【正文】 了解復雜反應的特征；三、 主要內容 化學反應速率、速率常數(shù)、反應級數(shù)； 速率方程的建立及其應用； 溫度對反應速率的影響阿侖尼烏斯方程； 活化能、指前因子； 反應機理、基元反應、反應分子數(shù)； 定態(tài)近似法、平衡近似法、控速步驟法擬定速率方程； 平行反應、對行反應、連串反應、鏈反應。四、 重要概念 速率常數(shù)、反應級數(shù)； 活化能、指前因子； 基元反應、反應分子數(shù)； 定態(tài)近似法、平衡近似法、控速步驟法擬定速率方程； 平行反應、對行反應、連串反應、鏈反應。五、重要定律與公式反應速率：反應 0=SB vB B ，反應速率： 恒容過程： 生成速率(反應物)： 消耗速率(產物)：2．質量作用定律：對基元反應 aA + bB +... → lL +mM 速率方程： dcA/dt = k cAa cBb ...3. 速率方程的一般形式：經驗式 ：dcA/dt = k cAacBb ... (微分式) 式中：a、b反應物A，B的分級數(shù)，反應的總級數(shù) n=a+b+... ； k速率常數(shù)，與溫度有關。4．簡單級數(shù)反應的動力學特征表1簡單反應濃度對反應速率的影響級數(shù)微分式積分式半衰期k量綱線形關系式0A=kcA0 cA = kt[濃度][時間]11A=kcAln(cA0/cA)= kt或ln[1/(1xA)]=kt[時間]12A=kcA2或 [濃度]1[時間]1nA=kcAn注意：n185。1[濃度]1n[時間]1注意：用濃度表示的反應速率如 －dcA/dt=kccAn，則k指kc。若用分壓表示的反應速率―dpA/dt=kppAn，則k指kp。兩者關系為kp = kc (RT) 1 n 確定反應級數(shù)的方法1）嘗試法：以實驗數(shù)據(jù)c~t (p~t,v~t) 代入各不同級數(shù)的反應速率方程，算出k，看哪個k為常數(shù)即為幾級。2）作圖法：a. ln CA~ t是直線—→1級 b. l/CA~ t是直線—→2級c. l/CA2~ t是直線—→3級3） 半衰期法若半衰期與濃度無關為1級。若半衰期與濃度有關，則測不同起始濃度C0 、C0ˊ時的t189。、 t189。ˊ lg(t189。`/ t189。ˊ) n = —————— + 1 lg(C0ˊ / C0ˊ) 4）微分法： v A = dCA / dt = kCＡｎ lg (dCA / dt) = lgk + nlgCA 以CA~ t作圖，曲線上每一點對應的斜率為(dCA / dt)； 再以lg (dCA / dt)~ lgCA作圖應為一直線，斜率=n。溫度對反應速率的影響：速率常數(shù)k 與溫度T的關系(1)范特霍夫(Van’t Hoff)規(guī)則：(2)阿累尼烏斯(Arrhenius)方程： (微分式，活化能Ea的定義式) a．不定積分式： 或指數(shù)式： 以ln(k/[k]) 或ln(k/[k])對1/T作圖為一直線，由直線斜率和截距可分別計算活化能Ea和指前因子k0。 b． 定積分式 ： c．Ea大則k小，反應難。Ea大，(Ea/RT2)大，即k隨T變化大，若有兩個反應，活化能大的反應，升溫時速率常數(shù)k增大。7．各類典型復合反應的主要公式及基本要求 (1)一級對行反應i. 微分式： dcA/dt = －k1cA+k1cBii. 積分式： iii. 完成距平衡濃度一半的時間 ，與初濃度無關。iv. 平衡常數(shù)與正、逆速率常數(shù)關系Kc = k1 / k1 v. 反應焓與正、逆反應活化能關系DrH 187。 DrU = E正 E逆 (2) 一級平行反應 i. 微分式 dcA/dt = (k1+k2)cA ii. 積分式：ln ( cA,0 / cA ) = ( k1 + k2 ) tiii. 半衰期： 。iv. 產物分布：cB /cC = k1 / k2 v. 表觀活化能與基元反應活化能關系 (3) 連串反應 : ABCi. 微分式 dcA/dt = k1cA， dcB/dt = k1cA k2cB，dcC/dt = k2cBii. 積分式：中間產物極大時的時間與濃度 。8. 處理復雜反應動力學方程的方法：(1) 選取控制步驟法：多個反應步驟中存在控制步驟。(2) 穩(wěn)態(tài)近似法：中間物B很難生成，但反應性很強，使其濃度很低，dcB /dt =0。(3) 平衡近似法：反應能隨時保持平衡。 《物理化學》學習要點動力學基礎（二）一、 本章框架動力學基礎（2）反應速率理論各類反應碰撞理論要點碰撞理論的不足過渡態(tài)理論的要點過渡態(tài)理論的不足籠罩效應量子效應光化定律碰撞理論過渡態(tài)理論溶液中的反應光化學反應催化原理均相催化多相催化酶催化 二、 本章要求 了解碰撞理論要點； 了解過渡態(tài)理論要點； 了解溶液中反應特點； 了解光化反應； 了解催化原理。三、 主要內容 碰撞理論及過渡狀態(tài)理論 溶液中的反應及其特征； 光化反應的特征； 催化作用四、重要定律與公式碰撞理論要點過渡態(tài)理論要點光化學定律（1） 光化學第一定律：只有被系統(tǒng)吸收的光，才能有效地引起光化反應。（2） 光化學第二定律：在初級過程中，系統(tǒng)每吸收一個光子活化一個分子或原子。（3） 1摩爾光子能量Em(即1愛因斯坦): Em = Lhv = Lhc / λ式中:光速c，普朗克常數(shù)h, L阿佛加德羅常數(shù)，λ波長(4) 量子效率:催化作用 (1)催化劑：存在較少量就能顯著加速反應而本身最后并無損耗的物質。減慢反應的物質稱阻化劑。 (2)催化劑的基本特征a) 催化劑參與催化反應，開辟一條更快的新途徑，降低活化能，但反應前后催化劑的化學性質和數(shù)量不變。b) 催化劑不能改變反應系統(tǒng)的始、末狀態(tài)。故不能改變反應的狀態(tài)函數(shù)變如DG、DH。c). 催化劑不能改變反應的平衡狀態(tài)，只能加速平衡的到達。即不能改變或平衡常數(shù)。因K = k1 / k1，故催化劑同時催化正向和逆向反應。d). 催化劑對反應的加速作用具有選擇性。