文档介绍：

（1）化学反应速率

反应速率是指在一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转化为生成物的速率，对于均匀体系的恒容反应，习惯用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，而且习惯取正值。
-1，时间常用s，min，h，d，y.
反应速率又分为平均速率和瞬间速率两种表示方法.
化学反应速率化学反应速率理论
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●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率
平均速率

起始浓度/mol·L-1

2s末浓度/mol·L-1

Example 1
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Question 1
反应 2W+X Y+Z 哪种速率表达式是正确的？
t
W
c
t
Z
c
t
Y
c
t
Z
c
t
W
c
t
X
c
t
Y
c
t
X
c
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
d
)
(
d
.
d
.
c
b.
a.
-
=
=
-
=
=
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第二节反应速率理论
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只有具有足够能量的反应物分子的碰撞才有可能发生反应。这种能够发生反应的碰撞叫有效碰撞。
发生反应的有效碰撞的分子，还必须沿着特定的方向碰撞。
那些具有足够高能量，能发生有效碰撞的分子称为活化分子，要使普通分子成为活化分子所需最小能量称为活化能。
. 反应速率理论
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（1）.活化分子
（2）.活化能
分子发生有效碰撞所必须具有的最低能量若以Ec表示，则具有等于或超过Ec能量的分子称为活化分子，能量低于Ec的分子称为非活化分子或者普通分子。
活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能 :
活化能
()
每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在60～250kJ·mol-1之间。反应的活化能越小，反应速率越大。一般认为Ea小于63 kJ·mol-1的反应为快速反应。
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O
C
O
N
O

具有足够能量的分子彼此以适当的空间取向相互靠近到一定程度时，会引起分子或原子内部结构的连续性变化，使原来以化学键结合的原子间的距离变长，而没有结合的原子间的距离变短，形成了过渡态的构型，称为活化络合物。
例如：
活化络合物
(过渡态)
反应物
(始态)
生成物
(终态)
O
C
N
O
O
+
O
C
O
N
O
+
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O
N + C O
O
O
N
O
C
O
N O + O C O
Ea(逆)
(正)
(正)
Ea(逆)
Eac
Eac
EI
EII
EI
EII
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A+BC
AB + C
Ea1
a
b
c
Ea2
r Hmθ
反应途径的能量变化
反应历程
能量
Ea2：逆反应活化能
Ea1：正反应活化能
r Hmθ = Ea1Ea2
A···B···C
活化配合物
O
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EⅠ－反应物(始态)势能
EⅡ－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。
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