反应速率理论简介
化学反应动力学的基本理论
化学反应动力学的基本理论化学反应是指化学物质间的相互作用导致化学变化的过程。
在这些反应过程中，各种不同的反应物混合在一起，产生一个新的组合物和反应产物，这个过程被称为化学反应。
化学反应动力学研究的就是这个过程的速度和机制。
化学反应动力学的基本概念
1. 反应速率
反应速率指的是化学反应的速度。
化学反应速率取决于反应物的浓度、温度、压力、催化剂和表面积等因素。
化学反应速率可以用化学反应方程式表示。
反应速率=反应物浓度的变化量/时间
2. 化学反应过程
在化学反应过程中，反应物被转化为反应产物，其中涉及到化学键的破裂和形成。
化学反应过程的速率受到温度、反应物浓度、催化剂等因素的
影响。
反应速率的变化可以通过反应物浓度和时间之间的关系来
确定。
3. 反应机理
反应机理是指化学反应过程的步骤。
每个步骤都有自己的速率
常数，这些步骤构成了一个完整的反应过程。
反应机理有助于我们了解反应的步骤，从而预测反应的主要产物。
反应机理可以通过物理实验、计算机模拟和其他方法来确定。
4. 反应活化能
反应活化能是指化学反应过程中必须克服的能量障碍。
活化能
越高，反应速率就越低。
化学反应需要一定的能量才能开始进行，这个能量称为活化能。
活化能是一种储存在反应物之间化学键中的能量。
当反应物遭受
足够高的能量撞击时，化学键破裂，反应物开始转化为产物。
化学反应速率及其表示方法反应速率理论简介
二、质量作用定律
当其他条件一定时，反应物浓度越大，化学 反应的速率越快。
对有气体参加的化学反应，增大压力，反 应速率也会随之增大。
质量作用定律指出: 在一定温度下，元反应 的反应速率与反应物浓度以其化学计量数的绝 对值为幂指数的乘积成正比。
(3) 温和的催化条件：酶在常温常压下即可发 挥催化作用，温度过高会引起酶变性，失去催化 活性。
(4) 特殊的 pH：酶只能在一定的 pH 范围内发 挥催化作用，如果 pH 偏离这个范围，酶的活性就 会降低，甚至完全丧失。
对于酶的催化作用机理，一般认为是通过生成 某种中间化合物进行的。酶 E 先与底物 S 形成中间 化合物 ES，然后 ES 再进一步分解为产物 P，并释 放出酶 E。此过程可表示为：
E + S 噲垐kk1?1? ES k2 E + P
r Hm rUm＝Em,2－Em,1 = (E－Em,1）（E－Em,2）
r H m＝Ea－Ea'
第三节 浓度对化学反应速率的影响
一、元反应和复合反应 二、质量作用定律 三、反应级数和反应分子数
一、元反应和复合反应
反应物的微粒间直接碰撞而一步实现的化 学反应，称为元反应。
大多数化学反应要经过若干个元反应才能完 成，这类反应称为复合反应。
反应级数通常是利用实验测定的。
（二）反应分子数
反应分子数是指元反应中参加反应的微粒 的数目。元反应分为单分子反应、双分子反应 和三分子反应。
反应级数与反应分子数是两个不同的概念。 反应级数是指速率方程中浓度项的幂指数之和， 可利用实验测定，它体现了反应物浓度对反应 速率的影响，其数值可能是整数、分数或零， 也可能是负数。反应分子数是对元反应而言的， 它是由反应机理所决定的，其数值只可能是 1、 2、3 。在元反应中，反应级数和反应分子数通 常是一致的。
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）
反应速率方程理论及应用研究
反应速率方程理论及应用研究反应速率方程是描述化学反应速率与物质浓度和其它影响因素之间关系的数学表达式。
其概念源于化学家Wilhelm Ostwald于1884年提出的“反应速度论”，导致了关于反应速率方程理论的繁荣发展。
反应速率方程理论不仅可以用于预测反应速率，还可以用于研究反应机理、最优反应条件等相关内容。
本文就反应速率方程理论及应用进行研究。
一、反应速率方程的基本概念反应速率方程，又称反应速度方程，是指描述反应速率与反应物浓度、反应物间隔时间、反应所需能量等因素之间关系的数学表达式。
一个典型的反应速率方程可表示为：rate = k[A]m[B]n其中k是反应常数，m和n表示各反应物浓度对反应速率的影响因素。
若m和n为1，则称为一级反应，表达式简化为：rate = k[A][B]其中，[A]和[B]为反应物浓度。
二、反应速率方程的应用1. 预测反应速率反应速率方程可用于预测反应速率，从而指导工艺生产。
例如，在化学工业中，根据反应速率方程确定反应物的浓度，预测产物生成速率，进而达到生产效益最大化。
2. 研究反应机理反应速率方程可以揭示反应的机理及每个步骤的能量变化。
在反应机理研究中，反应速率方程是一个强有力的工具，研究者可以根据反应速率方程阐明反应机理，预测反应生成物的产生速率等。
3. 寻求最优反应条件反应速率方程还是寻求最优反应条件的依据。
在反应条件探究中，根据反应速率方程调整反应物的浓度，控制反应过程温度，确保反应要素的充分利用，以达到产物最大输出的准条件。
三、引例在线性化反应速率方程研究中，假设有以下一组数据：[A] / mol·L^-1 0.01 0.02 0.04 0.08 0.16rate / mol·L^-1·s^-1 7.2×10^-3 1.58×10^-2 3.12×10^-2 6.04×10^-2 1.17×10^-1现在，我们希望根据上表的数据，确定反应常数和反应次数。
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。
反应速率化学反应的速度
反应速率化学反应的速度反应速率是描述化学反应进行的快慢程度的重要指标，它表示单位时间内物质浓度的变化。
本文将介绍反应速率的概念、影响反应速率的因素以及调控反应速率的方法。
一、反应速率的概念反应速率是指在化学反应中，反应物消耗或生成的速度。
反应速率可以用反应物的浓度变化来表示，通常以浓度随时间的变化速率表示。
化学反应速率的计量单位常用摩尔/升·秒（mol/L·s）或摩尔/升·分钟（mol/L·min）等。
快速反应的速率常较大，而慢速反应则速率相对较小。
二、影响反应速率的因素1. 反应物浓度：反应物浓度的增加可以提高反应速率。
反应物浓度越高，反应物分子间的碰撞频率越高，从而促进反应的发生。
2. 温度：温度升高能够加快反应物分子的平均动能，增加分子间的碰撞力度和频率，因此提高了反应速率。
3. 压力（对气体反应）：压力的增加会使气体分子的运动更加频繁，从而增加碰撞频率，促进反应的进行。
4. 催化剂：催化剂可以降低反应活化能，提供反应所需的活化能，从而加速反应速率。
催化剂在反应过程中参与反应，但在反应结束时会得到再生，因此可反复使用。
三、调控反应速率的方法1. 温度控制：根据化学反应的需要，调节反应体系的温度。
增加温度可以提高反应速率，降低温度则可以减缓反应速率。
2. 压力控制：对于气体反应，可以通过改变反应体系的压力来调节反应速率。
增加压力会增加分子间的碰撞频率，从而促进反应。
3. 反应物浓度控制：通过调节反应物的浓度，来控制反应速率。
增加浓度可以提高反应速率，减少浓度则反应变缓慢。
4. 使用催化剂：若反应中存在催化剂，则使用适量的催化剂可显著加速反应速率。
总结：反应速率是衡量化学反应快慢的重要指标，它可以通过多种方式进行调控。
我们可以通过控制温度、压力和反应物浓度来改变反应速率，同时使用催化剂也能有效加速反应。
了解反应速率的影响因素和调控方法对于理解化学反应过程以及应用该知识于工业生产中具有重要意义。
反应速率理论简介.ppt
§11.8 反应速率理论简介
• 8.1 碰撞理论
（2）速率方程
v
dCA dt
(rA
rB )2
8 kBT
e
Ec
/
RT
C
ACBLeabharlann 碰撞数ZAB：单位时间、单位体积中 分子A与BC的碰撞次数
将碰撞理论得出的速率常数的表达 式与阿伦尼乌斯方程进行比较，一 方面可以检验理论的正确性，另一 方面还可以解释阿伦尼乌斯方程中 Ea与A的物理意义
z e Ec / RT AB
q eEc / RT
A zAB
Ea Ec
§11.8 反应速率理论简介
• 8.2 过渡状态理论
理论要点：
★反应物分子必须首先形成活化络 合物A…B…C，它表示旧键开始松弛和 新键正在形成过程，相当于反应过程 中能量变化的最高点的分子构型
★活化络合物可能分解为原始反应物， 并迅速达成平衡，也可能分解为产物
（2）催化作用分类
按催化剂对反应速率的影响分类：正催化作用、负催化作用、自动催 化作用
按催化剂与反应系统的相态分类：均相催化作用、多相催化作用
9.2 催化作用的基本特征
★催化剂参与催化反应，但反应终了时，催化剂的化学性质和数量都不变 ★催化剂只能缩短达到平衡的时间，而不能改变平衡状态 ★催化剂不改变反应系统的始态、终态，也不会改变反应热 ★催化剂对反应的加速作用具有选择性
§11.8 反应速率理论简介
• 8.1 碰撞理论
（1）理论要点
★分子A与分子BC要实现基元反应 A+BC→AB+C，它们首先必须相互碰 撞，有效的碰撞即发生反应
★分子A与分子BC在两个分子中心 连线方向上的相对平动能必须超过 一定的阈值εc，称为阈能
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化学动力学是研究化学反应速率的科学，而反应速率理论是化学动力学的核心内容之一。
反应速率理论可以帮助我们理解化学反应的速率是如何受到各种因素的影响，并为我们设计和优化化学反应提供了理论依据。
在化学反应中，反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的数量。
反应速率的大小取决于反应物的浓度、温度、压力、催化剂等因素。
反应速率理论的主要目标就是解释这些因素对反应速率的影响，并建立相应的数学模型。
反应速率理论最早由荷兰化学家Van't Hoff提出，他通过观察化学反应速率与反应物浓度的关系，提出了速率方程。
速率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，通常采用指数函数形式。
例如，对于一级反应，速率方程可以表达为：r = k[A]其中，r表示反应速率，k为速率常数，[A]表示反应物A的浓度。
速率常数k是一个与温度有关的常数，它反映了反应的快慢程度。
除了浓度，温度也是影响反应速率的重要因素。
根据反应速率理论，温度升高会导致反应速率增加。
这是因为温度升高会提高反应物的平均能量，使分子碰撞的能量超过反应的活化能，从而增加反应发生的机会。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度的关系可以用以下公式表示：k = Ae^(-Ea/RT)其中，k为速率常数，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为反应温度。
这个公式表明，随着温度的升高，指前因子A和指数项e^(-Ea/RT)都会增大，从而使得反应速率增加。
除了浓度和温度，压力和催化剂也可以影响反应速率。
对于气相反应，增加压力会增加反应速率。
这是因为增加压力会增加分子的碰撞频率，从而增加反应发生的机会。
催化剂是一种可以提高反应速率的物质，它通过降低反应的活化能来加速反应速率。
催化剂通常参与反应，但在反应结束后能够重新生成，因此可以多次参与反应，提高反应速率。
除了这些因素，反应速率还可能受到其他因素的影响，如溶剂、光照等。
不同的反应体系可能会有不同的速率方程和影响因素。
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
《普通化学》--4化学反应速率
4次碰撞 次碰撞
6次碰撞 次碰撞
8次碰撞 次碰撞
16次碰撞 次碰撞
质量作用定律指出: 在一定温度下， 质量作用定律指出: 在一定温度下，反应速 率与反应物浓度的乘积成正比。 率与反应物浓度的乘积成正比。
表明反应物浓度与反应速率之间定量关 系的数学表达式称为速率方程。 速率方程。 系的数学表达式称为速率方程
介绍一种速率方程的确定方法 — 初始速率法
对反应 NH4+(aq) + NO2-(aq)
实
1 2 3
N2(g) + 2H2O(l)
初始速率(mol dm–3·s–1)
1.35×10-7 × 2.70×10-7 × 5.40×10-7 ×
验
初始c (NH4+)
0.100 mol dm–3 0.100 mol dm–3 0.200 mol dm–3
单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的 增加来表示. 增加来表示. 浓度常用mol·l-1，时间常用 ，min，h 时间常用s， 浓度常用 ， 反应速率又分为平均速率（average rate）和 反应速率又分为平均速率（ ） 瞬时速率（instaneous rate）两种表示方法. 瞬时速率（ ）两种表示方法 平均速率： 平均速率：v = △c / △t +dc(N2O 5) 瞬时速率只能用作图的方法得到： = 瞬时速率只能用作图的方法得到：v = − lim v ∆ t → t0 d
应用Arrhenius方程时，还应注意到下列问题： 方程时，还应注意到下列问题： 应用 方程时 处于方程的指数项中， 有显著影响 在室温下， 有显著影响， ● Ea处于方程的指数项中，对k有显著影响，在室温下， 值降低约80% 。 每增 加 4kJ·mol-1， k值降低约 值降低约 温度升高， 增大 一般反应温度每升高10℃ 增大， ● 温度升高，k增大，一般反应温度每升高 ℃，k将增大 将增大 2~4倍。 倍 ●根据 ln
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.
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。
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
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。
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有催化 无催化
反应坐标
催化作用前后活化
催化剂改变反应途径
分子分数的变化
实验结果表明，催化剂参与化学反应后，改 变了反应途径，降低了反应活化能，增大了活化 分子分数，反应速率显著增大。
Eac E(Ⅱ)
E(Ⅰ)
E(Ⅰ)
E(Ⅱ)
化学反应过程中能量变化曲线
E(Ⅰ)－反应物(始态)势能
E(Ⅱ)－生成物(终态)势能 正反应的活化能 Ea(正) =Eac - E(Ⅰ)
逆反应的活化能 Ea(逆) =Eac - E(Ⅱ)
ΔrHm= E(Ⅱ) - E(Ⅰ)= [Eac - Ea(逆)] -[Eac - Ea(正)]
ΔrHm= Ea(正) - Ea(逆) Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应； Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应。
3.3.3 活化分子、活化能 与反应速率的关系
浓度影响：当温度一定，某反应的活化 能也一定时, 浓度增大, 分子总数增加，活化 分子数随之增多,反应速率增大。 温度影响： 当浓度一定时， 温度升高，活化 分子分数增多, 反应速率增大。
发生反应的两个基本前提：
• 发生碰撞的分子应有足够高的能量 • 碰撞的几何方位要适当 能够发生反应的碰撞为有效碰撞。 能够发生有效碰撞的分子为活化分子。
N 表示具有能量E ~ E E 范围内 NE 单位能量区间的分子数 N与分子 总数N的比值（分子分数）
E k 分子平均能量 阴影面积表示活化分子 分数 （活化分子的能量 Ec）
气体分子的能量分布和活化能
Ea E E k
*
E* — 活化分子的平均能量
3.4.2 过渡状态理论
以量子力学对反应过程中能量变化的研 究为依据，认为从反应物到生成物之间形成 了势能较高的活化络合物，活化络合物所处 的状态叫过渡状态。 例如反应：NO(g) O3 (g) NO2 (g) O2 (g) N O 其活化络合物为O O O ，具有较高的 势能Eac 。它很不稳定，很快分解为产物 分子NO2和O2。
§3.3 反应速率理论简介
3.3.1 分子碰撞理论 3.3.2 过度状态理论 3.3.3 活化分子、活化能 与反应速率的关系
3.3.1 分子碰撞理论
以气体分子运动论为基础，主要用于气相 双分子反应。 例如：反应
O3 (g) NO(g) NO2 (g) O2 (g)
r kc( NO)c(O3 )