有機化學的基礎210
徐弘毅：
1. 「碰撞理論」是說明化學反應如何產生的理論。「碰撞理論」認為一種化合物會反應變成另一種化合物，是因為分子的碰撞，使得原本的化合物破壞或與其他化合物結合。
2. 雖然在溶劑裡或固體物質的反應，情況不完全符合氣體的碰撞理論，還要考慮更多立體阻礙、極性等因素，但是這些化學反應還是具備碰撞理論的基本雛形。
3. 碰撞理論來自於氣體分子行為的研究。關於氣體的行為的所有研究，都整合在「理想氣體定律」：PV=nRT／壓力×體積＝分子莫耳數×氣體常數×溫度。「理想氣體定律」來自於「波以爾定律」、「亞佛加厥定律」、「查理定律」。
4. 依據「查理定律」，氣體的體積，在一樣的壓力下，溫度愈高，體積愈大。這是因為溫度愈高，氣體分子的動能愈強，移動速率愈快，碰撞頻率愈高，所以，氣體分子推擠出來的空間比較大。
5. 分子數挾帶的能量的分布，是一種溫度函數；溫度愈高，分子碰撞的平均能量愈大。
6. 「平均能量mean energy」是指能把「分子數」均勻分為「能量比較高」與「比較低」二大類的「能量」數值，並且比「平均能量」高的分子數，等於比「平均能量」低的分子數。為什麼要討論氣體分子的「平均能量」？
7. 在一個進行反應的容器中的氣體分子，受熱的情況並不相等，在同樣溫度下，有些氣體分子得到比較多的熱能，運動速率比較快，有些分子得到比較少的熱能，運動速度比較慢。
8. 介於各種能量的氣體分子數量的中間位置的，就是「平均能量」的分子數；「平均能量」的分子數量，是各種能量的分子數量的「中線」。
9. 把分子「數量」與「能量」相對比較，畫成「Boltzmann分布曲線」，「平均能量」的分子數量位於曲線的高峰區域附近，而曲線的「高峰區域」就是絕大部分氣體分子的碰撞能量。
10. 由於化學反應是在所有氣體分子的碰撞中進行，所以，大部分氣體分子的運動狀態，會影響最後的反應結果。因此，必須密切觀察最多氣體分子得到的能量是多少，這是衡量反應結果的重要指標。
11. 大部分有機反應的活化能大幅高於平均能量。平均能量的分子數量，是各種能量的分子數量的中線；跨越活化能的分子數量多寡，位於Boltzmann分布曲線最右邊的部分坡腳。
12. 所以，如果中線的數量往上拉，那麼中線右邊的曲線（代表分子數量）也會跟著往上拉，意思就是，跨越活化能的分子數量會變多，每單位時間跨越活化能的分子數量變多，反應速率就加快。
13. 舉例來說，即使活化能非常低3.0kcal/mole（約等於旋轉乙烷的能量障壁），把溫度從0℃提高到100℃，還是會大大增加跨越活化能障壁H°＞H‡的分子數量比例。
14. 這是因為「溫度」提高會提升所有氣體分子的動能，增加分子碰撞的力量或有效碰撞的機率，因此，跨越「活化能障壁」的分子數量變大。
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