第三章 化学反应的速率一、化学反应速率的概念化学反应速率是通过单位时间间隔内某反应物或某生成物浓度的变化来表示。
物质浓度的变化可以采用化学分析和仪器分析的方法测定。
单位为31mol dm s --⋅⋅，31mol dm min --⋅⋅等。
常用平均速率和瞬时速率来表示。
化学反应的瞬时速率等于时间间隔内0t ∆→时的平均速率的极限值。
表达式为0=lim t υυ∆→。
通常通过作图法来求瞬时速率，在c t -图像中，曲线上某一点切线的斜率的绝对值就是对应于该点横坐标t 的瞬时速率υ。
最有实际意义和理论意义的瞬时速率是初始速率0υ。
用反应进度定义的反应速率——对于任意一个化学反应0=B Bv B ∑，其反应速率可定义为单位体积内反应进度随时间的变化率。
表达式为1d d V tξυ=⋅ 用反应进度定义的反应速率值与物质的选择无关，也就是一个反应只有一个化学速率值，但与计量数有关。
二、化学反应速率理论——碰撞理论和过渡状态理论1、碰撞理论化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是有先决条件。
有效碰撞——能够发生反应的碰撞（1）能量要足够大（2）反应物分子要定向碰撞活化能和活化分子组——将具备足够能量（碰撞后足以反应）的反应物分子组，称为活化分子组。
分子组的能量要求越高，活化分子组的数量越少，这种能量要求称之为活化能，用a E 表示。
a E 在碰撞理论中，认为和温度无关。
a E →∞，活化分子组数则越少，有效碰撞分子数越小，故反应速率越慢。
分子不断碰撞，能量不断转移，因此分子的能量不断变化，故活化分子组也不是固定不变的。
但只要温度一定，活化分子组的百分数是固定的。
2、过渡状态理论（又称活化配合物理论）过度状态理论认为：反应的首要条件仍是反应物分子必须互相碰撞，但两个具有足够能量的反应物分子相互碰撞时，原来的化学键要断裂，新的化学键要形成，原子将要重新排列，经过一个过度状态，形成一种活化配合物。
