化学反应速率 不同的化学反应进行的快慢不同。有的化学反应非常迅速，瞬间就能完成，例如炸药 爆炸、中和反应等。有的化学反应进行十分缓慢，例如铁生锈、酿酒、煤和石油的形成 等：相同的反应，当反应条件不同时，反应的快慢也不相同。例如氢气和氧气在常温下的 反应几乎察觉不出来，但氢气在氧气中点燃即可爆炸生成水。不同的物质反应速率不同， 因此物质的自身特性是决定化学反应速率的内因：反应环境和反应条件不同，相同物质的 反应速率不同，因此反应的环境、反应条件是决定化学反应速率的外因。 一、化学反应速率的概念和表示方法 (一)平均速率 1.化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，用 来衡量化学反应进行的快慢程度称化学反应速率。 2.单位：mol-Ls、mol-Lmin或mol-L-1-h-。 3.表示方法：如某一反应物B的初始浓度为cB),经过时间△后，其B物质浓度的改 变量为△cB),则在这△山内B的化学反应速率的数学表达式为： io-a 【例】某一化学反应中，10秒内反应物B的浓度从4.0moL变成1.0molL,求10 秒内B的化学反应速率是多少？ 解：根据定义公式直接进行计算，即 0-ar0-03rg 10s 故在10秒内B的化学反应速率是0.3moLs。 (二)瞬时速率 在化学反应过程中，参加反应物质的浓度随时都在变化，速率也在不断变化，因此常采 用解时速率来表示化学反应在某一时刻的真实反应速率。例如反应A+B一AB,根据实验 测定结果绘出反应物A或B的浓度对时间的变化曲线，如图5-】所示。如果要求a点时的 瞬时速率，可以通过a点作这条曲线的切线，切线的斜率即为在a点时的瞬时速率。 其数学表达式为： we- 二、化学反应速率理论简介
化学反应速率 不同的化学反应进行的快慢不同。有的化学反应非常迅速，瞬间就能完成，例如炸药 爆炸、中和反应等。有的化学反应进行十分缓慢，例如铁生锈、酿酒、煤和石油的形成 等；相同的反应，当反应条件不同时，反应的快慢也不相同。例如氢气和氧气在常温下的 反应几乎察觉不出来，但氢气在氧气中点燃即可爆炸生成水。不同的物质反应速率不同， 因此物质的自身特性是决定化学反应速率的内因；反应环境和反应条件不同，相同物质的 反应速率不同，因此反应的环境、反应条件是决定化学反应速率的外因。 一、化学反应速率的概念和表示方法 （一）平均速率 1.化学反应速率：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示,用 来衡量化学反应进行的快慢程度称化学反应速率。 2.单位：mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1 或 mol·L-1·h -1。 3.表示方法：如某一反应物 B 的初始浓度为 c(B)，经过时间 Δt 后，其 B 物质浓度的改 变量为 Δc(B)，则在这 Δt 内 B 的化学反应速率的数学表达式为： t c v (B) (B) 【例】某一化学反应中，10 秒内反应物 B 的浓度从 4.0mol·L-1 变成 1.0 mol·L-1，求 10 秒内 B 的化学反应速率是多少？ 解：根据定义公式直接进行计算，即 1 1 1 1 0.3mol L s 10s (B) 1.0mol L 4.0mol L (B) t c v 故在 10 秒内 B 的化学反应速率是 0.3mol·L-1·s -1。 （二）瞬时速率 在化学反应过程中，参加反应物质的浓度随时都在变化，速率也在不断变化，因此常采 用瞬时速率来表示化学反应在某一时刻的真实反应速率。例如反应 A + B == AB，根据实验 测定结果绘出反应物 A 或 B 的浓度对时间的变化曲线，如图 5-1 所示。如果要求 a 点时的 瞬时速率，可以通过 a 点作这条曲线的切线，切线的斜率即为在 a 点时的瞬时速率。 其数学表达式为： dt dc t c v t (A) (A) (A)lim 0 二、化学反应速率理论简介
为了解化学反应速率的基本规律，从分子水平上对化学反应速率作出解释。化学家们 提出了多种揭示化学反应内在联系的模型，目前最流行的速率理论有碰撞理论和过波态理 论。 (一)碰撞理论 1918年英国科学家路易斯(Lwis)在气体分子运动理论的基础上，提出了有效碰撞 理论。该理论在一定程度上较好地解释了部分化学反应，尤其是气态双原子分子反应速率 的差别。该理论的基本假设如下： (1)将反应气体分子看作简单的刚性球，没有内部结构。 (2)分子间必须通过碰撞才能发生反应，且碰撞频率越高，化学反应速率越快。 (3)并不是任何两个反应物分子碰撞均能发生反应，只有分子动能大于或等于某一临 界能的分子，它们之间的碰撞才能发生反应，这种能导致发生反应的碰撞称为有效碰撞， 能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。 下图为一定温度下气体分子能量分布曲线，横坐标表示分子能量(E),纵坐标表示具 有一定能量的分子分数（具有能量E的分子数△N与分子总数N之比）。图中E表示在此 温度下分子的平均能量，为活化分子必须具有的最低能量，能量高于的活化分子才能 产生有效碰撞。活化分子所具有的最低能量与分子的平均能量之差称为简单碰撞的活化 能，用符号E,表示。 分 图气体分子能量分布曲线 (4)发生有效碰撞时，活化分子还须具有适当的碰撞方向，以利于分子中旧化学键的 断裂和新化学键的生成，发生化学反应。例如，二氧化氮与一氧化碳的反应： CO(g)+NO2 (g)=COz(g)+NO(g) 在C0与NO2分子发生碰撞时，只有当C0中的C与NO2中的0靠近，并沿者CO
为了解化学反应速率的基本规律，从分子水平上对化学反应速率作出解释。化学家们 提出了多种揭示化学反应内在联系的模型，目前最流行的速率理论有碰撞理论和过渡态理 论。 (一) 碰撞理论 1918 年英国科学家路易斯（Lewis）在气体分子运动理论的基础上，提出了有效碰撞 理论。该理论在一定程度上较好地解释了部分化学反应，尤其是气态双原子分子反应速率 的差别。该理论的基本假设如下： （1）将反应气体分子看作简单的刚性球，没有内部结构。 （2）分子间必须通过碰撞才能发生反应，且碰撞频率越高，化学反应速率越快。 （3）并不是任何两个反应物分子碰撞均能发生反应，只有分子动能大于或等于某一临 界能的分子，它们之间的碰撞才能发生反应，这种能导致发生反应的碰撞称为有效碰撞， 能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。 下图为一定温度下气体分子能量分布曲线，横坐标表示分子能量（E），纵坐标表示具 有一定能量的分子分数（具有能量 E 的分子数△ N 与分子总数 N 之比）。图中 E 平表示在此 温度下分子的平均能量，E0 为活化分子必须具有的最低能量，能量高于 E0 的活化分子才能 产生有效碰撞。活化分子所具有的最低能量与分子的平均能量之差称为简单碰撞的活化 能，用符号 Ea表示。 图 气体分子能量分布曲线 （4）发生有效碰撞时，活化分子还须具有适当的碰撞方向，以利于分子中旧化学键的 断裂和新化学键的生成，发生化学反应。例如，二氧化氮与一氧化碳的反应： CO (g) + NO2 (g) == CO2(g) + NO(g) 在 CO 与 NO2 分子发生碰撞时，只有当 CO 中的 C 与 NO2中的 O 靠近，并沿着 C—O
与N一0直线方向相碰撞，才能发生反应，这样的碰撞才为有效碰撞。如下图所示。 图NO2与C0适当碰撞方位 碰撞理论比较直观的解释了简单气体双原子反应速率与活化能的关系，在反应速率理 论的建立和发展中起了重要的作用。但由于碰撞理论将复杂的分子看作简单的刚性球，忽 视了分子的内部结构和运动规律，因此具有一定的局限性。 (二)过渡态理论 过渡态理沦(transition state theory)最早于1930年提出，1935年后经美国物理化学 家艾林(HEyg)等人补充完成。该理论考虑了反应物分子的内部结构和运动状况，从 分子角度更为深刻地解释了化学反应速率。 该理论认为：反应物分子要生成产物，须经足够能量碰撞生成高势能活化配合物的过 渡状态，此活化配合物可分解成原始的反应物，也可分解为产物。 对于反应A+BC=AB+C,当反应物A分子沿者双原子BC分子的BC连线方向， 以一定速度接近B,随着AB间距离变短，碰撞动能逐渐变为原子间势能，使BC键拉 长而减弱。使得A、B间将成键而未成键，B、C间的健将断裂而未断裂，形成势能更高的 状态ABC,称之为过渡态。 影响化学反应速率的因素 不同的化学反应，其化学反应速率是不同的。反应物是决定化学反应速率的主要因 素，如反应物的结构、组成和性质等物质的本性，即内因：此外浓度、压强、温度、催化 剂等反应条件是影响化学反应速率的外界因素。掌握这些外界因素对化学反应速率的影年 规律，就可以通过改变外界条件来控制反应速率的快慢。 一、浓度对化学反应速率的影响 1基元反应和非基元反应 在化学反应中，一步就能完成的化学反应称为基元反应（或简单反应）。例如： 2NO2=2N0+O2 在化学反应中，分两个或两个以上步骤完成的化学反应为非基元反应。例如反应： 2N0+2h6的M+20
与 N—O 直线方向相碰撞，才能发生反应，这样的碰撞才为有效碰撞。如下图所示。 图 NO2与 CO 适当碰撞方位 碰撞理论比较直观的解释了简单气体双原子反应速率与活化能的关系，在反应速率理 论的建立和发展中起了重要的作用。但由于碰撞理论将复杂的分子看作简单的刚性球，忽 视了分子的内部结构和运动规律，因此具有一定的局限性。 (二) 过渡态理论 过渡态理沦（transition state theory）最早于 1930 年提出，1935 年后经美国物理化学 家艾林（H.Eyring）等人补充完成。该理论考虑了反应物分子的内部结构和运动状况，从 分子角度更为深刻地解释了化学反应速率。 该理论认为：反应物分子要生成产物，须经足够能量碰撞生成高势能活化配合物的过 渡状态，此活化配合物可分解成原始的反应物，也可分解为产物。 对于反应 A + BC = AB + C，当反应物 A 分子沿着双原子 BC 分子的 B—C 连线方向， 以一定速度接近 B，随着 AB 间距离变短，碰撞动能逐渐变为原子间势能，使 B—C 键拉 长而减弱。使得 A、B 间将成键而未成键，B、C 间的键将断裂而未断裂，形成势能更高的 状态[A···B···C]，称之为过渡态。 影响化学反应速率的因素 不同的化学反应，其化学反应速率是不同的。反应物是决定化学反应速率的主要因 素，如反应物的结构、组成和性质等物质的本性，即内因；此外浓度、压强、温度、催化 剂等反应条件是影响化学反应速率的外界因素。掌握这些外界因素对化学反应速率的影响 规律，就可以通过改变外界条件来控制反应速率的快慢。 一、浓度对化学反应速率的影响 １.基元反应和非基元反应 在化学反应中，一步就能完成的化学反应称为基元反应（或简单反应）。例如： 2NO2 == 2NO + O2 在化学反应中，分两个或两个以上步骤完成的化学反应为非基元反应。例如反应： 2 2 2 800 2NO + 2H N + 2H O ℃
实际上是分二步进行的： 第一步2N0+H2一M2+H,02 第二步H02+H一2H,0 其中每一步为一个基元反应，总反应即为两步反应的加和。一个非基元反应的反应速率 应由反应速率最慢的那一步基元反应的速率决定。 2.浓度对化学反应速率的影响 物质在纯氧气中燃烧比在空气中燃烧快得多，是由于空气中只含21%氧气的缘故，这说 明反应物浓度对化学反应速率有较大的影响通过下述实验可进一步了解浓度对化学反应速 率的影响。 在NSO3溶液中加入稀硫酸，可发生如下反应，溶液出现浑浊。 Na:S:O3+H2SO.-Na:SO.+SO21+Sl+H2O 若用不同浓度的NaSO3和稀HS0,反应，可以看到溶液变浑浊的时间有快有慢。实验 如下： 取两支试管，分别编上①、②号，在①号试管中加入0.2 mol-LNaS(0溶液2ml:在 ②号试管中加入0.2molL1NaS,0,溶液和蒸馏水各1ml。然后在①号和②号试管中，分别 加入0.2molL1HS0:溶液2ml。 实验表明：在NS,O,溶液浓度较大的①号试管中先出现浑浊现象，而浓度较小的②号 试管后出现浑浊现象。由此可见，反应物浓度越大，反应速率越快。 大量实验证明：在一定条件下，增加反应物浓度，可以加快反应速率：减小反应物的浓 度，可以降低反应速率。 这个现象可用有效碰撞理论解释。当温度一定时，对某一化学反应米说，反应物的活化 分子百分数是一定的，反应物活化分子浓度与反应物浓度和活化分子百分数有关。 反应物活化分子浓度=反应物浓度×活化分子百分数。 增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，从而增加了单位时间内反应物分子有 效碰撞的次数，导致反应速率加快：反之，反应速率减小。 3.质量作用定律 对于一个给定的化学反应来说，把反应物浓度同反应速率联系起来的数学表达式就是速 率方程式，它往往是通过实验来确定的。化学家在大量实验的基础上总结出一条规律：在恒 定温度下，基元反应的反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。浓度指数在数值上等于基 元反应中各反应物前面的化学计量数。这种定量关系称为质量作用定律，其数学表达式称为
实际上是分二步进行的： 第一步 2NO +H2 === N2 + H2O2 第二步 H2O2 + H2 === 2H2O 其中每一步为一个基元反应，总反应即为两步反应的加和。一个非基元反应的反应速率 应由反应速率最慢的那一步基元反应的速率决定。 ２.浓度对化学反应速率的影响 物质在纯氧气中燃烧比在空气中燃烧快得多，是由于空气中只含 21%氧气的缘故，这说 明反应物浓度对化学反应速率有较大的影响。通过下述实验可进一步了解浓度对化学反应速 率的影响。 在 Na2S2O3 溶液中加入稀硫酸，可发生如下反应，溶液出现浑浊。 Na2S2O3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O 若用不同浓度的 Na2S2O3 和稀 H2SO4 反应，可以看到溶液变浑浊的时间有快有慢。实验 如下： 取两支试管，分别编上①、②号，在①号试管中加入 0.２mol·L-1 Na2S2O3 溶液２ml；在 ②号试管中加入 0.２mol·L-1 Na2S2O3溶液和蒸馏水各１ml。然后在①号和②号试管中，分别 加入 0.２mol·L-1 H2SO4 溶液 2ml。 实验表明：在 Na2S2O3 溶液浓度较大的①号试管中先出现浑浊现象，而浓度较小的②号 试管后出现浑浊现象。由此可见，反应物浓度越大，反应速率越快。 大量实验证明：在一定条件下，增加反应物浓度，可以加快反应速率；减小反应物的浓 度，可以降低反应速率。 这个现象可用有效碰撞理论解释。当温度一定时，对某一化学反应来说，反应物的活化 分子百分数是一定的，反应物活化分子浓度与反应物浓度和活化分子百分数有关。 反应物活化分子浓度=反应物浓度×活化分子百分数。 增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，从而增加了单位时间内反应物分子有 效碰撞的次数，导致反应速率加快；反之，反应速率减小。 ３.质量作用定律 对于一个给定的化学反应来说，把反应物浓度同反应速率联系起来的数学表达式就是速 率方程式，它往往是通过实验来确定的。化学家在大量实验的基础上总结出一条规律：在恒 定温度下，基元反应的反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。浓度指数在数值上等于基 元反应中各反应物前面的化学计量数。这种定量关系称为质量作用定律，其数学表达式称为
速率方程式，简称速率方程。例如，对于基元反应： mA+nB=pC+qD 其速率方程为： v=kcRcR 式中c、C分别为反应物A、B的浓度，其单位通常采用moL表示：k为用浓度表 示的反应速率常数。如为气体反应，因恒温恒容时，各气体的分压与浓度成正比，故速率方 程也可表示为： =kPPR 式中，P4、P:分别为反应物A和B的分压：k为用分压表示的反应速率常数。 k是化学反应在一定温度下的特征常数，它的大小反映了一定条件下化学反应速率的快 慢。在相同条件下，k越大，反应速率越快：反之，k越小，反应速率越慢。对于给定的反 应，k是温度的函数，随温度变化而发生改变，不随浓度的改变而发生变化。 4.化学反应热与热化学方程式 化学反应都伴随着能量变化，通常表现为热量的变化。我们把放出热量的化学反应称为 放热反应，吸收热量的化学反应称为吸热反应。化学反应过程中放出或吸收的热量称为反应 热。 在化学方程式的右边用“+”号表示放出热量，用“一”号表示吸收热量。这种表明 反应放出或吸收热量的化学方程式，称为热化学方程式。通常以摩尔为单位来计算一定量物 质在化学反应中的反应热。 例如：1mol碳跟1mol水蒸气反应，吸收131.3J的热量，可写成： C(s)+H,0(g)=C0(g)+H(g)131.3k 1mol氢气燃烧成为水蒸气，放出241.8kJ热量，可写成： 2H(g)+0:(g)蓝整20(g)+4836 热化学方程式C(s)+O(g)整c0(g)+3935,则表示1m0l碳燃烧生成二氧化 碳放出483.6kJ热量 二、压强对化学反应速率的影响 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。当温度不变时，一定量气体体积与其所 受压强成反比，如果压强增大一倍，则气体的体积缩小为原来的一半，气体物质的浓度就
速率方程式，简称速率方程。例如，对于基元反应： mA + nB === pC + qD 其速率方程为： A B m n v kc c 式中 cA、cB 分别为反应物 A、B 的浓度，其单位通常采用 mol·L-1 表示；k 为用浓度表 示的反应速率常数。如为气体反应，因恒温恒容时，各气体的分压与浓度成正比，故速率方 程也可表示为： A B m n v kP P 式中，PA、PB分别为反应物 A 和 B 的分压；k 为用分压表示的反应速率常数。 k 是化学反应在一定温度下的特征常数，它的大小反映了一定条件下化学反应速率的快 慢。在相同条件下，k 越大，反应速率越快；反之，k 越小，反应速率越慢。对于给定的反 应，k 是温度的函数，随温度变化而发生改变，不随浓度的改变而发生变化。 ４.化学反应热与热化学方程式 化学反应都伴随着能量变化，通常表现为热量的变化。我们把放出热量的化学反应称为 放热反应，吸收热量的化学反应称为吸热反应。化学反应过程中放出或吸收的热量称为反应 热。 在化学方程式的右边用“＋”号表示放出热量，用“—”号表示吸收热量。这种表明 反应放出或吸收热量的化学方程式，称为热化学方程式。通常以摩尔为单位来计算一定量物 质在化学反应中的反应热。 例如：1mol 碳跟 1mol 水蒸气反应，吸收 131.3kJ 的热量，可写成： C（s）+H2O（g）== CO（g）+H2（g）-131.3kJ 1mol 氢气燃烧成为水蒸气，放出 241.8kJ 热量，可写成： 2H2（g）+O2（g） 燃烧 ２H2O（g）+483.6kJ 热化学方程式 C（s）+O2（g） 燃烧 CO2（g）+393.5kJ，则表示 1mol 碳燃烧生成二氧化 碳放出 483.6kJ 热量 二、压强对化学反应速率的影响 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。当温度不变时，一定量气体体积与其所 受压强成反比，如果压强增大一倍，则气体的体积缩小为原来的一半，气体物质的浓度就
会增加一倍。压强对化学反应速率的影响，本质上与浓度对化学反应速率的影响是相同 的。因此，对于有气体物质参加的化学反应来说，增大压强，气体反应物的体积缩小，也 就是增大了气体反应物浓度，从而使化学反应速率增大：减小压强，气体反应物的体积增 大，也就是减小了气体反应物浓度，化学反应速率减小。 压强对固体、液体的体积影响很小，因此，可以认为，压强不影响固体或液体物质的 反应速率。 三、温度对化学反应速率的影响 一般来说升高温度可以加快化学反应速率，降低温度可以减慢化学反应速率。大量实 验表明，温度升高10℃，反应速率增加到原来的2~4倍。温度对反应速率的影响，实质上 是温度对速率常数的影响，反应速率常数是温度的函数，它随温度而变。反应速率常数与 温度的关系可以表示为下式： k=Ae高 式中A为碰撞频率因子，c是自然对数的底(2.718)，E,为活化能（常用单位为kJ-mol ),R是摩尔气体常数(R=8.314小mo1K),T为热力学温度（单位K)。这个方程是阿仑 尼乌斯在1889年提出来的，人们把它叫做阿仑尼乌斯方程式。 将(5-7)两边取对数，阿仑尼乌斯方程也可表示为： ak=h4是 每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在60-250kmo之间。活 化能小于42kJmo'时，反应速率很快，室温下可瞬间完成，而活化能大于100kmo 时，反应常需加热条件下才能进行，活化能大于420 kJ-mol-i时，化学反应速率很慢。 四、催化剂对化学反应速率的影响 催化剂是一种能改变化学反应速奉但本身在反应前后自身化学组成、质量和化学性质 基本保持不变的物质。起催化作用的物质称为催化剂。催化剂有正、负催化剂之分。能加 快化学反应速率的催化剂称正催化剂：能减慢化学反应速率的催化剂称负催化剂或称阻化 剂。例如，由氯酸钾(KCIO)加热分解制各氧气时可加入少量二氧化锰(MO2),而使 反应速率显著增大，MO2是正催化剂。阻化剂的使用在一些工业实际中也是相当重要 的，例如，诚缓金属腐蚀的缓蚀剂，防止橡胶、塑料老化的防老剂等等，均可认为是阻化 剂。 我们把有催化剂参加，化学反应速率发生改变的反应称为催化反应。根据催化剂和反
会增加一倍。压强对化学反应速率的影响，本质上与浓度对化学反应速率的影响是相同 的。因此，对于有气体物质参加的化学反应来说，增大压强，气体反应物的体积缩小，也 就是增大了气体反应物浓度，从而使化学反应速率增大；减小压强，气体反应物的体积增 大，也就是减小了气体反应物浓度，化学反应速率减小。 压强对固体、液体的体积影响很小，因此，可以认为，压强不影响固体或液体物质的 反应速率。 三、温度对化学反应速率的影响 一般来说升高温度可以加快化学反应速率，降低温度可以减慢化学反应速率。大量实 验表明，温度升高 10℃，反应速率增加到原来的 2~4 倍。温度对反应速率的影响，实质上 是温度对速率常数的影响，反应速率常数是温度的函数，它随温度而变。反应速率常数与 温度的关系可以表示为下式： RT Ea k A e 式中 A 为碰撞频率因子，e 是自然对数的底（2.718），Ea 为活化能(常用单位为 kJ·mol- 1 )，R 是摩尔气体常数（R=8.314 J·mol-1·K-1），T 为热力学温度（单位 K）。这个方程是阿仑 尼乌斯在 1889 年提出来的，人们把它叫做阿仑尼乌斯方程式。 将（5-7）两边取对数，阿仑尼乌斯方程也可表示为： RT E k A a ln ln 每一个反应都有其特定的活化能，一般化学反应的活化能在 60~250kJ·mol-1 之间。活 化能小于 42kJ·mol-1 时，反应速率很快，室温下可瞬间完成，而活化能大于 100kJ·mol-1 时，反应常需加热条件下才能进行，活化能大于 420kJ·mol-1 时，化学反应速率很慢。 四、催化剂对化学反应速率的影响 催化剂是一种能改变化学反应速率但本身在反应前后自身化学组成、质量和化学性质 基本保持不变的物质。起催化作用的物质称为催化剂。催化剂有正、负催化剂之分。能加 快化学反应速率的催化剂称正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂称负催化剂或称阻化 剂。例如，由氯酸钾（KClO3）加热分解制备氧气时可加入少量二氧化锰（MnO2），而使 反应速率显著增大，MnO2是正催化剂。阻化剂的使用在一些工业实际中也是相当重要 的，例如，减缓金属腐蚀的缓蚀剂，防止橡胶、塑料老化的防老剂等等，均可认为是阻化 剂。 我们把有催化剂参加，化学反应速率发生改变的反应称为催化反应。根据催化剂和反
应物存在的状态来划分，分为均相催化反应和多相催化反应。均相催化反应是催化剂与反 应物同处一相，多相催化反应一般是催化剂自成一相。 另有一类反应，它们不需要另外添加催化剂，依靠其反应的生成物作为催化剂。例 如，在酸性溶液中，高锰酸根高子氧化过氧化氢的反应：2MOr+5HO2+6= 2M㎡2+8H0+50,反应产物M2+就是此反应的催化剂。因此，当向过氧化氢和硫酸的 溶液中逐滴加入高锰酸钾溶液时，开始时溶液褪色很慢，随着M2+的生成，溶液褪色越来 越迅速。像这样的反应，习惯称它们为自催化反应。 催化剂能够增大化学反应速率的原因，是因为它参加了化学反应，改变了反应的历 程，降低了反应的活化能，从而增加了活化分子的百分数，大大加快了反应速率，见下 图。 A.B 能 A+P AP+B 国雀化反应历程示意图 反应A+B=AB,当无催化剂时反应的活化能为E,，有催化剂P存在时，反应途径 发生了变化，分两步完成： A+P=AP AP+B-AB+P 两步反应的活化能分别为E。、E,均小于E。,所以反应速率加快。 催化剂具有特殊的选择性和高度的专一性。通常催化剂只对某一反应或某一类反应起 往化作用，而对其他反应或其他类型反应没有催化作用。催化剂只能改变化学反应速率，不 能改变化学反应的热效应、方向和限度。对可逆反应，催化剂可以同等程度地加快正、逆反 应的速率。 除了浓度、压强、温度、催化剂能改变化学反应速率外，反应物的颗粒大小、溶剂的性 质等，也会对反应速率产生影响
应物存在的状态来划分，分为均相催化反应和多相催化反应。均相催化反应是催化剂与反 应物同处一相，多相催化反应一般是催化剂自成一相。 另有一类反应，它们不需要另外添加催化剂，依靠其反应的生成物作为催化剂。例 如，在酸性溶液中，高锰酸根离子氧化过氧化氢的反应：2MnO4 – ＋ 5H2O2 + 6H＋ === 2Mn2+ + 8H2O + 5O2，反应产物 Mn2 +就是此反应的催化剂。因此，当向过氧化氢和硫酸的 溶液中逐滴加入高锰酸钾溶液时，开始时溶液褪色很慢，随着 Mn2+的生成，溶液褪色越来 越迅速。像这样的反应，习惯称它们为自催化反应。 催化剂能够增大化学反应速率的原因，是因为它参加了化学反应，改变了反应的历 程，降低了反应的活化能，从而增加了活化分子的百分数，大大加快了反应速率，见下 图。 图 催化反应历程示意图 反应 A + B ==AB，当无催化剂时反应的活化能为 Ea ，有催化剂 P 存在时，反应途径 发生了变化，分两步完成： A + P ==AP AP + B ==AB + P 两步反应的活化能分别为 Ea 、 Ea ，均小于 Ea ，所以反应速率加快。 催化剂具有特殊的选择性和高度的专一性。通常催化剂只对某一反应或某一类反应起 催化作用，而对其他反应或其他类型反应没有催化作用。催化剂只能改变化学反应速率，不 能改变化学反应的热效应、方向和限度。对可逆反应，催化剂可以同等程度地加快正、逆反 应的速率。 除了浓度、压强、温度、催化剂能改变化学反应速率外，反应物的颗粒大小、溶剂的性 质等，也会对反应速率产生影响