本學期開始，高二年級增加了一本書（《物質的結構與性質》），所以講課速度飛快。
都知道 「高二化學難」，現在進度一上滿弦，更加影響學習效果啦！
所以，要掌握技巧，「苦學」 + 「巧學」。
一、高二化學的選修一《化學反應原理》
反應原理，現在學的是前兩章——反應熱、速率與平衡。怎麼個技巧呢？
技巧就是十個字：
吸熱、放熱？（反應熱）
快與慢？（反應速率）
多與少？（反應方向）
今天講的是反應速率——快與慢。
化學反應速率，與方程式的係數成正比。例如，工業合成氨氣的反應：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
三種物質的反應速率關係為：
v(N2) = v(H2)/3 = v(NH3)/2
化學反應速率，受內因和外應影響。
內因：反應物的組成、結構和性質，也是我們無法控制的因素。
外因：反應器體系內的溫度、壓強、體積、物質濃度、催化劑、物質接觸面積（狀態、顆粒）。
在內因一定的情況下，外因影響反應速率——就是化學反應的 「快與慢」。
1.1 影響速率的兩個微觀因素
科學家現在認為，粒子（分子、原子、粒子、原子團——以下都只以 「分子」 來描述）要經過碰撞，發生基元反應——就是大名鼎鼎的 「碰撞理論」。
碰撞理論的核心有兩條：
（1）活化分子百分數
粒子要達到一定的運動速率，發生碰撞時才可能產生新的物質，這種分子叫活化分子。活化分子的能量比普通分子高。
活化分子所佔的全部分子的比例是活化分子百分數。
活化分子百分數越大，反應速率越快。
使分子變成活化分子的路徑有兩條：一是升高溫度，從而加快分子運動速率；二是使用合適的催化劑，讓分子受到一定束縛不用運動那麼快，也可以發生發生。
（2）有效碰撞頻率
分子運動的時候，幾個分子難免會 「碰撞」 到一起，但是，碰撞卻不一定能發生反應。
想要發生反應，一是分子運動速率足夠快，活化分子具有這個特徵；二是碰撞的方向要正確——「迎頭相撞」 肯定是好的，這叫有效碰撞；「擦肩而過」 就不行了，即便是活化分子也不能反應。
有效碰撞：活化分子以正確的方式碰撞。
有效碰撞頻率，單位時間內發生有效碰撞頻率的次數。
（3）加快反應速率
想要加快反應速率，就從 「增加活化分子百分數」、增大 「有效碰撞頻率」 兩個方面採取措施，就是六個宏觀因素。
1.2 影響速率的六個宏觀因素
改變活化分子的百分數、改變有效碰撞頻率，可以影響化學反應速率。
反應體系的溫度、壓強、體積、濃度、催化劑、物質狀態，就是影響化學反應速率的六個宏觀因素。
二、影響化學反應速率的外因
六個宏觀因素，下面一一討論。
2.1 反應溫度
升高溫度，能夠加快分子運動速率，從而增大活化分子的百分數、增大有效碰撞頻率，從而大大加快反應速率。
對於吸熱反應，升溫加快反應速率較大；對於放熱反應，升溫也使反應速率加快，但是加快的幅度要小一些。
平均說來，溫度每升高 10-20 °C，反應速率加快 2-4 倍。
2.2 壓強
增大壓強，分子更加密集，分子之間的間隔變小，活化分子的有效碰撞頻率增大，從而加快了反應速率。
對於氣體分子數減小的反應，增大壓強，反應速率加快的程度較大；對於氣體分子數增大的反應，加壓也使反應速率加快，但是加快的幅度要小一些。
2.3 濃度
（1）反應物濃度
加大反應物濃度，能夠活化分子數增大（活化分子百分數不變），從而增大有效碰撞頻率，加快反應速率。
（2）生成物濃度
對於可逆反應，加大生成物濃度，逆反應的反應速率增大，正反應速率不變。
如果不是可逆反應，改變生成物的濃度，對反應速率的影響可以忽略。
2.4 反應器體積
體積的影響，與壓強的影響恰好相反。
增大體積，反應速率減小；減小體積，反應速率增大。
2.5 催化劑
催化劑有正催化劑（加快反應速率）、負催化劑（減慢反應速率）之分，我們高中只考正催化劑。
我們學的催化劑有兩類：
第一類：催化劑參與化學反應，最後又恢復原狀（例如過氧化氫分解的催化劑）改變了反應歷程，降低了反應活化能，從而增大了活化分子百分數，加快了反應速率；
第二類：催化劑只是提供了一個特殊的狹小空間，束縛了其中的某些反應物的運動，例如活性炭、氧化鋁等。
酶催化劑屬於第二類催化劑。
2.6 狀態和接觸面積
反應物狀態和接觸面積對反應速率影響很大。
反應速率：液態 > 氣態 > 固態；固態時：
如果都是固態，反應物顆粒越細，接觸面積越大，活化分子的有效碰撞頻率越大，反應速率越快。
結語
隨後，我們會學到可逆反應、化學平衡，屆時的反應速率會賦予更深一層次的含義，但是這六個宏觀因素的影響趨勢不變。
反應速率是高考高頻考點。
結合了 「三段式」 的反應速率，是高考必考的內容。
(衷心感謝您的光臨)
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