第一章化學(xué)反應(yīng)基本原理化學(xué)反應(yīng)所涉及的問(wèn)題包括：⑴反應(yīng)判據(jù)：反應(yīng)發(fā)生與否的理論依據(jù)⑷反應(yīng)機(jī)理：反應(yīng)是如何進(jìn)行的可能性現(xiàn)實(shí)性化學(xué)熱力學(xué)化學(xué)動(dòng)力學(xué)⑵反應(yīng)限度：生成多少產(chǎn)物，有何規(guī)律⑶反應(yīng)速度：完成反應(yīng)需要多少時(shí)間，反應(yīng)的快慢第一節(jié)

化學(xué)反應(yīng)方向第二節(jié)

反應(yīng)限度化學(xué)平衡第三節(jié)

化學(xué)反應(yīng)速度

反應(yīng)原理綜合應(yīng)用

特點(diǎn)：1、基礎(chǔ)是兩個(gè)經(jīng)驗(yàn)定律；2、結(jié)論具有統(tǒng)計(jì)意義：是討論大量質(zhì)點(diǎn)的平均行為，不涉及物質(zhì)的微觀結(jié)構(gòu)和過(guò)程機(jī)理。局限性：不能討論過(guò)程如何進(jìn)行和進(jìn)行的快慢；結(jié)論不能說(shuō)明過(guò)程進(jìn)行的機(jī)理和快慢。熱力學(xué)簡(jiǎn)介它是研究能量轉(zhuǎn)換過(guò)程中所遵循規(guī)律的一門(mén)學(xué)科。于19世紀(jì)中葉，蒸汽機(jī)的發(fā)明和應(yīng)用，研究熱和機(jī)械功之間的轉(zhuǎn)換關(guān)系形成，后來(lái)研究范圍推廣到各種能量之間的相互轉(zhuǎn)換中。體系(系統(tǒng))：研究對(duì)象。環(huán)境：與體系緊密聯(lián)系的部分。體系分類：熱力學(xué)一些專門(mén)術(shù)語(yǔ)(3)隔離系統(tǒng)：也稱孤立系統(tǒng)，系統(tǒng)與環(huán)境之間既無(wú)物質(zhì)交換也無(wú)能量交換。(1)敞開(kāi)系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間有物質(zhì)和能量的交換；(2)封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間有能量交換但無(wú)物質(zhì)交換；狀態(tài)：體系不再隨時(shí)間變化的情形（平衡態(tài)）狀態(tài)函數(shù)：描述體系狀態(tài)性質(zhì)的函數(shù)（物理量）狀態(tài)函數(shù)特征：狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。PVnT均為狀態(tài)函數(shù)

熱量：發(fā)生變化時(shí)，體系與環(huán)境之間因溫差傳遞的能量形式。它與變化相關(guān)聯(lián)。規(guī)定：體系從環(huán)境吸熱為正。功：除熱以外的其他能量傳遞形式。規(guī)定環(huán)境對(duì)體系做功為正熱力學(xué)一些專門(mén)術(shù)語(yǔ)思考：Q和W是不是狀態(tài)函數(shù)？?jī)?nèi)能：體系內(nèi)部能量總和——熱力學(xué)能。熱力學(xué)第一定律——能量守恒即：Q

=△U－W熱力學(xué)第二定律：不能從單一熱源吸熱使之完全變?yōu)楣Χ话l(fā)生其他變化三種過(guò)程：恒溫過(guò)程、恒容過(guò)程和恒壓過(guò)程。恒溫過(guò)程恒容過(guò)程恒壓過(guò)程1-1自發(fā)過(guò)程一定條件下，無(wú)需外力作用能自動(dòng)進(jìn)行的過(guò)程?！白园l(fā)”不含“快速”之意“非自發(fā)”不等于“不可能”第一節(jié)化學(xué)反應(yīng)方向可逆反應(yīng)在某條件下，反應(yīng)方向如何判斷？熱效應(yīng)焓變計(jì)算處理熵增原理自由能G最小原理能量最低原理計(jì)算能量最低原理與自然現(xiàn)象1.反應(yīng)熱一定溫度下，只對(duì)抗外壓作膨脹功時(shí)，反應(yīng)吸收或放出的熱量。恒容反應(yīng)熱QV=△U（由第一定律得到）恒壓反應(yīng)熱QP=△H2.焓（H）——新物理量物質(zhì)的又一種能量形式。H≡U+PV如何理解QP=△H1-2化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)，反應(yīng)焓變

恒溫恒壓下，反應(yīng)物、產(chǎn)物各自有不同的焓。當(dāng)反應(yīng)物的焓比產(chǎn)物的焓高時(shí)，由反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物，就要釋放出那多余的部分(△H)，以熱量的形式釋放。

△H=H產(chǎn)物－H反應(yīng)物△H＞0QP＞0吸熱△H＜0QP＜0放熱

HN2+3H2H

△H2NH3

3.Hess定律反應(yīng)的熱效應(yīng)只與始終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無(wú)關(guān)反應(yīng)一步完成的熱效應(yīng)等于分步進(jìn)行的各步熱效應(yīng)之和注意：條件相同的反應(yīng)或聚集狀態(tài)相同的同種物質(zhì)才能相消或合并。反應(yīng)式乘（或除）以某數(shù)，相應(yīng)的熱效應(yīng)也要同乘（除）以該數(shù)。應(yīng)用——作業(yè)4、熱化學(xué)方程式（△H⊙表示反應(yīng)熱）思考：①對(duì)同一反應(yīng)，反應(yīng)式書(shū)寫(xiě)不同，△H⊙值有無(wú)變化——作業(yè)②△H⊙的單位為KJ/mol，mol-1表示什么？③⊙代表什么？說(shuō)明：①氣體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙=1.013×105②溶液中溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下，溶質(zhì)的濃度為1mol/L,即C⊙=1mol/L③液體和固體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：P⊙下的純物質(zhì)?！汛順?biāo)準(zhǔn)態(tài)——物質(zhì)狀態(tài)的參比基準(zhǔn)線規(guī)定：標(biāo)準(zhǔn)壓強(qiáng)下物質(zhì)的確切聚集狀態(tài)。[注]對(duì)溫度沒(méi)有規(guī)定。[比較]氣體標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。5、反應(yīng)熱的計(jì)算①、原則——Hess定律[問(wèn)題]能否通過(guò)較少的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)獲得任意化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)？[分析]反應(yīng)A+BC+D

△H⊙=H⊙產(chǎn)物-H⊙反應(yīng)物 絕對(duì)法難確定△H⊙，可用相對(duì)法解決②、標(biāo)準(zhǔn)生成焓——△fHm⊙定義：溫度T、標(biāo)態(tài)時(shí)，由指定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)（以化學(xué)式表示）的焓變。[說(shuō)明]指定單質(zhì)：多為元素的最穩(wěn)定單質(zhì)，狀態(tài)亦指定。生成反應(yīng)：指定單質(zhì)反應(yīng)生成1mol生成物的過(guò)程[推論]：指定單質(zhì)△fHm⊙

=0

△fHm⊙非絕對(duì)值熟悉元素的指定單質(zhì)、物質(zhì)的生成過(guò)程。

H,Na,K,C,O,N,F,Cl,Br,I寫(xiě)出生成過(guò)程：CO2,

MgO,KBr,NaI[問(wèn)題]已知物質(zhì)的△fHm⊙，如何計(jì)算反應(yīng)的△H⊙？[設(shè)計(jì)]

反應(yīng)物產(chǎn)物

②

①各種指定單質(zhì)[思路] 過(guò)程Ⅰ由各指定單質(zhì)直接生成產(chǎn)物； 過(guò)程Ⅱ由各指定單質(zhì)先生成反應(yīng)物，然后 反應(yīng)物再轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物 必有：過(guò)程Ⅰ熱效應(yīng)=過(guò)程Ⅱ熱效應(yīng)[公式]

△H⊙=∑△fHm⊙產(chǎn)物-

∑△fHm⊙反應(yīng)物

1-3標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的方向許多放熱反應(yīng)為自發(fā)過(guò)程：

如：3Fe(s)+2O2(g)→Fe3O4(s)

△H⊙=－1120KJ

2H2+O2→2H2O(g)

△H⊙=－483.6KJ但有些吸熱過(guò)程也能自發(fā)進(jìn)行：如：常溫常壓下H2CO3(aq)→H2O()+CO2(g)

該反應(yīng)△H⊙=+19.3KJ，但自發(fā)進(jìn)行。[為什么]仔細(xì)考察這類過(guò)程有共同的特點(diǎn)：混亂程度增大。所以，體系的混亂度也對(duì)過(guò)程的方向有影響：有序到無(wú)序利于自發(fā)，反之不利于自發(fā)。1、熵——S表征體系組成微粒分布混亂程度的函數(shù)。

S值越大，混亂度越大，有序性越差。規(guī)律：熵值Ⅰ、固體＜液體＜?xì)怏w Ⅱ、混合物＞純凈物 Ⅲ、S隨溫度升高增大熱力學(xué)第三定律： 各種純化學(xué)物質(zhì)的最完整晶體，在0K時(shí)熵值為零粒子的熱運(yùn)動(dòng)完全停止，內(nèi)部排列達(dá)到最有序程度。即S0K=0設(shè)：A0K→ATK△S=ST－

S0=ST

ST為絕對(duì)值，稱絕對(duì)熵。2、標(biāo)準(zhǔn)熵定義：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)的熵值。ST⊙

單位：J·mol-1·K-1[比較]△fH⊙與ST⊙ ①ST⊙

為絕對(duì)值，△fH⊙為相對(duì)值； ②指定單質(zhì)△fH⊙=0，而ST⊙

≠0。3、△S⊙計(jì)算與△H⊙

計(jì)算原則、方法一樣?！鱏⊙=∑S⊙產(chǎn)物－∑S⊙反應(yīng)物[分析]：前述自發(fā)吸熱過(guò)程都是△S⊙＞0故自發(fā)過(guò)程的方向受兩大因素制約：△S⊙、△H⊙

小結(jié)

①△H⊙＜0，△S⊙＞0自發(fā)； ②△H⊙＞0?！鱏⊙＜0，非自發(fā)。

③△H⊙＜0，△S⊙＜0

④

△H⊙＞0?！鱏⊙＞0，[美]Gibbs提出：恒溫恒壓下，△H和△S可綜合成一個(gè)新的函數(shù)變量，記為△G稱Gibbs自由能變量。關(guān)系：△G=△H－T△S* △G⊙=△H⊙－T△S⊙*4、自由能G（又一新能量形式）

意義不討論。①最小自由能原理：恒溫恒壓下△G

＜0自發(fā)；△G

＞0非自發(fā)△G⊙＜0標(biāo)態(tài)自發(fā)；△G⊙

＞0標(biāo)態(tài)非自發(fā)由關(guān)系△G⊙=△H⊙－T△S⊙假設(shè)△H⊙、△S⊙不隨溫度變化，可估計(jì)自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行的溫度范圍。②△G⊙計(jì)算（與△H⊙相似）Ⅰ、由△fG⊙——標(biāo)準(zhǔn)生成自由能計(jì)算Ⅱ、由△G⊙=△H⊙－T△S⊙計(jì)算本節(jié)小結(jié)：介紹了化學(xué)熱力學(xué)的初步知識(shí)，主要討論了焓、熵、自由能等狀態(tài)函數(shù)，其意義不深究，解決了反應(yīng)方向的判據(jù)。重點(diǎn)在于應(yīng)用：Ⅰ、△G⊙、△H⊙、△S⊙計(jì)算Ⅱ、用△G⊙判斷自發(fā)反應(yīng)方向。例1：據(jù)美國(guó)《化學(xué)及工程新聞》報(bào)道，在常溫常壓下，利用某種催化劑由水與氮?dú)夥磻?yīng)制取氨。設(shè)想可能是下列反應(yīng)嗎？2N2(g)+6H2O(l)==4NH3(g)+3O2(g)△fHm⊙0－286－460ST⊙19170192205例2：能否用下列反應(yīng)合成酒精？4CO2(g)+6H2O(l)==2C2H5OH(l)+7O2(g)△fHm⊙－393－286－2780ST⊙21470161205第二節(jié)反應(yīng)限度化學(xué)平衡反應(yīng)方向確定后，反應(yīng)進(jìn)行到什么程度才停止呢？2-1反應(yīng)限度的判據(jù)1、能量判據(jù)[分析]恒溫恒壓下，根據(jù)最小自由能原理，反應(yīng)之所以自發(fā)進(jìn)行，是因?yàn)椤鱃＜0。隨著反應(yīng)進(jìn)行，必有∑G產(chǎn)增大，∑G反降低。故有△G→0趨勢(shì)。當(dāng)△G=0時(shí)，反應(yīng)失去“推動(dòng)力”,宏觀上反應(yīng)“不再進(jìn)行”，即自發(fā)反應(yīng)進(jìn)行到△G=0而“停止”。 反應(yīng)限度的能量判據(jù)：△G=0[比較]高中知識(shí)

對(duì)可逆反應(yīng)，最終有∨正=∨逆，正反應(yīng)單位時(shí)間內(nèi)消耗的反應(yīng)物必然為逆反應(yīng)所補(bǔ)償，宏觀上各組分的量不再隨時(shí)間而變，達(dá)到化學(xué)平衡?！耪?∨逆為反應(yīng)限度的質(zhì)量判據(jù)。2、化學(xué)平衡——反應(yīng)的限度恒溫恒壓下，反應(yīng)達(dá)到∨正=∨逆或△G=0時(shí)的狀態(tài)化學(xué)平衡建立的條件： 恒溫恒壓，∨正=∨逆

△G=0平衡建立的標(biāo)志： 各組分的數(shù)量不再隨時(shí)間而變。化學(xué)平衡的特征（定性）： ①動(dòng)態(tài)平衡。 ②是恒溫恒壓封閉體系中可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度或最終狀態(tài)。[問(wèn)題]化學(xué)平衡的定量特征,平衡組成之間的關(guān)系？3、化學(xué)平衡定律①活度商（反應(yīng)商）Qi 反應(yīng)aA+bB

cC+dD②Van’tHoff恒溫方程式： △G=△Go+RTlnQi平衡時(shí)，△G=0 △Go=-RTln(Qi)平[分析]該式將反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)自由能變與平衡時(shí)各物質(zhì)的組成關(guān)系聯(lián)系起來(lái)了。式中R,T,△Go均為常數(shù)，(Qi)平必為常數(shù)。寫(xiě)為Ko③平衡常數(shù)——質(zhì)量作用定律一定溫度下，反應(yīng)達(dá)到平衡，產(chǎn)物濃度以反應(yīng)方程式計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積與反應(yīng)物濃度以計(jì)量系數(shù)為乘冪的乘積之比為常數(shù)。一定溫度下，每個(gè)平衡反應(yīng)都有它自己特征的平衡常數(shù)，這是化學(xué)平衡的定量特征。④Ko的意義、性質(zhì)：意義：反應(yīng)了平衡混合物中產(chǎn)物所占的相對(duì)比例，它很好的反映出反應(yīng)進(jìn)行的程度。表明了一定溫度下反應(yīng)平衡的條件：

Q=Ko

平衡

Q＞Ko

反應(yīng)自右向左進(jìn)行

Q＜Ko

反應(yīng)自左向右進(jìn)行Ko

與Q異同：都對(duì)應(yīng)相同的反應(yīng)式，但Q為任意態(tài)下的值，ko為平衡時(shí)的值。性質(zhì)：它僅為溫度的函數(shù)，與濃度無(wú)關(guān)，不隨平衡組成而變，與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。⑤平衡常數(shù)的表示法及書(shū)寫(xiě)規(guī)則(自學(xué)為主）思考：“合成氨反應(yīng)在500℃時(shí)的平衡常數(shù)為0.0001”說(shuō)法。2-2多重平衡規(guī)則——K的組合一定溫度下，若反應(yīng)可表示為多個(gè)分反應(yīng)之和或差，則該反應(yīng)平衡常數(shù)等于各分反應(yīng)平衡常數(shù)之積或商。即平衡常數(shù)與達(dá)到平衡的途徑無(wú)關(guān)。[分析]∵△Go=-RTlnKo若：總反應(yīng)=反應(yīng)1+反應(yīng)2 △Go總=△Go1+△Go2 －RTlnKo

=－RTlnKo1－RTlnKo2 ∴KO=KO1×KO2[注]各反應(yīng)必須是同一溫度，各物質(zhì)集聚狀態(tài)相同才能組合。2-3應(yīng)用——平衡計(jì)算[內(nèi)容]ko的確定及平衡組成的有關(guān)計(jì)算1、K的確定Ⅰ.根據(jù)△Go=-RTlnKo

Ⅱ.多重平衡規(guī)則Ⅲ.實(shí)驗(yàn)測(cè)定2、計(jì)算平衡組成平衡轉(zhuǎn)化率：簡(jiǎn)稱轉(zhuǎn)化率(離解率、分解率)平衡時(shí)已轉(zhuǎn)化的某反應(yīng)物的量與轉(zhuǎn)化前該物質(zhì)的量之比。它也反映了反應(yīng)進(jìn)行的程度例：已知反應(yīng)CO2(g)+H2(g)==CO(g)+H2O(g)T=1473K時(shí)Kc=2.3，求：①當(dāng)CO2、H2起始濃度均為0.01mol/L

②當(dāng)CO2起始濃度為0.01mol/L，H2起始濃度為0.02mol/L

兩種情況下。CO2的轉(zhuǎn)化率。[小結(jié)]：

K和轉(zhuǎn)化率都可表示反應(yīng)進(jìn)行的程度，但轉(zhuǎn)化率與反應(yīng)物起始濃度和反應(yīng)溫度有關(guān)，K而僅為溫度的函數(shù) 注意解題步驟。2-4平衡移動(dòng)動(dòng)態(tài)平衡:改變平衡條件，使△G≠0，平衡破壞。平衡移動(dòng)：反應(yīng)從舊平衡點(diǎn)轉(zhuǎn)變到新平衡點(diǎn)的過(guò)程濃度、壓強(qiáng)、溫度等因素都可使平衡發(fā)生移動(dòng)。[分析]：△G=△Go+RTlnQi

且△Go=－RTlnK =－RTlnk

+RTlnQi =RTln(Qi／K

)[討論]①恒溫下

平衡時(shí)

Qi＝K

△G=0

Qi＜K

△G＜0，正向移動(dòng)至Qi*＝K

Qi＞K

△G＞0，逆向移動(dòng)至Qi#＝K

②僅改變溫度，舊平衡T1Qi＝K1 改變溫度至T2Qi≠K2平衡被破壞 移動(dòng)至Qi*＝K2

關(guān)鍵是K如何改變

1、濃度對(duì)平衡的影響[定量計(jì)算]例CO+H2O==CO2+H2

T＝1073K,密閉容器中2mol

CO和H2O混合，平衡時(shí)CO轉(zhuǎn)化率為50%。若再加入3molH2O，問(wèn)平衡能否維持？新平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率為多少？[實(shí)際應(yīng)用]利用廉價(jià)原料或不斷移走產(chǎn)物，以提高某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。2、壓強(qiáng)的影響[定性]改變壓強(qiáng)，可導(dǎo)致體積的變化，而影響化學(xué)平衡。較復(fù)雜。①對(duì)無(wú)氣體參與的固液反應(yīng)體系，幾乎無(wú)影響②對(duì)有氣體參加的反應(yīng)壓力的變化，可能有影響。[分析]反應(yīng)aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g)平衡時(shí)

∵PV=nRT僅改變體積P∝V-1若改變體積為原來(lái)的m倍，則P’=P×m-1改變體積為原來(lái)的m倍，則總壓及各物質(zhì)均為舊平衡的m-1倍。則：

Qp=Kp×(1/m)(c+d－a－b)令△n=c+d－a－b =Kp×(1/m)△n[討論]若△n=0反應(yīng)前后氣體分子數(shù)無(wú)變化，改變體積Qp=Kp不影響平衡。若△n≠0當(dāng)△n＞00＜m＜1即總壓增大，Qp＞Kp

逆向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＜Kp

正向移動(dòng)當(dāng)△n＜00＜m＜1即總壓增大，Qp＜Kp

正向移動(dòng)

m＞1即總壓減小，Qp＞Kp

逆向移動(dòng)例：已知反應(yīng)PCl5(g)==PCl3(g)+Cl2(g)在523K時(shí),將0.7molPCl5注入2.0L的密閉容器中，平衡時(shí)有0.5molPCl5分解了。在達(dá)平衡后，將密閉容器的體積減小為1L，問(wèn)平衡能否維持，各組分的壓強(qiáng)和PCl5的分解率為多少。3、溫度的影響K是溫度的函數(shù)，改變溫度，K變，平衡被破壞。[分析]∵△Go=－RTlnK

△Go=△Ho－T△So

若忽略溫度對(duì)△Ho和△So的影響處理：lnK＝△So／R－△Ho／RT討論：4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響[結(jié)論]催化劑只改變反應(yīng)速度，對(duì)已達(dá)到平衡的反應(yīng)，加入催化劑，同等程度改變正逆反應(yīng)速度，故對(duì)平衡無(wú)影響。即催化劑不能改變平衡狀態(tài)。[總結(jié)]Le.Chatelier原理改變影響平衡的某一因素，平衡就沿著減弱這種影響的方向移動(dòng)，直至新平衡。第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)速度反應(yīng)速度與熱力學(xué)之間沒(méi)有直接的聯(lián)系。為什么？說(shuō)明:計(jì)算常溫反應(yīng)2H2+O22H2O(l)

的平衡常數(shù)。思考:該條件實(shí)際反應(yīng)情況與反應(yīng)趨勢(shì)。3-1反應(yīng)速度的表示（自學(xué)為主）1、定義：一定條件下，反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物的快慢。2、表示：?jiǎn)挝粫r(shí)間某物質(zhì)的濃度變化。注意：①可用不同物質(zhì)的濃度變化表示反應(yīng)速度； ②其數(shù)值不一定相等，但意義相同，有關(guān)系 ③單位：mol/L·s 對(duì)大多數(shù)反應(yīng)，物質(zhì)濃度隨時(shí)間的變化不是呈 線性關(guān)系故有平均速度和瞬時(shí)速度之分3、速度測(cè)定①平均速度②瞬時(shí)速度：實(shí)驗(yàn)測(cè)定物質(zhì)濃度隨時(shí)間變化的數(shù)據(jù)，處理曲線某點(diǎn)切線的斜率。[問(wèn)題]為什么反應(yīng)速度千差萬(wàn)別？3-2速度理論1、碰撞理論（自學(xué)為主） 要點(diǎn)：①反應(yīng)進(jìn)行的先決條件：分子相互碰撞；②有效碰撞：發(fā)生反應(yīng)的碰撞；③活化分子：發(fā)生有效碰撞的分子，它比一般分子的能量高。一定條件下，分子能量分布一定。④活化能：活化分子具有的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差。(Ea)***活化能越大，反應(yīng)逾越的能量障礙越大，反應(yīng)速度越小。如反應(yīng)N2+3H2

2NH3

△Ho=－92.38KJ/mol△Go=－33.28KJ/mol常溫常壓自發(fā)，但此條件下，正反應(yīng)的Ea=326KJ/mol所要逾越的“能量障礙”大。活化分子數(shù)少，速度小。2、過(guò)渡狀態(tài)理論簡(jiǎn)介要點(diǎn)：①反應(yīng)物分子碰撞后經(jīng)過(guò)一個(gè)中間過(guò)渡狀態(tài)，形成活性集團(tuán)(稱活化絡(luò)合物)，再分解為產(chǎn)物(或反應(yīng)物)。Ea△HA+BC+D活化分子平均能量反應(yīng)進(jìn)程②活化絡(luò)合物與反應(yīng)物（產(chǎn)物）存在能壘，稱正反應(yīng)（逆反應(yīng)）的活化能?；罨艿谋举|(zhì)，學(xué)術(shù)界至今尚未取得統(tǒng)一的認(rèn)識(shí)。3-3影響反應(yīng)速度的外部因素濃度、壓強(qiáng)、溫度、催化劑一、濃度（壓強(qiáng)）的影響定量關(guān)系1、速率方程反應(yīng)物濃度與反應(yīng)速度的數(shù)學(xué)關(guān)系式。反應(yīng)aA(g)+bB(g)

cC(g)+dD(g)

V∝CAαCBβ=kCAαCBβ[說(shuō)明]k為比例常數(shù)，稱速率常數(shù)

α、β為反應(yīng)分級(jí)數(shù)，α+β為反應(yīng)總級(jí)數(shù)2、反應(yīng)級(jí)數(shù)：反映了濃度(壓力)對(duì)速度的影響程度。3、速率常數(shù)的意義和性質(zhì)[分析]當(dāng)反應(yīng)物濃度均為1mol/L時(shí)

V=k①一定溫度下，k值取決于反應(yīng)本性，不同反應(yīng)k不同，k反映V的內(nèi)因。②

k值不隨濃度、壓力而變，與溫度、催化劑有關(guān)。③

k單位與反應(yīng)級(jí)數(shù)有關(guān)。[強(qiáng)調(diào)]反應(yīng)級(jí)數(shù)與反應(yīng)計(jì)量系數(shù)并非一回事，不一定相符合。反應(yīng)級(jí)數(shù)是實(shí)驗(yàn)值，可為整數(shù)、分?jǐn)?shù)、小數(shù)。對(duì)一般反應(yīng)，級(jí)數(shù)不能直接從計(jì)量系數(shù)導(dǎo)出。要深入了解濃度對(duì)反應(yīng)速度的影響，必須涉及反應(yīng)經(jīng)歷的具體歷程。（本課程不討論）二、溫度的影響

升高溫度，加速反應(yīng)，早就被人所知。[定性分析]濃度不變，分子總數(shù)不變，溫度升高，部分分子獲得能量，變成活化分子，即活化分子百分?jǐn)?shù)增加，有效碰撞增加，反應(yīng)速度加快。[定量]Arrhenuis公式：

k=Aе-(Ea/RT)

或nk=nA－(Ea/RT)

A——常數(shù)，稱頻率因子或指前因子

Ea——實(shí)驗(yàn)活化能R——?dú)怏w常數(shù)表明：k與T呈指數(shù)變化關(guān)系，T微小