第3章-化学反应概述

第3章化学反应概述上海交通大学化学化工学院大学化学教研室1.化学反应、化学反应方程式及计量关系化学反应的特点化学反应方程式的作用化学反应中有关量的研究－质量和能量2.化学反应热力学初步：

化学热力学的基本概念；化学反应进行的方向；化学反应进行的程度。3.化学反应速率：

反应速率的基本概念；影响反应速率的因素。4.化学反应热力学与化学反应动力学的关系本章要点：要求掌握的概念理解化学反应的特点，化学反应中的质量守恒定律、能量守恒定律，掌握化学反应方程式的作用及书写时应该遵循的定量关系；基本概念:状态、状态函数、过程、途径;

掌握化学热力学第一定律在化学反应中的表现；

理解吉布斯函数变和熵的概念，学会用吉布斯函数变来判断化学反应进行的方向；

化学平衡及与化学热力学的关系；

化学反应速率及影响因素。3.1化学反应、化学反应方程式及计量关系

3.1.1化学反应和化学变化

化学反应的特点：在化学反应中物质会发生变化，同时还伴随有物质结构的变化和不同程度的能量的变化。这种能量与结构的变化趋势与所发生的化学反应有着本质上的联系。3.1.2化学反应方程式化学反应方程式的作用是以正确而简洁的方式定性和定量地描述化学变化过程。3.1.3化学反应中有关量的研究

近代化学就是以建立定量分析为标志的。1．质量守恒定律－奠定了化学知识发展的基础拉瓦锡认为物质的变化，无论是物理变化还是化学变化，并不意味着物质的产生或消灭，只不过是物质重新排布而已。2．能量守恒定律3．元素分析——定比定律定比定律：当元素化合成一种化合物时，各化合元素间的质量比是不变的。这个定律是化合物的基本性质，是化学反应方程式的配平和书写时必须遵循的原则。3.1.4化学反应方程式中的计量关系

——物质不灭的实质化学方程式中出现的计量系数表示了化学反应中各物质之间的定量关系，有时，它也表示一种反应机理。但在许多场合下，这些系数只是分别代表参与化学反应的分子的相对数目。何为热力学？解决什么问题？何为化学热力学？解决什么问题？？3.2化学反应进行的方向3.2.1化学热力学基本概念热力学:

研究热和其他形式能量间的转换规律的科学，它研究某个体系发生变化时，引起体系的物理量发生的变化。化学热力学:

研究化学反应过程中能量转换与传递的科学。解决的问题：化学热力学可以解决化学反应中能量变化问题,同时可以解决化学反应进行的方向和进行的限度问题。化学热力学方法的特点：在研究中不考虑物质的微观结构和反应进行的机理。（1）体系和环境（systemandsurrounding）被研究的物质系统（对象）称体系；体系以外并与体系相联系的部分称环境。体系的分类：敞开体系（opensystem）；封闭体系（closedsystem）；孤立体系（isolatedsystem）。我们一般主要讨论封闭体系。

体系和环境

敞开体系封闭体系孤立体系（2）状态和状态函数

（stateandstatefunction）1.体系的状态是体系所有性质的综合表现：如体系一旦确定，其T、P、V、n等就确定；2.体系的热力学性质称为状态函数：决定体系性质的具体的各种函数，如T、P、V、和U、H等。状态函数的特征状态函数有三个相互联系的特征：a.体系状态一定，状态函数有一定的值；b.体系状态变化时，状态函数的变化只决定于体系的始态和终态，而与变化的途径无关；c.体系恢复到始态，状态函数恢复原值。状态一定值一定；殊途同归变化等；周而复始变为零。某气体

300K350KΔT=50K

300K360K350KΔT=50K

300K280K350KΔT=50K

300K460K350K300KΔT=0K

始态终态改变量水

298K272K348KΔT=50K

298K398K348KΔT=50K始态终态改变量

两个例子（3）过程和途径（processandpath）体系的状态发生变化时，状态变化的经过称为过程。完成这个过程的具体步骤则称为途径。热力学中常见的过程：等温过程：体系的始态温度与终态温度相同，并等于环境的温度；（T1＝T2＝T环）等压过程：始态、终态的压力与环境相同（p1＝p2＝p环）热力学中常见的过程：等容过程：体系的体积不发生变化（V1＝V2）绝热过程：体系与环境之间无热量交换（Q＝0）循环过程：过程进行后，系统重新回到初始状态（各种状态函数的增量为零）。可逆过程：它是一种在无限接近于平衡并且没有摩擦力条件下进行的理想过程。（4）功和热（workandheat)1.热力学中把体系与环境之间因温差而变化的或传递的能量形式称热，以Q表示系统吸热：＋系统放热：－系统接受功：－系统做出功：＋放热与吸热的关系2.除热以外的能量交换形式都称为功，以W表示。体系反抗外压所作的膨胀功或称体积功；除“膨胀功”以外的“其它功”或称之为有用功、非体积功。C6H5N2+Cl-+H2OC6H5OH+H++Cl-+N2

功和热均以体系为参照背景

功和热都是在状态变化过程中能量传递的形式，其数值与状态变化的途径有关，故热、功为非状态函数，又称为过程函数。状态函数与过程函数的关系之一状态函数：状态一定，状态函数就一定，其变化只与体系任何变化过程的始终态有关而与方式或途径无关；过程函数：必与发生变化的具体过程有关，伴随着过程而定；两者对立，但在一定的条件下可以也必然有一定的联系。热力学能（内能）[thermodynamicenergy(innerenergy)]体系内部一切能量的总和称为体系的热力学能U。它具有加和性。U的内涵和性质：a.分子或原子的位能、振动能、转动能、平动能、电子的动能以及核能等等。b.它的绝对值无法测量或计算。只能计算ΔU。c.U是体系的状态函数。体系的状态一定，则有一个确定的热力学能值。d.理想气体的热力学能只是温度的函数，所以恒温过程的△U=0

3.2.2热力学第一定律热力学第一定律

1.数学表达式：ΔU＝Q－W2.研究内容：变化过程中热力学能、功、热的转换方式。

3.实质：能量守恒。

4.在孤立体系中能量的总值恒定不变。例：

某过程中，体系从环境吸收热量50kJ，对环境做功30kJ。求：（1）过程中体系热力学能的改变量ΔU和环境热力学能的改变量ΔU。（2）如果开始时，体系先放热40kJ，环境对体系做功60kJ，求体系的热力学能的改变量ΔU以及终态的热力学能U。解：（1）由热力学第一定律的数学表达式可知

Q＝＋50kJ，W＝＋30kJ∴ΔU体系=Q－W=50－30=20（kJ）若将环境当做体系来考虑，则有Q=

50kJ，W′=

30kJ，故环境热力学能改变量ΔＵ′=Q′－W′∴ΔＵ′环境=

50－（

30）=

20（kJ）（2）Q＝－40kJ，W＝－60kJ

ΔU体系=Q－W＝20kJ∴UII＝UI＋20（kJ）讨论：1.从（1）（2）可以看到：作为量度性质的热力学能，对宇宙来说其改变量当然是零。ΔU体系＋ΔU环境＝0

或U体系＋U环境＝常数

――――能量守恒的实质。2.对于体系的始态UI和终态（UI＋20），虽然变化途径不同（Q、W不同），但ΔU却相同。说明Q、W是非状态函数，它们与途径有关，而热力学能是状态函数与途径无关。3.2.3化学反应的热效应

（1）化学反应热的定义：当产物与反应物温度相同且化学反应时只作膨胀功的条件下，化学反应过程中体系吸收或放出的热量称为反应热。

（2）化学反应热的类型：

ⅰ恒容反应热：QV

＝ΔU；

在恒容条件下，反应热等于体系的内能变化。

ⅱ恒压反应热：Qp=

Ｈ

在恒压反应过程中，体系吸收的热量全部用来改变体系的热焓。

H是状态函数，称为热焓，简称焓。它是具有加和性质的物理量。*：注意1.理想气体的热力学能U只是温度的函数，故理想气体的焓H也只是温度的函数，温度不变，△U=0、

Ｈ=0。2.与内能△U一样，

Ｈ的具体数值与化学反应方程式的具体表达形式有关，所以焓变要与具体的反应式同时出现。3.在书写反应式时不仅要表达出各反应物的计量关系，还要表达出各个物质的物态，即气、固、液态。(3)状态函数焓的引入：H=U＋pV

同一反应的恒压反应热Qp和恒容反应热Qv是不相同的，但二者之间却存在着一定的关系。对理想气体：Qp=QＶ＋

nRT

n是气体反应产物分子数与反应物分子数的差值。

Qp=Qp（T)，若

n=0（如固、液反应）则：Qp=QＶ(4)Qp和Qv的关系：过程函数与状态函数的关系之二

在等温、等压、没有非体积功的条件下：

ΔU＝QV

Ｈ

=Qp

反应热本是与过程有关的，但在一定条件下，其却具有了状态函数的性质——盖斯定律(3)反应热的求得反应热求得的几种方法：①盖斯定律——利用状态函数的性质；②生成热法——热力学函数标准摩尔生成热的导出。（定义一个起点）③燃烧热——适用于有机化学反应（定义一个终点）；④键能估算——键焓的概念，适用于气体反应。①盖斯定律的定义及计算定义：一个化学反应若能分解为几步来完成，总反应的焓变ΔrH等于各部分反应的焓变ΔrHi之和。盖斯(Hess)定律表达式：

ΔrH=∑ΔrＨi

（在等压或等容条件下）讨论：a.首先要明确条件：

等容、等压过程;b.则Qp＝ΔH，Qv＝ΔU（求得的方法）;c.ΔH、ΔU都是状态函数.所以等压、等容热效应也就取决于体系的始态和终态，与途径无关。

盖斯定律举例盖斯定律举例例:在Pφ以及298.15K下，(1)C(石墨

)+O2(g)=CO2(g)(2)H2(g)+½O2(g)=H2O(l)(3)C(石墨)→C(金刚石)

盖斯定律举例②标准摩尔生成焓的定义及计算摩尔生成焓的定义：由稳定单质生成1mol某化合物时反应的焓变。标准摩尔生成焓：在一定温度和标准状态下该化合物的生成焓称为该物质在此条件下的标准摩尔生成焓。简称为标准摩尔生成焓。记作：ΔfHm0，单位kJ·mol－1最稳定的单质的标准摩尔生成热是零。（298K的标准摩尔生成热可查表）物质的标准生成焓是相对焓值。标准状态

溶液中的物质A，cA＝1mol•dm-3气相物质的分压等于100kPa在100kPa，25℃(298.15K)条件下：aA+bB=yY+zZ反应物生成物同样数量和种类的稳定态各单质(始态)(终态)即因此，任意化学反应的标准摩尔焓变为：根据盖斯定律：对于任意化学反应的标准摩尔焓变的计算必须注意公式中各种物质的聚集状态。反应焓变的数值与化学反应方程式中的表达有关。ΔH为正值时，为吸热反应；

ΔH为负值时，为放热反应。正负号不可忽略。温度对反应焓变值得影响不大，在常温常压下一般将其视为常数。注意标准摩尔燃烧焓：在标准压力和温度TK下，1mol物质完全燃烧时所放出的热量。③标准摩尔燃烧焓的定义及计算

完全燃烧的含义：

CCO2(g)HH2O(l)N

N2(g)S

SO2(g)这里定义完全燃烧的最终产物的标准燃烧焓为零。根据盖斯定律可以总结出：部分有机化合物标准摩尔燃烧焓例：分别用标准生成热和标准燃烧热的数据计算下列反应的反应热：

H2(g)＋1/2O2(g)→H2O(l)解：物质：H2(g)1/2O2(g)H2O(l)ΔfHmθ

/kJ·mol－100－285.9ΔcHmθ

/kJ·mol－1－285.900

∴ΔrHm0＝1×ΔfHmθ，H2O(l)

－（1×ΔfHmθ,H2(g)＋1/2

ΔfHmθ,O2(g)）＝－285.9kJ·mol－1ΔrHm0＝1×ΔcHmθ,H2(g)＋1/2

ΔcHmθ,O2(g)

－1×ΔcHmθ，H2O(l)

＝－285.9kJ·mol－1（1）自发过程：给定条件下，不需外加能量即能自动进行的过程和反应。它的可逆过程叫非自发过程。自发反应的限度是达到平衡状态。非自发过程在没有外加能量的情况下是不可能实现的3.2.4化学反应进行的方向过程只能单向自发地进行而不可能自发逆向进行，若要其逆转，必须借助外力，即环境向体系做功。自发过程都可能用来作功。自发过程有一定的进行限度。

(2)自发过程的共同特征自发过程举例自发过程举例放热过程这些现象是吸热过程，但也自发进行许多现象说明，放热过程是一个常见的自发过程但并不唯一。①熵的概念：混乱度、无序状态；②熵的性质：具有加和性质的状态函数；联系宏观与微观的热力学函数：

：微观状态数熵的大小的判断；(3)状态函数——熵(S)熵增过程

——化学反应体系的自发趋势③热力学第二定律和熵判据：熵增原理及应用局限在孤立系统的条件下，自发过程的方向是使熵值增大（ΔS>0）的方向，过程在进行到熵值不再改变（ΔS＝0）时达到了限度（平衡）。

一定要把系统和环境结合起来，才可以用熵来判断系统中任何过程的自发方向和限度。绝热过程

(δQ=0)：孤立系统

(把系统和环境结合起来考虑，与外界不再有热和功的传递)：绝热过程与孤立过程的熵变比较自发进行的放热趋势及熵增原理的关系——如何解决这一对可能出现的矛盾？

热力学第三定律：任何理想晶体在绝对零度时的熵都等于零。由得出标准熵（绝对熵）；

标准摩尔生成焓：在一定温度和标准状态下该化合物的生成焓称为该物质在此条件下的标准摩尔生成焓。

在定义上与标准生成热的区别：*单质的标准熵在标准态下不为零

①热力学第三定律和标准熵：（4）化学反应熵变的求得：ΔrSmΘ=SmΘ(生成物)

SmΘ（反应物）②熵变的求解假如某1mol物质（符合理想晶体性质），在100kPa，温度由0K变化到TK，其熵变为：

ΔrSΘ＝SmΘ（T）－SmΘ（0）由热力学第三定律可知，SmΘ（0）＝0，所以

ΔrSΘ＝SmΘ（T）化学反应的标准摩尔熵变ΔrSmΘ类似于由标准生成热计算反应热：过程函数与状态函数的关系之三其中Qr为恒温可逆过程所吸收的热量，理论证明它是所有过程所吸收热量的最大值，称为热温熵。①吉布斯(Gibbs)自由能：

G是状态函数ΔG：体系的吉布斯自由能变，只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。J.WillardGibbs（4）化学反应自发进行的判据吉布斯自由能提出的意义

与化学反应方向有关的热力学函数：

－焓变不能单独作为化学反应自发进行方向的判据

－熵可以作为任何过程自发方向的判据，但必须把系统和环境结合起来考虑成孤立系统，计算很不方便;

寻找等温等压条件下过程自发方向的判据。②标准生成吉布斯自由能化学热力学规定，某温度下由处于标准状态的各种元素的最稳定的单质生成１mol某纯物质的吉布斯自由能改变量，叫做这种温度下该物质的标准摩尔生成吉布斯自由能，简称标准生成吉布斯自由能，用符号ΔfGmΘ表示，其单位是kJ·mol

1。按这种规定，当然处于标准状态下的各元素的最稳定的单质的标准生成吉布斯自由能为零．ΔfGmΘ(生成物)

ΔfGmΘ（反应物）③吉布斯自由能判据等温等压下不做非体积功的化学反应进行方向的判据为：ΔG<0，反应以不可逆方式自发进行；ΔG=0，反应以可逆方式进行；ΔG>0，不能进行。④吉布斯自由能变的求得：标准生成自由焓法：

ΔrGmΘ=ΔfGmΘ(生成物)

ΔfGmΘ（反应物）利用状态函数的性质；利用ΔrGmΘ

和ΔrHmΘ和ΔrSmΘ三者之间的关系式：

G=H－TS

，等温、等压状态下：

ΔrGmΘ=ΔrHmΘ

TΔrSmΘ

ΔrHmΘ、

ΔrSmΘ一般视为常数*ΔrGmΘ受温度的影响。例：讨论温度变化对下面反应的方向的影响。

CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)

ΔrGmΘ=130.44kJ·mol

1

（常温下不能进行）

ΔrHmΘ=178.29kJ·mol

1ΔrSmΘ=160.49

J·mol

1·k

1由

ΔrGmΘ=ΔrHmΘ

TΔrSmΘ得ΔrGmΘ<0时，

T转

>

在此讨论的ΔrGmΘ为标准态下的判断，实际上确切地应用任意状态下的ΔrGm来判断近似计算时常假定焓变和熵变不随温度而变：

这种近似计算的根据是反应的

rH

和rS

随温度的变化通常比较小。

ΔrGφ(T)=ΔrHφ(298.15K)-TΔrSφ(298.15K)

3.3化学反应进行的程度当体系的ΔG<0时，化学反应可以自发正向进行。当ΔG＝0时，也即当一个反应表面上停止了的时候，有多少反应物可以转变为产物，即在指定的条件下，反应物可以转变成产物的最大限度。此乃化学平衡问题。3.3.1化学反应的可逆性和化学平衡定义：在同一条件下，既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的化学反应。

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)Ag+（aq）+Cl－（aq）AgCl(s)不同的反应，正逆反应的速率不同，

v+>v-，反应正向进行

v+<v-，反应逆向进行

v+=v-，反应达到平衡1.可逆反应与不可逆反应：

a.平衡是一种区别于始态的状态；b.动态平衡，反应仍在进行，只是v+=v-；c.在一定温度下，用K0来表征平衡态及化学反应进行的程度；d.同一个反应，在不同条件下，表现出的可逆性也是不同的，即K0随温度的不同而改变。2.平衡建立后的特点:

CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的实验数据编号起始浓度/mol•dm3平衡浓度/mol•dm3CO2H2COH2OCO2H2COH2O10.010.01000.0040.0040.0060.0062.320.010.02000.0220.001220.00780.00782.330.010.010.00100.00410.00410.00690.00592.44000.020.020.00820.00820.01180.01182.43.3.2平衡的特点和平衡常数（1）经验平衡常数对于任一可逆反应

aA+bB

gG+hH

在一定温度下，达到平衡时，体系中各物质的浓度间有如下关系：

K=

式中K称为化学反应的经验平衡常数。（2）平衡常数与化学反应的程度利用平衡常数可求得平衡时产物和反应物的浓度及转化率；反之也可根据平衡时反应物、生成物的浓度来求出其反应平衡常数。

反应物的转化率是指已转化为生成物的部分占该反应物起始总量的百分比。（3）标准平衡常数KΘ对于可逆反应：

aA+bB

gG+hH

平衡时各物质的相对浓度分别表示为:[A]/cΘ

[B]/cΘ

[G]/cΘ

[H]/cΘ

其标准平衡常数KΘ可以表示为：

KΘ=KΘ=引入了相对浓度和相对压力的概念；引入了标准态；

KΘ的特点：

a.无量纲；

b.直接与吉布斯函数△GΘ有关；

[c]/cΘ标准平衡常数的意义表征平衡程度；表征与吉布斯函数△GΘ的关系；表征与动力学函数k+和k-的关系。书写平衡常数时要注意：

a.系数与幂次；

b.复项反应；

c.化学反应式与平衡常数关系。3.3.3标准平衡常数KΘ与

rGmΘ关系及化学反应的方向（1）标准平衡常数与化学反应的方向对于反应aA+bBgＧ+hH

定义某时刻的反应商为Q：

Q=式中[Ｇ]′，[H]′，[Ａ]′和[Ｂ]′均表示反应进行到某一时刻时的浓度，即非平衡浓度。反应达到平衡时，反应商Q和标准平衡常数KΘ相等。KΘ=

=Q平

KΘ==Q平

通过比较KΘ和某一时刻的反应商Q来判断该时刻反应进行的方向若在某一时刻，对上述反应来说有Q＜KΘ，反应要继续向正向进行。

若在某一时刻，有Q>KΘ，反应向逆向进行。当Q=KΘ时，体系处于平衡状态。（2）化学反应等温式（Van’tHoff等温式）式中(气体)(溶液)

达平衡时:

rG=0固体与纯液体的物质在J

表达式中不出现；反应达平衡态时，各物质浓度（分压）均是平衡时的浓度或分压。注意C(石墨

)+CO2(g)=2CO

(g)化学等温式应用时的注意事项例

一定温度下吉布斯函数为定值，所以标准平衡常数在给定温度下亦为定值，与参与反应的各物质分压无关。(平衡时)标准平衡常数标准平衡常数与吉布斯函数的关系反应可自发进行反应达到平衡以可逆方式进行反应不能自发进行,逆反应自发进行化学反应等温式(Van’tHoff等温式)讨论当Ｑ＜KΘ时＜0

当Ｑ=KΘ时＝0

当Ｑ>KΘ时＞０

ΔfGmΘ与ΔrGm的关系，即化学反应等温式；计算KΘ方法：

a.Hess定律(平衡常数的耦合)；

b.ΔfGmΘ

（标准生成自由焓法）；

c.Δ

rHmΘ

，Δ

rSmΘ与ΔrGmΘ的关系，即ΔrGmΘ=Δ

rHmΘ

-TΔ

rSmΘ；

d.动力学速率常数(k+、k-）。由热力学、动力学数据计算平衡常数关于平衡计算1.平衡常数的计算(用各种方式求平衡常数)2.平衡计算。弄清状态，始态、终态、平衡态；计算原则：只要T不变，则KΘ不变、由化学反应的计量关系找出各浓度之间的关系；方法的应用，也是热力学状态函数性质的体现。3.3.4

化学平衡的移动Thepositionofequilibriumischangedwhenthereisachangein:pressureconcentrationtemperatureTheoutcomeisgovernedby

LECHATELIER’SPRINCIOLE对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。即里·查德里原理。HenriLeChatelier1850-1936-Studiedminingengineering-specializedinglassandceramics.（1）浓度（压力）对平衡的影响：

由化学反应等温式讨论：

增加反应物浓度；

增加产物浓度；

*注意分压与总压的关系。浓度（压力）对平衡的影响举例N2O4(g)

2NO2(g)IncreasingPshiftsequilibriumtosidewithfewermolecules(totrytoreduceP).Here,reactionshiftsLEFT

PN2O4increases

PNO2decreases（2）温度对平衡的影响：

由

rGmΘ=–RTlnKΘ

和

rGmΘ=

rHmΘ–T

rSmΘ

得出：

rGmΘ=–RTlnKΘ

rGmΘ=

rHmΘ–T

rSmΘ=

讨论:对于放热和吸热反应KΘ温度的变化趋势不同；不同的温度区间对KΘ的影响力度不同；标准焓变若随温度变化则KΘ的变化就不同。在本课程讨论的范围内与标准熵变无关。温度对平衡的影响举例Kc=0.00077at273KKc=0.00590at298KN2O4+heat 2NO2

(colorless) (brown)

Horxn=+57.2kJIncreasingTchangesKsoastoshiftequilibriuminENDOTHERMICdirection化学平衡中的热力学的关系化学平衡表征化学反应进行的程度，是自发进行的反应的终止状态；平衡与热力学常数的关系：平衡移动的原理，从一个平衡态向另一个平衡态转移，是从热力学的一个状态向另一个状态转移，完全符合状态函数的性质。

关于化学反应动力学化学反应动力学所涉及的问题：化学反应速率；简单的化学反应机理。3.4化学反应速率3.4.1化学反应速率及表示方法化学反应速率指在一定条件下，反应物转变为生成物的速率。一般的化学反应aA+bB→gG+hH

或反应速率的单位：mol•dm3•s－11.平均速率的定义和表示方法：2.瞬时速率的意义及表示方法：

表示浓度随时间的变化率。化学反应的速率的表示一般用实验的方法；要设计一个很好的实验方案；求反应体系中那个易求得的速率，再利用速率之间的关系求其它的反应速率，有时根据需要，还要用间接反应。

C6H5N2Cl+H2OC6H5OH+H++Cl-+N23.反应速率的求得：

1.速率表达式中各项的意义；3.与化学反应的对应关系。（1）反应速率的表示应写清角标；

（2）运用公式注意正、负号。

2.对给定的化学化学，反应速率主要受反应物浓度和温度的影响。注意：（1）碰撞理论基本要点：反应物分子必须具有一定的能量才可能经过碰撞形成产物分子；这一定的能量称为活化能，这些具有活化能的分子称活化分子；从反应物到产物，必须克服活化能的能垒；3.4.2反应速率理论简介活化能的意义：使分子具有足够的能量，能够断开旧键，形成新键。不同的反应体系，活化能的大小不同。(2)过渡状态理论过渡状态理论认为：化学反应不是只通过分子之间的简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后要经过一个中间的过渡状态，即反应物分子先形成活化配合物（过渡状态或中间状态），然后才分解为产物。因此过渡状态理论也称为活化配合物理论。3.4.3影响化学反应速率的因素由反应速率方程（或基元反应的质量作用定律）：对反应速率的影响分两个部分：速率常数（受温度的影响）浓度。（1）反应速率方程与质量作用定律

基元反应：简单的一步完成的反应反应机理与反应方程式完全一致的.复合反应（总包反应）：由两个或多个基元反应组成的反应。对于复杂反应。反应式只表示反应体系的初始和终态。2NO+2H2=N2+2H2O2NO+H2=N2+H2O2(慢)H2O2+H2=2H2O(快)例A→产物P(单分子反应)对于基元反应:化学反应速度与反应物浓度以其化学计量数为幂的乘积成正比。2A→产物P(双分子反应)A＋B→产物P(双分子反应)反应速率方程式质量作用定律：2

质量作用定律

对于复杂反应：aA+bB===C则反应速率与反应物浓度的关系由实验得出该式称反应速率方程，其中n+m为反应级数

k：反应速率常数(在一定温度下对指定反应为常数)反应级数：各浓度项指数之和。2NO+2H2=N2+2H2O

大多数实际的反应是复合反应，其速率方程式和反应级数并不能直接从质量作用定律得到，只能通过实验测定。2N2O5(g)=2N2O4(g)+O2(g)反应级数22反应速率方程式与反应级数

的关系举例及总结

一级反应规律：当

放射性蜕变、热分解反应、分子重排等一级反应举例一级反应举例在一定温度下，增加反应物的浓度可以增大反应速率。这个现象可用碰撞理论进行解释。因为在恒定的温度下，对某一化学反应来说，反应物中活化分子的百分数是一定的。增加