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反応速度

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化学反応速度論は、化学反応がどの程度の速さで進むか、その機構と条件依存性を研究する分野である。

反応速度は、単位時間あたりの反応物濃度の減少や生成物濃度の増加として表される。

活性化エネルギー

反応が進むために越える必要があるエネルギー障壁を活性化エネルギーという。温度を上げると一般に障壁を越える粒子の割合が増える。

触媒は別の反応経路を提供して反応速度を変えるが、反応全体では消費されない。平衡定数そのものは変えず、平衡到達を速める。

反応速度がv=k[A]ᵐ[B]ⁿと表されるとき、m,nは実験から求める反応次数である。正味の化学反応式の係数と必ず一致するわけではない。素反応なら分子の衝突に対応する関係を立てられる場合があるが、多段階反応全体の速度式は機構から導く必要がある。

−d[A]/dt=k[A]を積分すると[A]=[A]₀e⁻ᵏᵗとなる。k=0.10 s⁻¹なら半減期はln2/k≈6.93秒。一次反応では半減期が初濃度によらないが、二次反応などでは異なる。濃度のグラフだけでなくln[A]対時間の直線性を調べると、一次反応モデルを検討できる。

アレニウス式k=A exp(−Eₐ/RT)は、速度定数の温度依存を表す代表的な近似である。温度を上げれば多くの反応で速くなるが、触媒の失活や機構の変化があれば単純な外挿はできない。平衡までの時間と最終的な平衡組成を分け、速い反応だから生成物が多いと決め付けないことが重要になる。

v=k[A]²なら、他条件を固定して[A]を3倍にすると速度は何倍か。

解答と考え方を見る

9倍。反応次数が2だから二乗に比例する。速度式が同じ範囲で有効であることが前提。

資料確認日：2026-10-12。