有的反应一眨眼，有的要几百年
炸药爆炸在一瞬间完成，铁生锈要几天到几年，岩石风化要上万年。2.10 节讨论了反应放出或吸收多少能量，这一节开始讨论反应进行得有多快，以及为什么有快有慢。
化学反应速率
化学反应的快慢用化学反应速率reaction rate表示：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
常用单位是 mol/(L·s) 或 mol/(L·min)。这样算出的是一段时间内的平均速率，取正值。
同一个反应，用不同物质表示的速率数值可能不同，所以要注明是哪种物质。它们之比等于化学方程式中的化学计量数之比。例如 N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ 中，v(N₂) : v(H₂) : v(NH₃) = 1 : 3 : 2。
碰撞理论
反应物的分子要发生反应，首先得相互碰撞。可是气体分子每秒钟要碰撞几十亿次，如果每次碰撞都发生反应，所有的气体反应都会瞬间完成。事实上，绝大多数碰撞只是让分子弹开。能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞effective collision，它要满足两个条件：
- 能量足够： 分子要有足够的能量，才能在碰撞中拉开旧的化学键。
- 取向合适： 分子要以合适的方向相撞，反应的部位才能接触。
能够发生有效碰撞的分子叫活化分子activated molecule。活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能activation energy。活化能越大，活化分子所占的比例越小，反应越慢。
2.8.7 节说过，同一温度下分子的速率（能量）有大有小。只有能量最高的那一小部分分子，才能越过活化能这道“坎”。
在下面的模型里改变温度、活化能和粒子数，看碰撞的次数和有效碰撞的比例怎样变化。点“快进 10 秒”可以直接看结果：
反应过程中的能量变化
把反应过程中体系能量的变化画出来：反应物分子吸收能量，形成能量最高、很不稳定的过渡态transition state，再变成生成物。
- 从反应物到过渡态升高的能量 E₁，是正反应的活化能。
- 从生成物到过渡态升高的能量 E₂，是逆反应的活化能。
- 两者之差就是 2.10 节的焓变：ΔH = E₁ − E₂。
活化能决定反应的快慢，ΔH 决定反应放热还是吸热，两者是不同的量。
拖动滑块改变活化能和 ΔH，再加入催化剂（2.11.2 节）比较：
和美国教材的不同
- 美国教材把活化能定义为“发生反应所需的最低能量”（minimum energy），人教版定义为活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差。在中学阶段，两种说法都指能量图上反应物到过渡态的那段高度。
- 美国教材常把过渡态叫 activated complex（活化络合物）。
- 美国教材写作 rate = −Δ[A]/Δt，反应物前面加负号使速率为正，单位写作 M/s。
例题 1：计算反应速率
在 2 L 的密闭容器中进行 N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃，2 min 内生成了 0.8 mol NH₃。分别用 NH₃、N₂、H₂ 表示这 2 min 内的平均反应速率。
-
定义。 平均反应速率 v = Δc ÷ Δt，用的是浓度的变化，不是物质的量的变化，所以先除以体积。
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NH₃ 的浓度变化。
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v(NH₃)。
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按计量数之比。 同一个反应中，各物质的速率之比等于计量数之比，v(N₂) : v(H₂) : v(NH₃) = 1 : 3 : 2：
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想一想。 三个数值不同，说的却是同一个反应的快慢。所以表示反应速率时，一定要注明是用哪种物质表示的。
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常见错误。 不除以体积，直接写 0.8 mol ÷ 2 min = 0.4 mol/min。反应速率的单位是 mol/(L·min)。
例题 2：读能量图
某反应正反应的活化能 E₁ = 120 kJ/mol，ΔH = −60 kJ/mol。（1）逆反应的活化能是多少？（2）这个反应是放热还是吸热？（3）加入催化剂后，E₁ 和 ΔH 各怎样变化？
-
能量图里的关系。 从反应物爬到最高点要 E₁，从生成物爬到同一个最高点要 E₂（逆反应的活化能）。两者的差就是反应物和生成物的能量差：ΔH = E₁ − E₂。
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逆反应的活化能。 由 ΔH = E₁ − E₂ 得：
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放热还是吸热。 ΔH < 0，生成物的能量比反应物低，是放热反应。逆反应的活化能比正反应的大。
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催化剂。 催化剂改变反应的途径，使 E₁ 和 E₂ 都降低；但反应物和生成物的能量不变，所以 ΔH 不变。
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检查。 E₁ − E₂ = 120 − 180 = −60 kJ/mol，等于 ΔH。
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常见错误。 写成 E₂ = E₁ + ΔH = 60 kJ/mol。放热反应的生成物在低处，从生成物出发要爬得更高，E₂ 应该比 E₁ 大。
- N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ 中 v(N₂) = 0.1，求 v(H₂)
v(N₂) : v(H₂) = 1 : 3，v(H₂) = 0.3。
- 同上，求 v(NH₃)
v(N₂) : v(NH₃) = 1 : 2，v(NH₃) = 0.2。
- N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ 中 v(NH₃) = 0.4，求 v(H₂)
v(H₂) : v(NH₃) = 3 : 2，v(H₂) = 0.4 × 3/2 = 0.6。
- 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ 中 v(SO₂) = 0.2，求 v(O₂)
v(SO₂) : v(O₂) = 2 : 1，v(O₂) = 0.1。
- 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ 中 v(SO₃) = 0.1，求 v(O₂)
v(SO₃) : v(O₂) = 2 : 1，v(O₂) = 0.05。
- 2 L 容器中，2 min 内 A 减少了 0.8 mol，求 v(A)
Δc = 0.4 mol/L，v = 0.4 ÷ 2 = 0.2。
- 0.5 L 容器中，1 min 内 B 增加了 0.15 mol，求 v(B)
Δc = 0.15 ÷ 0.5 = 0.3 mol/L，v = 0.3 ÷ 1 = 0.3。
- A + 3B ⇌ 2C 中 v(B) = 0.6，求 v(A)
v(A) : v(B) = 1 : 3，v(A) = 0.2。
常见误区
误区 1：“分子之间只要碰撞就会发生反应。” 绝大多数碰撞都是无效的。只有能量足够、取向合适的碰撞才是有效碰撞。
误区 2：“活化能越大，反应放出的热量越多。” 活化能是能量图上的“坎”，决定反应的快慢；ΔH 是反应物和生成物的能量差，决定放热还是吸热。两者没有直接关系。
误区 3：“说反应速率时不用注明物质。” 同一反应用不同物质表示，速率的数值可能不同，比如 v(H₂) 是 v(N₂) 的 3 倍。说速率时要写清楚是哪种物质。
即时小测
下列关于有效碰撞的说法，正确的是？
有效碰撞是能发生反应的碰撞。活化分子之间的碰撞还要取向合适才有效。
某反应正反应的活化能 E₁ = 80 kJ/mol，逆反应的活化能 E₂ = 200 kJ/mol。这个反应的 ΔH 是？
ΔH = E₁ − E₂ = 80 − 200 = −120 kJ/mol，ΔH < 0，放热。
小结
- 化学反应速率 v = Δc/Δt，单位 mol/(L·s) 或 mol/(L·min)；同一反应中，各物质的速率之比等于化学计量数之比。
- 有效碰撞要能量足够、取向合适。活化分子的平均能量与反应物分子平均能量之差叫活化能；活化能越大，反应越慢。
- 能量图中：E₁ 是正反应的活化能，E₂ 是逆反应的活化能，ΔH = E₁ − E₂。
通往 AP（以后再看）
AP 5.1 用浓度随时间的变化定义反应速率，并按计量数换算不同物质的速率。AP 5.5 的碰撞模型要求说清“能量足够、取向合适”两个条件；5.6 要求画出或读懂反应的能量图，标出活化能和 ΔH。AP 第 5 单元还会讲速率方程和反应机理，这里先打好基础。