物理化學第11-1章化學動力學基礎

化學熱力學的研究對象和局限性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?；瘜W熱力學只能預測反應的可能性，但無法回答如何使它發(fā)生，反應的速率如何？反應的機理如何？化學動力學研究的內容1.化學動力學研究的內容（1）研究各種因素(濃度、溫度、催化劑、光照)對化學反應速度影響的規(guī)律。（2）研究一個化學反應過程經歷具體步驟，即反應機理（反應歷程）。2.化學動力學與化學熱力學的關系熱力學研究過程的方向、限度，平衡關系。動力學研究過程的速率，機理。11.1化學反應速率及速率方程1.化學反應速率的定義aA+bB=yY+zZ轉化速率單位時間內發(fā)生的反應進度設參加反應物質的量為nB，dξ=dnB/υB

基于濃度的反應速率υ的定義即單位時間單位體積內化學反應的反應進度2.定容反應的反應速率反應系統(tǒng)的體積V不隨時間而變。

濃度CB=nB/V，dCB=dnB/V通常采用某指定反應物A的消耗速率,或某指定產物Z的生成速率來表示反應進行的速率.

aA+bB=yY+zZA的消耗速率Z的生成速率

對于反應：A+2B3C+D1）以單位時間內各物質的“增量”來表示反應速率（2）用反應進度來表示速率

dξ=－

dnA/1=－dnB/2=dnC/3=dnD/1對于恒容恒溫的氣相反應用氣體的分壓的變化量dPB/dt來表示.對于理想氣體，PV=nRT，C=n/V=P/(RT)，恒T時，dC=dP/(RT)2.基元反應和非基元反應1）反應機理一反應由反應物到生成物的反應過程中經歷的反應步驟的集合。2）基元反應與反應分子數

如果一反應的反應物分子相互作用直接轉化為生成物分子，這種反應稱為基元反應

?；瘜W反應式，一般都屬于化學計量方程，而不代表基元反應。

3.基元反應的質量作用定律1）反應分子數基元反應方程式中各反應物分子個數之和。

單分子反應：A產物雙分子反應：

A+B

產物

A+A產物2）基元反應的質量作用定律

lawofmassaction

基元反應：aA+bB+cC——→yY+zZ非基元反應要分解為幾個基元反應，才能使用“質量作用定律”

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。4

化學反應速率方程的一般形式，反應級數1.）反應的經驗方程反應aA+bB==yY+zZ動力學方程:

α、β分別為A,B的反應級數,總級數n=α+β①反應級數通過實驗測定，（正、負，分數、0）②反應級數不一定是反應式的計量系數，α≠a，β≠b③反應級數大，表示該濃度對速率影響大。（2）反應速度常數kA——反應物A的宏觀反應速度常數.物理意義：單位物質濃度時的反應速率。量綱:[kA]=[t]－1.

[C]1－nk的單位隨著反應級數的不同而不同kA與溫度，催化劑，反應條件等有關，與濃度無關注意:用反應物或生成物等不同組份表示反應速度時,其速度常數的值是不同的.化學反應：aA+bB==yY+zZk的關系為:基元反應直接用質量作用定律確定反應的級數單分子反應為一級反應。d[A]/dt=k[A]雙分子反應為二級反應。非基元反應級數不能直接用質量作用定律確定反應的級數H2+Cl2=2HCl準級數反應在速率方程中，若某一物質的濃度遠遠大于其他反應物的濃度，或是出現在速率方程中的催化劑濃度項，在反應過程中可認為沒有變化而并入速率系數項，這時反應總級數稱為準級數。零級反應

用轉化率XA表示CA=CA,0(1－XA)半衰期

反應物的濃度降到原來一半所需的時間。

t1/2=CA,0/(2kA)

由知CA與t為直線關系

0tCACA,00級反應零級反應的特點1.速率系數k的單位為[濃度][時間]-13.CA與t呈線性關系2.半衰期與反應物起始濃度成正比t1/2=CA,0/2kA(1)一級反應

lnCtlnCA=－kAt+lnC0轉化率用轉化率來表示:②半衰期t?

t

1/2=ln2/kA=0.693/kA一級反應的特點1.速率系數k的單位為時間的負一次方2.半衰期(half-lifetime)是一與反應物起始濃度無關的常數

與t呈線性關系。P205例11.2.1

某金屬的同位素進行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：(1)d-12、二級反應

（I）反應物只有一種：aA→產物

速率方程：0t1/CA二級反應用轉化率XA來表示：與濃度CA0成反比。II）反應物有二種aA+bB→產物1）a=b,CA,0=CB,0，則t時刻的CA=CB2）a≠b,CB,0/b

=CA,0/a,則CB/b

=CA/a3)a=b,CA,0≠

CB,0

aA+bB→產物t=0CA,0CB,0t=tCA=CA,0-CXCB=CB,0-CX

或積分得：

二級反應的特征:①kA的單位為[t]－1[C]－1

②半衰期t1/2=1/(kACA,0)與濃度CA0成反比

③1/CA~t作圖為一直線

P208例11.2.2

（3）n級反應

只有一種反應物A→Y+Z

用轉化率XA表示：半衰期t1/25、小結級數

速率方程特征微分式積分式直線半衰期012n§11.3.速率方程的確定由實驗測定C-t數據，確定反應級數n及速率常數k。關鍵是確定反應級數n。測定反應物（或生成物）濃度的方法A）化學法：中止反應,取樣進行化學分析此法關鍵是“凍結反應”，方法有：驟冷、沖稀、加阻化劑等。其優(yōu)點是設備簡單，測量直接。B）物理法：測量反應系統(tǒng)的某一物理量，如氣體體積、壓力、折射率、電導率、旋光率、吸光率等。其優(yōu)點是測量方便迅速，不干擾反應，可連續(xù)測定?！?.4Determinationoforderforareaction1.Determinationofoverallorder反應類型:aA→PaA+bB+…→P寫出微分方程式:擬定實驗方案:①測定一組c～t數據②測定多組c～t數據(2)Differentialmethod圖解法：lnr～lncA作圖，直線斜率：n(3)Half-lifemethod

作圖法：lnt1/2～lncA,0作圖，直線斜率：1-n2.Determinationofpartialorder(1)改變反應物的比例：

做若干次實驗，每次改變一種物質的起始濃度，而保持其它物質起始濃度不變，測定起始反應速率隨該種反應物起始濃度變化的比例，從而確定該反應物的分級數。(2)ExcessmethodsetcBcD…＞＞cAr=k’cAα用前面的各種方法求α

注意:①反應條件不同,級數可能不同②實驗方法不同,級數也可能不同③并非所有的反應都可求出級數(1)Integralmethods:依據速率方程式積分形式的特點來確定反應級數①Trialmethod:將不同時刻的濃度數據帶入不同級數的速率方程式求k值,若為一常數,則級數可確定.②Graphicmethod:利用不同級數反應的線性關系由速率方程的微分形式出發(fā)求反應級數的方法。如果只有一種反應物，或多種反應物但起始濃度相等，速率方程的微分形式為：微分法取對數得：以lnr~lnCA作圖呈直線，斜率=n或計算：方法1：一次實驗，在c~t圖上求不同時刻的瞬時速率CAt如何得到？方法二:初始濃度法。取幾個不同的初始濃度進行多次實驗，測定幾套c~t數據，求出r0CAtlncA，0lnr0根據各類速率方程積分形式的特點來確定反應級數1）計算法分別將實驗數據代入下列各式計算不同濃度時的k值，二級零級2.嘗試法一級若將實驗數據代入一級反應公式得到的若干組k1值近似相等,則反應為一級反應.零級反應：c~t一級反應：lnc~t二級反應：1/c~t將實驗數據按上列形式作圖，若得直線則相應級數就是反應級數。2）作圖法:例：反應AP的速率方程為

r=k[A]，在一定溫度時測得下列實驗數據，試求該反應的級數。解：用作圖法求反應級數c~t圖lnc~t圖1/c~t圖lnc~t呈直線關系,反應為一級。其二聚反應為:2C4H16(g)C8H12(g)在不同時刻測得容器中壓力p總為：求其反應級數。解：設為理想氣體，時刻C4H16(g)的壓力為pA,2C4H16(g)C8H12(g)t=0pA，00t=tpA(pA,0–pA)

則pA+(pA,0–pA)=p總pA=2p總-pA,

0

例：在326℃的密閉容器中盛有1，3-二丁烯，一級反應：k值不同，差別較大。嘗試法：再試其它組，分別為1.74,1.79,1.7710-4。所以為二級反應，k=1.7510-4kPa·min-1二級反應：3.半衰期法除一級反應外，以兩個不同的開始濃度進行實驗，分別測得半衰期t1/2，

P217例11.3.34、隔離法(孤立法)隔離法原理:除某一反應物外,其余反應物都大大過量,使其濃度在整個反應中近似不變。

若讓B、C大大過量，υ=k1k1=kA

CβBCγC

若讓A、C大大過量，υ=k2若讓A、B大大過量，υ=k3⑤改變物質數量比例方法設法保持B和C的濃度不變，而將A的濃度加大1倍，若反應速度比原來加大1倍，則α=1；保持A和C的濃度不變，而將B的濃度加大1倍，若反應速度比原來加大4倍，則β=2。

例：反應Ａ＋Ｂ＋Ｃ—→產物，300K在各組分初始濃度下，其初始速率V0為：（其中C0=1mol.dm－3）

V=k[A]X[B]Y[C]Z解法:從①

②列1.80/0.6=(0.6/0.2)X3=3X,

得

X=1從①③列5.38/0.6=(0.9/0.3)Y9=3Y,得

Y=2從②④列1.81/1.81=(0.45/0.15)Z1=3Z,得

Z=0X=1,Y=2,Z=0CH3COOC2H5+OH-

CH3COO-+C2H5OH25℃時,a=b=0.064mol.dm-3,在不同時刻取樣25.00cm3,立即向樣品中加入0.064mol.dm-3的HCl25.00cm3，使反應停止，多余的酸用0.1000mol·dm-3的NaOH溶液滴定，所用堿液列于下表：例題：乙酸乙酯皂化反應如下：分別用半衰期法、微分法求速率常數k和反應級數。解：設t時刻反應掉的濃度為x=0.1000v/25半衰期法將不同t時的a-x對t作圖。得圖中曲線(a-x)/mol·dm-3tt1/2t1/2’aa’a/2a’/2a’’t1/2’’a’’/2若是一級反應：t1/2＝t1/2’＝t1/2’’若是二級反應：t1/2<t1/2’<t1/2’’②若取很多a’’,a’’’t1/2’’,t1/2’’’可用作圖法求出n=2,k=1/t1/2a=1.74mol-1·dm3·min-1①a=0.064a/2=0.032t1/2=9.00mina’=0.041a’/2=0.021t1/2’

=19.0-5.0=14.0mina’’=0.025a’’/2=0.0125t1/2’’

=38.0-15.0=23.0minc1=0.041mol·L-1,

r1=2.545×10-3

mol·L-1·s-1,

(2)微分法:在圖上選取兩點,分別作切線ac1c2tc2=0.014mol·dm-3,

r2=3.051×10-4

mol·L-1·s-1,

c1/c2=2.93r1/r2=8.342

§11-4溫度對反應速率的影響——阿侖尼烏斯(Arrhenius)經驗式一、溫度對反應速率k的影響研究發(fā)現絕大多數反應，1884年，Vanthoff提出近似規(guī)則：或反應速率的溫度系數溫度對反應速率的的影響,歸納出五種情況：

太粗略，且無反映溫度對反應速率影響的實質。爆炸反應酶催化經驗規(guī)則不足之處：大多數反應某些烴類的氧化反應少數氣相三級反應二、阿累尼烏斯方程指數形式對數形式定積分形式微分形式1889年，Arrhenius在大量實驗數據基礎上總結出經驗公式：微分式：積分式：其中：A：指前因子Pre-exponentialfactor（或稱頻率因子）frequencyfactore-Ea/RT：指數因子，由B-分布律可知這是能量為Ea以上的分子占總分子數的比例。指數形式：1889年，Arrhenius在大量實驗數據基礎上總結出經驗公式：1、“活化分子”:能發(fā)生反應的分子即為活化分子；2、“活化能”的物理意義：將普通分子激發(fā)為活化分子所需的能量①Ea/J·mol-1，②基本上為常數（不隨溫度變化)3.Tolman解釋:利用統(tǒng)計熱力學的方法E=L(<*

><>)=Um*

Um

活化能是活化分子組的摩爾內能與所有分子組摩爾內能之差。二、活化能的概念

Theconceptofactivationenergy假設有一基元反應（低壓氣相反應）4、

活化能和rUmA+BC+Dr+=r時，反應達動態(tài)平衡，即溫度不變時Kc為常數已知G-H公式其中：rUm=Um(產物)-Um(反應物)則rUm=Um(產物)-Um(反應物)=E+–E-即E++Um(反應物)=E-+Um(產物)=Um(活化態(tài))Um(活化態(tài)):活化分子組的摩爾內能(見圖)根據KC=k+/k-和Arrhenius公式：E+=Um(活化態(tài))-Um(反應物)E-=Um(活化態(tài))-Um(產物)Um(活化態(tài))Um(反應物)Um(產物)E+E-U<0Um(活化態(tài))Um(反應物)Um(產物)E+E-U>0(a)放熱反應(b)吸熱反應1、作圖法：根據Arrhenius公式三、活化能的實驗測定

Experimentalmeasurementofactivationenergy2、

數值計算已知：T1：k1T2：k2四、阿侖尼烏斯公式的應用

ApplicationofArrheniusequation1、求活化能Ea;2、解釋溫度和活化能對反應速率的影響；

如：設A1011(每秒碰撞1011次),Ea=83.68kJ·mol-1，298K時,則指數因子e-Ea/RT=2.15×10-15=1/(4.6×1014)即4.6×1014個分子中只有一個活化分子。4.6×1014/1011=4600s=1.3h

因此，即使一個分子每秒碰撞1011次，也需要1.3h才能發(fā)生反應。所以k主要決定于指數因子，即Ea的大小。3、由已知k

(T1)求k(T2);4、根據需要選擇適宜的反應溫度;溴乙烷分解反應的Ea=229.3kJ.mol-1，650K時k=2.14×10-4s-1,現欲使反應在20.0min內完成80%，問反應溫度應控制在多少？解：根據k的量綱可知該分解反應為一級反應，設反應溫度為T：Arrhenius公式的對數形式：兩式相減：T=679K（406℃）例：阿侖尼烏斯公式適用于簡單反應或復合反應中的每一個基元反應步驟。也可用于符合r=k[A][B]…形式的復合反應，通常被稱為表觀活化能。在阿侖尼烏斯公式中，將Ea看作與溫度無關，實際上略與溫度有關。說明：1.ArrheniusequationVan’tHoff’srule

按照此規(guī)律,一個在400K時1分鐘即可完成的反應,若在300K反應,則需17小時至2年才能完成實驗得到的反應速率隨溫度變化的幾種類型:實驗表明:大多數的反應,在一定的溫度范圍內,lnk與1/T成(或近似成)線性關系lnk1/T適用條件:①有明確級數的反應②溫度變化范圍不大A+BEFk1,E1k2,E2T1時，k2>k1,即在產物中[F]>[E],若E1>E2,能否通過調節(jié)反應使產物中E的濃度提高？k2k1T1lnk1/T[E]能否超過[F]?§11.4溫度對反應速率的影響，活化能1.范特荷夫規(guī)則溫度每升高10K,反應速率增加2~4倍。2.阿侖尼烏斯方程：

若Ea與T無關

lnklnk~1/T直線中，斜率=－Ea/R3.活化能Ea及指前因子A（1）活化能Ea及指前因子A定義:Ea=RT2dlnkA/dTA=kAexp[Ea/(RT)]嚴格說，Ea與溫度有關,當溫度不太高時,可認為Ea與溫度無關。一般化學反應的活化能在42~420KJ.mol－1

Ea~0自由原子、自由基參與的基元反應Ea<63KJ.mol－1在室溫下瞬時反應.Ea~100KJ.mol－1在室溫下或稍高溫度下反應Ea~170KJ.mol－1在200℃左右反應Ea~300KJ.mol－1在800℃左右反應對于基元反應Ea有明確的物理意義,對于復合反應Ea意義不明確,它是一個表觀活化能（各步基元反應Ea之和）§11.5典型復合反應復合反應:是指兩個或兩個以上基元反應的組合。Y平行反應：AZ對行反應：AY連串反應：ABYk1k2k1k2k1K-11、對行反應

正、逆方向同時進行的反應，又稱為可逆反應。ABt=0CA,00t=tCACA,0－CAt=teCA,eCA,0－CA,e

e平衡k1K-1平衡時(1)(2)(3)(2)式－(1)式(4)

Ａ凈消耗速率當CA,0一定時CA,e為常數(5)(5)式代入(4)式以ln(CA－CA,e)~t作圖為一直線,Slope=(k1+k-1)

又可求得k1,k-1當對行一級反應完成了距離平衡濃度差一半時tCACB對行反應的特點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、逆速率系數之比等于平衡常數。4.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。2、平行反應由相同反應物同時進行的幾種不同反應。

Y（主產物）A

Z（副產物）

k1k2平行反應主副反應的競爭

通過改變溫度或選用不同的催化劑以改變k1、k2，從而達到改變主、副反應的濃度比的目的。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.速率方程與同級的簡單反應的速率方程相似，只是速率系數為各個反應速率系數之和。3.對級數相同的平行反應，當各產物的起始濃度為零時，在任一時刻各產物濃度之比等于速率系數之比。4.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。升溫有利于活化能大的反應，降溫則有利于活化能小的反應。

3、連串反應一復雜反應中前一步反應的產物為后一步反應的反應物,該復雜反應為連串反應。

ABYt=0CA,00

0t=tCACBCY

k1k2CY=CA,0－CA－CB連串反應的c～t關系圖

中間產物既是前一反應的生成物，又是后一反應的反應物，其濃度有一先增后減的過程，因而會出現一極大值。極大值的位置和高度決定于兩個速率系數的相對大小。tk1~k2k1>k2k1<k2YABCYYBBAAtt§11.6復合反應速率方程的近似處理法1.選擇控制步驟(決定整個化學反應的步驟)ABYk1k2k－1最慢的一步為控制步驟連串反應2.平衡態(tài)近似法ABYk1>>k2，k-1>>k2,第二步為控制步驟第一步快速平衡，CB/CA=KC，即CB=KCCA總速度dCY/dt=k2CB=k2KCCA

k1k-1k2快速平衡(慢)穩(wěn)態(tài)近似法

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，一般活潑的中間產物可以采用穩(wěn)態(tài)近似。穩(wěn)態(tài)：中間產物濃度不隨時間而變化的階段。k2

k1k-1

ABY若k1<<(k-1+k2),第一步為控制步驟;中間產物B的濃度很小,可近似看成不隨時間而變化

用平衡態(tài)近似法得dCY/dt=k2CB=k2KCCA=kACA表觀速率系數kA=k2KC=k1k2/k-1，取對數:lnkA=lnk1+lnk2－lnk-14、復合反應的表觀活化能例：H2O2溶液不含雜質時分解速率很慢，在含碘離子的中性溶液中分解速率大大增加，反應式為：2H2O2→2H2O+O2反應的機理為：2H2O2+I-

→2H2O+IO-（1）IO-＋2H2O2

→2H2O+O2+I-（2）試用穩(wěn)態(tài)法推出反應速率方程：k1k2中間產物：§11.7鏈反應鏈反應：只要用光、熱、輻射等方法使反應開始，反應就能通過活性組分的生成和消失，自動連續(xù)反應.（1）鏈反應的三個階段鏈的引發(fā)：反應物穩(wěn)態(tài)分子接受能量而分解成活性傳遞物（自由原子或自由基）。鏈的傳遞：活性傳遞物與穩(wěn)態(tài)分子作用形成產物，同時又生成新的活性傳遞物，使反應如同鏈鎖一樣，一環(huán)扣一環(huán)的發(fā)展下去。鏈的終止：活性傳遞物相互碰撞放出能量，或活性傳遞物碰撞器壁放出能量后，形成穩(wěn)態(tài)分子。以H2+Cl2

→2HCl為例：鏈的引發(fā)：⑴Cl2+M

→Cl·+Cl·+M鏈的傳遞：⑵Cl·+H2

→HCl+H·

⑶H·+Cl2→HCl+Cl·鏈的終止⑷Cl·+Cl·+M→Cl2+M

⑸H·+H·+M→H2+M鏈反應的分類：

①單鏈反應：在鏈傳遞過程中，一個活性粒子參加反應后，只產生一個新的活性粒子的鏈反應。②支鏈反應：一個活性粒子參加反應后，產生二個或二個以上新的活性粒子的鏈反應。單鏈反應支鏈反應(3)單鏈反應的速率方程以H2+Cl2

→2HCl為例：鏈的引發(fā)：⑴Cl2+M

→Cl·+Cl·+M鏈的傳遞：⑵Cl·+H2

→HCl+H·

⑶H·+Cl2→HCl+Cl·鏈的終止⑷Cl·+Cl·+M→Cl2+M

⑸H·+H·+M→H2+M

M、

M分別為高能及低能分子中間產物：dCH·/dt=0，dCCl·/dt=0，由dCH·/dt=k2CCl·CH－k3CH·CCl=0k2CCl·CH=k3CH·CCl代入得:dCHCl/dt=2k2CHCCl·又dCCl·/dt=k1CCl－k2CCl·CH+k3CH·CCl－k4C2Cl·=0則:k1CCl=k4C2Cl·

CCl·=(k1/k4)1/2CCl

1/2按機理推導速率方程的步驟：①寫出產物的速率方程；②寫出中間產物速率方程；穩(wěn)態(tài)法(dCB/dt=0);平衡態(tài)法：KC=k1/k－1③求出中間產物濃度表達式;并代入產物方程,得出不含中間產物的方程。(4)鏈爆炸與鏈爆炸反應的界限爆炸反應:熱爆炸、鏈爆炸熱爆炸：是由于反應大量放熱而引起的。（熱量不及時傳出，T急劇升高，速率更快，）鏈爆炸：是由于鏈反應而引起的。爆炸界限:鏈爆炸反應的溫度、壓力、組成通常都有一定爆炸區(qū)間。H2與O2按2：1混合時的爆炸界限爆炸的因素：①溫度②壓力③組成§11.8氣體反應的碰撞理論1、簡單碰撞理論的基本假設

①反應分子看作簡單的硬球，無內部結構和相互作用；②反應分子必須通過碰撞才能發(fā)生反應；③碰撞分子對的能量≥閾能ε0的活化碰撞才能發(fā)生反應；（2）分子碰撞①碰撞截面：r=(rA+rB)σAB=πr2=π(rA+rB)2rA、rB分別為兩分子的半徑②碰撞數：單位時間單位體積內，所有分子總碰撞的次數。用ZAB表示。

rrA假設A分子靜止，一個B分子以相對速度uAB運動，在單位時間掃過園柱體積為σABuAB，凡是質心落在此園柱內的A分子都有機會與B分子碰撞。分子濃度CA=NA/V，CB=NB/VZAB=σAB

uABCACB=π(rA+rB)2

uABCACBBBAAAuABσAB由氣體分子運動論μ為A，B分子的折合質量活化碰撞分數q活化碰撞數與總碰撞數的比值。q=exp[－E0/(RT)]摩爾閾能E0=Lε0,L—阿佛加德羅常數。

（3）碰撞理論的數學表達式由碰撞理論知反應速率為：CA=LcA，CB=LcB

（分子濃度與摩爾濃度的換算）與雙分子的速率方程-dcA/dt=kAcAcB比較得：2、活化絡合物理論1、活化絡合物理論的基本概念①反應物到產物的過程中，反應物分子須經一過渡態(tài)（活化絡合物）；②形成過渡態(tài)分子需要活化能；③反應物與活化絡合物之間為動態(tài)平衡，活化絡合物的“不對稱伸縮振動”轉化為產物。A+B—C—→

[A…B…...C]≠—→A—B+C反應物過渡狀態(tài)產物k2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