⑴ 有機化學反應的機理是怎麼得到的
根據產物和可以得到或者觀察到的中間體進行假設，然後應用於同類反應，看能不能成立，如果能解釋一類反應，說明是成功的，解釋不了，要不假設錯誤，要麼需要提出新的假設。
包括很多理論的提出都是如此
⑵ 怎樣製作flash動畫，有關化學反應的，如：2 H2 + O2 = 2 H2O
這樣問問題別人不好回答的。
首先要看你會不會使用FLASH軟體
再看你有沒有美工基礎。
如果有交互的話，你還要懂一點AS代碼知識。
以上都沒問題，
那你就可以做了。讓氫氣從一個噴口中噴出。點燃。產生的氣體通過冷卻，產生水。具體的實驗方式和用具你們應該有要求的。不好多說。
⑶ 利用什麼軟體可以用來製作動畫演示乙烯加成反應中斷裂化學鍵的過程
動畫製作軟體或模擬實驗軟體…
⑷ 用 origin 軟體怎麼畫圖測定化學反應動力學
多變數的的動力學數據很難直接得到比較直觀的動力學信息。一般測定時可以採用控制變數法，保證一個系列的實驗數據只對應一個反應物濃度的變化。通常的做法是讓其他反應物遠遠過量，而在測定過程中幾乎保持恆定。這樣得到的就是一種物質的濃度對時間的數據。
在Origin里對這樣的數據作擬合時，通常都盡可能的使數據擬合成直線。這樣既直觀，也保持可靠性。但不同的反應里濃度對時間並不總是線性關系：對零級反應有，c=c0-kt；對一級反應有，lnc=lnc0-kt；對二級反應有，1/c=1/c0+kt……
對不同級數的反應，要首先對濃度數據作一定處理，使其適用於使圖像呈直線的擬合方程：對零級反應，直接作c～t圖，擬合直線的斜率的相反數為速率常數；對一級反應，先根據c求出lnc，再作lnc～t圖，擬合直線斜率的相反數為速率常數；對二級反應，先根據c求出1/c，再作1/c～t圖，擬合直線的斜率為速率常數……
如果反應機理未知，則需要用不同反應級數的擬合方程進行嘗試，選擇相關性最好的一個擬合，同時也可以確定反應級數。
⑸ 化學反應原理，詳細解說，求解
2012屆高考化學反應原理知識點總結
化學反應速率、化學平衡
一．化學反應速率
1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t
2．規律：同一反應里用不同物質來表示的反應速率數值可以是不同的，但這些數值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等於其化學方程式中的化學計量數之比。如反應mA+nB=pC+qD 的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q
3．影響反應速率的因素
內因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。例如H2、F2混合後，黑暗處都發生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H2、N2在高溫、高壓和催化劑存在下才能發生反應，化學反應速率較慢，由於是可逆反應，反應不能進行到底。
外因：
①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發生反應的分子數增加，反應速率加快。
②壓強：對於有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。
③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。
④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。
⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。
【注意】：①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。
②固體、純液體濃度視為常數，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。
③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數，增大了有效碰撞次數，使反應速率增大。
（二）化學平衡
1．化學平衡狀態：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
2．化學平衡狀態的特徵
（1）「等」即 V正=V逆>0。
（2）「動」即是動態平衡，平衡時反應仍在進行。
（3）「定」即反應混合物中各組分百分含量不變。
（4）「變」即條件改變，平衡被打破，並在新的條件下建立新的化學平衡。
（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）。
3．化學平衡狀態的標志
化學平衡狀態的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：
①v(B耗)=v(B生)
②v(C耗):v(D生)=x : y
③c(C)、C%、n(C)%等不變
④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恆定
⑤體系顏色不變
⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等於形成量
⑦體系平均式量恆定（m+n ≠ x+y）等
4．影響化學平衡的條件
（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。
（2）化學平衡移動規律——勒沙特列原理
如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。
②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。
③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。
④催化劑：不能影響平衡移動。
5．等效平衡
在條件不變時，可逆反應不論採取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，最後所處的平衡狀態是相同；一次投料或分步投料，最後所處平衡狀態是相同的。某一可逆反應的平衡狀態只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。
（1）等溫等容條件下等效平衡。對於某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據系數比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。
（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應前後分子數不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態的物質的量比相同，則達到平衡後兩平衡等效。
（3）在定溫、定容情況下，對於反應前後氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。
6．化學平衡計算時常用的2個率
（1）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。
（2）產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%。
7．催化劑
能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前後質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發生。
催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m
常用的催化劑及催化反應
二氧化錳 氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。
五氧化二釩 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。
鐵觸媒 合成氨。
鉑或鉑銠合金 氨的催化氧化。
硫酸汞 乙炔水化制乙醛。
醋酸錳 乙醛氧化制乙酸。
鎳 不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。
三溴化鐵 笨的溴化制溴苯。
使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。
8．可以利用平衡常數的值作標准判斷反應是否達到平衡及不 平衡時向哪個方向進行．如對於可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在一定溫度的任意時刻，反應物與生成物的濃度有如下關系
Qc＝ ，Qc叫該反應的濃度商．
Qc＜K，反應向正反應方向進行
Qc＝K，反應處於平衡狀態
Qc＞K，反應向逆反應方向進行
電解質溶液
一．電解質和非電解質、強電解質和弱電解質
1．電解質
凡是水溶液里或熔融狀態時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶於水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，並在兩極發生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態時導電是化學變化。
2．分類
（1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。
（2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。
3．強電解質和弱電解質的比較
強電解質 弱電解質
定義 水溶液里完全電離的電解質 水溶液里部分電離的電解質
化學鍵種類 離子鍵、強極性鍵 極性鍵
電離過程 完全電離 部分電離
表示方法 用等號「=」 用可逆號「」
代表物 強酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI
強鹼：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
絕大多數鹽：NaCl、BaSO4 弱酸：H2S、H2CO3、H3PO4、HF、CH3COOH
弱鹼：NH3·H2O
個別鹽：HgCl2、
Pb(CH3COO)2
4．非電解質
凡是在水溶液里或熔融狀態都不能電離也不能導電的化合物。
常見的非電解質
非金屬氧化物：CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5
某些非金屬氫化物：CH4、NH3
大多數有機物：苯、甘油、葡萄糖
二．弱電解質的電離平衡
1．弱電解質的電離特點
（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。
（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。
（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。
（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。
2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等於結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處於電離平衡狀態。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特徵。條件改變時平衡移動的規律符合勒沙特列原理。
三．水的電離和溶液的pH值
1．水的電離和水的離子積常數
H2O是一種極弱電解質，能夠發生微弱電離H2OH+ + OH–
25℃時 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1
水的離子積Kw=c(H+)·c(OH–)=10–14（25℃）
①Kw只與溫度有關，溫度升高，Kw增大。如：100℃ Kw=10–12
②Kw適用於純水或稀酸、稀鹼、稀鹽水溶液中。
2．溶液的pH
（1）pH：pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小時，用pH來表示溶液的酸鹼度。
（2）含義：pH越大，c(H+)越小，c(OH–)越大，酸性越弱，鹼性越強。pH越小c(H+)。c(OH–)越小，酸性越強，鹼性越弱。
（3）范圍：0～14
四．鹽類水解
1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+或OH–結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。
2．鹽類水解規律
（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。
（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。
（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。
（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用「」，不能用「↑」或「↓」符號。
3．鹽類水解的類型
（1）單向水解：強酸和弱鹼生成的鹽，溶液呈酸性；強鹼和弱酸生成的鹽，溶液顯鹼性。如NH4Cl溶於水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
CH3COONa溶於水：CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
（2）互相促進水解：弱酸和弱鹼生成的鹽溶於水，電離產生弱酸的陰離子和弱鹼的陽離子，二者分別結合水電離產生的H+和OH-發生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸鹼性取決於生成的弱電解質的相對強弱。如CH3COONH4溶於水：
CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3·H2O
（3）互相抑制水解：能電離產生兩種以上的弱酸陰離子或弱鹼陽離子的鹽溶於水，弱酸的陰離子或弱鹼的陽離子均發生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶於水：
NH4+ + H2O NH3·H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+水解產生的H+對Fe2+的水解起到抑製作用，反之也成立。
五．電離平衡和水解平衡的比較
電 離 平 衡 水 解 平 衡
實 例 H2S水溶液（0.1mol/L） Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究對象 弱電解質（弱酸、弱鹼、水） 強電解質（弱酸鹽、弱鹼鹽）
實 質
弱酸 H+ + 弱酸根離子
弱鹼 OH— + 弱鹼陽子
H2O + H2O H3O+ + OH—
離子化速率 = 分子化速率 弱酸根陰離子+H2O 弱酸 + OH—
弱鹼陽離子+H2O 弱鹼 + H+
水解速率 = 中和速率
程 度
酸或鹼越弱，電離程度越小，多元酸的一級電離遠遠大於二級電離，大於三級電離…… 「越弱越水解」，多元弱酸根一級水解遠遠大於二級水解，大於三級水解……
一般中和程度遠遠大於水解程度
雙水解程度較大，甚至很徹底。
能量變化 吸熱（極少數例外） 吸熱
表達式 電離方程式：①用「 」
②多元弱酸分步電離
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2— 水解反應離子方程式①用「 」
②多元弱酸根分步水解 ③除了雙水解反應，產物不寫分解產物，不標↑或↓
S2—+H2O HS—+OH—（主要）
HS—+H2O H2S+OH—（次要）
微 粒 濃 度 大小比較 c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-) c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
電荷守恆式 c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-) c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恆式 c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2
影 響 因 素 溫 度 升溫促進電離（極少數例外） 升溫促進水解
濃 度 稀 釋 促進電離，但濃度減小，酸性減弱 促進水解，但濃度減小，鹼性減弱
通H2S 電離平衡向右移動，酸性增強，但
電離程度減小，電離常數不變。 S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合並為：H2S + S2— 2HS—
加Na2S H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合並為：H2S + S2— 2HS— 水解平衡向右移動，鹼性增強，但水解程度減小。
七．何時考慮鹽的水解
1．判斷鹽溶液酸鹼性及能否使酸鹼指示劑變色時，要考慮到鹽的水解。
2．配製某些鹽的溶液時，為了防止溶液變渾濁（水解），需加入對應的酸抑制其水解。如配製FeCl3溶液時，一般先將FeCl3溶解在鹽酸中，然後再加水稀釋。
3.比較鹽溶液中離子濃度大小時，要考慮到鹽的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43
4.說明鹽溶液中微粒種類及多少時，要考慮到鹽的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其濃度關系為：
八．溶液中微粒間的關系
（1）電荷守恆關系——指任何電解質溶液在整體上不顯電性，即溶液中所有陽離子帶的正電總量與所有陰離子帶的負電總量相等。
如在Na2S溶液中：
實質：所有Na+、H+帶的正電荷總物質的量==所有S2—、HS—、OH—帶的負電荷總物質的量。
表達形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恆關系——指不論鹽中的哪種離子水解成多少種形式，它所含的一些元素原子的總物質的量之比一定符合它的化學式中的計量數比。
如在Na2S溶液中：
實質：n(Na) : n (S的各種存在形式總和) == 2 : 1
表達形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水電離的離子數守恆關系——指在任何電解質溶液中，由水電離產生的H+和OH—的數目一定相等的關系。如在Na2S溶液中：
實質：n(OH—) == 溶液中自由H+物質的量與S2—結合水電離的H+物質的量之和
表達形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★該關系式可由電荷守恆式和物料守恆式代數變換得到。如將上述電荷守恆式與物料守恆式相減並移項即可得到上式。
⑹ 化學反應原理
化學反應
（化學名詞）
編輯
分子破裂成原子，原子重新排列組合生成新物質的過程，稱為化學反應。在反應中常伴有發光發熱變色生成沉澱物等，判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。[1-2] 但核反應不屬於化學反應。
中文名
化學反應
外文名
Chemical reaction
別 稱
化學變化
提出者
布特列諾夫
提出時間
1861
應用學科
化學
適用領域范圍
化學研究
適用領域范圍
化學研究
目錄
1 實質
2 主要形式
3 反應能量
4 反應判斷
5 反應中間物
6 反應條件
7 反應速率
8 化學平衡
9 化學研究
10 反應現象
實質
編輯
是舊化學鍵斷裂和新化學鍵形成的過程。
各種化學反應(12張)
在反應中常伴有發光、發熱、變色、生成沉澱物等。判斷一個反應是否為化學反應的依據是反應是否生成新的物質。根據化學鍵理論，又可根據一個變化過程中是否有舊鍵的斷裂和新鍵的生成來判斷其是否為化學反應。[1] 主要形式
編輯
按反應物與生成物的類型分四類：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應
按電子得失可分為：氧化還原反應、非氧化還原反應；氧化還原反應包括：自身氧化還原，還原劑與氧化劑反應
異構化：(A →B) ：化合物是形成結構重組而不改變化學組成物。[1]
化學合成：化合反應
簡記為：A + B = C：二種以上元素或化合物合成一個復雜產物。（即由兩種或兩種以上的物質生成一種新物質的反應。）
化學分解：分解反應
簡記為：A = B + C ：化合物分解為構成元素或小分子。（即化合反應的逆反應。它是指一種化合物在特定條件下分解成兩種或兩種以上較簡單的單質或化合物的反應。）[1]
置換反應（單取代反應)
簡記為：A+BC=B+AC ：表示額外的反應元素取代化合物中的一個元素。（即指一種單質和一種化合物生成另一種單質和另一種化合物的反應。）[1]
（置換關系是指組成化合物的某種元素被組成單質的元素所替代。置換反應必為氧化還原反應，但氧化還原反應不一定為置換反應。）
化學反應公式
根據反應物和生成物中單質的類別，置換反應有以下4種情況：
①較活潑的金屬置換出較不活潑的金屬或氫氣
②較活潑的非金屬置換出較不活潑的非金屬
③非金屬置換出金屬
④金屬置換出非金屬
（詳細請見置換反應詞條……）[3]
復分解反應（雙取代反應）
簡記為：AB+CD=AD+CB ：在水溶液中（又稱離子化的）兩個化合物交換元素或離子形成不同的化合物。(即由兩種化合物互相交換成分，生成另外兩種化合物的反應。)
復分解反應的本質是溶液中的離子結合成難電離的物質（如水）、難溶的物質或揮發性氣體，而使復分解反應趨於完成。酸、鹼、鹽溶液間發生的反應一般是兩種化合物相互交換成分而形成的，即參加反應的化合物在水溶液中發生電離離解成自由移動的離子，離子間重新組合成新的化合物，因此酸、鹼、鹽溶液間的反應一般是復分解反應。復分解反應是離子或者離子團的重新組合，因為此類反應前後各元素的化合價都沒有變化，所以復分解反應都不是氧化還原反應。
當然還有更多復雜的情形，但仍可逐步簡單化而視為上述反應類別的連續反應。化學反應的變化多端難以建立簡單的分類標准。 但是一些類似的化學反應仍然可以歸類，譬如：
歧化反應:
指的是同一物質的分子中同一價態的同一元素間發生的氧化還原反應。同一價態的元素在發生氧化還原反應過程中發生了「化合價變化上的分歧」，有些升高，有些降低。發生歧化反應的元素必須具有相應的高價態和低價態化合物，歧化反應只發生在中間價態的元素上。氟(F2)無歧化作用，因為氟元素電負性最大，無正化合價，只有負化合價。
歸中反應與歧化反應均屬同種物質間發生的氧化還原反應，歧化反應是自身氧化還原反應的一種，但自身氧化還原反應卻不一定都是歧化反應。
歸中反應（反歧化反應）:
指的是物質中不同價態的同種元素之間發生的氧化還原反應。即同一元素的價態由反應前的高價和低價都轉化成反應以後的中間價態，在化學反應中元素的價態變化有個規律：只靠攏，不交叉。因此元素的高價和低價都只能向中間靠攏。歸中反應和歧化反應是兩個『相反』的過程，這兩種反應都一定是氧化還原反應。
有機反應：指以碳原子化合物為主的各種反應。
氧化還原反應：指兩化合物間的電子轉移（如：單取代反應和燃燒反應）
燃燒反應(初中化學書上也叫氧化反應)：指受質和氧氣的反應。
氯化反應；指氯與有機物反應；
更多的例子參見化學反應列表（list of reactions）。
電池、選項 A B C D
電極材料
Zn Fe Cu Al
電極材料 Cu Zn Ag Sn
電解質溶液 CuCl2溶液 H2SO4溶液 CuSO4溶液 NaOH溶液
核反應不是化學反應，核反應屬於核物理變化。原子是化學變化中最小化的粒子，化學反應我們也可以看作是原子的重新組合，根據質量守恆定律，在反應前後元素種類和原子個數是保持不變的。而核反應中的原子變成了其他的原子了，故不是化學變化。
反應能量
編輯
能量凈改變
根據熱力學第二定律，任何等溫等壓封閉系統傾向降低吉布斯自由能。在沒有外力的影響下，任何反應混合物也是如此。比方，對系統中焓的分析可以得到合乎反應混合物的熱力學計算。反應中焓的計算方式採用標准反應焓以及反應熱加成性定律（赫士定律）。
以一個甲烷在氧中的燃燒反應為例：
CH4 + 2O2 →CO2 + 2 H2O
能量計算須打斷反應左側和右側的所有鍵結取得能量數據，才能計算反應物和生成物的能量差。以 ΔH 表示能量差。Δ(Delta) 表示差異，H 則為焓等於固定壓力下的熱傳導能量。ΔH 的單位為千焦耳或千卡。
反應判斷
編輯
假設，存在一個系統。通過計算得出反應前後系統的焓變為ΔH。
化學反應
如果ΔH 計算為負值，則反應必為放熱反應。比如：燃燒就是燃料與空氣中氧氣劇烈反應放出熱量。
如果ΔH 計算是正值，則反應必為吸熱反應。比如：石灰石在高溫下反應分解出氧化鈣（生石灰）和二氧化碳。
如果ΔH計算等於零，則反應不吸熱也不放熱；外界不對體系做功，體系也不對外界做功。
反應到底是吸熱還是放熱完全由體系的 ΔH決定。但是，反應是否進行則完全由體系的由吉布斯自由能ΔG來表示。具體計算公式如下：
ΔG = ΔH - TΔS[1]
ΔG 是自由能改變，ΔH 是焓改變，而ΔS 則為熵改變，T是開爾文溫度。
反應中間物
編輯
當熱力學企圖回答這個問題：「反應會發生嗎？」，另一個重要問題「反應多快？」卻完全沒有回答。這是因為熱力學或者熱力學平衡試著要了解的是反應混合物初始和結束狀態。因此無法指出反應發生時的過程。這個領域屬於反應動力學的范疇。
基元反應是如何發生的？傳統觀點認為，反應物碰撞形成所謂活化復合物。碰撞的動能使活化復合物獲得更高的能量，導致構成反應的鍵結重組。但是，這種觀點導致了一個困境：活化復合物的結構和能量不能同時確定，否則有悖於測不準原理。所以，一些物理學家認為，實際上這些復合物未必真的存在，而是能量空間的一些隔離面。相對的活化絡合物的觀點更多的是為實驗化學家所接受，因為在描述反應機理時比較方便。現代理論化學已經可以精確的計算速率常數。對於一些比較簡單的反應，整個過程的態分辨信息也可以獲得。
反應條件
編輯
指化學反應所必須或可提高反應速率的方法，如：加熱（△）、點燃、高溫、電解、通電（電解）、紫外線或催化劑等。
反應速率
編輯
化學反應的反應速率是相關受質濃度隨時間改變的的測量。反應速率的分析有許多重要應用，像是化學工程學或化學平衡研究。反應速率受到下列因素的影響：
反應物濃度：如果增加通常將使反應加速。
活化能：定義為反應啟始或自然發生所需的最低能量。
愈高的活化能表示反應愈難以啟始，反應速率也因此愈慢。
反應溫度：溫度提升將加速反應，因為愈高的溫度表示有愈多的能量，使反應容易發生。
催化劑：催化劑是一種通過改變活化能來改變反應速率的物質。而且催化劑在反應過程中不會破壞或改變，所以可以重復作用。
反應速率與參與反應的物質濃度有關。物質濃度則可透過質量作用定律定量。
化學平衡
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根據吉布斯自由能判據，當ΔrGm=0時，反應達最大限度，處於平衡狀態。化學平衡的建立是以可逆反應為前提的。可逆反應是指在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應。絕大多數化學反應都具有可逆性，都可在不同程度上達到平衡。
從動力學角度看，反應開始時，反應物濃度較大，產物濃度較小，所以正反應速率大於逆反應速率。隨著反應的進行，反應物濃度不斷減小，產物濃度不斷增大，所以正反應速率不斷減小，逆反應速率不斷增大。當正、逆反應速率相等時，系統中各物質的濃度不再發生變化，反應達到了平衡。
19世紀50-60年代，熱力學的基本規律已明確起來，但是一些熱力學概念還比較模糊，數字處理很煩瑣，不能用來解決稍微復雜一點的問題，例如化學反應的方向問題。當時，大多數化學家正致力於有機化學的研究，也有一些人試圖解決化學反應的方向問題。這種努力除了質量作用定律之外，還有其他一些人試圖從別的角度進行反應方向的探索，其中已有人提出了一些經驗性的規律。
化學研究
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在這一時期，丹麥人湯姆生和貝特羅試圖從化學反應的熱效應來解釋化學反應的方向性。他們認為，反應熱是反應物化學親合力的量度，每個簡單或復雜的純化學性的作用，都伴隨著熱量的產生。貝特羅更為明確地闡述了與這相同的觀點，並稱之為「最大功原理」，他認為任何一種無外部能量影響的純化學變化，向著產生釋放出最大能量的物質的方向進行。雖然這時他發現了一些吸熱反應也可以自發地進行，但他卻主觀地假定其中伴有放熱的物理過程。這一錯誤的論斷在30年代終於被他承認了，這時他才將「最大功原理」的應用范圍限制在固體間的反應上，並提出了實際上是「自由焓」的化學熱的概念。
化學反應
19世紀60-80年代，霍斯特曼、勒夏特列和范霍夫在這一方面也做了一定的貢獻。首先，霍斯特曼在研究氯化銨的升華過程中發現，在熱分解反應中，其分解壓力和溫度有一定的關系，符合克勞胥斯·克拉佩隆方程：dp/dt=Q/T(V'-V)其中Q代表分解熱，V、V'代表分解前後的總體積。范霍夫依據一述方程式導出的下式：
lnK=-(Q/RT) c
此式可應用於任何反應過程，其中Q代表體系的吸收的熱（即升華熱）。范霍夫稱上式為動態平衡原理，並對它加以解釋，他說，在物質的兩種不同狀態之間的任何平衡，因溫度下降，向著產生熱量的兩個體系的平衡方向移動。1874年和1879年，穆迪埃和羅賓也分別提出了這樣的原理。穆迪埃提出，壓力的增加，有利於體積相應減少的反應發生。在這之後，勒夏特列又進一步普遍地闡釋了這一原理。他說，處於化學平衡中的任何體系，由於平衡中的多個因素中的一個因素的變動，在一個方向上會導致一種轉化，如果這種轉化是惟一的，那麼將會引起一種和該因素變動符號相反的變化。
然而，在這一方面做出突出貢獻的是吉布斯，他在熱力化學發展史上的地位極其重要。吉布斯在勢力化學上的貢獻可以歸納4個方面。第一，在克勞胥斯等人建立的第二定律的基礎上，吉布斯引出了平衡的判斷依據，並將熵的判斷依據正確地限制在孤立體系的范圍內。使一般實際問題有了進行普遍處理的可能。第二，用內能、熵、體積代替溫度、壓力、體積作為變數對體系狀態進行描述。並指出湯姆生用溫度、壓力和體積對體系體狀態進行描述是不完全的。他倡導了當時的科學家們不熟悉的狀態方程，並且在內能、熵和體積的三維坐標圖中，給出了完全描述體系全部熱力學性質的曲面。第三，吉布斯在熱力學中引入了「濃度」這一變數，並將明確了成分的濃度對內能的導數定義為「熱力學勢」。
這樣，就使熱力學可用於處理多組分的多相體系，化學平衡的問題也就有了處理的條件。第四，他進一步討論了體系在電、磁和表面的影響下的平衡問題。並且，他導出了被認是熱力學中最簡單、最本質也是最抽象的熱力學關系，即相律，在，而平衡狀態就是相律所表明的自由度為零的那種狀態。
吉布斯對平衡的研究成果主要發表在他的三篇文章之中。1873年，他先後將前兩篇發表在康涅狄格州學院的學報上，立即引起了麥克斯韋的注意。吉布斯前兩篇文可以說只是一個准備，1876年和1878年分兩部分發表了第三篇文章《關於復相物質的平衡》，文章長達300多頁，包括700多個公式。兩篇文章是討論單一的化學物質體系，這篇文章則對多組分復相體系進行了討論。由於熱力學勢的引入，只要將單組分體系狀態方程稍加變化，便可以對多組分體系的問題進行處理了。
對於吉布斯的工作，勒夏特列認為這是一個新領域的開辟，其重要性可以與質量不滅定律相提並論。然而，吉布斯的三篇文章發表之後，其重大意義並未被多數科學家們所認識到，直到1891年才被奧斯特瓦德譯成德文，1899年勒夏特列譯成法文出版之後，情況頓然改變。在吉布斯之後，熱力學仍然只能處理理想狀態的體系。這時，美國人洛易斯分別於1901年和1907年發表文章，提出了「逸度」與「活度」的概念。路易斯談到「逃逸趨勢」這一概念，指出一些熱力學量，如溫度、壓力、濃度、熱力學勢等都是逃逸趨勢量度的標度。
路易斯所提出的逸度與活度的概念，使吉布斯的理論得到了有益的補充和發展，從而使人們有可能將理想體系的偏差進行統一，使實際體系在形式上具有了與理想體系完全相同的熱力學關系式。綜上所述，化學平衡狀態是指在一定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
化學平衡狀態具有逆，等，動，定，變等特徵。
逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
等：平衡時，正逆反應速率相等，即v正=v逆。
動：平衡時，反應仍在進行，是動態平衡，反應進行到了最大程度。
定：達平衡狀態時，反應混合物中各組分的濃度保持不變，反應速率保持不變，反應物的轉化率保持不變，各組分的含量保持不變。
變：化學平衡跟所有的動態平衡一樣，是有條件的，暫時的，相對的，當條件發生變化時，平衡狀態就會被破壞，由平衡變為不平衡，再在新的條件下建立新平衡。
氧化反應
影響化學平衡的因素有很多：如壓強\溫度\濃度\等。
注意：催化劑不影響化學平衡，僅影響反應速率。在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度，可使平衡向正反應方向移動。
勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(濃度壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
反應現象
編輯
放熱，吸熱，發光，變色，產生沉澱，生成氣體
可逆反應與自發反應
每個化學反應理論上均是可逆反應。正反應中定義物質從反應物轉換成產物。逆反應則相反，產物轉換成反應物。
化學平衡指正反應速率和逆反應速率達到相等的狀態，因此反應物和產物均會存在。然而，平衡態的反應方向可透過改變反應狀態改變，譬如溫度或壓力。勒夏特列原理在此用來預測是產物或反應物形成。
雖然所有的反應在一些范圍內均是可逆的，部份反應仍可歸類為不可逆反應。「不可逆反應」指得是「完全反應」。意思是幾乎所有的反應物均形成產物，甚至在極端狀況下均難以逆轉反應。
另一種反應機制稱為自發反應，是一種熱力學傾向，表示此反應引起總體熵的凈增加。自發反應（相對於非自發反應）不須外在協助（如能量供給）就會產生。在化學平衡的系統中，反應過程中自發反應的方向可預期形成較多的物質。[1]
有機化學中類別較多，有自由基反應，離子型反應；親電反應，親核反應；硝化反應，鹵化反應，磺化反應，氨化反應，醯化反應，氰化反應，加成反應,消去反應，取代反應，加聚反應，縮聚反應等。酸、鹼
⑺ 用什麼軟體可以模擬化工反應過程，比如從一個反應罐到貯罐，再到分離塔之類的。
AspenTech Aspen Plus簡介
工程套件—Aspen Engineering Suite
■1. ASPEN PLUS—靜態過程模擬軟體
ASPEN PLUS是大型通用流程模擬系統， 源起於美國能源部在七十年代後期在麻省理工學院MIT組織會戰，要求開發新型第三代流程模擬軟體。這個項目稱為\"先進過程工程系統\"（Advanced System for Process Engineering）簡稱ASPEN。這一大型項目於1981年底完成。1982年Aspen Tech公司成立將其商品化，稱為ASPEN PLUS。這一軟體經過15年不斷改進、擴充、提高，已經歷了九個版本，成為全世界公認的標准大型流程模擬軟體，用戶接近上千個。 全世界各大化工、石化生產廠家及著名工程公司都是ASPEN PLUS的用戶。它以嚴格的機理模型和先進的技術贏得廣大用戶的信賴，它具有以下特性：
第一,ASPEN PLUS有一個公認的跟蹤記錄，在一個工藝過程的製造的整個生命周期中提供巨大的經濟效益，製造生命周期包括從研究與開發經過工程到生產。
第二,ASPEN PLUS使用最新的軟體工程技術通過它的Microsoft Windows圖形界面和互動式客戶-伺服器模擬結構使得工程生產力最大。
第三，ASPEN PLUS擁有精確模擬范圍廣泛的實際應用所需的工程能力， 這些實際應用包括從煉油到非理想化學系統到含電解質和固體的工藝過程。
第四，ASPEN PLUS是AspenTech的集成聰明製造系統技術的一個核心部分， 該技術能在你公司的整個過程工程基本設施范圍內捕獲過程專業知識並充分利用。
在實際應用中，ASPEN PLUS可以幫助工程師解決快速閃蒸計算、設計一個新的工藝過程、 查找一個原油加工裝置的故障或者優化一個乙烯全裝置的操作等工程和操作的關鍵問題。 流程模擬的優越性有以下幾點：
◇ 進行工藝過程的能量和質量平衡計算。
◇ 預測物流的流率、組成和性質。
◇ 預測操作條件、設備尺寸。
◇ 縮短裝置設計時間，允許設計者快速地測試各種裝置的配置方案。
◇ 幫助改進當前工藝。
◇ 在給定的限制內優化工藝條件。
◇ 輔助確定一個工藝約束部位(消除瓶頸)。
◇ 回答 \"如果…那會怎樣\" 問題
ASPEN PLUS的重要功能：
◇ 固體處理
◇ 嚴格的電解質模擬
◇ 石油處理
◇ 數據回歸
◇ 數據擬合
◇ 優化
◇ 用戶子程序
■2. ASPEN DYNAMICS—動態過程模擬軟體
Aspen Dynamics是一套基於Windows95/NT的動態建模軟體，可方便地用於工程設計與生產操作全過程，模擬實際裝置運行的動態特性，從而提高裝置的操作彈性、安全性，增加處理量。
功能強大，簡單易用
Aspen Dynamics與普通的Windows應用程序一樣，使用起來非常簡單，幾分鍾之內便可得到精確的動態結果。工程師可以利用拖放數據、拷貝、粘貼等功能將數據通過Excel與其他應用軟體共享。
這些應用方便的動態模型基於聯立方程的建模技術，具有快速、精確與魯棒性等優點。Aspen Dynamics能用於實際工廠操作：如故障診斷、控制方案分析、操作性分析和安全性分析等。對塔開車、間歇過程、半間歇過程和連續過程都可以建立精確的模型。
單一的模型適用於設計、生產的全過程
Aspen Dynamics可以幫助用戶在裝置設計和生產操作的全部過程中發揮最大的潛力。Aspen Dynamics與ASPEN PLUS緊密結合，讓穩態工藝模型進一步發揮價值。從而減少開發投資，降低操作費用。
Aspen Dynamics應用
Aspen Dynamics運用獨一無二的技術幫助用戶精確求解傳統方法通常難以解決的實際應用問題。對於相變、干塔和容器溢流等復雜而頭痛的不連續過程的模擬問題，AspenTech已經獨創了一套嶄新的技術來解決這些難題，這套新方法不僅魯棒性高，而且快速精確。同樣，由AspenTech總裁Joseph Boston先生早期為精餾過程開發的穩態建模專有技術--Inside-Out演算法也已成功地用於動態模擬。這些重大的突破為Aspen Dynamics 成為能快速、可靠地處理設計和操作問題的商業化軟體提供堅實的基礎。
利用Aspen Dynamics改善過程設計品質
傳統的過程設計方法主要依賴於穩態分析，對於操作性能和控制問題通常在工藝流程完成以後才去考慮。利用Aspen Dynamics則可以在研究穩態性能的同時來考慮可操作性。以下這些實例都是在工藝流程設計過程中碰到的，運用Aspen Dynamics能成功地處理這些設計難題。
？在精餾塔系中，為了節能要考慮換熱網路的集成設計，但是由穩態設計取得的方案是否具有可操作性呢？當處理量提高或降低後又會怎麼樣？那些需要增加的加熱器和冷卻器又應如何放置才能保證系統的可操作性？
？當我們設計放熱反應器和它的冷卻器系統時，我們必須針對多種情況檢驗所設計的系統。當進料中包含過多的反應物時會怎麼樣？當添加的催化劑過量時又會發生什麼情況？如果冷卻系統失靈，應該在多少時間內切斷進料才能避免反應事故和超壓危險？
？當我們設計一個新流程，這個流程中會包含多台反應器、塔和反應物循環流，基於我們對於類似過程的經驗，預期全裝置的控制會面臨嚴重的挑戰，我們需要快速評價各種工藝流程方案的可操作性，是否可以用單一的技術來評估穩態性能和控制系統品質以加速工藝設計過程？
用Aspen Dynamics解決操作問題
除了上面的設計問題以外，生產操作中的問題也會直接影響生產利潤。Aspen Dynamics能很好地處理諸如下面所述的各種問題。
？我們對塔K-102的控制遇到了麻煩，是否需要改變控制方案或增設一隻進料罐以減少進料擾動？
？我們知道對於不同的原料，最佳的進料位置應該不同，但我們並不想輕易切換進料板，因為這樣控制系統便無法在切換過程中保證產品的純度，在實施切換方案之前，我們是否能作出評估？
？每當我們要對本工段的處理量作一個大幅度的改變，操作員和工程師必須連續調整14個小時，才能重新生產出合格產品，如何開發出一套控制方案使得這種處理量的調整是自動平滑地快速實現？
Aspen Dynamics的優點
Aspen Dynamics建立在一整套成熟的技術基礎上，AspenTech在提供商業化的動態模擬軟體產品方面，已經擁有十幾年的寶貴經驗。
Aspen Dynamics已經包容了一整套完整的單元操作和控制模型庫。Aspen Dynamics的單元操作模型建立在完善的高品質的ASPEN PLUS工程模型基礎之上。
Aspen Dynamics提供開放的用戶化的過程模型，這些模型對用戶完全透明，用Aspen Custom Modeler工具軟體可以針對特定的過程開發更詳細的用戶化模型。
Aspen Dynamics運用Properties Plus作精確可靠的物性計算，與穩態模擬建立在完全一致的基礎上。動態模擬能連續不斷地校正工作點附近局部物性回歸算式，從而保證高性能與模擬精度。
Aspen Dynamics運用成熟的隱式積分與數值方法來做魯棒性強、穩定性好的精確的動態流程模擬。
Aspen Dynamics不僅提供簡單物流平衡動態模擬法，還提供更精確的壓力平衡動態模擬法。壓力體系是在每一單元操作中，將壓力與流速取得關聯來展開，這一功能在氣體處理過程和壓縮機控制研究中具有重要的實用價值。
Aspen Dynamics中的任務語言（Task Lanuage）使用戶能定義基於時間或事件驅動的輸入改變。例如：將輸入流量在某一時刻逐漸增加或減少；當容器滿時關閉進料流量。
Aspen Dynamics支持Microsoft OLE交互操作特徵，比如復制/粘貼/鏈接和OLE自動化。這些功能方便了與其他應用程序之間的數據交換，也可讓用戶建立象MsExcel那樣的用戶操作界面。Aspen Dynamics 也兼容VBScript描述語言，讓用戶自動重復復雜的任務，比如運行一系列實例研究。
■3. ASPEN CUSTOM MODELER—動態模型開發軟體
Aspen Custom Modeler是一套建立在聯立微分一代數方程組求積分解基礎上的動態模擬系統。它包括一套單元操作的動態模型庫（其中中各種控制和閥門模型）。它使用和Aspen Plus一樣的物性資料庫（PROPERTIES PLUS），這樣可使穩態及動態模擬計算結果保持一致性。它與一些其它工具軟體有介面：
MATLAB介面：這種過程式控制制設計工具相聯接可以開發控制策略；
G2介面：可以與這種人工智慧工具軟體結合開發操作工模擬培訓器及工廠診斷系統；
各種DCS介面：例如CENTUM，TDC，RTPMS（IBM）等DCS接聯，來用現場數據更新動態模型，指導生產。
Aspen Custom Modeler常用的幾個方面是：
1、提高可操作性：包括開車方案，正常操作規程；
2、改進安全性：包括釋放系統，事故分析；
3、改進過程式控制制方案：測試可能的控制方案，研究先進控制策略；
4、開發用戶模型及優化過程操作。
由於解算動態模型的微分方程組時，初值條件好壞非常關鍵，因此，計算之前必須輸入一組穩態初值作為計算起始點。這種穩態初值通常由Aspen Plus模擬結果提供。
■4. ASPEN PINCH—系統節能軟體
Aspen Pinch是一個基於過程綜合與集成的夾點技術的計算軟體。它應用工廠現場操作數據或者Aspen Plus模擬計算的數據為輸入，來設計能耗最小、操作成本最低的化工廠和煉油廠過程流程。它的典型作用有以下幾個方面：
1、老廠節能改造的過程集成方案設計；
2、老廠擴大生產能力的\"脫瓶頸\"分析；
3、能量回收系統（例如換熱器網路）的設計分析；
4、公用工程系統合理布局和優化操作（包括加熱爐、蒸汽透平、燃氣透平、製冷系統等模型在內）。
採用這種夾點技術進行流程設計，根據一些大型石化公司經驗，一般對老廠改造，可以節能20%左右，投資回收期一年左右；對新廠設計往往可節省操作成本30%，並同時降低投資10-20%。
ASPEN PINCH新功能（1998年5月）：
與模擬軟體Aspen Plus及Pro II 均可集成；
許多用戶界面上的改進，完全Window化；
網路Pinch（技術改造自動化設計）；
有目標鏈接嵌入OLE功能；
熱量及電力用戶圖形界面；
對help及用戶手冊做了改進；
■5. SPLIT—精餾系統優化軟體
SPLIT是ASPEN最優化的蒸餾工具，SPLIT使工程師能更快地找到並且評估可行的分離方案，即使對於高度非理想共沸混合物也可以決定最優的塔順序。SPLIT可以使新的操作方案的產生，避免長期浪費的實驗以及求解困難的分離問題所產生的錯誤。SPLIT可以用於規劃初始的概念設計和已經存在工藝的改造。典型的應用包括：
◇ 鑒別是否存在共沸蒸餾，以提供對於分離問題的更深入的觀察。
◇ 分析混合物的行為，在設計之前確定蒸餾邊界。
◇ 選擇合適的夾帶，使混合物中的組分選擇更實際。
◇ 快速研究其它分離方案的可行性，決定連續的和批處理蒸餾過程的最優設計。
◇ 增加對於工藝的理解，在沒有大投資的情況下發現已有裝置操作的問題和瓶頸部位。
對於新的工藝，SPLIT的最大價值來自選擇最好的概念設計。在實際中，會使裝置避免分離系統的\"過\"設計，從而需要較少的資金就能達到希望的分離滿足產品的規定。對於已有的工藝，SPLIT可以使操作人員較好地理解分離界限和混合物的行為以及蒸餾系統內的較好的熱回收來提高裝置的操作表現。
SPLIT能判斷在給定的壓力下的混合物是否存在共沸並且決定它們的組成和溫度。對於高度非理想共沸混合物，SPLIT使工程師快速地開發適宜的分離順序，SPLIT生成共沸曲線和蒸餾線圖，可以對於混合物行為進行深入的觀察，包括共沸的存在和結果分離界限。SPLIT使用ASPEN PLUS提供的嚴格的物性。
SPLIT可以與AspenTech的工藝整合工具ADVENT親密結合，完成能量整合的研究。給出蒸餾順序，SPLIT可以鑒別熱回收的機會以優化工藝。
SPLIT可生成塔的操作曲線，提供溫度和熱的最小的能量分布圖，通過將各塔的目標值的加和，形成復合曲線，在全效率范圍內將另一分離順序方案進行比較。而且，塔的冷-熱負荷也可以進行匹配，以評估改變操作造成的影響。比如，塔的壓力和加熱/冷卻負荷，以優化能量使用。SPLIT也提供修正塔設計的功能，比如使用進料預加熱/冷卻，以及使用中間換熱器的潛力等。
■6. BATCH PLUS—間歇過程模擬軟體
■7. POLYMERS PLUS—聚合物過程模擬軟體
？ Ploymers Plus在工業過程應用廣泛，包括：
◇ 用反應動力學數據進行參數估計
◇ 分析關鍵工藝變數對產品質量的影響
◇ 考察工藝的選擇以增加裝置的生產能力
◇ 開發牌號轉換方案
◇ 探索可選擇的控制策略
◇ 對反應器的失控條件進行安全分析
◇ 培訓操作人員處理過程轉換和設備事故
？ Ploymers Plus的優點：
利用Ploymers Plus模型系統，一般的模擬計算目的都能達到。該軟體具有解決聚合物過程模型的復雜問題的能力。
⑻ 化學反應機理
化學反應機理是化學中用來描述某一化學變化所經由的全部基元反應。雖然整個化學變化所發生的物質轉變可能很明顯，但為了探明這一過程的反應機理，常常需要實驗來驗證。反應機理中各步的順序也是很重要的。機理詳細描述了每一步轉化的過程，包括過渡態的形成，鍵的斷裂和生成，以及各步的相對速率大小，等等。總反應的速率方程由反應機理中最慢的一步，也就是速率控制步驟所決定。
化學中，反應機理用來描述某一化學變化所經由的全部基元反應。雖然整個化學變化所發生的物質轉變可能很明顯，但為了探明這一過程的反應機理，常常需要實驗來驗證。
機理詳細描述了每一步轉化的過程，包括過渡態的形成，鍵的斷裂和生成，以及各步的相對速率大小，等等。完整的反應機理需要考慮到反應物、催化劑、反應的立體化學、產物以及各物質的用量。
⑼ 動化學部分，什麼叫反應機理，活化復合體，elementary step, 和reaction intermediates
化學上，反應機理指基元反應一步步發生，並最終導致化學變化的過程。
活化復合體：化學反應中由分子間有效碰撞形成的一種過渡結構。在這一結構中，舊的化學鍵正在斷裂而新的化學鍵正在生成。
elementary step：化學反應可以被劃分為若干個基元步驟，基元步驟的特點是所有反應物直接參與過渡態復合物的形成，同時反應符合質量作用定律。
reaction intermediates：反應中間體是一類由反應物形成的具有明確構成的活性中間體，可以繼續反應並直接給出觀察到的產物。