一.碰撞理论
例：2HI（g）=H2（g）+I2（g） 773K，c[HI]=10-3 mol·L-1
理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5×108 次·L1·s-1 如每次碰撞都发生反应，v=5.8×104 mol·L-1·s-1 但实验测出：v=1.2×10-8 mol·L-1·s-1
所以，并非每一次碰撞都发生预期的反应，大 多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应， 只有非常少非常少的碰撞是有效的。
一.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先决条件。
1918年，路易斯（G.N.Lewis）提出反应速率的 碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子 或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或 离子要互相碰撞。没有粒子间的碰撞，反应的进行 则无从说起。反应物分子碰撞的频率越高，反应速 率越快。
在催化剂反应中，由于改变了活化配合物的组 成，改变了反应的机理，降低了反应活化能，从而 同等地改变正、逆向反应速率。
※一个反应要发生一般要经过哪些过程
普通 分子
活化能
活化 分子
合理取向 碰撞
有效 碰撞
新物质
能量
例题
❖ 下列说法错误的是（ ）
A 当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时，才能发 生化学反应
B 发生有效碰撞的分子一定是活化分子 C 活化分子间的碰撞一定是有效碰撞 D 活化分子间每次碰撞都发生化学反应 E 能发生有效碰撞的分子必须具有相当高的能量 F 活化能指活化分子多出反应物分子能量的那部分
E1--反应物的平均能量 E2--产物的平均能量 Ec--活化配合物的平均能量 ∆H--化学反应的反应热
活化配合物分子具有比反应物和 生成物分子更高的能量Ec，只有反应 物分子吸收足够能量时，才能“爬过” 这个能垒，反应才能进行。
反应的活化能越大，能垒越高， 能“爬过”能垒的反应物分子越少， 反应越慢。
二.过渡状态理论
过渡状态理论认为：化学反应不只是通过反应物 分子之间简单碰撞就能完成的，而是当两个具有足 够能量的分子相互接近时，要经过一个中间过渡状 态，即首先形成一种活化配合物。
活化配合物是一种具有高能量的不稳定的反应 物原子组合体，它一方面能很快与反应物建立热力 学平衡，另一方面又能分解为新的能量较低、较稳 定的生成物。其分解生成产物的趋势大于重新变为 反应物的趋势。
二.过渡状态理论
我们以任意反应： A+BC → AB+C为例说明。
A+BC→
A∙∙∙B∙∙∙C
→ AB+C
（反应物） （过渡状态或活化配合物） （生成物）
二.过渡状态理论
正 逆反 反应 应活 活化化能能：：EEaa+- ==EEcc-- EE12 ∆H= E2- E1 = Ea+ - Ea-
当∆H>0时，正反应为吸热反应 当∆H<0时，正反应为放热反应
一.碰撞理论 HI 碰撞图
一.碰撞理论
有效碰撞的条件：
1.能量
反应物分子必须具 有足够的能量，才能在 分子无限接近时克服电 子云间的斥力，以很高 的速率相互碰撞，使旧 的化学键断裂，形成新 的化学键，即化学反应。
这些有足够能量的 分子称为活化分子。
大多数分子 具有的能量
活化分子
一.碰撞理论 2.方向
活化分子只有以适当的方向相互碰撞时，反应 才有可能发生。
一.碰撞理论 活化能与反应速率的关系
活化能较小的反应
活化能较大的反应
温度一定时，分子能量分布是不变的，故活化分子数的 比例在一定的温度下是固定的。反应的活化能越高，活化分 子在所有分子中所占的百分数越小，有效碰撞的机会越小， 故反应速率越小，反之亦然。