-1之間。
由於擴散作用的活化能小得多，所以擴散作用一般不會影響反應的速率。但也有不少反應它的活化能很小，例如自由基的復合反應，水溶液中的離子反應等。則反應速率取決於分子的擴散速度，即與它在籠中時間成正比。
從以上的討論可以看出，如果溶劑分子與反應分子沒有顯著的作用，則一般說來碰撞理論對溶液中的反應也是適用的，並且對於同一反應無論在氣相中或在溶液中進行，其概率因素P和活化能都大體具有同樣的數量級，因而反應速率也大體相同。但是也有一些反應，溶劑對反應有顯著的影響。例如某些平行反應，常可藉助溶劑的選擇使得其中一種反應的速率變得較快，使某種產品的數量增多。
溶劑對反應速率的影響是一個極其復雜的問題，一般說來：
（1）溶劑的介電常數對於有離子參加的反應有影響。因為溶劑的介電常數越大，離子間的引力越弱，所以介電常數比較大的溶劑常不利與離子間的化合反應。
（2）溶劑的極性對反應速率的影響。如果生成物的極性比反應物大，則在極性溶劑中反應速率比較大；反之，如反應物的極性比生成物大，則在極性溶劑中的反應速率必變小。
（3）溶劑化的影響，一般說來。作用物與生成物在溶液中都能或多或少的形成溶劑化物。這些溶劑化物若與任一種反應分子生成不穩定的中間化合物而使活化能降低，則可以使反應速率加快。如果溶劑分子與作用物生成比較穩定的化合物，則一般常能使活化能增高，而減慢反應速率。如果活化絡合物溶劑化後的能量降低，因而降低了活化能，就會使反應速率加快。
（4）離子強度的影響（也稱為原鹽效應）。在稀溶液中如果作用物都是電解質，則反應的速率與溶液的離子強度有關。也就是說第三種電解質的存在對於反應速率有影響.
1.化學反應轉化速率的定義
設有化學反應，其計量方程為
按IUPAC的建議，該化學反應的轉化速率定義為
（7-1）
式中，ξ為化學反應進度；t為反應時間；為化學反應轉化速率，即單位時間內發生的反應進度。
設反應的參與物的物質的量為nB時，因有，所以式(7-1)可改寫成
（7-2）
2.定容反應的反應速率
對於定容反應，反應系統的體積不隨時間而變，則物質B的量濃度，於是式(7-2)可寫成
（7-3）
定義（7-4）
式(7-4)作為定容反應的反應速率的常用定義。
由式(7-4)，對反應
aA+bB→yY+zZ
則有(7-5)詳細說明
在氣相反應中，常用混合氣體組分的分壓的消耗速率或增長速率來表示反應速率，若為理想混合氣體，則有pB＝cBRT，代入式(7-6)及(7-7），則有
(7-8)
通常選用反應物組分中反應物之一作為主反應物，若以組分A代表主反應物，設nA,0及nA分別為反應初始時及反應到時間t時A的物質的量，xA為時間t=0®t=t時反應物A的轉化率，其定義為
(7-9)
xA通常稱為A的動力學轉化率，xA≤xA,e，xA,e為熱力學平衡轉化率。
由式(7-9)，有
nA＝nA,0(1－xA) （7-10）
當反應系統為定容時，則有
cA＝cA,0（1－xA） （7-11）
式中，cA,0，cA分別為t=0及t=t時反應物A的物質的量濃度。將式(7-11）代入式(7-6），有
 (7-12）
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『貳』 化學反應的速率

化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位:mol/(L·min)或mol/(L·s)。

①一般來說，隨著化學反應的進行，濃度等外界條件在不斷改變，因此在某一段時間內，化學反應的速率也在不斷變化。我們通過上述方法計算得到的速率值是指某一段時間內的平均速率。在中學階段只研究平均速率。

②一般不用固體物質或純液體表示反應速率，因為固體物質或純液體的濃度為定值。

(2)化學反應速率多少算快擴展閱讀：

化學反應速率的特點：

(1) 同一反應同一段時間內用不同物質表示化學反應速率時，數值可能不同，但意義一樣。

(2)同一段時間內用不同物質表示的反應速率比值等於各物質化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qD的v (A) ∶v (B) ∶v (C) ∶v (D) =m∶n∶p∶q。

(3)比較反應速率快慢一般要以同一物質的速率值作為標准來比較。

化學反應的速率是通過實驗來測定的。包括能夠直接觀察的某些性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強；也包括必須依靠儀器來測量的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發射、導電能力等。在溶液中常常利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關系來跟蹤反應的過程和測量反應的速率。

『叄』 如何判斷化學反應速率的大小

一、定義：
化學反應速率就是化學反應進行的快慢程度(平均反應速率)，用單位時間內反應物或生成物的物質的量來表示。在容積不變的反應容器中，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
二、定義
定義:r=dζ/Vdt，r=dc/νdt
v=△c/△t
單位:mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)
影響化學反應速率的因素:主要因素:反應物本身的性質，外界因素:溫度，濃度，壓強，催化劑，光，激光，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態。
另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。
表示方法:用單位時間內反應物或生成物的物質的量，濃度的變化來表示。在容積不變的反應容器里，通常用單位時間內反應物物質的量的變化或生成物物質的量的變化來表示。不管用哪種物質表示，均為正值。
三、計算公式
化學反應的計算公式:
對於下列反應:
mA+nB=pC+qD
①有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
v(A):v(B):v(C):v(D)
=Δn(A):Δn(B):Δn(C):Δn(D)
=△C(A)
/
△t:△C(B)
/
△t:△C(C)
/
△t:△C(D)
/
△t
把上式的△t約掉
有△C:(A):△C(B):△C(C):△C(D)=m:n:p:q
②有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q，容器體積為V，
v(A):v(B):v(C):v(D)
=Δn(A)/
V△t:Δn(B)
/
V△t:Δn(C)
/
V△t:Δn(D)
/
V△t
以上注意是△C，反應前的C和反應後的C並不適用
對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:
v(正)≠v(逆)
還可以用:v(A)
/
m=v(B)
/n=v(C)
/p=v(D)
/q
本式用於確定化學計量數，比較反應的快慢，非常實用。
四、判斷方法：
平衡時正反應速率等於逆反應速率。如果移走一部分CO，那麼CO的濃度就下降。濃度下降，活化分子數就下降，反應速率下降，逆反應速率下降。但是反應物那邊的濃度沒有變化。這時正反應速率不變。由於逆反應速率下降。正反應速率就大於逆反應速率。反應正向移動。
反應物濃度下降。生成物濃度升高。所以逆反應速率上升。正反應速率下降。最後他們的速率會再次相等達到平衡。
但是由於總體濃度降低，平衡速率小於移走CO之前的平衡速率

『肆』 怎麼看化學反應快慢

主要是看反應的劇烈程度、~

而這個反應條件應該是在鹽酸等量且足量時，加入同等質量的MgO 和MgCO3，看兩種固體誰先完全反應掉（即消失）~

樓上的兩個人說的都不準確，因為鹽酸和氧化鎂反應是不可能產生氣泡的。

再者，化學反應速率是衡量一個化學反應的標准，一個化學反應的快慢最主要的還是計算它們的平均反應速率，光看不是很准確的。~

希望我的回答可以幫到你！~ 我還是很喜歡學化學的。
如果有什麼問題可以問我，我很樂意幫助你！~

那要是沒有現象的話就只能比較它們單位時間內所放出的熱量的多少了。~
也就是焓變，即（三角號打不出來，表示變化量~）H。~
比較單位時間內所放熱量的多少就是比較兩者反應的劇烈程度，也就是間接比較出了兩個反應的快慢。~