为了说明“内因”和“外因”对化学反应速率影响的实质，提出了碰撞理论 和过渡状态理论。 一、碰披理论collision theory) 化学反应的发生总是伴随着电子的转移或重新分配，这种转移或重新分配似 乎只有通过相关原子的接触才可能实现。 1918年，路易斯(ewis)根据气体分子运动论，提出了碰撞理论。其理论要点 如下 ①原子、分子或离子只有相互碰撞才能发生反应，或者说碰撞 是反应发生的先决条件。 ②只有少部分碰撞能导致化学反应，大多数反应物微粒之间的 碰撞的弹性碰撞。 根据气体分子运动论的理论计算，单位时间内分子碰撞的次数是非常大的 可达102次·开s，如果每次碰撞都能够发生反应，任何气体反应都将在瞬间 完成，这与实验事实不符。 能导致化学反应的碰撞叫有效碰撞(effective collision),反之则为无效碰撞。 单位时间内有效碰撞的频率越高，反应速率越大。 只有能量足够大的分子才能发生有效碰撞，这样的分子称为活化分了 (activated molecule) 要发生有效碰撞必须具备以下两个条件 ①反应物分子必须具有足够大的能量。由于相互碰撞的分子的周围负电荷 电子之间存在着强烈的电性排斥力，因此，只有能量足够大的分子在碰撞时， 才能以足够大的动能去克服上述的电性排斥力，而导致原有化学键的断裂和新 化学键的形成。 ②反应物分子要以适当的空间取向而发生碰撞，如NO2(g)+CO(g NO(g)+CO2(g),NO2和C0分子要发生定向碰撞，即C0中的C与NO2中的0相 碰才能发生反应。 优点：直观、明了，易为初学者所接受：缺点：模型过于简单。把分子简单 地看成没有内部结构的刚性球体，要么碰撞发生反应，要么发生弹性碰撞。“活 化分子”本身的物理图像模糊