第八章化學反應動力學

化學動力學的任務和目的研究化學變化的方向、能達到的最大限度以及外界條件對平衡的影響。化學熱力學只能預測反應的可能性，但無法預料反應能否發(fā)生？反應的速率如何？反應的機理如何？例如：熱力學只能判斷這兩個反應都能發(fā)生，但如何使它發(fā)生，熱力學無法回答。化學熱力學的研究對象和局限性化學動力學的任務和目的化學動力學研究化學反應的速率和反應的機理以及溫度、壓力、催化劑、溶劑和光照等外界因素對反應速率的影響，把熱力學的反應可能性變?yōu)楝F實性?；瘜W動力學的研究對象例如：動力學認為：需一定的T，p和催化劑點火，加溫或催化劑化學動力學的應用藥代動力學藥效動力學

研究進展：人工固氮、人工固碳、光解水藥物在體內的代謝、吸收、分布、排泄等與化學動力學有關。藥物的療效、分解失效、穩(wěn)定性預測等涉及化學動力學知識。研究進展：生物反應機理、工業(yè)生產工藝研究8.1反應速率速度Velocity

是矢量，有方向性。速率Rate

是標量，無方向性，都是正值。例如:平均速率它不能確切反映速率的變化情況，只提供了一個平均值，用處不大。瞬時速率

在濃度隨時間變化的圖上，在時間t時，作交點的切線，就得到t時刻的瞬時速率。顯然，反應剛開始，速率大，然后不斷減小，體現了反應速率變化的實際情況。反應進度（extentofreaction）設反應為：反應速率（rateofreaction）

1.用單位時間單位體積內反應進度的變化表示反應速率。在恒容條件下，反應速率可表示為：對恒容反應：此定義的優(yōu)點是無論選用反應體系中何種物質表示反應速率，其數值都相同，但必須列出計量方程式。反應速率（rateofreaction）2.用單位時間單位體積中反應物的量的減少或產物的量的增加來表示反應速率。在恒容條件下，反應速率也可以用單位時間內反應物濃度的減少或產物的濃度的增加來表示。它們之間有如下關系：對恒容反應：反應速率的測定——繪制動力學曲線1動力學曲線就是反應中各物質濃度隨時間的變化曲線。有了動力學曲線才能在t時刻作切線，求出瞬時速率。測定不同時刻各物質濃度的方法有：(1)化學方法不同時刻取出一定量反應物，設法用驟冷、沖稀、加阻化劑、除去催化劑等方法使反應立即停止，然后進行化學分析。反應速率的測定——繪制動力學曲線2(2)物理方法用各種物理性質測定方法(旋光、折射率、電導率、電動勢、粘度等)或現代譜儀(IR、UV-VIS、ESR、NMR、ESCA等)監(jiān)測與濃度有定量關系的物理量的變化，從而求得濃度變化。8.2化學反應的速率方程

(rateequationofchemicalreaction)

速率方程又稱動力學方程。它表明了反應速率與濃度等參數之間的關系或濃度等參數與時間的關系。速率方程可表示為微分式或積分式。例如：計量方程——機理方程計量方程機理方程基元反應（elementaryreaction）——簡單反應基元反應簡稱元反應，指反應物分子在碰撞中相互作用直接轉化為生成物分子，這種反應稱為元反應。僅由一個基元反應組成的反應成為簡單反應。例如：以下三個反應均為基元反應。復雜反應——總包反應（overallreaction）

我們通常所寫的化學方程式只代表反應的化學計量式，而并不代表反應的真正歷程。如果一個化學計量式代表了若干個基元反應的總結果，那這種反應稱為復雜反應，也稱總包反應或總反應。例如，下列反應為總包反應：反應機理（reactionmechanism）反應機理又稱為反應歷程。在總反應中，連續(xù)或同時發(fā)生的所有基元反應稱為反應機理。同一反應在不同的條件下，可有不同的反應機理。了解反應機理可以掌握反應的內在規(guī)律，從而更好的駕馭反應。質量作用定律（lawofmassaction）對于基元反應，反應速率與反應物濃度的冪乘積成正比。冪指數就是基元反應方程中各反應物的系數。這就是質量作用定律，它只適用于基元反應,對于不知道反應機理的非基元反應，其動力學方程只能有實驗測定。例如：基元反應反應速率r

反應分子數(molecularityofreaction)在基元反應中，實際參加反應的分子數目稱為反應分子數。反應分子數可區(qū)分為單分子反應、雙分子反應和三分子反應，四分子反應目前尚未發(fā)現。反應分子數只可能是簡單的正整數1，2或3。基元反應三分子反應反應分子數反應速率雙分子反應單分子反應反應級數（orderofreaction）速率方程中各反應物濃度項上的指數稱為該反應物的級數；所有濃度項指數的代數和稱為該反應的總級數，通常用n表示。n的大小表明濃度對反應速率影響的大小。例如

反應級數可以是正數、負數、整數、分數或零，有的反應無法用簡單的數字來表示級數。反應級數是由實驗測定的。n=3反應級數（orderofreaction）基元反應：反應級數＝反應分子數注意：反應分子數只用于基元反應。因是非基元反應若說反應分子數為2。(X)n=3反應級數（orderofreaction）例如：反應的速率常數

（ratecoefficientofreaction）

速率方程中的比例系數k

稱為速率常數，也稱反應的速率常數。

它的物理意義是當反應物的濃度均為單位濃度時k等于反應速率，因此它的數值與反應物的濃度無關。在催化劑等其它條件確定時，k的數值僅是溫度的函數。k的單位隨著反應級數的不同而不同?；瘜W反應的速率方程一般反應：其中：總級數：（1）、、和n可正、可負、可整數、可分數、可為零。（2）也有無級數的反應，如（3）k與Ci無關，但是溫度的函數。（4）k的量綱隨n的不同而不同。8.3反應級數是正整數的反應一級反應 二級反應零級反應一級反應（firstorderreaction）反應速率只與反應物濃度的一次方成正比的反應稱為一級反應。常見的一級反應有放射性元素的蛻變、分子重排、五氧化二氮的分解、藥物在體內的吸收、分布、代謝、水溶液中的水解反應等。一級反應的微分速率方程---differentialrateequationoffirstorderreaction）或基元反應：一級反應的積分速率方程--integralrateequationoffirstorderreaction不定積分式或或一級反應的積分速率方程定積分式或當時，一級反應的特征2.半衰期(half-lifetime)是一個與反應物起始濃度無關的常數，。3.速率常數k1的單位為時間的負一次方，時間t可以是秒(s)，分(min)，小時(h)，天(d)和年(a)等。1.與t呈線性關系。(1)所有分數衰期都是與起始物濃度無關的常數。引伸的特點(2)

反應間隔t相同,有定值。一級反應的例子題目：某金屬钚的同位素進行β放射，14d后，同位素活性下降了6.85%。試求該同位素的：(1)蛻變常數，(2)半衰期，(3)分解掉90%所需時間。解：一級反應的例子藥物進入人體后，一方面在血液中與體液建立平衡，另一方面由腎排除。藥物由血液消失的速率可用一級反應速率方程表示。在某人體內注射0.5g某藥物，然后在不同時間測定其在血中的濃度，得到如下數據：時間t/h481216濃度（a-x)/（mg/100ml)0.480.310.240.15求：（1）此藥物在血液中的半衰期(2)若要求每100ml血液中此藥物不低于0.37mg,需隔幾小時注射第二次？一級反應的例子解：（1）可作ｌｎ（ａ－ｘ）～ｔ曲線求出斜率（－ｋ），算出ｔ１／２＝８ｈ。（２）從圖中可查出ｌｎ０．３７時，為６小時，也可由數據代入公式計算。二級反應(secondorderreaction)反應速率方程中，濃度項的指數和等于2的反應稱為二級反應。常見的二級反應有乙烯、丙烯的二聚作用，乙酸乙酯的皂化，碘化氫的熱分解反應等。例如，有基元反應：二級反應的微分速率方程二級反應的積分速率方程不定積分式：定積分式：（1）當時，二級反應的積分速率方程定積分式：不定積分式：定積分式：2AC(3)二級反應（a=b）的特征2.速率常數k2的單位為[濃度]-1

[時間]-1

3.半衰期與起始物濃度成反比1.與t成線性關系，斜率為k2。零級反應(Zerothorderreaction)反應速率方程中，反應物濃度項不出現，即反應速率與反應物濃度無關，這種反應稱為零級反應。常見的零級反應有光化反應、表面催化反應和酶催化反應，這時反應物總是過量的，反應速率決定于光的強度、固體催化劑的有效活性表面或酶的活性。A→P

r=k0零級反應的微分和積分式定積分式：當時，零級反應的特點零級反應的特征1.速率常數k0的單位為[濃度][時間]-13.x與t呈線性關系2.半衰期與反應物起始濃度成正比：

n級反應的特點：1.速率常數k的單位為[濃度]1-n[時間]-13.半衰期的表示式為：2.與t呈線性關系衰期與壽期的區(qū)別

衰期是指反應發(fā)生后，達到剩余反應物濃度占起始反應物濃度某一分數時所需的時間。當剩下反應物恰好是起始的一半時所需的時間稱為半衰期。

壽期是指轉化掉的反應物占起始濃度達某一分數時所需的時間。當轉化掉一半所需的時間稱為半壽期。十分之一衰期：t0.9（反應掉10％）8.4幾種典型的復雜反應1.對峙反應2.平行反應3.連續(xù)反應對峙反應的微分式對峙反應的積分式對峙反應的特點兩個一級平行反應的微分、積分式兩個二級平行反應的微分、積分式平行反應的特點連續(xù)反應的微分、積分式連續(xù)反應的近似處理連續(xù)反應的c～t關系圖中間產物極大值的計算對峙反應(OpposingReaction)在正、逆兩個方向同時進行的反應稱為對峙反應，俗稱可逆反應。正、逆反應可以為相同級數，也可以為具有不同級數的反應；可以是基元反應，也可以是非基元反應。常見反應為一些分子內的重排或異構化反應。例如：對峙反應的微分式對峙反應的凈速率等于正向速率減去逆向速率，當達到平衡時，凈速率為零。為簡單起見，考慮1-1級對峙反應

t=0

a

0t=t

a-x

xt=te

a-xe

xe正反應速率：逆反應速率：總反應速率：對峙反應的積分式定積分式：

這樣的積分式就是測定了不同時刻產物的濃度x，也無法把k1和k-1的值計算出來。對峙反應的積分式平衡時（2）代入,得：對峙反應的積分式測定了t時刻的產物濃度x，已知a和xe，就可分別求出k1和k-1。（xe為時，x的值。）又根據對峙反應平衡常數對峙反應的特點1.凈速率等于正、逆反應速率之差值2.達到平衡時，反應凈速率等于零3.正、逆速率常數之比等于平衡常數K=k＋/k－5.在c～t圖上，達到平衡后，反應物和產物的濃度不再隨時間而改變4.達到平衡時，對峙反應的特點平行反應(ParallelorSideReaction)相同反應物同時進行若干個不同的反應稱為平行反應。平行反應的級數可以相同，也可以不同，前者數學處理較為簡單。這種情況在有機反應中較多，通常將生成期望產物的一個反應稱為主反應，其余為副反應。總的反應速率等于所有平行反應速率之和。兩個一級平行反應的微、積分公式ABC(k1)(k2)

[A] [B] [C]t=0 a 0 0t=t

a-x1-x2

x1 x2令x=x1+x2(1).當k1>>k2時，反應速率主要由（1）反應決定，

（1）為主反應；(2).當k1<<k2時，反應速率主要由（2）反應決定，

（2）為主反應；（3）.當各產物的起始濃度為零時，在任一瞬間，各產物濃度之比等于速率常數之比，若各平行反應的級數不同，則無此特點。兩個一級平行反應的微、積分公式討論平行反應的特點1.平行反應的總速率等于各平行反應速率之和2.速率方程的微分式和積分式與同級的簡單反應的速率方程相似，只是速率常數為各個反應速率常數的和。3.用合適的催化劑可以改變某一反應的速率，從而提高主反應產物的產量。5.用改變溫度的辦法，可以改變產物的相對含量。升高溫度，有利于活化能高的反應進行，降低溫度，有利于活化能低的反應進行。連續(xù)反應(ConsecutiveReaction)有很多化學反應是經過連續(xù)幾步才完成的，前一步生成物中的一部分或全部作為下一步反應的部分或全部反應物，依次連續(xù)進行，這種反應稱為連續(xù)反應或連串反應。連續(xù)反應的數學處理極為復雜，我們只考慮最簡單的由兩個單向一級反應組成的連續(xù)反應。連續(xù)反應的微、積分式t=0 a0 0t=t

xy zx+y+z=a連續(xù)反應的微、積分式連續(xù)反應的近似處理由于連續(xù)反應的數學處理比較復雜，一般作近似處理。當其中某一步反應的速率很慢，就將它的速率近似作為整個反應的速率，這個慢步驟稱為連續(xù)反應的速率控制步驟(ratedeterminingstep)。(1)當k1>>k2，第二步為速控步(2)當k2>>k1，第一步為速控步結論：若連串反應中各基元反應的速率相差很大，則

總反應的速率取決于最慢的基元反應的速率。連續(xù)反應的c～t關系圖因為中間產物既是前一步反應的生成物，又是后一步反應的反應物，它的濃度有一個先增后減的過程，中間會出現一個極大值。這極大值的位置和高度決定于兩個速率常數的相對大小，如下圖所示：中間產物極大值的計算在中間產物濃度y出現極大值時，它的一階導數為零。8.5化學反應動力學數據的獲得方法

代入法又稱嘗試法。當實驗測得了一系列cA～t或x～t的動力學數據后，作以下兩種嘗試：

1.將各組cA,t值代入具有簡單級數反應的速率定積分式中，計算k值。若得k值基本為常數，則反應為所代入方程的級數。若求得k不為常數，則需再進行假設。反應級數的測定——試探作圖法

2.分別用下列方式作圖：代入法適用于具有簡單級數的反應。

如果所得圖為一直線，則反應為相應的級數。半衰期法確定反應級數

用半衰期法求除一級反應以外的其它反應的級數。以lnt1/2～lna作圖從直線斜率求n值。從多個實驗數據用作圖法求出的n值更加準確。根據n級反應的半衰期通式：取兩個不同起始濃度a，a’作實驗，分別測定半衰期為t1/2和，因同一反應，常數A相同，所以：微分法確定反應級數

nA→Pt=0

cA,0

0t=t

cA

x微分法要作三次圖，引入的誤差較大，但可適用于非整數級數反應。根據實驗數據作cA～t曲線。在不同時刻t求-dcA/dt以ln(-dcA/dt)對lncA作圖具體作法：從直線斜率求出n值。微分法確定反應級數這步作圖引入的誤差最大。孤立法確定反應級數

孤立法類似于準級數法，它不能用來確定反應級數，而只能使問題簡化，然后用前面三種方法來確定反應級數。1.使[A]>>[B]先確定β值2.使[B]>>[A]再確定α值若反應物A和B初始濃度不同8.6溫度對反應速率的影響——范特霍夫（van’tHoff)近似規(guī)律范霍夫根據大量的實驗數據總結出一條經驗規(guī)律：溫度每升高10K，反應速率近似增加2~4倍。這個經驗規(guī)律可以用來估計溫度對反應速率的影響。例如：某反應在390K時進行需10min。若降溫到290K，達到相同的程度，需時多少？解：取每升高10K，速率增加的下限為2倍。溫度對反應速率影響的類型rTrTrTrTrT(1)(2)(3)(4)(5)通常有五種類型：（1）反應速率隨溫度的升高而逐漸加快，它們之間呈指數關系，這類反應最為常見。（2）開始時溫度影響不大，到達一定極限時，反應以爆炸的形式極快的進行。溫度對反應速率影響的類型（3）在溫度不太高時，速率隨溫度的升高而加快，到達一定的溫度，速率反而下降。如多相催化反應和酶催化反應。（4）速率在隨溫度升到某一高度時下降，再升高溫度，速率又迅速增加，可能發(fā)生了副反應。如某些烴類的氧化。（5）溫度升高，速率反而下降。這種類型很少，如一氧化氮氧化成二氧化氮。rTrTrTrTrT(1)(2)(3)(4)(5)阿侖尼烏斯公式（1）指數式：描述了速率隨溫度而變化的指數關系。A稱為指前因子，稱為阿侖尼烏斯活化能，阿侖尼烏斯認為A和都是與溫度無關的常數。（2）對數式：描述了速率常數與1/T之間的線性關系?？梢愿鶕煌瑴囟认聹y定的k值，以lnk對1/T作圖，從而求出活化能。阿侖尼烏斯公式（4）定積分式設活化能與溫度無關，根據兩個不同溫度下的k值求活化能。（3）微分式k值隨T的變化率決定于值的大小?；罨躎olman用統(tǒng)計平均的概念對基元反應的活化能下了一個定義：活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差值，稱為活化能。設基元反應為AP正、逆反應的活化能和可以用圖表示。活化能的求算（1）用實驗值作圖以lnk對1/T作圖，從直線斜率算出值。作圖的過程是計算平均值的過程，比較準確。（2）從定積分式計算：測定兩個溫度下的k值，代入計算值。如果已知,也可以用這公式求另一溫度下的k值。8.7雙分子氣相反應的碰撞理論簡單碰撞理論基于以下假設：

(1)分子為硬球，兩球接觸前無相互作用；

(2)分子A

和分子B要發(fā)生反應，它們間必須發(fā)生碰撞；

(3)只有那些沿兩碰撞分子中心連線的相對動能超過某一閾值ec的碰撞才能發(fā)生反應。

(4)反應過程中，分子速率始終滿足玻爾茲曼平衡分布。1.氣體反應的碰撞理論反應速率單位時間，單位體積分子碰撞的總數沿碰撞分子中心連線的相對動能超過ec碰撞分子所占分數=碰撞截面平均相對速率CA，CB單位體積中的分子數─分子數濃度；。因此，用單位時間單位體積反應掉的反應物的分子個數表示的速率方程為A，B分子相同時(同類雙分子反應)：勢能面圖中R點是反應物BC分子的基態(tài),隨著A原子的靠近,勢能沿著RT線升高，到達T點形成活化絡合物。隨著C原子的離去，勢能沿著TP線下降，到P點是生成物AB分子的穩(wěn)態(tài)。

D點是完全離解為A,B,C原子時的勢能；OEP一側,是原子間的相斥能,也很高。勢能面勢能面的類型目前常見的勢能面有兩種:一種是Eyring和Polanyi利用London對三原子體系的量子力學勢能近似式畫出的勢能面稱為London-Eyring-Polanyi勢能面，簡稱LEP勢能面。另一種是Sato又在這個基礎上進行了修正，使勢壘頂端不合理的勢阱消失，這樣得到的勢能面稱為London-Eyring-Polanyi-Sato勢能面，簡稱LEPS勢能面。反應坐標(reactioncoordinate)

反應坐標是一個連續(xù)變化的參數，其每一個值都對應于沿反應體系中各原子的相對位置。如在勢能面上，反應沿著RT→TP的虛線進行，反應進程不同，各原子間相對位置也不同，體系的能量也不同。如以勢能為縱坐標，反應坐標為橫坐標，畫出的圖可以表示反應過程中體系勢能的變化，這是一條能量最低的途徑。馬鞍點(saddlepoint)

在勢能面上，活化絡合物所處的位置T點稱為馬鞍點。該點的勢能與反應物和生成物所處的穩(wěn)定態(tài)能量R點和P點相比是最高點，但與坐標原點一側和D點的勢能相比又是最低點。

如把勢能面比作馬鞍的話，則馬鞍點處在馬鞍的中心。從反應物到生成物必須越過一個能壘。馬鞍點(saddlepoint)勢能面投影圖將三維勢能面投影到平面上，就得到勢能面的投影圖。圖中曲線是相同勢能的投影，稱為等勢能線，線上數字表示等勢能線的相對值。等勢能線的密集度表示勢能變化的陡度。勢能面投影圖靠坐標原點(O點)一方，隨著原子核間距變小，勢能急劇升高，是一個陡峭的勢能峰。在D點方向，隨著rAB和rBC的增大，勢能逐漸升高，這平緩上升的能量高原的頂端是三個孤立原子的勢能,即D點。反應物R經過馬鞍點T到生成物P，走的是一條能量最低通道。勢能面投影圖勢能面剖面圖沿勢能面上R-T-P虛線切剖面圖，把R-T-P曲線作橫坐標，這就是反應坐標。以勢能作縱坐標，標出反應進程中每一點的勢能，就得到勢能面的剖面圖。從剖面圖可以看出：從反應物A+BC到生成物走的是能量最低通道，但必須越過勢能壘Eb。。

Eb是活化絡合物與反應物最低勢能之差，E0是兩者零點能之間的差值。

這個勢能壘的存在說明了實驗活化能的實質。勢能面剖面圖8.9鏈式反應(chainreaction)游離基（自由基）：含有未成對電子的原子或原子團例：鏈反應（連鎖反應）：由大量的反復循環(huán)的連串反應所構成的復雜反應，在其反應機理中，每個基元反應都有自由基或自由原子參加。直鏈反應：在鏈傳遞過程中，一個自由基消失的同時又產生一個新的自由基，即自由基數目不變。鏈反應分類：支鏈反應：在鏈傳遞過程中，一個自由基消失的同時產生兩個或多個自由基，即自由基數目不斷增加。直鏈反應的三個主要步驟（1）鏈引發(fā)（chaininitiation）處于穩(wěn)定態(tài)的分子吸收了外界的能量，分解成自由原子或自由基的過程。此反應的活化能較大，是鏈反應最困難的階段，需要很高的能量，如加熱、光照或加引發(fā)劑等。（2）鏈傳遞（chainpropagation）鏈引發(fā)所產生的自由基與另一穩(wěn)定分子作用，在形成產物的同時又生成新的自由基，使反應如鏈條一樣不斷發(fā)展下去。自由基本身結合成穩(wěn)定分子，失去傳遞活性，反應停止。包括器壁銷毀、空間銷毀和阻化劑吸收。（3）鏈終止（chaintermination）

直鏈反應(chainreaction)實驗測定的速率方程總包反應推測反應機理為：如果從反應機理導出的速率方程和表觀活化能與實驗值相符，說明反應機理是正確的。鏈引發(fā)鏈終止鏈傳遞

鏈反應(chainreaction)

自由基或自由原子都帶有未配對電子，它們具有很高的能量，非常活潑，當它們與器壁或能量低的另一種粒子相撞，將高能量傳遞出去，就會自相結合變成穩(wěn)定的分子。因此，增加反應器的內表面與容積之比或加入粉塵，使反應速率明顯地變慢或反應終止，則可推斷該反應可能為鏈反應。如何推測鏈反應：穩(wěn)態(tài)近似(SteadyStateApproximation)從反應機理導出速率方程必須作適當近似，穩(wěn)態(tài)近似是方法之一。假定反應進行一段時間后，體系基本上處于穩(wěn)態(tài)，這時，各中間產物的濃度可認為保持不變，這種近似處理的方法稱為穩(wěn)態(tài)近似，一般濃度很小的活潑的中間產物可以采用穩(wěn)態(tài)近似。即用穩(wěn)態(tài)近似推導直鏈反應速率方程將（2）代入（3）中HCl的生成速率為：中間產物H.和Cl.的生成速率很快，可用穩(wěn)態(tài)近似法：用穩(wěn)態(tài)近似推導直鏈反應速率方程與實驗測定的速率方程一致。將結果代入（1）中K：表觀速率常數；n＝1.5級；支鏈反應(Chain-BranchingReaction)

支鏈反應也有鏈引發(fā)過程，所產生的活性質點一部分按直鏈方式傳遞下去，還有一部分每消耗一個活性質點，同時產生兩個或兩個以上的新活性質點，使反應像樹枝狀支鏈的形式迅速傳遞下去。因而反應速度急劇加快，引起支鏈爆炸。如果產生的活性質點過多，也可能自己相碰而失去活性，使反應終止。支鏈反應(Chain-BranchingReaction)氫與氧氣生成水汽的反應2H2(g)+O2(g)→2H2O(g)(總反應)

這個反應看似簡單，但反應機理很復雜，至今尚不十分清楚。但知道反應中有以下幾個主要步驟和存在H、O、OH和HO2等活性物質。氫與氧氣生成水汽的反應直鏈傳遞鏈引發(fā)支鏈傳遞鏈終止(氣相）鏈終止(器壁上)8.10

催化反應存在少量就能顯著地加快化學反應的速率，而本身并不損耗的物質稱為催化劑。催化劑是通過參加化學反應來加快反應速率的，但是反應的結果，本身卻能夠復原。催化劑的這種作用稱為催化作用。有時，某些反應的產物也具有加速反應的作用，則稱為自動催化作用。催化反應均相催化反應─催化劑與反應物同處一相多相催化反應─催化劑在反應系統(tǒng)中自處一相催化劑的基本特征

(1)

催化劑參與催化反應，但反應終了時，催化劑的化學性質和數量都不變。例如，使用NO對SO2

催化氧化：

(2)

催化劑只能縮短達到平衡的時間，而不能改變平衡狀態(tài)，因而也不改變平衡常數能將加速正反應的催化劑，也必定能加速逆反應速率。

(3)

催化劑不改變反應系統(tǒng)的始、末狀態(tài)，如果反應在恒溫或恒壓下進行，自然也不會改變反應熱。

催化劑對反應的加速作用具有選擇性。Ag

加速Pd

加速8.12光化學反應1.等溫等壓條件下，能進行DrG>0的反應。2.反應溫度系數很小，有時升高溫度，反應速率反而下降。3.光化反應的平衡常數與光強度有關。UVVisIRFIR1504