第5章 化学动力学初步 5.1 化学反应速率 5.2 浓度对反应速率的影响 5.3 反应级数 5.4 反应机理

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1 第5章 化学动力学初步 5.1 化学反应速率 5.2 浓度对反应速率的影响 5.3 反应级数 5.4 反应机理
5.1 化学反应速率 5.2 浓度对反应速率的影响 5.3 反应级数 5.4 反应机理 5.5 温度对化学反应速率的影响 5.6 基元反应的速率理论 5.7 催化剂与催化作用

2 5.1 化学反应速率 (Chemical Reaction Rates)
宏观：热力学、动力学 热力学：过程的能量交换(H )、过程的自发方向(G )、过程的限度(K ) (△Gø = - RTln K) — 可能性。 动力学：反应速率（快慢）、反应机理（怎样进行） — 现实性。

3 例： N2 (g) + 3 H2 (g) = 2 NH3 (g) △Hø = kJ.mol-1 （放热） △Gø = kJ.mol-1 △Gø = - RT ln K K = 6.1105 但实际上，R.T. ，常压，观察不到反应。

4 热力学不涉入时间，当然不涉及反应速率， 也不涉及反应机理。 反应速率和反应机理是化学动力学研究的核心问题。 反应速率因不同的反应而异: 火药爆炸—瞬间； 中和反应—几秒； 高温固相合成无机材料、有机合成、高分子合成—小时； 橡胶老化—年； 石油、煤的形成—几百万年…

5 一、反应速率定义 — 单位时间内反应物或产物浓度改变的量的绝对值。
（一）平均速率和瞬间速率： 例：H2O2(aq) = H2O(l) + ½ O2(g) 测定实验中O2(g)的析出量，可计算H2O2浓度变化，并按下式计算出反应速率（平均速率） ： = - (H2O2) / t = -[ c2(H2O2) – c1(H2O2) ] / t 计算结果列于教材p.107, 表6.1. 可见：t , c (H2O2) ,  .

6 I- H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g) 教材p.107, 表6.1.

7 H2O2(aq) = H2O(l) + ½ O2(g) 或: N2O5(g) = 2 NO2 (g) + ½ O2(g)

8 作出H2O2的 c — t 曲线（教材p.108,图6.1)，得到 0 — 40 min的 平均速率：
令 （无限小），得瞬时速率： 显然， 和v 的单位是 作出H2O2的 c — t 曲线（教材p.108,图6.1)，得到 0 — 40 min的 平均速率： 某一时刻的瞬时速率可用该时间对应的曲线点上的斜率表示， 并且可以得到：

9 （二） t , c(H2O2) , v  （三）实验测定速率（净反应速率） = |正反应速率 - 逆反应速率| （四）对于单向反应，反应的开始的瞬间的瞬时速率称为 初速率v0 . （五）测定反应速率的实验方法将在物理化学课程中学 习。

10 （六）由于一个反应可以用不 同的反应物或产物作参照物浓度变化
来表示反应速率，为了避免混乱，IUPAC建议对于反应： 定义瞬时速率为： （5.1） 平均速率为： （5.2） （5.1）、（5.2）式中，vi 为计量系数a、b、d、c，且对反应物取负值， 对产物取正值, 以保证v和 为正值。

11 对于一个反应，在某一瞬间其v有确定值（不论以哪一种反应
＿ 物或产物的浓度变化表示）；在某一时间间隔内， v 也是定值。 例： H2O2 = H2O + ½ O2 分解反应(教材p.107表6-1) 0 – 20 min 的 ＿ V (H2O2 ) =  c (H2O2) / [(-1)  t ] = (0.40 – 0.80) / [(-1) (20 – 0)] = mol.dm-3.min-1 V (O2) =  c (H2O2) / [(½)  t ] = (0.20 – 0) / [(½) (20 – 0)] = mol.dm-3.min-1 = V (H2O2 )

12 N2O5(g) = 2 NO2 (g) + ½ O2(g) 浓度随时间变化曲线

13 N2O5(g) = 2 NO2 (g) + ½ O2(g) NO2 浓度 - 时间关系

14 二、影响反应速率的因素 （一）不同反应的反应速率不同（取决于反应物本身的性质） （二）同一反应 1.浓度； 2.气体反应：压力； 3.温度；
4.使用催化剂。

15 5.2 浓度对反应速率的影响 一、速率方程（式）（动力学方程式） 例：CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g)
5.2 浓度对反应速率的影响 一、速率方程（式）（动力学方程式） 例：CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g) 该反应是基元反应（一步进行的反应）。 瞬时速率定义式： v = - dc (NO2) / dt = - dc (CO) / dt

16 CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g)
甲 组 乙 丙 (CO) / mol.dm-3 (NO2)/ v0 / mol. dm-3.s-1 0.10 0.005 0.20 0.010 0.30 0.015 0.020 0.030 0.045 0.40 0.040 0.060

17 合并写为： v = k cCO cNO2 或 ： v = k (CO )(NO2) 由浓度与初速率v0数据可见：
1. 从纵向看,甲、乙、丙各组内数据， 不变，  1倍， 1倍： v ∝ cCO . 2.从各横行看，各行内 不变， 1倍， 1倍 ， v ∝ cNO2 . 合并写为： v = k cCO cNO2 或 ： v = k (CO )(NO2)

18 速率方程式（动力学方程式） v = k (CO) (NO2) 上式称为该反应的速率方程式，
1 mol.dm-3时的反应速率；其量纲由速率方程确定；k 大小取决于反应物的本质，而与浓度无关，当其它条件相同时， k  ，则v  ；通常，T  ，则k  。 速率方程式表示反应速率与浓度的关系。

19 二、基元反应与非基元反应 基元反应—即一步完成的反应。 非基元反应—分若干个步骤进行的反应，又称“复杂反应”或“复合反应”。

20 （一）基元反应 反应速率方程可由方程式直接写出： 例如：基元反应 CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
V正= k正(CO) (NO2) V逆= k逆(CO2) (NO) 2. 平衡常数K与速率常数k正、k逆的关系: V正 = V逆 → 平衡; (B) → [B] k正(CO) (NO2) = k逆(CO2) (NO) [CO2] [NO] / [CO) ] [NO2] = k正 / k逆 = K

21 = 0.005 mol.dm-3.s-1 / [0.10  0.10 (mol.dm-3)2]
3. 根据速率方程式，由任一组实验数据可以求出速率常数的值 例上述反应，取甲组第一横行数据： k = v / [(CO)(NO2)] = mol.dm-3.s-1 / [0.10  0.10 (mol.dm-3)2] = 0.5 mol-1.dm3.s-1 （二级反应量纲） 有了k值，代入速率方程式v = k (CO) (NO2) ，可计算 出任一时刻CO、NO2浓度对应的瞬时速率。 （二）速率方程式必须以实验为依据确定；反应是否 基元反应，也必须以实验为依据确定。

22 三、质量作用定律 在基元反应中，反应速率与反应物物质的量浓度的计量系数次方 的乘积成正比。 对于基元反应： 则： 对于“非基元反应”： 则：
且可能有 而m、n值只能由实验确定。 即：质量作用定律不能直接应用于非基元反应，但能 应用于构成该非基元反应的每一个具体步骤（基元反应）。

23 例如： S2O I- = 2 SO42- + I3- 非基元反应 实验测得： v = k (S2O82-)(I-) 而不是 v = k (S2O82-)(I-)3

24 5.3 反应级数 （Order of reaction）
一、反应级数定义： 反应 a A + b B = d D + e E 实验测得速率方程式为： v = k(A)m(B)n 则 m 称为反应物A的分级数（Partial order of A）； n 称为反应物B的分级数（Partial order of B） ； （m + n）为反应的级数（Order of reaction） 。 反应级数↑，表示浓度对反应速率影响↑ 反应级数是一个宏观物理量。

25 CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
例1. 基元反应 CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g) v = k (CO) (NO2) 对CO：1级反应；对NO2：1级反应； 该反应为2级反应。 2级反应k量纲：mol-1.dm3.s-1. 对于基元反应：m = a, n = b, m + n = a + b, 且a、b均为简单整数。

26 例2. S2O82- + 3I- = 2 SO42- + I3- 非基元反应 v = k (S2O82-)(I-)
该反应为2级反应。 例3. H2O2(aq) = H2O(l) + ½ O2(g) v = k (H2O2) 级反应 例4. 核裂变 Ra → Rn + He 级反应

27 例5. H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl(g) v = k (H2)(Cl2)1/ （链式反应机理） 对H2：1级反应，对Cl2：1/2级反应， 反应为3/2级反应。 例6. 2 Na(s) + 2 H2O (l) = 2 NaOH(aq) + H2(g) v = k (Na)0 = k 0级反应——反应速率与反应物浓度无关。

28 二、反应级数与反应速率变化规律 在(A)0 ~ (A), (t)0 ~ (t) 区间取定积分：
例，设某个一级反 应为：A → P 速率方程（微分式） 在(A)0 ~ (A), (t)0 ~ (t) 区间取定积分： ln (A) - ln (A)0 = - kt ln (A) = ln (A)0 - kt 换底， (5.5) lg(A) – t 图呈直线（见教材p.117图6-8）, 是一级反应的特征。

29 当(A) = 1 /2 (A)0 时，对应于 t = t 1/2，即反应进行一半所需的时间，称为“半衰期”, t 1/2可由（5
lg (A) = lg (A)0 - kt/ （5.5） lg [(A)/(A)0] = - kt/2.303 lg [½(A)0 /(A)0] = - k t 1/2 /2.303 lg (½) = - k t 1/2 /2.303 t 1/2 = 0.693/k 或 t 1/2 = ln 2 /k （一级反应） (5.6) 一、二、三和零级反应的速率变化规律见教材p.116 – 119.

30 反应: A  B 1级反应和2级反应的速率方程、k和t1/2
（教材p.116,图6-8） 2级反应 （教材p.118,图6-9） 速率方程 - dcA / dt = kcA - dcA / dt = kcA2 c – t 方程 ln cA = - kt + ln (cA)0 1/ cA = kt + 1 / (cA)0 线性方程 ln cA - t 1/ cA - t k k = - s (s斜率) k量纲：s-1 k = s k量纲：mol-1.dm3.s-1 t1/2 t1/2 = lg 2 / k = /k（常数） t1/2 = 1 / [k (cA)0] （不是常数）

31 反应: A  B 0级反应和3级反应的速率方程、k和t1/2
（教材p.116,图6-7） 3级反应 （教材p.118,图6-10） 速率方程 - dcA / dt = kcA0 - dcA / dt = kcA3 c – t 方程 cA = - kt + (cA)0 1/ cA2 = 2 kt + 1 / (cA)02 线性方程 cA - t 1/ cA2 - t k k = - s (s斜率) k量纲：mol1.dm-3.s-1 k = s / 2 k量纲：mol-2.dm6.s-1 t1/2 t1/2 = (cA)02 / 2 k （常数） t1/2 = 3 / [2k (cA)02] （不是常数）

32 1 级反应ln cA - t 、2级反应1/ cA - t和0级反应cA - t关系图

33 1级反应 (A) – t 图

34 2级反应 (A) – t 图

35 0级反应 (A) – t 图

36 三、反应分子数（只适用于基元反应） 从微观看，各反应为分子经碰撞而发生。反应过程中所包含的最低分子数目，称为“反应分子数”。
例：CO(g) + NO2(g)  CO2(g) + NO(g) 反应分子数 = 2 = 反应级数 对于基元反应：反应分子数 = 反应级数 微观 宏观 （从实验测定的速率方程得到） 对于非基元反应，反应分子数无意义。

37 5.4 反应机理 即反应所经历的具体历程（步骤）。按反应机理划分： 基元反应—即一步完成的反应
非基元反应—分若干个步骤进行的反应，又称“复杂反应” 或 “复合反应” ，由若干个基元反应构成。 基元反应可直接应用“质量作用定律”，写出速率方程； 非基元反应每个具体步骤（基元反应）也可应由质量作 用定律，但整个非基元反应的速率方程不能直接使用质量作 用定律，而要由实验测定。

38 例1. H2(g) + Br2(g) →2 HBr(g) 实验测得其速率方程为： v = k (H2) (Br2) 1/2 反应级数 = 1.5 现认为这个非基元反应包括3个基元反应： （1） Br2 → 2 Br k1 大（快） （2） Br + H2 → HBr + H k2 小（慢） （3） H+ Br2 → HBr + Br k3 大（快） （链式反应机理）

39 步骤（2） Br + H2 → HBr + H 是慢步骤,对整个复合反应的速率起控制作用，称为“控速步骤”，其速率方程为：
v = d(HBr) / dt = k2(Br)(H2) 其中（Br）可由步骤（1）Br2 = 2Br 的平衡关系求出: K1 = [Br]2 / [Br2] [Br] = (K1[Br2] )1/2 代入前式，得总反应的速率方程式 : v = k2K11/2 (Br2) 1/2 (H2) v = k (Br2) 1/2 (H2) 式中，k = k2K11/2 . 若由实验测得反应的速率方程，计算反应级数与方程有关反应物的计量系数之和不相符，则可认为反应是“非基元反应”。

40 例2. NO2(g) + CO(g) = NO(g) + CO2(g) 反应机理

41 5.5 温度对化学反应速率的影响 例： 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(g)
5.5 温度对化学反应速率的影响 例： 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(g) rGm = kJ.mol-1  0 (298 K) R.T. 几乎看不到反应.  T = 10 K, v 提高2 - 3倍。 点燃，爆炸 : T , k  , v 

42 一、k 与T 的关系 — Arrhenius公式
Arrhenius 参照 van’t Hoff 方程 : K = A exp (-Hø / RT) [即：K = A e (-Hø / RT)] 提出: k = A exp (-Ea / RT) （5.7） （指数式） 式中A — 频率因子，Ea — 实验活化能。

43 对 k = A exp (-Ea / RT) 取自然对数，得： ln k = ln A - Ea / RT
换底为常用对数： lg k = - Ea / 2.303RT + lg A （5.7.2） （5.7.2）式（教材p 式）为直线方程， 以lg k 对 1/T 作图得直线（教材p.113图6-4）， 由斜率可求出Ea： 直线斜率 s = - Ea / R （5.7.3）

44 例： 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g) 把T1，k1和T2，k2分别代入（5.7.2）式， 两式相减得： 也可以求出Ea。

45 例： 2 N2O5(g)  4 NO2(g) + O2(g) 不同温度下 lg k – 1/T （教材p.113表6-2）

46 以 lgk 对 1/T 作图得直线（教材p.113图6-4）， 由直线斜率可求出Ea：s = - Ea / 2.303 R

47 二、反应活化能 反应活化能——指反应中活化分子平均能量与反应物分子平均 （5.8） 反应活化能是宏观物理量，具平均统计意义.
能量之差 (这点适用于“基元反应”)： （5.8） 反应活化能是宏观物理量，具平均统计意义. 对于“非基元反应”，Ea的直接物理意义含糊。故有人把 实验测得的活化能称为“表观活化能”。 Arrhenius公式（5.7）、(5.8)既适用于基元反应, 也适用 于非基元反应。

48 5.6 基元反应的速率理论 碰撞理论和过渡状态理论 一. 碰撞理论 (Lewis提出, 主要适用于气体双分子反应 ）:
5.6 基元反应的速率理论 碰撞理论和过渡状态理论 一. 碰撞理论 (Lewis提出, 主要适用于气体双分子反应 ）: — 反应速率由碰撞频率（Z），有效碰撞占总碰撞次数的分数（能量因子f）和碰撞的方位因子（P）3个因素决定。 v = Z  f  P （5.9）

49 A、B的碰撞频率ZAB : (反应 A(g) + B(g) → D(g))
ZAB = Z0 (A) (B) (5.10) Z0为（A）、（B）为单位浓度时的碰撞频率， Z0与分 子量及分子大小有关。 2. 只有平均动能大于一个临界值Ec的A, B分子互相碰撞才 是“有效碰撞”。“有效碰撞”占总碰撞次数的分数 f，符合 Maxwell-Boltzmann 分布定律(正态分布)，又称“能量因子”。 f = 有效碰撞次数 /总碰撞次数 = exp(- Ec / RT) (5.11)

50 Ec指发生有效碰撞的“分子对”所具有的最低动能（或称“阈能”），
且实验活化能 Ea = Ec + ½ RT ∵ Ec >> ½ RT  Ea  Ec 3. A、B分子沿着有利的方向碰撞才能发生“有效碰撞”。

51 NO2(g) + F2(g)  2 NO2F(g)

52 = Z0 (A) (B)  exp(- Ec / RT)  P v = k (A) (B) （5.9.1）
例：CO (g) + NO2 (g)  CO2 (g) + NO (g) （基元反应） 把（5.10）, (5.11) 式代入（5.9）式，得 : v = Z  f  P = Z0 (A) (B)  exp(- Ec / RT)  P v = k (A) (B) （5.9.1） 式中， k =Z0  exp(- Ec / RT)  P （5.12）

53 可见，速率常数与Z0、 exp(- Ec / RT) 、 P 有关，即与
分子的大小、分子量、活化能、温度、碰撞方位等因素有关，从而从理论上论证了阿仑尼乌斯的公式，阐明了速率常数的物理意义。 该理论直观，但仅限于处理气体双分子反应，且把分子当作刚性球，忽略了的分子结构。

54 二、过渡状态理论（活化配合物理论） 由Eyring和Polanyi提出，运用了量子力学及统计力学方法。 要点：
1.反应物分子  活化配合物（过渡状态）  产物 2.位能（势能）: 始态  过渡状态  终态 3. T 一定， Ea ，则活化分子总分子总数的比例 ，反应速率v ；反之， Ea  ，反应速率v  .

55 势能示意图 设反应为： A + B-C → A-B + C
—— 活化配合物（过渡状态） Ea = 134 kJ.mol   —— 势能 反应物分子  E’a = 368 kJ.mol-1 A + B-C r H 0 = kJ.mol   A–B + C —— 产物

56 1.反应物分子—活化配合物（过渡状态） —产物
例： 快 A + B-C ↔ [A…B…C]* 活化配合物（过渡态） △G ø  （相当于Arrhenius“活化状态”） (*代表活化状态) 慢 ↔ A –B + C (化学键重组——原有键断开，形成新的键) 2.位能（势能） 设反应为： A + B-C → A-B + C 始态（反应物） < 过渡态（活化配合物）> 终态（产物） A + B-C A…B…C A-B + C

57 例：基元反应 NO2(g) + CO(g) = NO(g) + CO2(g)
_ _ 可见：正反应活化能 Ea = E（活化配合物分子） - E（反应物分子） 逆反应活化能 Ea’ = E（活化配合物分子） - E（产物分子）

58 优点： （1）可以理论计算一些简单反应的活化能、且与 Arrhenius的实验活化能值相符。 （2）指出了反应速率与微观结构的联系，是一个正确方向。 （3）v 不但与Ea有关，而且与形成活化配合物过程G  有关，从而建立了动力学与热力学的桥梁。 缺点： （1）确定活化配合物的结构十分困难。 （2）目前只解决了一些简单反应，应用范围还较小。

59 6.6 催化剂与催化作用 催化作用的3个特点：用得多，了解得少，发展得快。 一、催化剂（Catalysts）
— 能改变反应速率(k)，而反应前、后本身的组成和质量不改变的物质。 催化剂：正催化剂，使v  负催化剂，使v  二、催化作用（Catalysis） — 催化剂改变反应速率的作用。 原因：改变了反应机理（途径）、使 Ea, k  , v .

60 催化剂（K）改变反应途径示意图

61 催化剂改变反应途径实例 例 Br2 2 H2O2 (aq)→ 2 H2O(l) + O2(g)

62 例2. （零级反应） 据Arrhenius公式（基元、非基元反应均适用）： 当 Ea , k   , v  .

63 注意：使用催化剂并不改变反应体系的始态和终态， 因此总反应的△Hø ,△Sø ,△Gø均不变，
例3. （503 K） （503 K） 同样，Ea , k   , v  . 注意：使用催化剂并不改变反应体系的始态和终态， 因此总反应的△Hø ,△Sø ,△Gø均不变， 由 △Gø = -RT lnK 可知，平衡常数K也不变。

64 例 Pt C2H4(g) + H2(g) = C2H6(g)

65 （正）催化剂的作用 正催化剂能改变反应途径，降低Ea， 同等地提高正、逆反应速率， 但不会使原来的平衡移动， 也不能改变平衡常数。
对于热力学预言非自发的反应， 使用催化剂无作用， 即催化剂不能改变反应自发的方向。

66 第 5 章 小 结 1. 掌握反应速率定义。 2. 重点掌握速率方程式、反应级数； 只要求掌握一级反应 lg (A) – t 的关系。
3.重点掌握Arrhenius公式， lg k = -Ea / RT + lgA 及“活化能”概念。 4. 掌握基元反应速率两种理论。 5. 一般了解催化作用。 6. 一般了解反应机理。

67 1. 反应速率定义 对于反应 瞬时速率为： 平均速率为： vi 为计量系数a、b、d、c，且对反应物取负值，对产物取正值。

68 2. 速率方程式、反应级数 CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g) 该反应是基元反应（一步进行的反应）。
瞬时速率定义式： v = - dc (NO2) / dt = - dc (CO) / dt 速率方程式（动力学方程式） ： v = k (CO )(NO2) 速率方程式表示反应速率与浓度的关系。 反应级数： 实验测得反应 a A + b B = d D + e E 的速率方程式为： v = k(A)m(B)n 则 m 称为反应物A的分级数（Partial order of A）； n 称为反应物B的分级数（Partial order of B） ； （m + n）为反应的级数（Order of reaction） 。

69 一级反应 lg (A) – t 的关系 设某个一级反 应为：A → P lg(A) – t 图呈直线, 是一级反应的特征。
对应于 t = t1/2，即反应进行一半所需的时间，称为“半衰期”, t1/2可由上式求得： t1/2 = ln 2 /k （一级反应）

70 一、二、三和零级反应的速率变化规律 反应: A  B 1级反应和2级反应的速率方程、k和t1/2
（教材p.116,图6-8） 2级反应 （教材p.118,图6-9） 速率方程 - dcA / dt = kcA - dcA / dt = kcA2 c – t 方程 ln cA = - kt + ln (cA)0 1/ cA = kt + 1 / (cA)0 线性方程 ln cA - t 1/ cA - t k k = - s (s斜率) k量纲：s-1 k = s k量纲：mol-1.dm3.s-1 t1/2 t1/2 = lg 2 / k = /k（常数） t1/2 = 1 / [k (cA)0] （不是常数）

71 反应: A  B 0级反应和3级反应的速率方程、k和t1/2
（教材p.116,图6-7） 3级反应 （教材p.118,图6-10） 速率方程 - dcA / dt = kcA0 - dcA / dt = kcA3 c – t 方程 cA = - kt + (cA)0 1/ cA2 = 2 kt + 1 / (cA)02 线性方程 cA - t 1/ cA2 - t k k = - s (s斜率) k量纲：mol1.dm-3.s-1 k = s / 2 k量纲：mol-2.dm6.s-1 t1/2 t1/2 = (cA)02 / 2 k （常数） t1/2 = 3 / [2k (cA)02] （不是常数）

72 3. Arrhenius公式及“活化能”概念 k = A exp (-Ea / RT) （指数式）
lgk = -Ea / RT + lgA （对数式） A — 频率因子，Ea — 实验活化能。 以lg k 对 1/T 作图得直线， 由斜率可求出Ea：直线斜率 s = - Ea / R 反应活化能——指反应中活化分子平均能量与反应物分子平均能量之差 (这点适用于“基元反应”)：

73 4. 基元反应速率两种理论 (1) 碰撞理论 (适用于气体双分子反应 ）:
— 反应速率由碰撞频率（Z），有效碰撞占总碰撞次数的分数（能量因子f）和碰撞的方位因子（P）3个因素决定。 v = Z  f  P = Z0 (A) (B)  exp(- Ec / RT)  P v = k (A) (B) 式中， k =Z0  exp(- Ec / RT)  P

74 (2) 过渡状态理论（活化配合物理论） 例：基元反应 NO2(g) + CO(g) = NO(g) + CO2(g) _ _
_ _ 可见：正反应活化能 Ea = E（活化配合物分子） - E（反应物分子） 逆反应活化能 Ea’ = E（活化配合物分子） - E（产物分子）

75 5. 催化作用 催化剂（K）改变反应途径示意图

76 （正）催化剂的作用 正催化剂能改变反应途径，降低Ea， 同等地提高正、逆反应速率， 但不会使原来的平衡移动， 也不能改变平衡常数。
对于热力学预言非自发的反应， 使用催化剂无作用， 即催化剂不能改变反应自发的方向。

77 6. 反应机理 即反应所经历的具体历程（步骤）。按反应机理划分： 基元反应—即一步完成的反应
非基元反应—分若干个步骤进行的反应，又称“复杂反应” 或 “复合反应” ，由若干个基元反应构成。 基元反应可直接应用“质量作用定律”，写出速率方程； 非基元反应每个具体步骤（基元反应）也可应由质量作 用定律，但整个非基元反应的速率方程不能直接使用质量作 用定律，而要由实验测定。

78 第5章作业 教材p.120 – 123: 4, 5, 7, 11, 13, 14, 17, 20