1. 关于活化能Ea的定义是活化分子的平均能量与反应分子的能量之差，而另一种是活化分子的最低能量与反应分子的能量之差，两种有何差别？
答：活化能的准确定义应当是：基元反应的过渡态与反应物之间的能量差。实验得到的活化能，应当叫做表观活化能，因为它不一定代表一个基元反应的过渡态能量与基态能量之差。
　
2. 在碰撞理论推导中，关于速度的矢量分解，“平行于分子的速度抵消”，我们讨论的是碰撞次数，为什么存在“抵消”，次数可以抵消吗？
答：当一个气体分子沿X轴飞行时，体系中所有气体分子在X轴正向和反向的分量相等，所以平均后可以认为其它气体分子在X轴的分量为0。

3. 为什么使用的是平均速度，而不是均方根速度？
答：我们知道，均方根速率是在讨论气体分子平均动能的时候引入的，均方根速率的平方与分子的平均动能成正比。因此均方根速率是气体体系能量的量度。当我们讨论分子的飞行速度时，我们关心的是单位时间内分子。
　
4. 普化书上说H2与Cl2的反应速率和H2与Br2的类似，是v=k[H2]*sqr([Cl2])，但是H2与Cl2的每一步反应都是快反应，请问这个公式是怎么推导的？
答：书上所给 Cl2+H2 反应的速率方程为初速率方程，即反应刚开始时的速率方程。反应刚开始时，限速步骤是第二步（这是所有氢气-卤素反应的特点），所以可以按照与（Br2+H2）相同的方法推导。
　
5. 我有一个关于阿仑尼乌斯公式的问题，根据书中所说，阿公式为一实验中总结出的公式，其应用的范围是什么？现在能否有新的理论来解释为什么其有适用范围？
答：Arrhenius公式的确是一个经验公式。它是Arrhenius从大量动力学实验数据中总结归纳而来。由于公式中有Ea，即活化能这个概念，所以该公式严格说只对于基元反应有意义。但是实际上。我们也经常把它套用在其它一般反应上。此时Ea称为表观活化能。  
关于动力学的理论，目前流行的仍然是碰撞理论和过渡态理论，前者从气体分子运动论出发，后者借用量子力学的基本原理。二者都可以解释很多化学反应的动力学机理。 
　
6. 书上在关于过渡态理论时，例举了CO与NO2的例子，说两者在相接近的时候, NO2的一个N-O键会减弱，这是什么原因呢？两分子接近的时候，两者的动能减少，但是是怎样影响其内部的化学键的呢？
答：教材上在讨论碰撞理论的时候，举了CO和NO2反应的例子。 
过渡态理论建立于量子力学原理之上。如果我们用过渡态理论讨论这个反应。那么当CO和NO2相遇时，由于C原子上有空轨道，NO2上的一个O原子的孤对电子会进入这个空轨道与CO成键，从而形成一个过渡态络合中间体O-C...O-N-O。由于中间的O原子同时与C和N成键，所以它原来的键被削弱了。用电子几率的说法是：O原子价电子出现在C...O之间的几率上升了，而在O-N之间下降了。 
　
 7. 有关催化剂，其寻找方式是什么？毕竟物质这么多。
答：说实话，我们至今仍然没有一个统一的、具有普遍意义的催化原理。但是，多年以来实验和理论工作的总结已经揭示了一些极有价值的线索。第一，催化剂应当可以与反应物形成亚稳的反应中间体，从而能降低活化能；第二，非均相催化剂应当具有稳定的活性表面，使反应分子可以吸附在表面上，催化剂的作用是使反应物的化学键“松弛”。吸附的力量不应过大，以免产物不能脱附离开；第三，“笼效应”，当把反应物限制在一个很小的活动空间时，反应物反应的几率大大提高，这可以用碰撞理论解释。另外，生物酶可以把两个反应物“定位反应”，使它们的反应效率几乎达到100%。
总结以上因素，我们知道：（1）催化剂必须与反应物有相互作用，但作用不宜过强；（2）催化剂的微观结构应当能够容纳反应物进入反应位置（空间、取向）。

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