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化学反应中的过渡态理论分析化学反应的过程涉及反应物的相互转化以及化学键的形成和断裂。
而过渡态理论，则是解释和描述了化学反应中的过程中，产生的临时生成物——过渡态。
本文将对过渡态理论进行分析，探讨其在化学反应研究中的应用和意义。
一、过渡态的定义与性质在化学反应中，过渡态是反应物转变为产物的过程中的中间稳定状态。
它是在活化能垒上的高点，具有较短的存在时间，不是反应物也不是产物，但对研究反应机理起到了重要的作用。
过渡态具有以下几个特性：1. 能量最高：过渡态的活化能最高，是反应过程中的能垒。
2. 结构变化性：过渡态的结构中包含了反应物和产物之间的中间状态，具有中间结构的特征。
3. 不稳定性：过渡态相对于反应物和产物来说，非常不稳定，容易解离或重新结合。
二、过渡态理论的基本原理1. 高斯-赛德尔理论：高斯与赛德尔提出，过渡态可以通过控制分子的构象来实现。
在过渡态过程中，分子将沿着反应坐标可逆地延展和收缩，从而形成整个过渡态的路径。
2. 键级别的描述：通过分析化学键的能量和取向变化，可以确定过渡态的结构与性质。
在反应过程中，不同化学键的生成和断裂导致了丰富的过渡态形成。
3. 光谱学解释：通过光谱学方法，可以对过渡态的结构和能级进行研究。
通过分析过渡态的振动光谱和电子吸收光谱，可以揭示其分子结构和能量变化。
三、过渡态理论在反应机理研究中的应用1. 反应速率的解释：过渡态理论提供了理解反应速率的重要依据。
根据过渡态的能垒高低，可以预测反应的速率常数，进而解释和优化反应条件。
2. 催化剂设计与应用：过渡态理论可以帮助理解催化剂在反应中的作用机理，进而指导催化剂的设计和优化。
通过降低反应的能垒，催化剂可以加速反应速率。
3. 反应机理的揭示：通过研究并确定过渡态的结构和性质，可以深入理解反应的机理。
这对于合成新的化合物、优化反应条件以及实现可控合成等方面具有重要意义。
四、过渡态理论的局限性与发展方向尽管过渡态理论在化学反应研究中具有重要意义，但也存在一些局限性：1. 考虑不充分：过渡态理论忽略了许多其他因素对反应的影响，如溶剂效应、温度变化等。
§11.2 过渡态理论一、过渡态理论(transition state theory)过渡态理论是1935年由Eyring ，Evans 和Polanyi 等人在统计热力学和量子力学的基础上提出来的。
他们认为由反应物分子变成生成物分子,中间一定要经过一个过渡态,而形成这个过渡态必须吸取一定的活化能，这个过渡态就称为活化络合物，所以又称为活化络合物理论。
用该理论，只要知道分子的振动频率、质量、核间距等基本物性，就能计算反应的速率常数，所以又称为绝对反应速率理论。
二、势能面该理论认为反应物分子间相互作用的势能是分子间相对位置的函数:莫尔斯(Morse)公式是对双原子分子最常用的计算势能E p 的经验公式：式中r 0是分子中原子间的平衡核间距，D e 是势能曲线的井深,a 为与分子结构特性有关的常数。
AB 双原子分子根据该公式画出的势能曲线见教材P236图12.4所示。
当r>r 0时有引力，即化学键力；当r<r 0时，有斥力；v=0时的能级为振动基态能级, E 0 称为零点能；D 0 是为把基态分子解离为孤立原子所需的能量，它的值可从光谱数据得到。
以三原子反应为例：当A 原子与双原子分子BC 反应时，首先形成三原子分子的活化络合物，该络合物的势能是3个内坐标的函数：这要用四维图表示；见教材P236图12.5三原子系统的核间距现在令∠ABC=180°，即A 与BC 发生共线碰撞，活化络合物为线型分子。
随着核间距r AB 和r BC 的变化，势能也随之变化。
这些不同点在空间构成高低不平的曲面，称为势能面。
见教材P237图12.6三原子反应的势能面示意图在势能面上，活化络合物所处的位置T 点称为马鞍点。
该点势能与反应物和生成物所处的稳定态能量R 点和P 点相比是最高点，但与坐标原点一侧和D 点的势能相比又是最低点。
如把势能面比作马鞍的话，则马鞍点处在马鞍的中心。
从反应物到生成物必须越过一个能垒。
化学反应机理中的过渡态理论化学反应机理是理解和掌握化学反应过程的关键之一。
在反应中，原子或分子间的化学键会被断裂和形成，从而导致物质的转化。
虽然反应机理十分复杂，但是通过研究反应中的中间体和过渡态，化学家可以更深入地了解反应发生的机制和速率。
过渡态是指反应物与产物之间过渡的状态，是反应的最高能量点。
在反应中，反应物分子需要通过一定的能量输入才能到达过渡态，然后再通过一个类似于滑坡的过程来到达产物状态。
因此，过渡态对于反应速率的影响非常重要。
过渡态理论是研究反应动力学的基本理论之一，提出了反应机理中过渡态的存在和重要性。
该理论的核心是过渡态的能量和几何形状。
首先，过渡态的能量是反应速率的关键。
如果过渡态的能量很高，那么反应速率就会变慢。
因此，在设计催化剂或者其他加速反应的方法时，我们需要尽可能地降低反应能垒，促进反应的发生。
同时，在实际反应中，过渡态的能量也受到温度和催化剂等因素的影响。
其次，过渡态的几何形状也非常重要。
一般来说，过渡态的几何形状比反应物和产物的几何形状更复杂。
这是因为在过渡态中，原子之间的化学键正在变化，此时分子不再是平衡的状态。
因此，化学家需要研究不同反应机理中过渡态的几何形状，并通过实验和计算来确定最优的反应途径。
这些研究结果也有助于我们设计更为高效的催化剂或反应条件。
最后，还有一种与过渡态有关的理论是反应坐标理论。
这一理论强调了反应机理和过渡态形成的动力学机制，并提供了一种方法来研究化学反应催化和控制。
总之，过渡态理论是化学反应机理中的关键理论之一。
通过研究过渡态的能量和形状，我们能更好地了解反应发生的机制和速率，进而设计高效的催化剂和反应条件。
因此，深入理解过渡态理论对于化学反应的研究和应用意义重大。
化学反应机理中的过渡态理论过渡态理论是描述和解释化学反应机理中存在的过渡态的理论框架。
过渡态是反应物转化为产物过程中的高能量中间态，具有不稳定性和短暂存在的特点。
过渡态理论通过对过渡态的分析，揭示了反应速率的决定因素，并为认识反应机理提供了重要线索。
一、过渡态的定义和特点过渡态是指在化学反应中，反应物从起始状态转变为终点状态的过程中，具有临时性和高能量的中间状态。
在过渡态中，反应物的化学键正在断裂和生成，并且存在活跃的反应中心。
过渡态的寿命非常短暂，一般仅为10^-12到10^-14秒。
二、反应速率的决定因素过渡态理论认为，反应速率取决于过渡态的能量和其相对稳定性。
过渡态的能量越高，反应速率越慢；过渡态的能量越低，反应速率越快。
过渡态的相对稳定性与反应物和产物之间的能垒高度相关。
当过渡态的相对稳定性增加时，反应速率也会增加。
三、过渡态的形成机制过渡态的形成源于反应物之间的相互作用及其分子构型的变化。
当反应物分子发生碰撞时，它们的化学键会发生变化，从而形成高能量的过渡态。
过渡态的形成需要克服反应物分子之间的反应活性势垒，通过吸收外界的能量来提高分子的动能，以确保反应能够进行。
四、催化剂在过渡态理论中的作用催化剂在化学反应中起到降低反应能垒的作用，从而加快反应速率。
催化剂可以通过与反应物分子发生相互作用，改变其电子结构和构象，从而降低反应的活化能。
催化剂在反应过程中参与到反应物的过渡态中，形成稳定的中间态，然后再与产物分离，回到初始状态。
五、过渡态理论的应用过渡态理论在化学领域的应用非常广泛。
通过对过渡态的研究，可以预测和解释反应的速率规律，并指导实验设计和工业生产。
过渡态理论还可以帮助我们了解化学反应中的能量转化和分子变化的机制，为新颖材料和催化剂的设计提供理论指导。
六、过渡态理论的发展过渡态理论是化学动力学研究的基础，随着实验和理论的发展，过渡态理论也在不断演化和完善。
现代计算化学和量子力学方法的引入，使得过渡态的计算和预测更加精确和可靠。
化学反应的过渡态理论化学反应是物质发生变化的过程，而反应速率则是描述反应进行快慢的参数。
了解反应速率的决定因素对于控制反应过程具有重要意义。
过渡态理论是一种用来解释和预测反应速率的理论框架，它对于揭示反应的微观机制和优化催化剂设计具有重要意义。
1. 过渡态的概念化学反应通常是由反应物转变为产物的过程，这种转变发生在反应物和产物之间的中间状态，称为过渡态。
过渡态在标准状态下是一种高能量、不稳定的物质，它具有较短的寿命，会迅速分解为反应物或生成产物。
2. 过渡态的形成过渡态的形成需要克服反应物之间的相互作用能垒，即活化能。
活化能是指反应物在转化为过渡态时所需的能量差，它决定了反应的速率。
过渡态的形成可以通过约束受限、键的形成和断裂、原子或分子的重排等步骤来实现。
3. 过渡态理论的基本原理过渡态理论认为，反应速率与在反应物和产物之间形成的过渡态的数量密切相关。
根据过渡态理论，反应速率可以通过过渡态的类型和数量来描述。
过渡态的类型可以通过反应物的电子状态和分子结构来确定。
4. 过渡态的能垒和活化能过渡态的能垒是反应速率的重要因素之一。
它可以通过引入势能面图来进行定量描述。
势能面图是一种图形表示，显示了反应物和产物之间的势能变化。
在势能面图上，能垒的高度对应着反应物转化为过渡态所需的能量差，即活化能。
5. 过渡态的优化和催化剂设计了解过渡态的结构和性质对于优化反应条件和催化剂的设计具有重要意义。
在催化剂参与的反应中，催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。
催化剂通过与反应物形成中间络合物，改变过渡态的结构和能垒，促进反应的进行。
总结：过渡态理论是化学反应速率研究的基础，它描述了反应物转化为产物的过渡状态，并解释了反应速率与过渡态的关系。
了解过渡态的性质、能垒和活化能有助于优化反应条件和催化剂设计，从而实现高效、可持续的化学反应。
通过深入研究和理解过渡态理论，我们能够更好地理解化学反应的本质，并在实践中应用于反应工程和催化剂设计领域。
过渡稳定学说名词解释过渡态理论（transition state theory），在任何一个化学反应系统中，反应物需要到达一个特定的高能状态以后才能发生反应。
这种不稳定的高能状态被称为过渡态（transition state）。
过渡态一般在形状上既不同于反应物，又不同于产物，而是介于两者之间的一种不稳定的结构状态，这时候旧的化学键在减弱，新的化学键开始形成。
过渡态存留的时间极短，只有10-14秒-10-13秒。
要达到过渡态，反应物必须具有足够的能量以克服势能障碍，即活化能（activation energy）。
然而，一个反应系统中各反应物分子具有不同的能量，只有某些反应物具有足够的能量去进行反应。
酶之所以能够催化反应，是因为它能降低反应的活化能。
实际上，活化能的小幅度下降可导致反应速度大幅度的提升。
以过氧化氢分解成氧气和水的反应为例，在没有任何催化剂时反应的活化能为76kJ·mol-1，而在有过氧化氢酶的情况下，活化能仅仅降到30 kJ·mol-1，但反应速度却提高了108倍，这样的提升相当于将几年才能完成的反应缩短到几秒钟。
那么，酶是如何降低一个反应的活化能的呢？早在19xx年，就由Pauling提出了酶催化的“过渡态稳定”学说。
R.Wolfenden曾打过这样的比喻，酶就像助产士一样，帮助底物从一种亚稳态（metastable state）艰难地进入到另一种亚稳态。
总之，酶在催化的时候，提供了一种替代的反应路径，将反应分割成若干步，因其与反应过渡态的结合比和底物的结合更牢、更好，稳定了反应的过渡态，从而降低活化能，使得反应速率加快。
现在有两个证据可用来支持“过渡态稳定”学说。
第一个证据是，根据过渡态的结构设计出来的过渡态类似物可以作为酶的强抑制剂，其抑制效果要比竞争性抑制剂强得多。
因为要是酶的确能稳定过渡态，那么人工设计的过渡态类似物只要遇到酶，就会与活性中心紧密地结合，并牢牢地卡住酶的活性中心，使之无法完成反应，即成为了酶的强抑制剂。
过渡态理论和化学反应中间体过渡态理论和化学反应中间体是化学领域中重要的概念，对于理解化学反应的机制和反应速率起着关键作用。
在本文中，我们将探讨过渡态理论和化学反应中间体的概念、特征以及在化学反应中的作用。
一、过渡态理论的概念和特征过渡态理论是理解化学反应机制的重要理论基础之一。
它认为，在化学反应进行过程中，反应物与产物之间存在一个过渡态（transition state），此过渡态是反应物和产物间的能量极小值点，具有反应物性质的特点，同时也具有产物性质的特点。
过渡态理论认为，化学反应中，反应物经过一系列的变化，从反应物能级上升到过渡态能级，然后再由过渡态能级下降到产物能级。
反应物上升到过渡态的过程是吸热过程，而过渡态下降到产物的过程则是放热过程。
过渡态理论还提出了反应速率与过渡态的能垒之间存在关系，反应速率与能垒高低成反比。
二、化学反应中间体的概念和特征化学反应中间体是指在化学反应过程中形成的临时性物种，它是反应中的一个中间产物，在反应继续进行过程中再进一步转化为最终产物。
中间体的存在对于反应的进行至关重要。
化学反应中间体具有一定的稳定性，能够在反应体系中相对稳定地存在一段时间，以便参与进一步的化学反应。
中间体的存在可以通过各种实验方法进行观察和确认，例如红外光谱、核磁共振等。
三、过渡态理论和化学反应中间体的作用过渡态理论和化学反应中间体在化学反应机理研究和反应速率预测中具有重要作用。
首先，过渡态理论能够通过计算过渡态的能垒来预测反应的速率。
根据过渡态理论，能垒越高，反应速率越低。
通过定量计算过渡态的能垒，可以对反应速率进行预测和解释。
此外，通过研究不同反应条件下的过渡态能垒变化，还可以了解反应速率的敏感性和选择性。
其次，化学反应中间体的研究可以揭示化学反应中的具体步骤和反应机制。
通过观察和分析中间体的形成、稳定性以及反应过程中的变化，可以推测反应的具体机理。
这对于合成新的化合物、改进反应条件以及设计高效催化剂具有重要意义。
化学反应的过渡态理论化学反应是物质转化的过程，我们通常通过研究反应速率来了解反应的性质和机理。
然而，要准确地描述和预测反应速率，理解过渡态理论是至关重要的。
过渡态理论是化学动力学的重要理论基础，它描述了反应中的高能物种——过渡态。
过渡态是反应物和产物之间的过渡状态，类似于山顶上的高能物种。
它在反应过程中是非常短暂且不稳定的，但对于反应速率起着重要作用。
过渡态理论通过活化能（activation energy）的概念来解释反应速率。
活化能是指在反应进行过程中，反应物必须具备的最小能量，才能越过反应势垒，形成中间过渡态，然后转变为产物。
换言之，活化能可以被视为反应物在反应中形成过渡态所需的能量。
根据过渡态理论，反应速率的决定步骤是反应物从起始状态转变为过渡态。
因此，仔细研究反应物的结构和构象，对于理解反应速率的影响至关重要。
在反应过程中，过渡态的形成受到诸多因素的影响，包括反应物之间的碰撞频率、反应物的能量和反应条件等。
这些因素决定了反应物是否能够获得足够的能量来形成过渡态。
通过过渡态理论，我们可以进一步了解化学反应的速率常数和速率方程。
速率常数描述了反应速率与浓度之间的关系，而速率方程则描述了反应速率与反应物浓度之间的具体关系。
通过研究速率常数和速率方程，我们可以预测和控制反应速率，并在实际应用中发挥重要作用。
过渡态理论在化学反应的研究和应用中具有广泛的影响。
例如，在催化剂设计和反应机理解析中，过渡态理论提供了重要的参考。
通过研究过渡态的构象、能量和活化能等信息，可以为催化剂的设计提供指导，提高反应速率和选择性。
此外，在有机合成中，过渡态理论也被广泛应用于反应设计和优化，以实现高效、绿色的合成路径。
总之，过渡态理论是理解化学反应速率的重要理论基础。
它描述了反应中的高能物种——过渡态，并通过活化能的概念解释反应速率的决定因素。
了解过渡态理论可以帮助我们预测和控制反应速率，并在催化剂设计和有机合成等领域发挥重要作用。
§11.2 过渡态理论一、过渡态理论(transition state theory)过渡态理论是1935年由Eyring ，Evans 和Polanyi 等人在统计热力学和量子力学的基础上提出来的。
他们认为由反应物分子变成生成物分子,中间一定要经过一个过渡态,而形成这个过渡态必须吸取一定的活化能，这个过渡态就称为活化络合物，所以又称为活化络合物理论。
用该理论，只要知道分子的振动频率、质量、核间距等基本物性，就能计算反应的速率常数，所以又称为绝对反应速率理论。
二、势能面该理论认为反应物分子间相互作用的势能是分子间相对位置的函数:莫尔斯(Morse)公式是对双原子分子最常用的计算势能E p 的经验公式：式中r 0是分子中原子间的平衡核间距，D e 是势能曲线的井深,a 为与分子结构特性有关的常数。
AB 双原子分子根据该公式画出的势能曲线见教材P236图12.4所示。
当r>r 0时有引力，即化学键力；当r<r 0时，有斥力；v=0时的能级为振动基态能级, E 0 称为零点能；D 0 是为把基态分子解离为孤立原子所需的能量，它的值可从光谱数据得到。
以三原子反应为例：当A 原子与双原子分子BC 反应时，首先形成三原子分子的活化络合物，该络合物的势能是3个内坐标的函数：这要用四维图表示；见教材P236图12.5三原子系统的核间距现在令∠ABC=180°，即A 与BC 发生共线碰撞，活化络合物为线型分子。
随着核间距r AB 和r BC 的变化，势能也随之变化。
这些不同点在空间构成高低不平的曲面，称为势能面。
见教材P237图12.6三原子反应的势能面示意图在势能面上，活化络合物所处的位置T 点称为马鞍点。
该点势能与反应物和生成物所处的稳定态能量R 点和P 点相比是最高点，但与坐标原点一侧和D 点的势能相比又是最低点。
如把势能面比作马鞍的话，则马鞍点处在马鞍的中心。
从反应物到生成物必须越过一个能垒。
化学反应中的过渡态理论化学反应是物质之间发生的转化过程。
在反应的过程中，原子、离子或分子之间会发生键的断裂、形成和重新排列，导致物质的性质和组成发生变化。
为了解释化学反应中分子之间的相互作用，科学家们提出了过渡态理论。
过渡态理论是描述分子在反应过程中通过一个临时的状态来完成反应的一个重要理论。
它认为，在反应的起始阶段，反应物的键会变弱，进而形成一个临时的能量极大值的状态，即过渡态。
过渡态是一个高能中间状态，它具有局部稳定性，但并不是最终产物。
在过渡态中，分子结构和几何构型发生了变化，原子离子之间的键长度和键角发生变化。
过渡态理论主要基于由能量图和反应过程图来描述。
能量图显示了反应物、过渡态和产物之间的能量变化。
反应过程图则描述了在反应过程中键的断裂和形成的顺序。
通过这两个图进行分析，可以更好地理解反应的速率以及反应过程中涉及的中间态和过渡结构。
过渡态理论对于解释化学反应机制、反应速率以及选择性等方面具有重要意义。
它可以帮助科学家们预测和控制化学反应的结果，从而在有机合成、催化反应和能源转化等领域中具有广泛的应用。
在过渡态理论的发展历程中，有几个重要的里程碑。
其中最著名的就是由德国化学家爱因斯坦和洛赫米尔提出的活化能理论。
他们认为，在反应过程中，反应物必须经过一个能量垒，才能进入过渡态并完成反应。
这个能量垒被称为活化能，它决定了反应的速率。
活化能越高，反应的速率越慢，反之亦然。
除了活化能理论，还有其他几种描述过渡态的模型，如伞型势能面模型和铃铛形势能面模型。
这些模型在不同类型的化学反应中具有不同的适用性，可以更加准确地描述反应的过程。
总结起来，过渡态理论是化学反应研究的重要理论基础。
它通过描述反应物、过渡态和产物之间的能量变化和结构变化，有助于科学家们理解和预测化学反应的性质和速率。
随着理论的不断发展和实验技术的进步，过渡态理论将在化学领域中不断发挥重要作用，为人类的科学进步做出贡献。
化学反应的过渡态理论化学反应的过渡态理论是理解化学反应中的反应机制以及反应速率的重要理论基础。
本文将从理论的起源、发展以及在实际应用中的意义进行阐述。
一、理论的起源与发展过渡态理论最早可以追溯到19世纪末的克劳修斯和范特霍夫。
他们提出了化学反应的初级步骤，即活化复合物的形成和解离。
然而，直到20世纪初，过渡态理论才真正被深入研究。
20世纪初，埃兹拉·布朗和乌戈·迪普里斯特分别提出了过渡态理论的两个重要概念：活化能和过渡态。
活化能是指反应物到过渡态之间的能垒，而过渡态则是反应物和产物之间的临界状态。
这两个概念为后来的过渡态理论奠定了基础。
随后，许多化学家在此基础上进行了大量研究。
包括汉斯·哈勃、福奇尔拉德、埃弗·纳特金斯等人的工作进一步推动了过渡态理论的发展。
他们提出了过渡态的几何和电子结构模型，为解释反应机制和预测反应速率提供了重要依据。
二、过渡态理论在实际应用中的意义1. 解释反应机制：过渡态理论通过描述活化能和过渡态的形成，能够解释复杂化学反应的反应机制。
通过研究反应物、过渡态以及产物之间的结构和能量变化，可以揭示化学反应发生的具体过程。
2. 预测和控制反应速率：过渡态理论对于预测和控制化学反应速率具有重要意义。
通过计算活化能、过渡态的稳定性以及反应物浓度等因素，可以估计反应的速率常数，并提供实验设计的指导。
3. 优化反应条件：过渡态理论可以帮助化学家优化反应条件，提高反应的效率和产率。
通过定量研究活化能与温度的关系，可以确定最佳温度范围以及反应物的摩尔比例，实现更好的反应控制。
4. 设计新型催化剂：过渡态理论为催化剂的设计提供了指导。
在了解反应机制的基础上，可以通过调节催化剂的结构和活性位点，减小活化能，提高反应速率和选择性。
5. 推动新领域发展：过渡态理论的研究不仅用于解释有机和无机反应，也在许多新兴领域得到应用。
例如，它在生物化学、环境科学和材料科学等领域的应用和研究，推动了这些领域的发展。
硬球碰撞模型：没有给出准确的速率常数
合适的模型：考虑反应分子之间真实的分子间力，由反应分子到产物分子其结构的变化。
A + B-C →A-
B + C
反应过程中，能量在各个键间重新再分配，旧键断裂，新键生成
1930-1935 H. Eyring& M. Polanyi
在量子力学和统计力学的基础上提出：
反应速率的过渡态理论/ 活化络合物理论
Problems to be solved
1 What is the physical meaning of the Activated Complex, and the Transition State?
2 How to express thermodynamic relation between the reactant and the activated complex ?
3 How to treat the rate of reaction?
Zero point energy E 0= D e -D 0
D e V r
E 0
)]}
(exp[2)](2{exp[)(00r r a r r a D r V e −−−−−=r = r 0, V(r = r 0) = -D e
r →∞, V(r →∞) = 0
AB(ν=0) →A + B
D 0光谱离解能
Morse equation
1 Transition State
1931, Eyring and M.Polanyi
φ= 180 o ,线性碰撞
the potential energy surface 势能面can be plotted in a three dimensions system.
V = V (r AB , r BC )
Activated complex Transition state
To calculate E
= E b+ (1/2)[hν0≠-hν0(rectant)] E
the freedom f or molecule with n atoms
translational freedom: 3 rotational freedom (linear): 2 rotational freedom (no-linear): 3 vibrational freedom (linear): 3n-5 vibrational freedom (no-linear): 3n-6
Absolute rate theory
Example
For elementary equation:
H2+F →H…H …F →H+HF Theoretical: k = 1.17 ×1011exp(-790/T) Experimental: k = 2 ×1011exp(-800/T)
θ
m
r
a H RT E ≠Δ+=For liquid reaction: Δ(PV) = 0
∑ν≠:反应物形成活化络合物时气态物质的物质量的变化
A +
B = [AB]≠
∑ν≠= 1-2 = -1 n: 气态反应物系数之和n = (1-∑ν≠) = 2
nRT
H RT H E m r
B
B m r
a +Δ=−+Δ=≠≠≠∑θ
θ
ν)1(For gaseous reaction: Δ(PV) = ∑ν≠RT
Conclusion:
1 The rate of reaction depends on both activation energy and activation entropy.
2 The pre-exponential factor depends on the standard entropy of activation and related to the structure of activated complex.
Summary on TST:
1 过渡态理论基本点
2 活化络合物& 过渡态
3 The statistical expression for the k of TST 4Thermodynamic treatment for the k of TST: activation energy and activation entropy
Summary
Comparison between STC and TST
作业：
p.305 Ex. 3, 4, SCT
6, 8,10 TST p.306 13,14,15。
