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高中化学化学反应的热力学与化学动力学化学反应热力学和化学动力学是高中化学课程中非常重要的两个概念。
热力学研究的是反应的热效应和热力学平衡条件，而化学动力学则关注反应速率和反应速率变化的因素。
本文将从热力学和动力学的角度来探讨化学反应的内在机制。
一、热力学热力学是研究能量转化过程的一门学科，也是研究化学反应中能量变化的工具。
在化学反应中，热力学可以帮助我们确定反应所释放或吸收的能量，以及反应是否为放热或吸热反应。
1. 反应焓变反应焓变（ΔH）是反应过程中能量的变化。
当ΔH为负时，反应放热；当ΔH为正时，反应吸热。
ΔH的值可以通过燃烧实验或者热化学方程式来确定。
2. 熵变和自由能变熵变（ΔS）衡量了反应混乱程度的变化。
正的ΔS意味着反应产生了更多的混乱，而负的ΔS意味着反应产生了更有序的物质。
自由能变（ΔG）则是反应能量转化的推动力。
ΔG可以通过ΔH和ΔS的关系来计算：ΔG = ΔH - TΔS，其中T为温度（K）。
当ΔG为负时，反应是自发进行的；当ΔG为正时，反应是不自发的；当ΔG等于零时，反应处于平衡状态。
二、化学动力学化学动力学研究的是化学反应速率及其影响因素。
反应速率表示单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
而反应速率决定了反应的快慢。
1. 影响反应速率的因素反应速率受到以下因素的影响：反应物浓度、温度、催化剂、表面积和反应物状态。
- 反应物浓度：浓度越高，反应物之间的碰撞频率就越高，反应速率也就越快。
- 温度：温度升高，反应物的速度和能量增加，碰撞频率增加，反应速率加快。
- 催化剂：催化剂能够提供新的反应路径，使反应物更容易相互碰撞，从而降低反应活化能，加快反应速率。
- 表面积：表面积增大，可使反应物之间的碰撞频率增加，反应速率加快。
- 反应物状态：固体或液体反应物的反应速率要快于气体反应物，因为固体和液体反应物之间的碰撞频率高于气体反应物。
2. 反应速率方程式反应速率方程式描述了反应速率与反应物浓度的关系。
热力学与动力学在化学反应中的应用在化学反应中，热力学和动力学是两个非常重要的概念。
热力学研究的是反应的热效应和热平衡，而动力学则关注反应速率和反应机理。
这两个概念相辅相成，在化学反应的研究和应用中起着重要的作用。
一、热力学在化学反应中的应用热力学研究的是物质在反应过程中的热效应和热平衡。
通过热力学的研究，我们可以了解到反应的热效应，也就是反应过程中是否吸热或放热。
这对于工业生产中的化学反应过程来说尤为重要。
以合成氨的工业生产为例，该反应中，氮气和氢气在一定条件下反应生成氨气。
反应过程中放出大量的热量，需要控制好温度和反应条件，才能保证反应的顺利进行。
热力学的应用可以帮助我们计算反应放热量，预测反应的热效应，从而有针对性地控制反应温度，提高反应的产率和效率。
此外，在化学反应的平衡态研究中，热力学也起到了重要的作用。
根据热力学原理，如果一个反应在一定温度下的正向反应速率等于逆向反应速率，那么该反应就处于平衡态。
热力学的应用可以帮助我们判断反应是否达到平衡，并预测反应的平衡常数。
这对于工业生产中反应的控制和优化非常有意义。
二、动力学在化学反应中的应用动力学主要研究的是反应速率和反应机理。
反应速率是指反应物转化为产物的速度，反应机理则关注反应过程中的中间态和过渡态。
在化学反应的工业应用中，动力学的研究非常关键。
通过研究反应速率，我们可以了解到反应物转化为产物的速度。
这对于工业生产中控制反应时间，提高反应速率非常重要。
比如在高分子材料的合成中，反应时间和反应速率对产品的品质和性能有着重要影响。
动力学的研究可以帮助我们选择合适的反应条件，加快反应速率，从而提高产品的质量和产率。
另外，动力学还可以研究反应的反应机理，即反应过程中的中间态和过渡态。
通过研究反应机理，我们可以了解到反应发生的具体步骤和速率控制步骤。
这对于进一步优化反应条件和改进反应方法非常重要。
三、热力学和动力学的综合应用热力学和动力学是密不可分的，两者的综合应用可以更深入地了解化学反应的机理和特性。
化学动力学与热力学的关系化学动力学和热力学是研究化学反应的两个重要分支。
化学动力学研究反应的速率和机理，而热力学则关注反应的能量变化和平衡态。
虽然二者各自研究的方面不同，但它们之间存在着密切的关系。
本文将探讨化学动力学与热力学的关系，并说明二者在研究化学反应中的重要性。
一、化学动力学与热力学的基本概念1. 化学动力学化学动力学研究化学反应的速率和机理。
它通过观察和测量反应物浓度的变化以及反应速率的变化来研究反应的进行。
化学动力学研究的问题包括反应速率的表达式、影响反应速率的因素以及反应速率与物质浓度之间的关系等。
2. 热力学热力学研究物质之间的能量变化和平衡态。
它关注的是化学反应过程中能量的转化和热力学定律。
热力学的基本概念包括焓、熵、自由能等。
热力学研究的问题包括反应焓变、熵变以及自由能变化等。
二、动力学和热力学的关系化学动力学和热力学都是研究化学反应的重要工具，二者相辅相成，相互关联。
下面将分别从动力学和热力学两个方面阐述二者的关系。
1. 动力学对热力学的影响化学动力学的研究可以提供反应速率的信息，帮助我们了解反应的快慢程度。
在热力学中，反应速率与能量变化之间存在一定的关系。
通过动力学的研究，我们可以获得反应物和产物的浓度变化关系，从而了解反应的速率与浓度之间的关系。
这对于热力学研究中计算反应焓变、熵变和自由能变化等参数是非常重要的。
2. 热力学对动力学的影响热力学研究反应的能量变化，这对于动力学的研究也是至关重要的。
在化学反应过程中，能量的转化是不可避免的。
热力学可以提供反应的能量变化信息，帮助我们了解反应所涉及的能量变化大小。
这对动力学的研究非常关键，从而有助于寻找反应速率和反应机理的规律。
三、化学动力学与热力学在化学反应中的作用化学动力学和热力学在研究化学反应中起着重要的作用。
它们可以相互指导和补充，提供全面和深入的信息。
1. 动力学的应用化学动力学可以帮助我们了解化学反应的速率控制步骤以及反应机理。
化学反应中的热力学和动力学过程化学反应是一种物质之间相互转化的过程，通常表现为原料消耗，产物生成，伴随着能量的释放或吸收。
反应过程涉及到许多因素，包括反应物的浓度、温度、压力、表面积、催化剂等等。
其中，热力学和动力学是描述化学反应过程的两个重要方面，分别涉及反应能量、反应速率等内容。
一、热力学过程热力学是研究物质能量转化和能力转化的学科，它主要涉及热力学定律、热力学函数、热力学过程等内容。
对于化学反应而言，热力学主要关注反应焓和熵等能量的变化。
反应焓是指反应过程中吸热或放热的能量变化，通常用“ΔH”表示。
如果反应产生的热量比消耗的热量多，那么反应就是放热反应；反之，则为吸热反应。
例如，燃烧氧化铁的反应式为2Fe +O2 → 2FeO，这是一个放热反应，ΔH为-825.5千焦每摩尔；而制备氨水的反应式为N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)，这是一个吸热反应，ΔH为+92.4千焦每摩尔。
反应熵是指反应过程中物质排列的混乱程度，通常用“ΔS”表示。
混乱程度越高，反应的熵值就越大，而越有序的反应则熵值越小。
例如，将一个混合物加热并让其挥发会使其熵值增加，而将液体制成晶体则会使其熵值减少。
根据熵和焓的变化，可以计算出反应的自由能变化ΔG。
当ΔG为负时，反应能够自发进行；当ΔG为正时，反应不会自发进行；而当ΔG为零时，反应处于平衡状态。
化学反应的热力学过程能够帮助我们预测反应是否进行，以及产物与反应物的数量关系等内容，这对于化学反应的设计和优化非常重要。
二、动力学过程动力学是研究物理和化学过程中速率和机理的学科，它主要涉及化学反应速率、反应机理、活化能等内容。
动力学反应速率是指单位时间内反应物消耗或产物生成的化学反应速率。
反应速率由反应物浓度、反应物分子碰撞频率和反应物分子之间的化学反应速率常数等因素决定。
其中，反应物浓度越高，反应速率越快；温度越高，分子碰撞速率越快，反应速率越快；加入催化剂能够减小反应的活化能，从而提高反应速率。
有机化学中的热力学与动力学热力学和动力学是有机化学中两个重要的概念和理论体系。
热力学研究的是反应是否可行以及反应达到平衡时的能量变化，而动力学则关注反应速率和反应的机理。
本文将介绍有机化学中的热力学和动力学的基本原理，并探讨它们在有机合成和反应机制研究中的应用。
一、热力学基础热力学是研究反应是否可行的理论框架，它通过计算反应的自由能变化来判断反应的方向和平衡状态。
有机化学中的热力学主要关注两个基本概念：焓和熵。
焓（H）是反应体系的热能，可以通过反应的焓变（ΔH）来描述。
当ΔH为负时，反应放热，反之则吸热。
根据热力学第一定律，能量守恒，反应的焓变等于反应物的焓减去生成物的焓。
熵（S）是反应体系的无序程度，可以通过反应的熵变（ΔS）来描述。
当ΔS为正时，反应体系的无序程度增加，反之则减少。
根据热力学第二定律，熵增原理，自然界趋向于无序。
热力学第三定律则描述了当温度趋近绝对零度时，纯晶体的熵趋于零。
二、动力学基础动力学研究的是反应速率和反应的机理，它关注反应的速度和反应物之间的碰撞频率。
动力学基本原理包括反应速率常数和反应级数。
反应速率常数（k）是描述反应速率的量，表示单位时间内反应物浓度的变化率。
它与反应物浓度的关系通常可以用速率方程描述。
一般来说，反应速率与反应物浓度之间存在正相关关系，即浓度越高，反应速率越快。
此外，温度、催化剂和溶剂等因素也会影响反应速率。
反应级数是指反应速率随反应物浓度的变化关系。
一级反应的速率与反应物浓度成正比，二级反应的速率与反应物浓度的平方成正比，三级反应则与反应物浓度的立方成正比。
三、热力学与动力学的应用热力学和动力学在有机化学中有广泛的应用，特别是在有机合成和反应机理研究中。
下面将分别介绍它们的应用。
热力学的应用：热力学可以预测反应的可行性和方向。
有机合成中，热力学常用于判断反应的平衡位置和逆反应的可能性。
例如，在酯化反应中，通过比较不同反应物组合的热力学稳定性可以选择更倾向于生成的产物。
化学热力学与化学动力学的对比分析化学热力学和化学动力学是研究化学反应的两个重要分支。
虽然它们都关注于化学反应，但却从不同的角度出发，提供了不同的视角来理解和解释化学反应。
化学热力学主要研究反应的能量变化，以及反应在不同条件下的热力学稳定性。
它关注的是反应的热效应，即反应是否释放或吸收热量。
化学热力学通过热力学函数（如焓、熵和自由能）来描述反应的能量变化。
这些函数可以用来计算反应的热力学参数，如焓变、熵变和自由能变化。
通过热力学参数的计算，可以判断反应是否是放热或吸热的，以及反应是否是自发进行的。
与之相反，化学动力学关注的是反应速率以及反应速率的影响因素。
它研究反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系。
化学动力学通过实验数据和数学模型来描述反应速率的变化规律。
反应速率常常通过反应物浓度的变化率来表示，可以用速率方程来描述。
速率方程中的速率常数可以通过实验测定得到，从而可以推断出反应的速率与反应物浓度之间的关系。
化学热力学和化学动力学之间存在着密切的联系。
热力学稳定性与反应速率之间有着内在的关系。
在化学热力学中，自由能变化可以用来判断反应的热力学稳定性。
如果反应的自由能变化为负，即自由能减少，那么反应是自发进行的，反应物会转变为产物。
相反，如果反应的自由能变化为正，即自由能增加，那么反应是不自发进行的，需要外界提供能量才能发生。
然而，即使反应是自发进行的，它的速率可能仍然非常缓慢。
这就是化学动力学的作用，它研究的是反应速率的变化规律。
化学热力学和化学动力学的研究方法也有所不同。
化学热力学主要通过实验测定来获得反应的热力学参数，如焓变、熵变和自由能变化。
这些实验通常是在恒温条件下进行的，以保证实验结果的准确性。
化学动力学则需要进行一系列实验，通过测定反应物浓度随时间的变化来确定反应速率。
这些实验通常需要在不同温度下进行，以研究温度对反应速率的影响。
在实际应用中，化学热力学和化学动力学都具有重要的意义。
热力学与动力学的关联及其在化学反应中的应用热力学和动力学是研究物质运动规律的两个重要分支。
热力学主要关注能量转化和热力变化，而动力学则研究反应速率和反应机理。
两者相互关联，在化学领域中有着广泛的应用。
热力学通过分析物质的热力学性质，如热容、热传导和热膨胀等，揭示了物质在不同温度下的能量转化规律。
热力学第一定律规定了能量守恒的原则，即能量既不能被创造也不能被销毁，只能从一种形式转化为另一种形式。
这个原则在化学反应中有着重要的应用。
化学反应中，反应物经过吸热或放热过程，形成产物，能量从反应物转移到产物中。
根据能量守恒定律，反应物吸收的热量等于产物释放的热量，即热量变化为零。
若吸热过程多于放热过程，反应将吸热为正；若放热过程多于吸热过程，反应将放热为正。
热力学第二定律则研究了能量传递的方向性和能量的可逆性。
在化学反应中，自发反应的进行方向与热力学第二定律相符。
例如，硫和铜的反应生成Cu2S，是自发放热反应。
根据热力学第二定律，反应进行方向是由高温向低温传播热量，而不可能反向进行。
此外，熵的概念也是热力学中的重要内容。
熵可以被视为系统的无序程度，根据熵增定律，自然界总是朝着熵增的方向发展。
在化学反应中，高熵态的物质转变为低熵态的产物，熵增大于零。
与热力学不同，动力学研究化学反应速率和反应机理。
动力学研究的关键是反应速率常数和反应级数。
反应速率常数揭示了反应物转变为产物的速度，反应级数则揭示了反应物浓度对反应速率的影响。
在化学反应中，反应速率常数通常是温度的函数，符合阿纳拉西斯方程。
而反应级数常用实验方法确定。
在化学反应中，热力学与动力学密切相关。
热力学研究的是反应物与产物之间的能量变化和能量稳定性，而动力学则关注反应进行的速率和机理。
两者共同揭示了化学反应的本质。
热力学提供反应的能量信息，告诉我们反应是否会自发进行，而动力学则告诉我们反应的速率。
反应速率的信息能够帮助我们优化反应条件，控制反应过程。
例如，在工业生产中，通过了解反应速率，可以调整反应温度、反应物浓度和催化剂等因素，使反应效率达到最大化。
热力学和化学动力学的应用热力学和化学动力学是两个在化学领域中非常重要的概念和理论，它们的应用使得我们能够更好地理解和掌握化学反应的规律和特性。
下面将分别介绍它们在化学领域中的应用。
一、热力学的应用热力学是研究热量和能量转化的科学，它对于化学反应的分析和控制具有重要的作用。
下面分别从热力学的三个方面介绍它在化学领域中的应用。
1. 热力学第一定律的应用热力学第一定律是说能量守恒，它的应用使得我们能够很好地控制化学反应中的能量变化。
比如在工业加热过程中，我们需要控制反应炉内的温度，通过对温度、压力和物质浓度的控制，可以使反应得到良好的控制和调节，最终得到所需的产品。
2. 热力学第二定律的应用热力学第二定律是说热量不能自己从低温物体转移到高温物体，这对化学反应的研究有着很重要的作用。
比如我们在生产化学药品或者合成重要的有机物时，需要控制反应的温度和热量，通过对吸热反应和放热反应的分析和判断，可以有效地控制反应的进程和产物的选择。
3. 熵的应用熵是热力学中一个很重要的概念，它的应用使得我们能够很好地分析和控制反应的熵变化。
比如在电化学反应中，我们需要分析和计算反应中的熵变化，通过调整反应条件和控制反应过程，可以有效地控制反应的进程和产物的选择。
二、化学动力学的应用化学动力学是研究化学反应速率的科学，它对于化学反应的控制和优化具有重要的作用。
下面介绍它在化学领域中的应用。
1. 反应速率的控制反应速率是化学动力学研究中的一个重要参数，它的控制能够使得我们通过调控反应条件和反应物浓度等参数，得到所需的反应产物。
比如在有机合成中，我们需要通过调节反应物浓度和反应温度等条件，来实现反应速率的控制和产物选择的优化。
2. 反应机理的研究反应机理是化学反应过程中非常重要的一个方面，它的研究能够帮助我们更好地理解反应本质和反应产物的生成。
比如在用催化剂促进反应的过程中，需要对反应中的机理进行详细的研究，从而找到最有效的催化剂和反应条件，实现反应的优化和控制。
探究热化学动力学和热力学对化学反应的影响化学反应是物质发生变化的过程，通常会放出或吸收能量。
热化学动力学和热力学是化学反应过程中非常重要的两个方面，二者都对化学反应的速率和能量变化有影响，下面我们将探究这两个方面的影响及其关系。
热化学动力学热化学动力学研究的是物质反应速率和化学反应途径的关系。
它涉及到反应物分子间的相互作用和碰撞。
在化学反应过程中，分子要跨越反应势垒才能达到反应的中间状态。
分子之间的相互作用和碰撞可以改变分子的能量，改变分子的能量将会影响到反应过程中跨越反应势垒的能力。
当有足够的能量时，分子可以跨越反应势垒，进入中间状态，从而参与反应。
热化学动力学研究的是化学反应速率随着温度的变化。
当温度升高，分子之间的运动速度增加，它们碰撞的频率和能量会增加，化学反应速率也会增加。
反之亦然，当温度降低，分子之间的运动速度减慢，反应速率也会相应减慢。
另外，热化学动力学还研究了活化能对反应速率的影响。
活化能是指反应物跨越反应势垒所需的最小能量。
当反应物分子间的距离达到一定距离时，分子之间会产生斥力，需要更多的能量才能克服这种斥力，进而跨越反应势垒。
因此，反应物跨越反应势垒所需的能量越大，反应速率越慢。
这也是为什么催化剂可以加速化学反应，因为它可以为反应物提供活化能，从而促进反应速率。
热力学热力学主要研究的是化学反应的热力学状态，如热量、熵和自由能等，这是化学反应中另一个非常重要的方面。
化学反应放热或吸热，是根据化学反应中键的断裂和形成所涉及的能量变化来计算的。
热力学第一定律规定了能量守恒定律，在化学反应中，放出或吸收的热量就是能量的变化量。
当化学反应的环境温度一定时，用放出或吸收的热量来表示能量变化是非常方便的。
热力学第二定律是关于熵的定律，它规定了在一个封闭系统中，熵总是增加，从而能量会转化为热，使系统达到热平衡。
在化学反应中，反应的熵变量将显著地影响反应平衡常数，从而影响反应的方向。
当反应物的熵减小时，即系统由有序向无序转变时，反应平衡常数将减小，反应速率将降低。
化学中的化学动力学和化学热力学在化学领域中，化学动力学和化学热力学是两个非常重要的领域。
这两个领域中的理论和实践都是必不可少的，无论是在实验室中进行实验还是在工业生产中应用。
在本文中，我们将探讨化学动力学和化学热力学的基本概念、原理、应用和关系。
一、化学动力学化学动力学研究反应速率和反应机理，是化学的一个分支。
反应速率是指反应物被消耗和生成物出现的速度，通常用摩尔分数的变化率来表示。
在化学动力学领域，一些核心概念包括反应速率定律、活化能、反应平衡和反应机理。
1. 反应速率定律反应速率定律是描述反应速率与反应物浓度之间关系的公式。
其中，反应速率与反应物浓度之间的关系被称为反应速率定律的形式。
在一般情况下，反应速率定律的形式为r=k[A]ⁿ.2. 活化能反应物受到能量激发使得反应发生的能量称为活化能。
只有当反应物的能量达到一定的临界值时，才能开始发生反应。
活化能可以用于解释化学反应速率、温度对反应速率的影响以及催化剂对反应速率的影响。
3. 反应平衡一个化学反应在多个状态之间变化，最终停留在一个平衡状态，称为反应平衡。
平衡常量用于表示反应物和生成物之间的平衡比例。
4. 反应机理化学反应机理是指反应物发生的步骤和过程。
了解反应机理可以帮助人们更好地理解反应速率定律，预测反应中间体的产生和解释反应产物的形成。
二、化学热力学化学热力学是研究化学反应热效应的科学。
化学反应的热效应指的是反应发生时吸收或释放的热量。
在化学热力学领域，有几个重要的概念，包括热力学第一定律、热力学第二定律、焓和熵。
1. 热力学第一定律热力学第一定律是指能量守恒定律，也就是说，能量不能被创造或者消失，只能从一种形式转换成另一种形式。
2. 热力学第二定律热力学第二定律是指任何由低温物体到高温物体传递的热量都必须伴随着发生的能量转换。
这个定律显示了热量的方向和能量的流动方向。
3. 焓焓是热力学一个重要的概念，是在恒压条件下，化学反应吸热或放热的度量。
化学热力学与动力学在有机化学中的应用一．化学热力学：一个反应能否自发发生及反应平衡时反应物和产物之间的相对比例是一个化学热力学问题。
可以解决，一个反应的能否自发进行及反应的限度问题，是用自由能ΔG 来判断的，ΔG<0反应可以自发进行，直到平衡即ΔG=0，相反如果大于0时，反应是不能自发进行的，由平衡常数与ΔG 的关系可以知道，此时K 很小所以往往是可逆的。
S T H G ∆-∆=∆，ΔH 反应的是反应的热效应，在反应中焓的变化反映了反应物键的断裂与生成物键的生成能量之差（其中包括张力能，离域能等），即断裂键的键能之和减去生成键的键能之和（键能为正值）。
当ΔS 可以忽略不计的时候，ΔG ≈ΔH ，当反应是放热的时候，即ΔH<0,则ΔG<0，即反应可以自发进行。
ΔS 的判断：1.分子在体系中的自由度越大，她的熵值也就越大。
即气>液>固。
在一个反应中如果反应物都是液相的，而产物至少有一个是气相的，那么在热力学上由于熵增大所以是有利的。
2.产物的分子数目等于反应物的分子数目的反应，熵变通常是不大的，但是如果生成物的分子数增加，通常会有较大的熵值增加。
所以分解，分裂的反应在热力学上是有利的。
但是注意，有些时候分解反应的热焓变比较大抵消了ΔS 的增大，最终ΔG 仍>0，反应仍不自发。
3.链状分子比对应的环状分子有更大的熵值，因而分子的打开是有利的，闭环意味着熵值的减少。
如果弱键断裂，强健生成，则反映放热，ΔH<0,在放热反应中，焓变对G 有一个负的的贡献，所以反应易于由弱键生成强键，反之，由强键生成弱键，会消耗能量，H>0对G 有正的贡献，不易发生。
综上焓减少是反应的推动力，熵增加是反应的推动力。
化学动力学：对反应速度的处理研究涉及到化学动力学问题。
有机化学中主要应用过渡态理论。
过渡态是反应途径中能量最高点时所存在的结构。
它和反应物、产物或中间体不同，并不是一个化学实体，无法分离和实验观察，仅是一个有一定几何形状的和电荷分布的高度不稳定状态。
微观可逆原理：：（1）一个基元反应的逆反应也必然是基元反应，即任何基元反应都是可逆的；（2）正反应与逆反应经过相同的过渡态即正逆反应途径一样，机理一样。
当我们研究一个有机反应时，最希望了解的是这一反应将向产物方向进行到什么样程度？一般来说，任何体系都有转变成它们最稳定状态的趋势(即自发的趋势都是体系自由能减小的方向，ΔG<0)，因此，可以预料当产物的稳定性愈大于反应物的稳定性时，则平衡愈移向产物一侧。
这句话的意思可由下式看出来。
△G=-RTlnK ，当两个物质的稳定性差很大的时候，即自由能差很大，如果生成物的自由能比反应物的小，即ΔG 很负，所以K 很大，平衡常数大，说明向稳定的方向进行的趋势很大，即平衡移向产物一侧，反应进行的很完全。
要使反应发生，产物的自由能必须低于反应物的自由能，即△G 必须是负值。
说白了对于一个自发反应，反应物与产物之间自由能差别越大，或者说稳定性差别越大，反应进行的趋势完全程度也越大。
过渡态理论：1.起反应的物质结合时需要通过比原始和终了的状态较高的势能，具有较高势能的状态较过渡态。
即假设一个反应先达到一个过渡态，然后从过渡态以极快的速度变成产物。
2.反应有几种产物时，每一种产物都从不通过过渡态过来的，主要产物是过渡态能量最低的转化而来的。
3反应物与过渡态之间存在一个平衡，反应的速度（生成过渡态的速度）依赖于平衡常数，而K 又与活化自由能有关。
过渡态的自由能的高低成为衡量反应速率的重要标志。
在一步反应的图中能量最高点是活化络合物，在它的左边，所有络合物都被认为同反应物处于平衡中；而在它右边，所有络合物则被认为是同产物处于平衡中。
A+B 反应物 D 产物△G双步 反 应G ΔG 1≠ΔG 2≠ C 中间体A+B 反应物 C 产物过渡态△G 单 步 反 应G ΔG 1≠a b在两步反应中即有中间体生成的反应，反应物和产物之间包括具有一定寿命的中间体I，因此,它包含有两个过渡态，而且第一个过渡态的ΔG1≠比第二个过渡态的ΔG2≠高,这意味着第一步反应应该是速率控制步骤。
过渡态与中间体的区别。
中间体位于两个过渡态之间的能量最低点，故有一定的存活期，实际的寿命依赖于凹陷的深度。
下凹浅暗示下一步的活化能低，生存期短，下凹深中间体的生存期越长；而过渡态只有一个转瞬即逝的生存期，并代表反应途径中的能量极大值。
ΔG≠越大，越小，速率就越慢，所以ΔG≠决定了反应快慢。
哈蒙特假说：对任何单一的反应步骤，其过渡态的几何形象类似于其内能与它的内能更接近的物种。
即能量相近，结构相近。
a: 过渡态的结构与反应物相似，此时旧键几乎未动，新键只有很小程度的生成。
b: 过渡态的能量比反应物和产物的能量都要大得多，不论是反应物或产物都不能作为过渡态结构的非常适宜的模型。
c: 过渡态的结构和产物类似，这时旧键几乎全破，而新键差不多要生成。
Hammond假说对于有中间体生成的反应特别有用，两个过渡态的自由能都与中间体的自由能相近，所以过渡态的几何形状，也就和中间体相似。
这个假说在许多反应中是不适用的，因为其过渡态与反应物及产物都不相似，只有证明两个物种（过渡状态与反应物或产物）的内能是相互接近的情况下，哈蒙特假说才有意义）。
Hammond假说的意义在与合一估计不能分离的过渡态的能量和结构与反应物生成物或中间体结构和能量的关系。
速率控制与平衡控制：产物组成到达平衡点时组成是不变的，一个反应所得到的产物是由热力学平衡决定时，这个反应较热力学控制。
如果反应中存在着速度不同的竞争反应，随之出现几种产物，在没有达成平衡以前，这种反应叫做速率控制反应。
RTP RTPRTPa bc对于A 同时生成B 与C 的反应如果反应可逆，按照热力学的要求，反应平衡时，由于B 比C 稳定所以产物B 是主要产物（这决定于产物的稳定性，稳定性大的一方自由能G 变化的大，ΔG 小于0很多，所以平衡常数很大，向产物生成的趋势很大，如果有足够时间等待平衡，则B 一定是主要产物），如果在反应平衡以前就停止反应，则就为速率控制，由于生成C 的活化能小，所以A 转化为C 过渡态的速率大，所以C 为主要产物。
如果两个反应都是不可逆的，则由于C 的形成较快，因此形成的量较多，这种产物我们称为动力学控制。
如果反应为可逆的，则与上述情况不同，若反应在建立平衡以前能顺利地停止，则此反应为动力学控制，因而更迅速形成的产物较多。
当我们令反应接近平衡，则B 将成为占优势产物或唯一的产物，在这种条件下首先形成的C 转变为A ，而稳定性较大的B 很少转变为A ，产物为热力学控制。
在许多情况中稳定性较大的产物也同时是形成较为迅速的产物，在这种情况下动力学控制产物也是热力学控制产物。
速率控制和平衡控制与反应条件也有关。
活化能大的反应对温度更为敏感 。
当低温时两种可能进行反应的活化自由能差异大，活化自由能小的速率大，产物以此为主，为速率控制。
高温时，两者自由能差值小，这是速率控制的优势减小。
在有机反应中，一种反应物可以向多种产物方向转变时，在反应未达到平衡前，利用反应快速的特点来控制产物组成比例的即为速度控制。
速度控制往往是通过缩短反应时间或降低反应温度来达到目的。
利用平衡到达来控制产物组成比例的反应即平衡控制，平衡控制一般是通过延长反应时间或提高反应温度使反应达到平衡点的。
控制理论对共轭二烯烃1,2加成和1,4加成的解释：1.可见如果延长反应时间，使反应趋于平衡，由于1,4加成产物稳定，所以是1,4加成。
也可以提高反应温度使体系活化能降低E1E2差别减小速率不占优势，使1,4加成为主。
2.低温下，或者反映未达到平衡就停止，产物为1,2加成产物，因为E1<E2.化学热力学与动力学对烯烃α-取代的解释： 当烯烃与卤素反应时，可以使亲电加成，可以发生烷基的取代，但是机理不同，一个亲电加成，一个自由基取代。
改类反应的规律，一般是低温时是亲电加成，高温时是自由基取代，并且该反应的选择性好，取代总是发生在与碳碳双键相连的烯丙位C 上，这个C 叫做α碳，所连的氢叫做α氢。
为什么α氢易被取代，从两个角度看1.按照自由基机理，取代不同的氢是由于形成了不同的烷基自由基，而不同的烷基自由基稳定性不同，越稳定的自由基能量越低由Hammond 假设，过渡态的能量也越低，活化自由能小，反应速率快活性大，以主要产物形式生成，即中间体越稳定越容易生成。
而烯丙基的稳定性大于烯基的稳定性，所以易于发生α取代，即ΔE C ΔE B ΔE B ≠ΔE C≠产物B 反应物A 产物C CH 2 CH CH CH 2H BrE 1'E 2E 2'1， 2-加成1，4-加成E 11，2-加成产物1，4-加成产物1，2-加成反应进程1，4-加成反应进程E 1，2-加成和 1，4-加成反应进程中的位能曲线图α氢的活泼性很大。
2.由于形成自由基的反应断裂碳氢键时，所需要的能量不一样，α氢的离解能小。
由机理的第二步可以知道，分子数没变反应的熵变很小，所以自由能的变化约等于焓变，由于α氢的键能小所以焓变小，所以反应的自由能变化小，由Hammond假设可知，活化自由能小，速率大。
自由基稳定性：烯丙基型>3>2>1>甲基自由基≈乙烯型。
机理：可见与烷烃的卤代机理一致。
实验室，烯丙位的溴代通常用NBS试剂，可使自由基卤代发生在较低温度下，具体方法：NBS试剂在光，或者过氧化物等自由基引发剂作用下，在惰性溶剂中生成α溴代产物。
机理如下：NBS不溶于四氯化碳，反应在四氯化碳表面发生，反应生成的HBr不断与NBS反应生成Br，NBS就像一个Br的储存库，不断与HBr反应生成Br，直到用完。
注意：P-π共轭，对于不对称烯烃，可能会产生混合物，由于共振。
NBS试剂也可用于苯甲基型的溴代。
本质是生成稳定的自由基（越稳定的中间体越容易生成）。
为什么有自由基存在却不发生自由基加成反应？卤素自由基与烯烃加成的得到的仲碳自由基不如取代α氢得到的烯丙基自由基稳定，可知其活化能相对较大，这两个反应是竞争的关系，所以这个反应不占优势，另外生成仲碳自由基是一个可逆的过程，存在平衡，只有减少Br的存在才能使仲碳自由基转化为烯丙基自由基。
对于一个反应物生成两种产物的情况，并且一个是可逆反应一个不可逆，那么在未转化完之前，可能检测到可逆反应产物，但是完全转化后可逆产物为0。
而是否可逆的变化，可以看反应的K，如果K很小即ΔG>0，而对于熵变可以忽略的变化，可以认为ΔG≈ΔH，即可以通过键能的变化来估算，是否是可逆反应。
