3．4 反应速率理论简介
    
    定量描述浓度和温度对反应速率影响的速率方程和Arrhenius方程都是实验事实的总结。在前面的讨论中，至少还有两个问题需要回答。其一是活化能的本质和物理意义；其二是反应级数与反应方程中计量数不相等的原因。为此，下面简单讨论反应速率理论的碰撞理论和活化络合物理论。
    3．4．1、分子碰撞理论
    分子碰撞理论的要点
    分子碰撞理论以气体分子运动论为基础的。主要用于气相双分子反应。
    理论要点是：发生反应的分子必须发生有效碰撞。
    有效碰撞：分子间发生反应的碰撞。
    有效碰撞的两个基本前提：发生碰撞的分子应有足够高的能量，并且按照一定的方向碰撞。
    活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
    反应活化能：指反应中活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。
    Ea = 
    温度一定时，反应的活化能和活化分子分数一定。如果增大反应物的浓度，则增大活化分子总数，反应相应加快。
    当浓度一定时，如果升高温度，活化分子分数增大，反应速率系数增大，反应加快。
    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。
    3．4．2、过渡状态理论（活化配合物理论）
    20世纪30年代由艾林（Eyring）和Pelzer 提出，运用了量子力学及统计力学方法。认为从反应物到生成物之间形成了势能较高的、很不稳定的活化络合物。活化络合物所处的状态叫过渡态。过渡态与始态反应物的能量差为正反应的活化能；过渡态与终态反应物的能量差为逆反应的活化能。正、逆反应的活化能之差等于反应的摩尔焓变。
    
    Ea(正) ＞Ea(逆)， ΔrHm ＞0 ，为吸热反应
    Ea(正) ＜Ea(逆)， ΔrHm ＜0 ，为放热反应
    一般化学反应Ea =60~250kJ•mol
    若Ea＜40 kJ•mol   v 太大，无法测定。
    若Ea＞250 kJ•mol-1 v太小
    该理论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，指出了反应速率与微观结构的联系，是一个正确方向， 不但与Ea 有关，而且与形成活化配合物过程.G0 有关, 从而建立了动力学与热力学的桥梁。但确定活化配合物的结构十分困难，目前只解决了几个简单反应, 应用范围还较小。