化学反应速率理论
化学反应速率理论
一.碰撞理论
例：2HI（g）=H2（g）+I2（g） 773K，c[HI]=10-3 mol·L-1
理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5×108 次·L1·s-1 如每次碰撞都发生反应，v=5.8×104 mol·L-1·s-1 但实验测出：v=1.2×10-8 mol·L-1·s-1
所以，并非每一次碰撞都发生预期的反应，大 多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应， 只有非常少非常少的碰撞是有效的。
一.碰撞理论
化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为 前提，即反应物分子之间的碰撞是先决条件。
1918年，路易斯（G.N.Lewis）提出反应速率的 碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子 或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或 离子要互相碰撞。没有粒子间的碰撞，反应的进行 则无从说起。反应物分子碰撞的频率越高，反应速 率越快。
在催化剂反应中，由于改变了活化配合物的组 成，改变了反应的机理，降低了反应活化能，从而 同等地改变正、逆向反应速率。
※一个反应要发生一般要经过哪些过程
普通 分子
活化能
活化 分子
合理取向 碰撞
有效 碰撞
新物质
能量
例题
❖ 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能量的那部分
E1--反应物的平均能量 E2--产物的平均能量 Ec--活化配合物的平均能量 ∆H--化学反应的反应热
活化配合物分子具有比反应物和 生成物分子更高的能量Ec，只有反应 物分子吸收足够能量时，才能“爬过” 这个能垒，反应才能进行。
无机及分析化学二章节化学反应速率
对气体而言,C可以以p表示,如上例
v=k ·C(O2) 或v=k’·p（O2） k大小由实验测得
v2 = kc2(NO2)
3、应用反应速率方程时应注意的问题
速率方程通式: 对于反应 aA+bB=dD+eE
v=k·CAm·CBn 对于基元反应:v=k·CAa·CBb 对于非基元反应:v=k·CAm·CBn 基元反应的a.b 是方程式中的系数, 非基元反应的m.n是由实验所测数据得出 m.n可能与a.b相同,也可能不同.m=a,n=b不代 表此反应一定是基元反应
对于 H2 ：1级
对于：Cl2 0.5级
对于整个反应：1.5级
反应级数与实验条件有关；如蔗糖水解 反应是二级反应，但当水为大量时，可 视为水的浓度不变，即反应对水是零级、 总反应变为一级反应。
复杂反应的反应级数求法：由实验测：
例: 298K, 3I-(aq) + S2O82-(aq)= 2SO42- + I3求k、m、n、m+n
代入 第一组（或其他组）数：
k= 0.65mol-1·min-1·L
浓度如何影响反应速率 ——影响单位体积内活化分子的总数
C(反应物)增大，单位体积内分子数增大、有 效碰撞次数增大、v增大；
活化分子总数增大但活化分子百分数f不变
单位体积内分子数 活化分子数 f
100个
8个
f=8%
浓度增大 1000个
《有机化学》第二章 化学反应速率
1.2×10-2 = k ×(1.0)x ×(1.0)y 4.8 × 10-2 = k ×(1.0)x ×(2.0)y
以上两式相除得： y＝2
该反应的速率方程为： kcA cB2
②将任何一组实验数据代入速率方程
1.2102 mol L1 S 1
k cA cB2 (1.0mol L1)(1.0mol L1)2
催化剂通过改变反 应历程，降低反应的 活化能，从而间接增 加活化分子百分数， 加快反应速率。
注：一般反应中，反应级数x、y由实验确定，x、y可以 是整数，分数 或 零。
例： 在 298.15 K 时，发生下列反应：
aA + bB
C
将不同浓度的 A，B 两种溶液混合，得到下列实验数据：
A的初始浓 度/mol·L-1
1.0
2.0 1.0
B的初始浓 度/mol·L-1
1.0
1.0 2.0
初始速率υ/ mol·L-1 ·s-1
[B] t
：物质B的浓度随时间的变化率。
二、瞬时速率
1 lim [B] B t0 t
第二节 影响反应速率的因素
一、 浓度对反应速率的影响 1.速率方程式：
一般反应： mA+nB
pC+qD
kcAx cBy
⑴速率常数k： 只与温度、催化剂有关，与浓度无关。
⑵反应级数
①定义：速率方程式中，反应物浓度的指数x、y分别称为 反应物A和B的反应级数。总反应级数 = x + y
3.质量作用定律：— 只适用于基元反应
质量作用定律：恒温下，基元反应的化学反应 速率与各反应物浓度方次的乘积成正比，反应 物浓度的方次数就等于化学反应式中各相应物 质的计量系数。
化学动力学中的反应速率定律
化学动力学中的反应速率定律化学反应是化学领域的重要研究方向之一，在化学反应研究中，反应速率是一个重要的指标。
反应速率定律是描述化学反应速率与反应物浓度之间的关系的定律，是研究化学反应动力学的基础理论。
一、反应速率反应速率是指在化学反应中单位时间内反应物消耗量或产物生成量的变化率。
通常用符号v表示，单位为mol/L·s。
反应速率可以通过化学反应前后浓度、温度、催化剂等因素来改变。
二、反应速率定律反应速率定律是描述化学反应速率与反应物浓度之间的关系的定律。
其中，对于简单的化学反应，反应速率与反应物浓度之间的关系通常表示为：v = k[A]^m[B]^n其中，k称为速率常数，m和n分别表示反应物A和B的反应级数，反应级数是描述反应物对反应速率的影响程度的指标。
通常情况下，反应级数会与反应物的摩尔数相对应。
在上式中，速率常数k是一个实验数据，它与反应物浓度有关，与反应物物质本身无关。
在一定温度和催化剂的影响下，速率常数具有特定的数值。
三、速率常数速率常数表示反应速率和反应物浓度间关系的强度，它不仅与反应物物质有关，还与反应温度和催化剂有关。
据此，可以用图像表达式给出速率常数与反应温度的关系：k = A·exp(-Ea/RT)其中，A称为指数因子，exp为以自然常数e为底的指数函数，Ea是反应的活化能，R是气体常量，T是绝对温度。
由此可见，反应温度越高，反应速率越快，速率常数越大。
四、反应反应机理如果反应发生在多步骤过程中，速率定律就无法完全描述反应速率。
为此，需要用反应机理描述反应过程，即将复杂的反应分解为简单的小反应，并确定每个小反应的速率常数和活化能，从而计算出大反应的总速率常数。
反应机理通常通过动力学、热力学、光谱学和单分子反应等手段来研究。
五、总结反应速率定律是化学反应研究的基础，通过速率常数的计算，可以预测反应速率和反应物浓度的关系，而反应机理则帮助我们理解反应过程的细节。
第三章-化学反应速率理论
. surface
一
势 能 ）面 （
1. 势能面概念的提出：
反应体系从始态经活化状态到终态，必然伴随着势能的 起伏变化，如果将这连续变化的势能标示出来，就构成了一 个如山峦起伏的势能面。如果能计算出势能面上越过某一能 垒的频率，即能计算出反应速率。
根据碰撞理论：
k PBT1/ 2eEc / RT
d ln k dT
1 2T
Ec RT 2
公 式 的
Ea
RT 2
1 2T
Ec RT 2
Ea
Ec
1 2
RT
比
EC——临界能
较
Ea——表观活化能（实验值）
由此式可知Ea与T确实有关。
Ea与Ec的异同
Ea=E活-E反——表观活化能是2个平均能量之差，是一个
正面碰撞 活化络合物 B-C键拉长
A-B成键 AB与C分离
设：x轴表示rAB，y轴表示rBC，z轴表示V， 则可得一势能面图形：
将势能面投影到一个平面图中——势能曲线 （RTP曲线）图，每条曲线是等势能线，线上数字 越大，势能越高。RTP曲线代表由A+B-C→A-B+C 的耗能最少的途径——反应坐标。
过渡态(T)能量 是所有其它中间 态能量最低的。
由R到达P点，需跨 越的最低势垒是T点
R——反应物（A+B-C）势能——势阱； T——活化络合物势能（[A…B…C]）——过渡态——势垒 ——鞍点； P——产物（A-B+C）势能——势阱； D——某种中间态势能（A…B…C）
化学中的化学反应速率(化学知识点)
化学中的化学反应速率（化学知识点）化学反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的速率。
反应速率的快慢对于化学反应的研究和应用具有重要的意义。
本文将介绍化学反应速率的定义、影响因素以及如何测定反应速率。
一、化学反应速率的定义化学反应速率是指在一定条件下，反应物消失或产物生成的速率。
一般情况下，反应速率可以通过反应物消失的速率来描述，以此来衡量反应进行的快慢。
化学反应速率可以用如下公式来表示：速率= ΔC/Δt其中，ΔC表示反应物浓度的变化量，Δt表示时间的变化量。
速率的单位可以是摩尔/升·秒（mol/L·s）、分子/升·秒（molecules/L·s）等。
二、影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响，主要包括以下几个方面。
1.反应物浓度：当反应物浓度增加时，反应物之间的碰撞频率增加，从而增加了反应的可能性，使得反应速率加快。
2.温度：提高温度会增加反应物的动能，使反应物之间的碰撞更加频繁且具有更高的能量。
因此，温度升高会加快反应速率。
3.催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，使反应物更容易发生反应。
催化剂的存在可以提高反应速率，而不参与反应本身。
4.表面积：反应物的表面积越大，反应物颗粒之间的碰撞频率就越高，反应速率也会增加。
5.反应物的物理状态：气相反应相较于固相反应和液相反应具有更高的反应速率，因为气态分子之间的自由运动能带来更频繁的碰撞。
三、测定反应速率的方法测定反应速率是研究反应动力学的重要手段，常用的方法有以下几种。
1.逐点法：在反应过程中，定时取样，通过测定不同时间点上反应物消失或产物生成的量来计算反应速率。
2.连续监测法：利用分光光度计、电导计等仪器对反应过程进行实时监测，获得反应物浓度的变化曲线，从而计算反应速率。
3.消失溶液平行测定法：将相同溶液分装到多个容器中，分别对不同容器中的反应液进行逐点法测定并计算平均速率，以提高测定结果的准确性。
化学反应动力学基础-§3反应速率理论
●§3反应速率理论（The Rate Theories ofElementary Reaction）在第一章已经讲解了化学反应动力学参数n、k、Ea、A 的实验测定方法，其中k、Ea、A是决定化学反应速率大小的主要因素。
对于有的化学反应，这些动力学参数不易测定。
能否不做实验，而是借助于分子运动理论和分子结构参数（键长、键能、键角、振动转动频率）来计算化学反应的k 值呢？●§3.1气相基元反应的简单碰撞理论(The Simple Collision Theory of Gas-Phase Elementary Reactions, SCT)简单碰撞理论是Lewis在1918年提出后发展起来的。
它借助一些基本假设，推导出双分子气相反应的速率常数k的表达式。
●§3.1.1简单碰撞理论的基本假设( The Basic Hypotheses ofSCT )①气体分子是刚性硬球；②气体分子A与气体分子B之间若要发生化学反应，这两个分子必须彼此碰撞；③不是所有的碰撞都能导致化学反应发生，只有沿着两个碰撞分子连心线上的相对平动能超过阈能Ec （threshold energy ）或临界能的碰撞才能引起化学反应；④反应进行中，Maxwell-Boltzmann 气体分子速率的平衡分布总是保持着的。
§3.1.2分子运动理论基础*(The Kinetic-Molecular Theory ofGas )Maxwell 速率分布：f (v ,T)＝NdvdNv ＝4π(Tk m B 2)23v2exp(-Tk mv B 22)Maxwell 能量分布：平动能εt ＝21mv 2 d εt ＝mv d vNdN E ＝f (v ,T)d v ＝4π(Tk m B 2)23v2exp(-Tk mv B 22)d v＝π2(Tk B 1)23exp(-Tk B tε)εt 21d εf (εt )＝π2(Tk B 1)23exp(-Tk B tε)εt 21分子的平均速率v ＝NvNBBB ∑＝NvdNv⎰∞0＝NvdNv⎰∞＝⎰∞)(dv v vf＝4π(Tk m B 2)23⎰∞-023)2exp(dv T k mv v B ＝mTk B π8⎰∞-0222)2()2exp()2(T k mv d T k mv T k mv B B B＝mT k B π8 （⎰∞-0)exp(dx x x ＝1 分步积分）§3.1.3分子互碰频率 (The Collision Frequency of Molecules ) ①异分子互碰频率 A ＋B —→已知容器中有N A 个A 分子和N B 个B 分子，A 分子的平均速率为A v ，B 分子的平均速率为B v 。
化学反应速率的碰撞理论和反应机理
化学反应速率的碰撞理论和反应机理化学反应速率是研究化学反应进行的快慢程度的重要指标，了解反应速率的影响因素以及背后的碰撞理论和反应机理对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
一、化学反应速率的定义和计算化学反应速率指的是单位时间内反应物浓度或产物浓度的变化量。
在物质质量不变的情况下，反应速率可以通过测量反应物浓度或产物浓度的变化来计算。
二、碰撞理论的基本原理碰撞理论认为，化学反应需要分子之间的相互碰撞。
只有具有足够的能量和正确的空间取向的碰撞才能引发反应。
碰撞理论中的关键概念包括反应物的有效碰撞频率和活化能。
1. 有效碰撞频率有效碰撞频率是指单位时间内发生的具有足够能量的碰撞次数。
有效碰撞频率与反应物分子浓度的乘积成正比，即反应物浓度越高，有效碰撞频率越高，反应速率也会增加。
2. 活化能活化能是指反应物分子在碰撞时必须具有的最低能量。
只有具备超过活化能的能量的碰撞才能导致反应发生，而低于活化能的碰撞将会导致分子反弹并无法完成反应。
三、反应机理和过渡态理论反应机理是描述反应过程中发生的中间步骤和反应路径的详细说明。
过渡态理论则是解释反应机理中的活化能和反应速率的理论基础。
1. 过渡态过渡态是反应物和产物之间的临时性分子结构，具有介于反应物和产物之间的特性。
它是反应中的临界点，决定了反应物质是否能够转化为产物。
2. 反应中间体反应中间体是指反应过程中生成的，具有相对稳定性的中间产物。
它在反应机理中扮演了重要角色，可以通过实验和理论计算来证实其存在。
3. 化学键的形成和断裂反应机理中关键的步骤是化学键的形成和断裂。
化学键的断裂需要克服能垒，而化学键的形成则释放能量。
反应速率取决于这些能垒的高低和反应步骤的快慢。
四、影响化学反应速率的因素化学反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
1. 温度温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而增加有效碰撞的频率和能够克服活化能的碰撞频率。
因此，温度升高会加快反应速率。
化学动力学中的反应速率理论
化学动力学中的反应速率理论在化学反应过程中，反应速率是指单位时间内反应物消失量或产物生成量与反应物浓度之积的比值。
而反应速率理论则提供了一种描述化学反应动力学的数学模型，可用于预测反应速率、反应机理和反应路径等方面的研究。
一、反应速率理论基础反应速率理论是基于化学反应物分子间碰撞的概率推导而来的。
根据亚当斯（Adams）和懦得罗夫（Guggenheim）提出的分子碰撞模型，反应物分子必须经过一定能量的阈值，才能碰撞并发生化学反应。
因此，反应速率与反应物分子碰撞的频率和碰撞能量有关。
二、反应速率常数与活化能根据反应速率理论，反应速率常数k和反应物分子碰撞的概率成正比例。
反应速率常数k的大小决定了反应速率的快慢，其大小受到反应物浓度、温度等因素的影响。
此外，反应速率理论还提出了活化能的概念。
活化能是指化学反应必须克服的能量阈值，只有高于此能量阈值，反应物分子才能进行碰撞并发生化学反应。
反应速率常数k和活化能之间有一个Arrhenius公式，可以用来描述反应速率常数的温度依赖性。
三、反应速率与反应机理的研究反应速率理论不仅可以用于预测反应速率和活化能，还可以用于研究反应机理和反应路径。
通过反应速率和温度对k和活化能的测量，可以推导出反应物子的反应路径和反应物状态的变化情况。
这对于研究复杂反应、优化催化剂以及发展新的化学反应渠道具有重要意义。
四、反应速率理论的应用反应速率理论在工业上有着广泛的应用。
例如，研究反应过程中的速率和活化能可以制定更好的催化剂。
同时，反应速率理论还有助于工业生产中的反应条件的优化，从而提高了生产效率和工艺质量。
在环境保护方面，反应速率理论也有着重要的作用，可以通过反应速率理论研究和模拟污染物的分解和去除过程。
总之，反应速率理论是描述化学反应动力学的重要理论模型，有着广泛的应用价值。
通过对反应速率、反应机理、活化能等因素的研究，可以为化学工业的发展、环境治理以及科学研究提供帮助。
化学反应速率的动力学模型的理论解释
化学反应速率的动力学模型的理论解释化学反应速率是描述化学反应过程中物质浓度变化率的物理量。
在化学反应动力学中，为了解释反应速率与反应物浓度的关系，科学家提出了多种动力学模型。
本文将对几种常见的动力学模型进行理论解释。
一、零级动力学模型零级动力学模型适用于指数上升或下降的反应速率情况。
该模型假设反应速率与反应物浓度无关，即反应速率为恒定值。
这意味着反应物浓度的变化不会影响反应速率，而是由其他因素所决定。
零级反应速率方程可以表示为R = k。
二、一级动力学模型一级动力学模型适用于反应速率与反应物浓度成正比的情况。
该模型假设反应速率与反应物浓度之间存在线性关系，即反应速率与反应物浓度呈一次函数关系。
一级反应速率方程可以表示为R = k[A]，其中R为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
三、二级动力学模型二级动力学模型适用于反应速率与反应物浓度成平方关系的情况。
该模型假设反应速率与反应物浓度之间存在二次函数关系。
二级反应速率方程可以表示为R = k[A]^2，其中R为反应速率，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
四、复合反应动力学模型复合反应动力学模型适用于复杂的反应速率与反应物浓度关系。
该模型可以由多种动力学模型的组合来表示。
例如，一个反应可以同时遵循一级和二级反应动力学。
复合反应动力学模型的具体形式将取决于反应的特殊情况和实验数据。
动力学模型的选择取决于具体的化学反应特征和研究目的。
科学家通过实验数据的分析和模型拟合来确定最适合描述反应速率的动力学模型。
其中，速率常数k是一个重要参数，表示了反应的速率和反应物浓度之间的关系。
除了上述介绍的几种常见动力学模型外，还存在许多其他模型用于解释不同类型的化学反应速率。
这些模型基于不同的假设和数学关系，可以更好地描述特定的化学反应动力学。
根据实际研究需求，科学家可以选择合适的模型来解释化学反应速率的变化规律。
总结起来，化学反应速率的动力学模型提供了一种理论解释反应速率与反应物浓度之间关系的方法。
无机化学-化学反应速率理论的简介
A+B-C→[A‥·B ‥·C]* →A-B+C
反应物 (始态)
活化络合物 (过渡态)
产物 (终态)
反应历程 —— 势能图 以反应 NO2(g) + CO(g) —— NO(g) + CO2(g) 为例说明：
NO2和CO的反应历程
O N OC O
B
反
应
历
程
势
能
A
图
NO2 CO
C
NO CO2
Ea=251 kJ·mol-1 Ea=175.5 kJ·mol-1
HCl + NaOH → NaCl+H2O, Ea≈20 kJ·mol-1
▲ 离子反应和沉淀反应的Ea都很小
一般认为Ea小于63 kJ·mol-1的为快速反应
小于40 kJ·mol-1和大于400 kJ·mol-1的都很难测定出
Question
化学反应会不会因活化分子的
Solution
消耗而停止？
具有各动能值分子的分布情况是由温度决定的。温
度一定，分布情况就一定。所占的百分数不但不减小反而增加了。
（2）反应是吸热的，如果维持体系温度不变，则活 化分子所占的百分数也不变；如果环境不能供应热量， 体系温度则降低，活化分子所占的百分数将随之减小。 即便这样，体系总还存在一个动能分布，总有一定数量 的活化分子。
能导致化学反应的碰撞叫有效碰撞，反之则为无效碰 撞。单位时间内有效碰撞的频率越高，反应速率越大。
只有能量足够大的分子 才能发生有效碰撞
—— 活化分子
Ee: 分子的平均能量。 Ec: 活化分子所具有的最低能量。 Ea: 活化能，即活化分子所具有的最
低能量与分子的平均能量的差值。 单位均为KJ·mol-1
无机化学：第三章 化学反应速率
第三章 化学反应的速率一、化学反应速率的概念化学反应速率是通过单位时间间隔内某反应物或某生成物浓度的变化来表示。
物质浓度的变化可以采用化学分析和仪器分析的方法测定。
单位为31mol dm s --⋅⋅，31mol dm min --⋅⋅等。
常用平均速率和瞬时速率来表示。
化学反应的瞬时速率等于时间间隔内0t ∆→时的平均速率的极限值。
表达式为0=lim t υυ∆→。
通常通过作图法来求瞬时速率，在c t -图像中，曲线上某一点切线的斜率的绝对值就是对应于该点横坐标t 的瞬时速率υ。
最有实际意义和理论意义的瞬时速率是初始速率0υ。
用反应进度定义的反应速率——对于任意一个化学反应0=B Bv B ∑，其反应速率可定义为单位体积内反应进度随时间的变化率。
表达式为1d d V tξυ=⋅ 用反应进度定义的反应速率值与物质的选择无关，也就是一个反应只有一个化学速率值，但与计量数有关。
二、化学反应速率理论——碰撞理论和过渡状态理论1、碰撞理论化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是有先决条件。
有效碰撞——能够发生反应的碰撞（1）能量要足够大（2）反应物分子要定向碰撞活化能和活化分子组——将具备足够能量（碰撞后足以反应）的反应物分子组，称为活化分子组。
分子组的能量要求越高，活化分子组的数量越少，这种能量要求称之为活化能，用a E 表示。
a E 在碰撞理论中，认为和温度无关。
a E →∞，活化分子组数则越少，有效碰撞分子数越小，故反应速率越慢。
分子不断碰撞，能量不断转移，因此分子的能量不断变化，故活化分子组也不是固定不变的。
但只要温度一定，活化分子组的百分数是固定的。
2、过渡状态理论（又称活化配合物理论）过度状态理论认为：反应的首要条件仍是反应物分子必须互相碰撞，但两个具有足够能量的反应物分子相互碰撞时，原来的化学键要断裂，新的化学键要形成，原子将要重新排列，经过一个过度状态，形成一种活化配合物。
化学反应的反应速率和反应机理
化学反应的反应速率和反应机理化学反应是物质发生变化的过程，其中的一个重要特征就是反应速率。
反应速率指的是反应物转化为生成物的速度，在化学反应中起着重要的作用。
同时，反应速率也取决于反应的机理，即反应路径和步骤。
本文将探讨化学反应的反应速率和反应机理的相关内容。
一、反应速率反应速率描述的是反应物浓度变化随时间变化的快慢程度。
通常用以下公式来计算反应速率：反应速率 = (反应物的浓度变化量) / (反应时间)例如，对于简单的一级反应A → 产物，反应速率可以表示为：反应速率 = -(Δ[A]) /Δt其中，Δ[A]表示反应物A的浓度变化量，Δt表示反应时间的变化量。
反应速率通常用mol/(L·s)或M/s来表示。
反应速率与反应物浓度的关系可以通过速率方程来描述。
速率方程表明了反应速率与反应物浓度之间的关系。
例如，对于简单的一级反应，速率方程可以写为：速率 = k[A]其中，k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。
二、影响反应速率的因素反应速率受多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和表面积等。
这些因素对反应速率的影响可以通过反应速率方程来描述。
1. 温度：温度的升高会导致反应物分子的平均动能增加，分子的碰撞频率和能量也相应增加，从而加快反应速率。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度之间呈指数关系：速率 = A·e^(-Ea/RT)其中，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。
可以看出，温度对反应速率具有显著影响。
2. 浓度：反应物浓度的增加会增加反应物分子之间的碰撞频率，从而提高反应速率。
对于简单的一级反应，反应速率与反应物浓度呈线性关系。
3. 催化剂：催化剂是一种可以加速化学反应的物质，它通过降低反应活化能来促进反应速率。
催化剂不参与反应本身，因此在反应结束后可重新利用。
4. 表面积：反应物的表面积增大时，反应速率也会增加。
这是因为反应物分子在表面上的接触面积增大，提高了碰撞频率。
2020高中化学化学反应速率理论简介
• Not all collisions leads to a reaction • For effective collisions proper orientation of the molecules must be possible
In the lock-and-key model of enzyme action, the correct substrate is recognized by its ability to fit into the active site like a key into a lock. In a refinement of this model, the enzyme changes its shape slightly as the key enters.
第5节 反应速率理论简介
20世纪，反应速率理论的研究取得了进展； 1918年路易斯（Lewis）在气体分子运动论的基础 上提出的化学反应速率的碰撞理论； 30年代艾林（Eyring）等在量子力学和统计力学的 基础上提出的化学反应速率的过渡状态理论。
一、 碰撞理论 碰撞理论认为：反应物分子间的相互碰撞是反应进行 的先决条件。反应物分子能量高；碰撞频率越大；碰 撞方向有利；有效碰撞次数多，反应速率越大。 即 Z**＝Z f P
(a) An enzyme poison (represented by the blue sphere) can act by attaching so strongly to the active site that it blocks the site, thereby taking the enzyme out of action. (b) Alternatively, the poison molecule may attach elsewhere, so distorting the enzyme molecule and its active site that the substrate no longer fits.
科学家解释化学反应速率的理论
科学家解释化学反应速率的理论化学反应是许多生态和工业系统中不可或缺的一部分。
在过去几十年中，科学家一直在努力研究和理解化学反应的机制和速率。
反应速率是指反应物被转化成产物的速度。
这个速度是由很多因素决定的，例如初始浓度、温度、催化剂和反应物之间的相互作用。
化学反应速率的理论是一个很广泛的领域，大量的研究已经提供了许多重要的发现和理论。
化学反应速率的理论与自然界中的热力学定律相联系。
热力学是涉及热量和能量之间的相互作用的科学领域。
在化学反应中，反应物会释放或吸收热量和能量，来满足分子之间能量的重分布。
热力学定律包括能量守恒定律和熵的增加定律。
能量守恒定律表示能量不能被创造或破坏，只能转换成不同形式。
熵的增加定律表示一个封闭系统呈现出发散的趋势，它必须通过增加系统的熵来保持稳定。
化学反应速率的理论被认为是一个动力学问题。
动力学是研究物体运动和相互作用的科学领域。
在化学中，这些相互作用是由分子之间的力量所导致的。
化学反应速率的理论建立在两个方面：反应过程的动力学和随机过程的热力学。
动力学可以用来描述分子之间的相互作用，而热力学可以用来描述反应物的热力和熵的变化。
反应速率通常由反应物的浓度决定。
浓度的增加可以增加反应物之间的相互作用，从而增加反应速率。
因此，反应速率通常会随着反应物的浓度的增加而增加。
此外，反应速率也会受到其它影响因素的影响，例如温度和催化剂的使用。
催化剂在化学反应速率的理论中扮演着非常重要的角色。
在化学反应中，催化剂可以提高反应物之间的相互作用。
它们可以改变反应物的电荷分布和结构，从而降低反应物之间的激活能。
激活能是激活化能的阈值，其必须在反应中克服，以使反应速率增加。
在化学反应中，动力学和热力学之间的相互作用是一个非常有趣的领域。
这种相互作用的基本规律已经被科学家们所发现。
他们已经发现了反应速率如何受到不同因素的影响，这对于生态和工业系统是非常重要的。
随着科技的不断发展，化学反应速率的理论也将不断完善，从而更好地理解它在不同领域中的应用。
化学反应中的反应速率与理论计算
化学反应中的反应速率与理论计算化学反应速率是指化学反应每个单位时间内的化学变化量。
了解反应速率对于理解和控制化学反应过程至关重要。
反应速率的确定和预测通常涉及到理论计算的应用。
本文将探讨化学反应中反应速率的概念、影响因素以及基于理论计算的方法。
1. 反应速率的概念反应速率是指反应物消耗或生成的速度与时间之间的关系。
一般来说，反应速率可以通过观察反应物浓度的变化或产品浓度的增加来确定。
常用的表示方式是速率方程式，具体形式如下：速率 = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，[A]和[B]分别代表反应物的浓度，m和n分别代表反应物的反应级数。
速率常数取决于反应物之间的反应机制，温度和催化剂等因素。
2. 影响反应速率的因素反应速率受到多种因素的影响，包括温度、浓度、催化剂和反应物性质等。
2.1 温度温度是影响反应速率的主要因素之一。
通常情况下，随着温度的升高，反应速率也会增加。
这是因为温度的升高会增加反应物的平均动能，使得分子具有更高的反应活性，碰撞能量也更大。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度的关系可由以下公式表示：k = A * e^(-Ea/RT)其中，k为速率常数，A代表碰撞的频率因子，Ea代表活化能，R代表理想气体常数，T代表温度。
2.2 浓度反应物浓度是另一个影响反应速率的重要因素。
一般来说，随着反应物浓度的增加，反应速率也会增加。
这是因为反应物浓度的增加会增加分子之间的碰撞频率，从而增加反应速率。
根据速率方程式可知，反应物浓度的增加会直接影响速率常数k的数值。
2.3 催化剂催化剂是一种能够加速反应速率但本身不参与反应的物质。
催化剂通过提供新的反应路径，降低反应物的能垒，从而增加反应速率。
催化剂能够有效地提高反应速率，降低能量消耗，并且在反应结束后保持原样，具有很高的催化效率。
2.4 反应物性质反应物的性质也会对反应速率产生影响。
例如，反应物的分子大小、分子间的相互作用力以及反应物的纯度等因素都会影响反应速率。
化学反应速率的表观动力学理论
化学反应速率的表观动力学理论化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的量，通常用反应物和产物的浓度变化方式描述，而化学反应速率的表观动力学理论则是用来解释化学反应的速率和动力学规律的。
在表观动力学理论中，反应速率是由反应物浓度随时间的变化所决定的，而反应速率常数则是由反应物本身的性质和反应条件所决定的。
表观动力学理论中的速率律方程在表观动力学理论中，速率律方程是用来描述化学反应速率和反应机理的重要工具，它通常采用差分方程或微分方程的形式来描述反应物浓度随时间的变化规律。
速率律方程中的反应动力学参数包括反应级数、反应活化能、反应温度等，它们在描述化学反应过程中扮演着重要的角色。
反应级数在表观动力学理论中，反应级数是指反应物分子在化学反应中的参与程度。
一般来说，反应级数可以通过实验方法来确定，最常见的实验就是通过测定反应物浓度随时间的变化来确定反应级数。
在反应级数确定后，就可以根据化学反应方程来确定反应机理，从而进一步了解化学反应的反应动力学规律。
反应活化能在表观动力学理论中，反应活化能是指反应物分子在化学反应中必须克服的能量的大小。
一般来说，反应物分子要克服反应活化能才能反应，反应速率会随着反应活化能的变化而变化。
当反应活化能越高，反应速率就越慢，反之则越快。
因此，反应活化能在表观动力学理论中扮演着关键的角色。
反应温度在表观动力学理论中，反应温度也是影响化学反应速率的重要因素。
通常来说，反应温度越高，化学反应速率就越快，因为高温会使反应物分子之间的碰撞频率增加，从而提高反应速率。
反之，反应温度越低，反应速率就越慢。
总结表观动力学理论是化学反应速率和反应动力学规律的重要理论基础，它通过速率律方程、反应级数、反应活化能和反应温度等参数来描述化学反应过程中的速率和规律。
在实际应用中，表观动力学理论在化学工业、环保、医药等领域都有着广泛的应用和深远的影响。
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化学反应速率理论
反应（1）为硫酸生产中的SO3的合成反应，反应（2）为合成 氨反应，都需要高温高压和催化剂的条件，而酸碱中和反应（3）在 常温常压下就能进行，且反应速率很快。
总之，反应的活化能的大小是决定反应速率的重要因素。碰撞
理论直观明了地说明了反应速率v
Ea的关系，但没有从分
子内部原子重新组合的角度去揭示活化能的物理意义。
化学反应速率理论
一、 有效碰撞理论与活化能
1918年，路易斯（Lewis）在阿仑尼乌斯研究的基础上，利用 气体分子运动论的成果，提出有效碰撞理论：化学反应发生的先决条 件是反应物分子间互相接触发生碰撞，但并不是每次碰撞都能发生化 学反应，大多数碰撞是无效的，只有相碰撞的反应物分子的能量超过 某一数值时，碰撞后才能发生反应。
化学反应速率理论
二、 过渡态理论
随着人们对原子、分子内部结构认识的深入， 1935年，艾林(Eyring)在量子力学和统计力学的 基础上提出了过渡态理论：化学反应不只是通过 反应物分子的简单碰撞就能完成的，在反应物到 生成物的转变过程中，必须经过一个中间过渡状 态，即反应物分子先形成活化络合物，然后再分 解为产物。
无机化学
化学反应速率理论
大气污染已经成为公众日益关注的环境问题，为了减少汽车尾气 的排放，可利用如下反应：
有些反应需要快速完成，而有些反应如橡胶的老化或者金属的腐 蚀，人们又常常希望它慢一些，因此只有在深入研究速率理论的基础 上了解反应机理，才能实现对反应速率和反应途径的控制。
自1889年阿仑尼乌斯提出活化分子、活化能之后，在气体分子 运动论和分子结构知识的基础上，逐渐形成有效碰撞理论和过渡态理 论两种主要的反应速率理论。
化学反应速率理论
活化分子具有较高的能量，以克服相碰撞时电子云之间的斥力， 并导致分子中旧键的断裂和新键的生成。反应速率的大小主要取决于 单位时间内有效碰撞的次数，而有效碰撞的次数不仅与活化分子的能 量、数目有关，也与反应的活化能密切相关。每个反应都有符合其特 征的活化能，在一定的温度下，反应的活化能越大、活化分子所占的 比例越小，单位时间内有效碰撞的次数越少，反应进行的速率就越慢。 反之，反应的活化能越小、活化分子所占的比例越大，反应速率就越 快。不同类型的反应，活化能差别很大，例如：
化学反应速率理论
图4－2 NO2和CO的反应过程
化学反应速率理论
图4－3 反应过程中势能变化示意图
化学反应速率理论
和CO分子必须越过势能垒，才能经由活化络合物生成产物分子NO和 CO2。 图4－3中，反应物分子的平均势能与活化络合物的平均势能之差为 正反应的活化能Ea，生成物分子的平均势能与活化络合物的势能之差为逆 反应的活化能Ea′。由此可见，在过渡状态理论中，所谓活化能的实质是反 应进行时所必须克服的势能垒，过渡状态理论中活化能的定义与分子碰撞 理论不同，但其对于反应过程能量变化的描述在本质上是一致的，而且根 据不同理论计算出来的活化能数值也比较接近。
化学反应速率理论
一般化学反应的活化能大约在40～400 kJ·mol-1之间，Ea＞ 400kJ·mol-1的反应极慢，难以观察，而Ea＜40 kJ·mol-1的反应速 率极快，如溶液中的离子反应。
活化能就是由反应物分子形成活化络合物时所要吸收的能量， 并以势能的形式储存在活化络合物分子中，当活化络合物转变为 产物分子时，其中一部分仍可以以热的形式释放出来。整个化学 反应的热效应与正逆反应的活化能满足以下关系：
化学反应速率理论
思考题4-1
两种速率理论中活化能的概念有什么区别与联系？
无机化学
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化学反应速率理论
活化能均为正值，反应热可以是正值也可以是负值。当Ea,正＜ Ea,逆时，ΔrHm＜0，正反应为放热反应，逆反应为吸热反应；反之， Ea,正＞Ea,逆时，则正反应为吸热反应， 逆反应为放热反应。由此 可知，在可逆反应中，正反应吸热，逆反应必定放热，其热效应 符号相反，数值相等。
过渡态理论把反应速率与反应物分子的微观结构联系起来， 能更好地理解活化能的本质，为认识化学反应奠定了理论基础。