摘要：化学反应速率理论 (1)有效碰撞理论 化学反应发生的必要条件是反应物分子间的碰撞. 只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学反应.称“有效碰撞 ,活化分子是反应物分子中能量较高的分子.其比例很小, 理论要点: ※有效碰撞:能发生反应的碰撞, ※ 活化分子:具有较大的动能并且能发生有效碰撞的分子, ※ 活化能:活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均能量之差, ※ 其他条件相同时.活化能越低的化学反应.反应速率越高. 活化能(Ea)是化学反应的“能垒 .Ea越高.反应越慢,Ea越低.反应越快.Ea可以通过实验测定. 一般化学反应的活化能约在40~400 kj.mol-1之间, 多数化学反应的活化能约在60~250 kj.mol-1之间, 反应的活化能小于 40 kj.mol-1时.反应速度很快, 反应的活化能大于 400 kj.mol-1时.反应速度很慢, 中和化学反应的活化能约在13~25 kj.mol-1之间. (2)过渡状态理论 化学反应并不是通过反应物分子的简单 碰撞完成的.在反应物到产物的转变过程中.先形成一种过渡状态.即反应物分子活化形成配合物的中间状态. 如 A + BC 「A-B-C」 ABC

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