1.碰撞理论 路易斯认为： 反应物分子（或原子、离子）之间的相互碰撞是反 应进行的先决条件。碰撞的频率越高，反应速率越 大。 但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反 应。绝大多数碰撞是无效的弹性碰撞，不能发生反 应。 对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子 碰撞时能发生反应（有效碰撞）
活化分子组 活化分子组一具有足够能量的分子。 有效碰撞—能发生反应的碰撞 能量是有效碰撞的一个必要条件，但不是充分条件。 CO+NO2-CO,+NO (d
V= ZPI Z 单位体积内的碰撞频率，Z∝C; P 碰撞时的取向因子； 能量因子，活化分子分数。 活化分子数 活化分子碰撞次数 总分子数 总碰撞次数 =e-E/RT E,一活化能，碰撞理论中的能量限制。活化分 子的平均能量与反应物分子的平均能量之差
E,可以通过实验测出。 大多数反应的活化能在60~250kJmo1之间 活化能具有广度性质，因此方程式的不同 写法活化能亦不同。kJmo1 活化能是决定反应速度的重要因素。在 一定温度下，活化能越大，反应进行得越 慢，反之越快。 化学反应速率主要决定于单位时间内有效 碰撞的的次数（活化分子百分数），而有效 碰撞的次数又与反应的活化能密切相关
活化能 2S02+02— 2S03 E=251 kJ-mol-1 N2+3H2—2NH E,=175.5 kJ-mol-1 HCI NaOH I—NaCl+H20E.≈20 kJ-mol-1