1樓：沒有底盤
正反應是化學反應的正方向進行的
1.化學反應速率
化學反應速率的符號為v
v=νb-1dcb/dt
式中，vb為反應物中物質b的化學計量數（反應物用負值，生成物用正值），dcb/dt表示由化學反應隨時間（t）引起物質b的濃度（cb）變化速率。
例如，某給定條件下，氮氣與氫氣在密閉容器中合成氨，各物質濃度的變化如下：
可知：n2的dcb/dt≈-0.2 mol·dm-3/2 s，
h2的dcb/dt≈-0.6 mol·dm-3/2 s，
nh3的dcb/dt≈+0.4 mol·dm-3/2 s。
所以上例反應的反應速率v近似為：
v=νb-1dcb/dt≈（-1）-1（-0.2 mol·dm-3/2 s）
=（-3）-1（-0.6 mol·dm--3/2 s）
=（+2）-1（+0.4 mol·dm-3/2 s）
=0.1 mol·dm-3·s-1
由於反應物的濃度隨著反應的不斷進行而不斷減小，反應速率也將隨著不斷減小。上面例題中所求得的反應速率實際上是在這一段時間間隔內的平均反應速率。時間間隔越短，則在這段時間發生的濃度變化越能反映真實的反應速率。
真實的反應速率應指在某一瞬間的反應速率。（摘自《普通化學》，浙江大學普通化學教研組）
在高中階段學習的化學反應速率概念，實際上是平均反應速率的概念，而且應指明是用哪種物質的濃度變化表示的速率。例如，在上例中，用n2、h2和nh3的濃度變化來表示的化學反應速率分別是0.1 mol/（dm3·s）、0.
3 mol/（dm3·s）和0.2 mol/（dm3·s）。
2. 濃度對化學反應速率的影響
硫在純氧中燃燒比在空氣中燃燒迅速得多。事實上，任何燃料在純氧中的氧化反應都比在空氣中的反應劇烈，也就是反應物氧氣的濃度增大，反應速率也增大。那麼，化學反應速率與反應物濃度之間究竟存在著怎樣的關係呢？
實驗證明，在給定的溫度條件下，對於元反應（即一步完成的反應），反應速率與反應物濃度（以化學方程式中該物質的化學計量數為指數）的乘積成正比。這個定量關係習慣上稱為質量作用定律，可用反應速率方程式來表達。如果把任一反應表示為：
aa+bb=gg+dd
如果該反應為元反應，則反應速率方程式為：
v=k｛c（a）｝a·｛c（b）｝b
式中，k是一個比例常數，叫做在該溫度下反應的速率常數。反應物濃度的改變，不會使k值發生改變，對於某一給定反應，在同一溫度、催化劑等條件下，k是一個定值。
當c（a）=1 mol·dm-3，c（b）=1 mol·dm-3時，上式變為：
v=k所以反應速率常數k的物理意義是反應物濃度為單位濃度時反應速率的大小。如果在給定條件下k值大，則這個反應的速率v也大。
上述表示式中，a和b濃度項的指數a和b叫做a和b的分反應級數。對反應物a來說，是a級反應，對反應物b來說，是b級反應，若對總的反應來說，n=（a+b），叫做總反應級數。若不指明，通常所說的反應級數就是總反應級數。
例如，在一定條件下，根據實驗結果：
no2+co=no+co2；
v=kc（no2）·c（co）
a+b=1+1=2，二級反應
元反應是一步完成的，由一個元反應組成的反應又稱為簡單反應。上述反應是簡單反應。但實際上許多反應是分成幾步，由幾個連續的過程來進行的，為非元反應，也可以說是由幾個元反應組成的複雜反應。
這時，質量作用定律雖然適用於其中每一個過程，但往往不適用於總的反應。例如，對於下列反應：
h2+i2=2hi
長期以來被人們認為是元反應，把反應速率寫成：
v=kc（h2）·c（i2）
但是近年來，無論從實驗上或從理論上都證明，它是由下列兩步完成的：
i2=i+i（快）
h2+i+i=hi+hi（慢）
這兩步反應的速率表示式為：
v1=kc（i2）（一級反應）
v2=kc（h2）·｛c（i）｝2（**反應）
綜上所述，要想確定一個反應是元反應還是複雜反應，只能通過實驗方法檢驗。對於一般反應（不一定是元反應），濃度與反應速率的關係可用下列反應速率方程式來表示：
v=k｛c（a）｝x·｛c（b）｝y
式中，x、y不一定分別等於反應通式中反應物a、b的化學計量數a、b，必須由實驗決定，（x+y）就是總反應級數。這一定量關係，除適用於氣體反應外，也適用於溶液中的反應。液態和固態純物質由於濃度不變，在定量關係式中通常不表達出來。
3.溫度對化學反應速率的影響
溫度對化學反應速率的影響特別顯著，溫度升高往往能加速反應是人們早已熟知的事實。例如，h2和o2的化合反應，在常溫下幾乎覺察不到，但加熱到600 ℃，反應迅猛劇烈，甚至發生**。這表明當反應物濃度一定時，溫度改變，反應速率會隨著改變。
早先有人從許多實驗結果歸納出一個近似的規則，即溫度每升高10 ℃，反應速率大約增大2倍～4倍。這個經驗規則只能對一些反應作粗略的估計，並且適用範圍不大。
阿侖尼烏斯（s.arrhenius）根據實驗，提出在給定的溫度變化範圍內反應速率與溫度之間有下列關係（阿侖尼烏斯公式）：
若以對數關係表示，則為：
1nk=-ea/rt+1na
式中，k為反應速率常數，ea、a均為某給定反應的常數，可由實驗求得。ea叫做反應的活化能，a叫做指前因子；r是摩爾氣體常數，t為絕對溫度，e為自然對數的底。
阿侖尼烏斯公式表明，如果溫度t增加，則k增大，所以v也增大。利用阿侖尼烏斯公式，可求出溫度變化對反應速率的影響。
阿侖尼烏斯公式只適用於元反應和某些複雜反應。有許多複雜反應，如圖2-1中的（2）、（3）、（4），阿侖尼烏斯公式對它們就不適用了。
圖 2-1 各類反應的速率與溫度的關係
4.化學反應的活化能
實驗證明，只有發生碰撞的分子的能量等於或超過某一定的能量ec（可稱為臨界能）時，才可能發生有效碰撞。具有能量大於或等於ec的分子稱為活化分子。
在一定溫度下，將具有一定能量的分子百分數對分子能量作圖，如圖2-2所示。從圖2-2可以看出，原則上來說，反應物分子的能量可以從0到∞，但是具有很低能量和很高能量的分子都很少，具有平均能量ea的分子數相當多。這種具有不同能量的分子數和能量大小的對應關係圖，叫做一定溫度下分子能量分佈曲線圖。
圖2-2中，ea表示分子的平均能量，ec是活化分子具有的最低能量，能量等於或高於ec的分子可能產生有效碰撞。活化分子具有的最低能量ec與分子的平均能量ea之差叫活化能。
圖 2-2 等溫下的分子能量分佈曲線
不同的反應具有不同的活化能。反應的活化能越低，則在指定溫度下活化分子數越多，反應就越快。
不同溫度下分子能量分佈是不同的。圖2-3是不同溫度下分子的能量分佈示意圖。當溫度升高時，氣體分子的運動速率增大，不僅使氣體分子在單位時間內碰撞的次數增加，更重要的是由於氣體分子能量增加，使活化分子百分數增大。
圖2-3中曲線t1表示在t1溫度下的分子能量分佈，曲線t2表示在t2溫度下的分子能量分佈（t2＞t1）。溫度為t1時活化分子的多少可由面積a1反映出來；溫度為t2時，活化分子的多少可由面積a1+a2反映出來。從圖中可以看到，升高溫度，可以使活化分子百分數增大，從而使反應速率增大。
圖 2-3 不同溫度下分子能量分佈曲線
5.為什麼活化分子的碰撞不一定都發生有效碰撞
反應物分子之間發生有效碰撞，必須同時滿足兩個條件，一是反應物分子的能量必須達到某一臨界數值，二是反應物分子必須按一定的方向互相碰撞。前者是能量因素，後者是空間因素。現以反應no2+co=no+co2為例來說明。
當no2和co分子彼此靠近時，它們分子中的價電子雲就互相影響，結果，分子的鍵長和分子的形狀都發生變化。no2與co分子在發生有效碰撞時，必須同時滿足空間因素和能量因素兩個條件。
（1）空間因素：no2與co分子只有在一定方向上碰撞，即n-o鍵和c-o鍵要在一條直線上發生碰撞，才能發生反應，如圖2-4所示。
圖 2-4 no2和co的反應過程
很顯然，當n-o與c-o在一條直線時，兩個分子之間電子雲相互影響最大，才有利於形成中間產物——活化絡合物。
（2）能量因素：no2與co分子發生有效碰撞，必須克服它們價電子雲之間的排斥作用，只有那些能量大的分子，當其平均能量具有或超過活化分子所具有的能量時，才能克服這種電子雲間的排斥作用，形成一個處於活化狀態的中間產物——活化絡合物，原有的n-o鍵部分斷裂，新的c…o鍵部分地形成，這種活化絡合物既可以分解而成反應物no2和co，又可以形成生成物no和co2。圖2-5反映了上述反應過程中能量的變化情況。
圖2-5中，a點表示no2+co系統的平均能量，在此條件下，no2與co分子發生碰撞時並不發生反應。只有當no2和co分子的平均能量達到b處（或高於b處）時，碰撞才能形成活化絡合物ono…co，而後發生反應。c是反應產物no+co2系統的平均能量。
從圖2-5還可以看到，e1是正反應的活化能，e2是逆反應的活化能。e2和e1之差是化學反應的熱效應。正反應是放熱反應，逆反應是吸熱反應。
圖 2-5 no2和co反應過程中能量的變化
從以上分析可知，活化分子雖然具有反應所必需的能量，但如果兩活化分子不在特定的相對位置發生碰撞仍不能發生反應。
6.為什麼催化劑能加速化學反應
這是一個十分複雜的問題。幾十年來，有關催化劑的資料積累了許多，也提出過不少的催化理論，但至今還缺乏適用範圍廣泛的理論來闡明催化劑的作用原理，並指導人們更好地選擇催化劑。這是由於催化反應，特別是多相催化反應，是一個十分複雜的問題。
它不僅涉及一般的化學反應機理，而且還涉及到固體物理學、結構化學和表面化學等學科，而這些都是人們至今還在探索的科學領域。另一方面，催化理論的研究，還必須藉助於先進的實驗手段，但目前研究催化劑反應機理的實驗工具還不夠完善，至今人們還無法洞察催化反應在進行過程中催化劑表面的結構變化，以及反應物在具體催化過程中的轉化情況。目前催化理論落後於催化劑在工業生產中所獲得的巨大成就，所以必須加強催化學科基礎理論的研究。
催化劑與反應物同處於均勻的氣相或液相中的催化稱為單相催化（又叫均相催化）。單相催化一般認為是反應物與催化劑先生成一定的中間產物，然後催化劑又從這些中間產物中產生出來。反應物與催化劑形成中間產物，再由中間產物變為產物的總的活化能，要比反應物之間直接反應成為生成物的活化能小得多。
例如，乙醛分解為甲烷和一氧化碳的反應：
ch3cho→ch4+co
在518 °c時，如果沒有催化劑，此反應的活化能是190 kj。但若有碘蒸氣作催化劑時，此反應分兩步進行：
ch3cho+i2→ch3i+hi+co
ch3i+hi→ch4+i2
兩步反應所需的總的活化能為136 kj。用碘作催化劑後，活化能降低了54 kj,使反應速率加大約1萬倍。
在水溶液中的單相催化，大都是由h+或oh-所引起的。例如，在水溶液中糖的轉化、酯的水解、醯胺及縮醛的水解等，都因有h+的參加而加速。
催化劑自成一相（固相），在催化劑表面進行的催化作用叫做多相催化。對於多相催化反應，目前有三種理論：即活性中心理論、活化絡合物理論和多位理論。
固體與化學反應速率,固體與化學反應速率。
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