反应速率和碰撞理论
化学动力学基础知识点总结
化学动力学基础知识点总结
化学动力学是化学的一个分支，主要研究化学反应的速率和机理。
以下是一些化学动力学的基础知识点总结：
1. 反应速率：化学反应速率是指单位时间内反应物或生成物浓度
的变化量，可以用单位时间内反应物或生成物的摩尔数来表示。
2. 反应级数：反应级数是指化学反应速率与反应物浓度的幂次方
之间的关系。
一级反应的速率与反应物浓度的一次方成正比，二级反
应的速率与反应物浓度的二次方成正比，以此类推。
3. 活化能：活化能是指反应物分子从常态转变为能够发生化学反
应的活化态所需的能量。
活化能越高，反应速率越慢。
4. 催化剂：催化剂是一种能够加速化学反应速率而自身在反应过
程中不被消耗的物质。
催化剂通过降低反应的活化能来加速反应速率。
5. 反应机理：反应机理是指化学反应的具体步骤和过程，包括反
应物分子如何相互作用形成过渡态以及过渡态如何转化为生成物。
6. 碰撞理论：碰撞理论认为化学反应是反应物分子之间的碰撞导致的。
只有那些具有足够能量的分子在适当的取向下发生碰撞时，才能发生化学反应。
7. 阿伦尼乌斯方程：阿伦尼乌斯方程是描述反应速率与温度之间关系的经验公式。
它表明反应速率常数与温度成指数关系，活化能越高，温度对反应速率的影响越大。
8. 稳态近似：稳态近似是一种处理快速平衡反应的方法，假设反应中间物的浓度在反应过程中保持恒定。
这些是化学动力学的一些基础知识点，化学动力学在化学研究和实际应用中都有广泛的应用，例如在化学工程、药物研发、环境保护等领域。
化学反应速率理论简介-碰撞理论-大修改
的平均能量 E之差。即
Ea= E≠－ E
Ea越小，反应速率越快。 Ea越大，反应速率越慢。
基础化学
通常情况下，活化能为正值；也有极少数活化能为 负值的情况，如射流法分解产生自由基等，其反应 速率随温度升高而降低。
许多化学反应的活化能与破坏化学键所需的能量相 近，多数在 60～250kJ·mol-1之间。活化能小于 40kJ·mol-1的反应，其反应速率极快；活化能大于 400kJ·mol-1的反应，则反应速率极慢。
值，称为活化分子分数 f 。
基础化学
如果能量分布又符合麦克斯韦-玻耳兹曼分布，则理论 计算表明，活化分子分数 f 为：
f = e-Ea/RT
f = 活化分子碰撞次数 总碰撞次数
f 也称能量因子
非活化分子 活化能
活化分子
气体分子能量分布曲线
基础化学
4) 活化分子分数与反应速率常数的关系
由于在单位时间和单位体积内反应物分子的有效碰撞
基础化学
3) 活化分子分数
反应速率不仅取决 于活化分子数，更 重要的是取决于活 化分子分数。
活化分子分数 f是反 应体系中可能发生 有效碰撞的分子数 占总分子数的比例。
基础化学
非活化分子
活化能
活化分子
气体分子能量分布曲线
E 是分子的平均动能，Ec为活化
分子所具有的最低能量。根据气体分 子运动论，气体分子的能量分布只与 温度有关。能量较低或较高的分子是 少数，大多数分子的能量处在分子的 平均动能周围。曲线下的总面积，即 为具有各种能量的分子分数的总和， 等于100%。相应地Ec右边阴影部分 的面积 与整个曲线下总面积之比， 表示活化分子在分子总数中所占的比
有效碰撞次数
化学反应速率与反应物粒子间碰撞反应产物生成理论化学关系
化学反应速率与反应物粒子间碰撞反应产物生成理论化学关系化学反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量，它与反应物粒子间碰撞频率以及反应物之间碰撞的反应性有关。
根据反应物粒子间碰撞反应产物生成理论，我们可以深入探讨化学反应速率与反应物粒子间碰撞反应产物生成之间的关系。
1. 反应物的碰撞速率反应物粒子之间的碰撞是化学反应发生的前提。
反应物越活跃，其粒子间碰撞的频率就越高。
碰撞频率受到如温度、压力等因素的影响。
根据化学动力学理论，当温度增加时，反应物分子的动能也增加，碰撞的频率就增加。
同样，当压力增加时，分子间的距离减小，碰撞的概率也会增加。
因此，反应物的碰撞速率与温度和压力密切相关。
2. 反应物碰撞的有效性尽管反应物之间发生了碰撞，但并不是每次碰撞都会导致化学反应。
只有当反应物的碰撞具有足够的能量，即能够克服反应物之间的反应势垒，才能使反应发生。
这个能量称为活化能。
只有当反应物的碰撞速率高于活化能时，反应才会继续进行。
因此，反应物碰撞的有效性与反应物粒子的能量有关。
3. 反应速率与反应物浓度根据反应物粒子间碰撞反应产物生成理论，反应速率与反应物浓度也有密切的关系。
当反应物的浓度增加时，碰撞频率和碰撞有效性都会增加，从而使反应速率加快。
反之，当反应物浓度降低时，碰撞频率和碰撞有效性都会减少，反应速率变慢。
4. 反应速率与催化剂催化剂是一种能够增加反应速率的物质。
它通过调整反应物的能量和位置，降低了反应物间的活化能。
催化剂参与或催化反应过程，而本身并不被反应消耗。
通过提供一个新的反应途径，催化剂降低了反应物们之间的碰撞能量，使得反应速率大大增加。
总结：化学反应速率与反应物粒子间碰撞反应产物生成理论化学关系是一个复杂而有趣的领域。
速率受到反应物碰撞频率、碰撞的有效性、反应物浓度以及催化剂等因素的影响。
通过深入研究这些关系，我们能够更好地理解化学反应的本质，并且在实际应用中更好地控制和优化反应速率。
有关这一领域的研究将继续进行，以推动化学反应的发展和应用。
化学反应的碰撞理论与反应速率常数的计算
化学反应的碰撞理论与反应速率常数的计算化学反应是物质之间发生的变化过程，而反应速率则是反应物转化为生成物的速度。
了解反应速率的决定因素对于探究化学反应机理和优化反应条件至关重要。
碰撞理论是研究反应速率的重要理论之一，它认为反应速率取决于反应物分子之间的碰撞频率和碰撞能量。
首先，我们来探讨碰撞理论。
碰撞理论认为，只有当反应物分子之间发生有效碰撞时，反应才会发生。
有效碰撞是指反应物分子之间的碰撞具有足够的能量和正确的几何构型。
当反应物分子碰撞时，它们会相互作用，键的形成和断裂将导致化学反应的发生。
然而，并非所有的碰撞都能导致反应，因为只有具有足够能量的碰撞才能克服反应物之间的能垒，使反应进行。
反应速率常数是描述反应速率的物理量，它表示单位时间内单位体积反应物转化为生成物的数量。
反应速率常数的计算涉及到碰撞理论和转化率的概念。
转化率是指在单位时间内发生反应的反应物分子的比例。
根据碰撞理论，转化率与反应物分子之间的碰撞频率成正比。
因此，反应速率常数可以通过测量反应物的转化率和反应时间来计算。
在实际计算中，反应速率常数可以通过实验数据和动力学方程来确定。
动力学方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的数学表达式。
常见的动力学方程包括零级、一级和二级反应。
对于零级反应，反应速率与反应物浓度无关，反应速率常数为一个常数。
对于一级反应，反应速率与反应物浓度成正比，反应速率常数与反应物浓度的关系为一阶反应方程。
对于二级反应，反应速率与反应物浓度的平方成正比，反应速率常数与反应物浓度的平方的关系为二阶反应方程。
除了动力学方程，反应速率常数的计算还涉及到温度和催化剂等因素。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率常数与温度呈指数关系。
温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加碰撞的能量和频率，提高反应速率常数。
催化剂是能够降低反应活化能的物质，它通过提供新的反应路径来加速反应速率。
催化剂不参与反应，因此在反应速率常数的计算中不会出现。
化学反应动力学解析反应速率控制步骤
化学反应动力学解析反应速率控制步骤引言：化学反应动力学研究了反应速率与反应物浓度、温度等因素之间的关系，可以帮助我们深入了解反应速率的控制因素。
本文将解析化学反应动力学中的反应速率控制步骤，旨在帮助读者理解反应速率是如何由反应物浓度和温度等因素决定的。
1. 反应速率的定义与表达式反应速率指单位时间内反应物消耗或生成的物质的量。
对于一般的化学反应A+B→C，反应速率可以用以下表达式来表示：v = -Δ[A]/aΔt = -Δ[B]/bΔt = Δ[C]/cΔt其中，v为反应速率，a、b、c为反应物在平衡反应式中的系数。
2. 反应速率与反应物浓度的关系根据实验观察，我们可以得出反应速率与反应物浓度之间的关系。
对于A的浓度为[A]，B的浓度为[B]，反应速率与浓度的关系可以用以下公式表示：v = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，m、n为反应物A和B的反应级数。
3. 反应速率控制步骤反应速率的决定步骤是指在反应过程中，哪个步骤限制了整个反应的速率。
反应速率的控制步骤决定了反应速率方程中相应反应物浓度的影响程度。
3.1 温度对反应速率的影响根据反应速率与温度的关系，温度升高可以加快分子的运动速率，增加碰撞概率，从而增加反应速率。
当温度升高时，反应速率常数也会随之增加。
3.2 反应物浓度对反应速率的影响反应物浓度的增加将使得反应物之间的碰撞频率增加，从而增加反应速率。
根据速率方程中反应物浓度的指数关系，可以推断出反应物浓度的增加对反应速率的贡献程度。
3.3 碰撞理论与反应速率碰撞理论认为反应速率取决于反应物的碰撞频率和碰撞能量的分布。
在碰撞理论中，我们可以使用活化能（Ea）来描述反应物分子必须具有的最小能量，以克服反应物分子之间的斥力，使之进入反应过渡态。
4. 过渡态理论与反应速率过渡态理论用于描述反应中的过渡态和活化能。
它认为在反应过程中，反应物分子将通过一个过渡态来形成产物。
反应速率取决于过渡态的稳定性和反应物分子达到过渡态的速度。
2020-2021年高考化学专题复习《反应速率：碰撞理论与过渡态理论》
一、有效碰撞理论1918年，英国化学家路易斯在研究分子运动论时，就提出了碰撞理论。
当时认为反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。
反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越大。
在实际的化学反应里，每秒发生的碰撞次数巨大，但是真正能发生反应的碰撞有限，以碘化氢分解为例，实际速率与理论碰撞速率相差1012倍，因此只有极少数碰撞是有效的。
为什么会发生这样的现象，碰撞理论认为，碰撞中能发生反应的一组分子（下面简称分子组）首先必具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应。
我们把具有足够能量的分子组称为活化分子组。
活化分子组在全部分子中所占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占碰撞总数的比例，都是符合特定的分布规律（马克斯尔－波耳兹曼分布）。
当然，能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。
在拥有能量后，还要当活化分子组中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。
如NO2 + CO——→NO + CO2只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞的这种取向则不会发生氧原子的转移（图截选自无机化学第三版）。
此时可以反应速率可以表示为可以看出，能量Ea越高，反应速率越小。
因为Ea越高即对分子组的能量要求越高，故活化分子组所占的比例越少，有效撞次数所占的比例也就越小，故反应速率越小。
而这个能量Ea，就是活化能。
最初的时候，阿伦尼乌斯定义：有效碰撞反应物的最低能量与反应物分子的平均能量之差就是活化能。
活化能属于一种能量限制，对于不同的反应，活化能是不同的，每摩尔几十到几百千焦之间都有，它的大小对各类反应的速率有着重要影响。
截止到次，如果用无机化学中的大学知识来阐释，反应速率与碰撞频率Z，能量因子（分子有效碰撞分数）f，以及方位因子p有关。
（1）碰撞频率Z反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总次数是N A(阿佛加德罗常数)的倍数，Z =分子间碰撞的总次数/N A (次数/摩尔)。
碰撞理论与反应速率
1、有效碰撞
?引起分子间发生化学反应的碰撞。
发生有效碰撞的条件
1）发生碰撞的分子具有较高的能量。 2）分子在一定的方向上发生碰撞。
活化分子
2、活化分子
与碰撞的 角度有关
?具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
注：发但生活活有化化分效分子碰子具撞的有的碰的分撞高子不能一一量定定从何是是而活有来化效?分碰子撞，。
单位体积内反应物中活化分子数越多有效碰撞次数越多1增大反应物浓度使单位体积内活化分子数增多2供给能量使非活化分子吸收能量转为活化分子3降低活化能使更多非活化分子能量因达到活化能而变为活化分子增大浓度增大压强升高温度使用催化剂对某一反应来说在一定条件下反应物中活化分子的百分数是一定的
人民教育出版社选修4化学反应原理
随堂练习
10、下列说法错误的是 A.当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时 ,才能发生化 学反应 B.发生有效碰撞的分子一定是活化分子
√C.活化分子间的碰撞一定是有效碰撞 √D.活化分子间每次碰撞都发生化学反应
E.能发生有效碰撞的分子必须具有相当高的能量 F.活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量 G.使用催化剂能改变分子的活化能
3. 碰撞 是发生化学反应的必要条件，有效碰撞 是发生化学反应的充分条件。
4.活化分子指的是能够 发生有效碰撞的分子 。
5.活化能的大小意味着一般分子成为活化分 子的 难易 ，活化能的大小不影
响 反应前后的能量变化 ，活化能的作用在于
使 反应物活化
。
6.常用的提供活化能的方法有
加热、光照、超声波、核辐射 、 外加碰场 等。
活化分子数增多？
1、增大反应物浓度，使单位体积内活化分子数增多 增大浓度、增大压强
反应速率理论简介
二. 过渡态理论
动力学
基本假定: ① 反应体系的势能是原子间相对位置的函数; ② 在由反应物生成产物的过程中, 分子要经历一个价键重 排的过渡阶段。处于这一过渡阶段的分子称为活化络合 物(activated complex)或过渡态(transition state); ③ 活化络合物的势能高于反应物或产物的势能。此势能是
H exp RT
G、H、S 分别表示活化吉布斯能、活化焓和活化熵
表明: 只要知道活化络合物的结构, 就计算出G、H、
S, 从而求出K和k。但因活化络合物的结构很难确定, 使 这一理论的应用受到限制。
B
C
再见！
一. 碰撞理论
动力学
碰撞理论成功之处: 解释了阿仑尼乌斯公式中ln k与1/T的线性关系
指出若以ln (k/ T )对1/T作图, 将得到更好的直线
碰撞理论不足之处: 没有考虑碰撞时分子内部结构及能量的变化细节
二. 过渡态理论
动力学
1935年以后, 埃林(Eyring)、波兰尼(Polanyi)等人提出了反 应速率的过渡态理论(transition state theory, TST), 又称为绝对 反应速率理论(absolute rate theory, ART) 。 该理论在原则上提供了一种方法, 只需知道分子的某些基 本性质, 即可计算反应速率常数。
k A L(rA rD )
2
8RT
Ec e RT
一. 碰撞理论
k A L(rA rD )
令: 则:
o Z AD
动力学
2
8RT
Ec e RT
ZAD Lc A c D
什么是分子碰撞理论如何解释化学反应速率
什么是分子碰撞理论如何解释化学反应速率分子碰撞理论是一种解释化学反应速率的理论。
它认为化学反应的发生是由于分子之间的碰撞，这些碰撞可以是弹性碰撞或非弹性碰撞。
弹性碰撞是指分子之间只发生动能的交换，而不发生化学键的断裂或形成。
而非弹性碰撞则会导致化学键的断裂或形成，从而引发化学反应。
分子碰撞理论认为，化学反应速率取决于碰撞频率和碰撞效率。
碰撞频率是指反应物分子在单位时间内相互碰撞的次数，而碰撞效率则是指碰撞引发化学反应的概率。
根据分子碰撞理论，化学反应速率与反应物浓度的平方成正比，这是因为反应物分子之间的碰撞频率与反应物浓度有关，而碰撞效率则与反应物的性质有关。
分子碰撞理论可以解释许多化学反应现象，例如温度对化学反应速率的影响。
温度升高时，分子的热运动会更加活跃，从而导致碰撞频率增加，进而使得化学反应速率加快。
此外，分子碰撞理论还可以解释催化剂的作用。
催化剂可以增加反应物分子之间的碰撞效率，从而加快化学反应速率。
总之，分子碰撞理论是一种重要的理论工具，它可以帮助我们更好地理解化学反应的本质和规律，为化学反应的调控和应用提供理论支持。
化学反应速率-碰撞理论-选修4-带答案
强化训练(3)---化学反应速率【知识要点梳理】1．化学反应速率是用来衡量化学反应行快慢程度的，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
2．表示方法：v (A)=△c (A)/△t单位：mol/(L ·s)或mol/(L ·min)或mol/(L ·h)3．同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。
4．化学动力学基础——有效碰撞、活化能、过渡态理论有效碰撞——能发生化学反应的碰撞。
有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。
活化分子——在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。
（1）发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞，这还决定于分子运动的取向问题。
（2）有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关活化能——活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。
（1）活化能的大小是由反应物分子的性质决定（2）活化能越小则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内有效碰撞越多，则反应速率越快。
（3）活化能的大小虽然意味着 一般分子成为活化分子的难易， 但是却对这个化学反应前后的 能量变化并不产生任何影响。
如图所示： E 1 ：活化能E 2 ：活化分子变成生成物分子放出的能量 E 2-E 1：化学反应前后的能量变化过渡态理论——反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。
过渡态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能。
5．影响因素——浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等（1）浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。
故改变固体物质的量对速率无影响。
（2）压强：对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V 正、V 逆的改变程度是不相同的。
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V ( H 2)
V ( NH 3)
问题1
观察并回答，分别用三种物质表示的反 应速率之间有什么关系？
结论1
同一个反应，用不同的物质来表示反应速率， 数值可能是不一样的，所以应注明是由哪种物 质表示的。 同一反应中，同一时间段内各物质的速率 之比等于化学计量数之比。
N 2 3H 2 2 NH 3
0.5 0.1 0.4 1.5 0.3 1.2 0 0.2 0.2
起始浓度(mol/L) 转化浓度(mol/L) 2s末浓度(mol/L)
V ( N 2)
△C 0.1mol / L 0.05mol/（L s） △t 2s
△C 0.3mol / L 0.15mol （ / L s） △t 2s
实验测量来判断反应的快慢
①测定相同时间内产生氢气的体积的 大小 ②测定产生相同体积的氢气所需的时 间的长短
有
阅读教材P2
效
碰
撞
1、什么是有效碰撞？
2、什么是活化分子？
3、什么是活化能？
三、简化后的有效碰撞模型
在一个洁净的容器中，使H2、O2按体积比为2：1的比例混 合，气体分子因自由运动而不断相互碰撞（相互接触）。 研究结果表明，分子发生碰撞的机会很多，如在常温常压 下，每个H2、O2自身或它们之间的碰撞频率为2.355×1010 次/秒。假如每次碰撞都能发生化学反应，则化学变化瞬间 即可完成，但事实并非如此。
对于具体反应：aA bB cC dD
v(A):v(B):v(C):v(D)= a:b:c:d
例2、反应A + 3B == 2C + 2D在四种不同情况下的反应速 率分别为①VA = 0.15mol· L-1· s-1 ②VB = 0.6mol· L-1· s-1 ③Vc = 0.4mol· L-1· s-1 ④VD = 0.45mol· L-1· s-1 则该反应在不同条件下速率快慢顺序是 ④﹥ ②= ③﹥ ①
结论2：在同一反应中，反应速率的大小不能单纯 地看数值大小。应化为同一种物质的反应速率再 进行比较。
二、测定化学反应速率的方法
【思考与讨论】 对于锌和不同浓度的稀硫酸的实验，你 准备如何比较反应速率的快慢？
实验现象来判断反应的快慢
①观察产生气泡的快、慢； ②观察试管中剩余锌粒的多、少； ③用手触摸试管，感受试管外壁温度的 高、低
，
归
纳
总
结
一个反应要发生一般要经历哪些过程？
普通 分子
活化 能
活化 分子
合理 取向的 碰撞
有效 碰撞
新物质
能量
活化能 能 量
E1
没加催化剂
活化分子
活化分子 变成生成 物分子放 出的能量
加了催化剂
E2
反应物
反应热 生成物 反应过程
催化剂作用:可以降低化学反应所需的活化能,也
就等于提高了活化分子的百分数,从而提高了有效 碰撞的频率.反应速率大幅提高.
活化分子的多少又与什么有关？
3、活化能
活化分子高出反应物分子平均能量的部分
活化能
能 量
E成 物分子放 出的能量
E2 反应热 生成物
反应过程
结论：
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，
活化能的大小是由反应物分子本身的性质决定。
推论:
活化能越小，一般分子成为活化分子 越容易 越多 活化分子数 ，单位时间内有效碰 越快 越多 撞 ， 则反应速率 。
爆 炸
很快
很慢
这 些 化 学 反 应 的 快 慢 有 何 差 异 ？
较快
牛奶变质
较慢
溶洞形成
铁桥生锈
不同的化学反应快慢是不一样的。用 什么来比较和描述不同反应的快慢呢？
化学反应速率是用来衡量化学反应进 行快慢的一个物理量。
一、化学反应速率
用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加 来表示。 表达式：v(B) = △c(B)/△t V(B) = △n(B)/(V· △t)
单位:mol/(L· s) 或 mol/(L· min)
PS： （1）、必须是 “浓度” 的 “变化量”,取正值。
（2）、化学反应速率是在某一时间段内的平均速率， 而不是某一时刻的瞬时速率。
（3）、固体或纯液体的浓度是定值，不能用固体或纯液 体来表示化学反应速率。
三步走
【例1】在2L的密闭容器中，加入1molN2和3molH2，发 生 N2+3H2 = 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol 的NH3，求该反应的化学反应速率。
结论：并不是每次分子间的碰撞都能引起化学反应 只有部分分子间的碰撞才能引起化学反应，这种碰 撞称为有效碰撞。
1、有效碰撞
引起分子间化学反应的碰撞
反应物之间如果要发生反应，首先要满足能够发生 碰撞的前提，即不能被分隔到两个容器之中。
分子间的碰撞是发生化学反应的 必要 条件
而有效碰撞是发生化学反应的 充要 条件 某一化学反应的速率大小与
单位时间内有效碰撞的次数有关
为什么有的碰撞可以发生反应，而有的不能发生 反应? 与哪些因素有关系？
A B C
推断：碰撞能否发生反应与分子的能量和碰撞取向有关
2、活化分子
具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
发生有效碰撞的分子 一定是 活化分子， 活化分子的碰撞不一定是 有效碰撞。 有效碰撞次数的多少与 单位体积内反应物中活化分子的多少有关。