反應速率與化學平衡
基礎反應速率可用氣體體積、質量變化或顏色深度隨時間的圖線量度，濃度、溫度、粒度和催化劑靠增加有效碰撞來提速；可逆反應在密閉系統中達到動態平衡，濃度或溫度改變會令平衡位置移動，催化劑只加快到達平衡。
- 速率曲線的斜率代表速率；常用氣體體積、質量變化或顏色深度跟隨反應進度。
- 碰撞理論：濃度、溫度、粒度的影響都可用碰撞頻率與有效碰撞比例解釋。
- 催化劑提供較低能量途徑加快反應，本身質量與化學性質不變，也不改變平衡位置。
文體小知識：科學知識說明文——以大理石與鹽酸等實例說明影響反應速率的因素與碰撞理論，再由可逆反應引入動態平衡與平衡移動的判斷。
§課文原文 Passage
1鐵鏽蝕要經年累月，氫氣與氧氣的爆炸卻在一瞬之間。反應速率描述反應進行的快慢，通常以單位時間內反應物減少或生成物增加的量來表示。實驗上常用量度氣體體積、混合物質量或顏色深度的變化來跟隨反應進度，把數據繪成圖線，曲線的斜率就是速率：斜率愈大，反應愈快；曲線漸趨平緩，代表反應物逐漸耗盡。
2為甚麼條件改變會影響速率？碰撞理論指出：粒子必須碰撞才能反應，而碰撞要有足夠能量才有效。增加濃度令單位體積內粒子數目增加，碰撞更頻密；升溫令粒子運動更快、具有足夠能量的碰撞比例上升，速率顯著加快；把固體研成粉末增大接觸表面積；催化劑則提供另一條能量需求較低的反應途徑。
3有些反應可以雙向進行：正反應把反應物變成生成物，逆反應同時把生成物變回反應物，這是可逆反應。在密閉系統中，正逆反應速率最終相等，各物種濃度不再改變，系統達到動態平衡。動態二字提醒我們：反應並未停止，只是兩個方向的變化互相抵消，是同一時間內增減相等。
4平衡狀態會因條件改變而被打破。增加反應物濃度，平衡向生成物方向移動以消耗多出的反應物；升高溫度，平衡向吸熱方向移動。總括而言，改變條件後，平衡總是朝減低該改變影響的方向移動，這就是預測平衡移動的原理。定溫下平衡常數是一個定值，濃度改變不會改變它的數值，溫度改變才會。
5化學平衡的知識直接支持工業生產：製造氨和硫酸的工廠透過控制壓強、濃度和溫度等變數，爭取最佳的產量與速率組合。日常生活中，汽水開瓶時冒出大量氣泡、雪山溶氧量隨溫度變化，都是平衡移動的例子。掌握速率與平衡兩套概念，便能解釋並控制身邊的化學變化。
1重點摘要 Summary
反應速率可用氣體體積、質量變化或顏色深度隨時間的圖線量度，濃度、溫度、粒度和催化劑靠增加有效碰撞來提速；可逆反應在密閉系統中達到動態平衡，濃度或溫度改變會令平衡位置移動，催化劑只加快到達平衡。
2生字卡 Vocabulary
單位時間內反應物被消耗或生成物被生成的量，描述反應快慢。
粒子須碰撞且能量足夠才能反應的理論，用以解釋影響速率的因素。
反應進度對時間的圖線，斜率代表速率；斜率漸小表示反應物漸耗。
提供較低能量反應途徑、加快反應而本身質量與化學性質不變的物質。
固體反應物與其他反應物接觸的面積；研碎固體可增大表面積加快反應。
正逆兩個方向都可進行的反應，化學式用雙箭號 ⇌ 表示。
密閉系統中正逆反應速率相等、各物種濃度保持不變的狀態。
濃度或溫度等條件改變時，平衡向減低該改變影響的方向移動。
平衡時反應物與生成物相對含量的狀態；條件改變會令它移動。
定溫下描述平衡時反應物與生成物濃度關係的常數 Kc；溫度改變才會改變其值。
3逐步講解 Steps
- 第一步：如何量度反應速率量度速率的方法因反應而異，常用的是跟隨某個可觀察的變化：收集並量度生成氣體的體積、量度系統總質量的減少、或用比色法跟隨顏色深度。舉個例子：大理石與稀鹽酸反應放出二氧化碳，把不同時間收集的氣體體積繪成圖線，開頭斜率最大，代表起始速率最快；曲線後段轉平，代表反應物逐漸耗盡，反應完成。讀速率曲線圖是卷一的必考技能，斜率與最終高度各有意義，不可混淆。
- 第二步：濃度與壓強對速率的影響碰撞理論解釋：反應的第一條件是粒子碰撞，而且碰撞要有足夠能量才有效。增加濃度（氣體則增大壓強）令單位體積內粒子數目增加，碰撞頻率上升，單位時間內有效碰撞次數增加，速率加快。舉個例子：用 2 mol dm⁻³ 鹽酸比用 0.5 mol dm⁻³ 鹽酸與大理石反應快得多，氣泡明顯更急促；煉鋼爐鼓入高壓空氣，也是用同一原理加快燃燒反應。答解釋題時要講「碰撞頻率增加」，只寫「碰撞增加」不夠準確。
- 第三步：溫度對速率的影響升高溫度令粒子平均動能增加，運動更快，碰撞更頻密之餘，更重要的是有足夠能量進行反應的碰撞比例大增，所以速率顯著加快。舉個例子：食物放進雪櫃低溫保存，令食物腐壞的化學反應和微生物反應都放慢；實驗室量度硫代硫酸鈉與稀硫酸反應出現混濁所需時間，溫度每升十攝氏度，時間明顯縮短。一般而言，溫度每升高十度，反應速率約增大一倍至三倍，這也是高壓鍋煮食更快的原因。
- 第四步：粒度與催化劑固體反應物只有表面能參與碰撞，研成粉末令接觸表面積大增，碰撞機會隨之增加。舉個例子：同質量的大理石粉與 2 mol dm⁻³ 鹽酸反應，比大理石粒快得多，起始曲線斜率大許多；麵粉廠嚴禁明火，正是怕懸浮麵粉塵粒與空氣接觸面大而引發猛烈爆炸。催化劑提供另一條能量門檻較低的反應途徑，令更多碰撞變成有效碰撞。舉個例子：過氧化氫分解本來極慢，加入少量二氧化錳粉末便迅速放出氧氣，而二氧化錳反應前後質量與性質不變。
- 第五步：可逆反應與動態平衡有些反應可雙向進行，化學式用雙箭號 ⇌ 表示。在密閉系統中，起初正反應快、逆反應慢；隨着生成物累積，逆反應漸快，最終兩者速率相等，各物種濃度維持不變，達到動態平衡。舉個例子：密閉瓶中的水，蒸發與凝結速率相等時，水位與水蒸氣濃度都不再改變，但分子仍不斷在兩相之間來往。緊記平衡的兩個特徵：正逆速率相等、濃度恆定；條件是密閉系統，物質不能進出，這些都是考試常問的判斷位。
- 第六步：平衡移動的預測條件改變會打破平衡，系統隨之調節，直到達到新平衡。預測方向的總原則：平衡向減低該改變影響的方向移動。增加反應物濃度，平衡向生成物方向移；增大氣體壓強，平衡向氣體分子數較少的一方移；升高溫度，平衡向吸熱方向移；降低溫度則向放熱方向移。舉個例子：棕紅色的二氧化氮與無色四氧化二氮以 N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 共存，升溫顏色變深，說明平衡移向生成二氧化氮的一方，並可推知該方向是吸熱方向。催化劑同時加快正逆反應，只縮短到達平衡的時間，不移動平衡位置，也不改變產量。
- 第七步：速率與平衡的工業智慧工業生產同時關心速率與產量：速率太慢賺不了錢，平衡位置不對產量便低。舉個例子：合成氨的工廠用適中的溫度（兼顧速率與平衡）、高壓（有利生成氨的一方）和催化劑（加快到達平衡），並把生成的氨液化移走，令平衡不斷向生成氨的方向補充。這種「一邊反應、一邊移走生成物」的策略，是平衡原理最有價值的應用。日常例子還有汽水：瓶蓋緊閉時壓強高，二氧化碳溶得多；開瓶後壓強驟降，平衡移向放出氣體，泡沫湧現，正是平衡移動的現場示範。
4圖解 Diagrams
5例題示範 Example
實驗（一）：同質量的大理石粉與大理石粒分別與過量的 1 mol dm⁻³ 稀鹽酸反應，各繪出二氧化碳體積對時間的曲線。實驗（二）：密閉注射器內盛 N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 混合氣體，升溫後棕紅色變深。試比較兩曲線並解釋，再判斷升溫時平衡移動的方向與該方向的反應熱。
- 實驗（一）：大理石粉的曲線起始斜率明顯較大，即起始速率較快；兩條曲線最終到達相同的氣體體積。
- 解釋：粉末的接觸表面積較大，單位時間內碰撞次數較多，速率加快；因鹽酸過量而大理石質量相同，生成的二氧化碳總量相同。
- 實驗（二）：升溫顏色變深，表示 NO₂ 濃度上升，平衡由左向右移動，即向生成二氧化氮的一方移動。
- 由平衡移動總原則：升溫時平衡向吸熱方向移動，故由 N₂O₄ 變為 NO₂ 的正反應是吸熱反應。
- 答案：大理石粉起始速率較快（表面積大、碰撞頻率高），但最終氣體體積相同；N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 升溫時平衡向右（生成 NO₂、顏色變深）移動，該方向為吸熱方向。
6常見錯誤 Mistakes
75 題快測 Quick check
Q1實驗上可用哪些變化跟隨反應進度以量度速率？
Q2以碰撞理論解釋為何升高溫度能加快反應。
Q3催化劑如何加快反應？它會改變平衡位置嗎？
Q4N₂O₄ ⇌ 2NO₂ 系統升溫後顏色變深，平衡向哪方移動？該方向吸熱還是放熱？
Q5達到動態平衡的系統有哪兩個特徵？需要甚麼條件？
8重點回顧 Recap
- 速率曲線的斜率代表速率；常用氣體體積、質量變化或顏色深度跟隨反應進度。
- 碰撞理論：濃度、溫度、粒度的影響都可用碰撞頻率與有效碰撞比例解釋。
- 催化劑提供較低能量途徑加快反應，本身質量與化學性質不變，也不改變平衡位置。
- 動態平衡兩特徵：正逆速率相等、濃度恆定；條件是密閉系統。
- 條件改變後，平衡向減低該改變影響的方向移動；定溫下 Kc 為定值，溫度改變才會改變。