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　　三、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(或原子、离子)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：能发生反应的碰撞叫有效碰撞。

　　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

　　2、过渡状态理论

　　该理论认为：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。

　　四、催化剂对反应速率的影响

　　催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。

　　正催化：加速反应速率 负催化：减慢反应速率

　　1、催化剂影响反应速率的原因

　　催化作用的实质是改变了反应的机理，降低了反应的活化能，因而提高了反应速率。不改变反应前后物质的组成和质量，也不改变平衡常数K;缩短平衡到达的时间，加快平衡的到来。

　　2、特点：

　　(1) 高效性(用量少，作用大)

　　(2)选择性：一种催化剂只能催化一种或几种反应;同一反应用不同催化剂得到不同产物。

　　(3) 反应前后组成和质量不变。

　　(4)酶的活性要在一定温度、一定pH范围时才最大。