活化能与化学反应速率
守队测定的结果，大多数化学反应的活化能在
do mol-1间。
化能小于42kJ-mol-1的反应，活化分子百分数大
POS: (512,369) ，可瞬间完成。
 RGB:(0,56,157)
活化能大于42kJmol-1的反应，反应速率则很小。
因此活化能就是决定化学反应速率大小的重要因素。

Ea小，活化分子百分数大，有效碰撞次数多，反应速率V快。
Ea大，活化分子百分数少，有效碰撞次数少，反应速率V慢。

Ex(正)＜Ea(逆)’ △rHm<0，为放热反应;；
Ea(正)>Ea(逆)’  △rHm＞ 0，为吸热反应。

 5.3 影响化学反应速率的因素
1.浓度(或压力)对反应速率的影响
活化分子浓度=反应物分子浓度X活化分子百分数
定温下，活化分子百分数一定，反应物分子浓度大，反应物分子多，则活化分子浓度大，有效碰撞次数较多，反应速率快。
反应速率0C碰撞次数 C反应物的浓度

质量作用定律-浓度对反应速率的影响
在一定温度下，基元反应的化学反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比 质量作用定律。(幂次等于反应方程式中分子式前的计量数)
如某一基元反应:aA+bB=cC+dD
V=kCq.C% 速率方程
一定温度下，不同反应的反应速度率常数k不同，同一反应k值与浓度、压力无关，但与反应物的性质，反应的温度及催化剂等因素有关。

H2O+ CO2=HCO3

5.1 化学反应速率的概念

速率含义   传统意义：一定条件下单位时间内某化学反应的反应物转变为生成物的速率。

表示：定温下，恒容反应中，习惯用单位时间内某一反应物浓度或生成物浓度改变量的正值表示。

反应速率

活化能决定化学反应的效率

碰撞理论不足之处：较好的解释了有效碰撞，但不能说明反应过程及其能量变化。

过度状态理论：化学反应不只是通过简单碰撞就能完成，而是在碰撞后先经一中间过度状态，形成一种活性集团。然后再分解产物。

元反应：由反应物一步生成产物的反应，没有可用宏观实验方法检测到的中间产物。

意义：一旦通过实验证实反应为元反应，就可以根据化学反应计量方程式直接写出其速率方程

传统意义：一定条件下单位时间内某化学反应的反应转变为生成物的速率。

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

能量 的变化 ：活化配合物中的价键结构处于原键断裂。

正反应的活化能

逆反应的活化能

化学反应过程中能量变化曲线