动力学 化学反应速率
化学反应速率与化学动力学
化学反应速率与化学动力学在化学领域中，反应速率和动力学是重要的概念，它们描述了化学反应的快慢和驱动力。
本文将探讨化学反应速率与化学动力学的基本原理、影响因素以及实际应用。
化学反应速率指代在单位时间内发生的化学反应的变化量。
反应速率可以通过反应物消耗的量、产物生成的量或其他反应性质的变化量来衡量。
具体地，我们可以使用化学反应速率（r）的公式表示如下：r = ΔC/Δt其中，ΔC代表反应物或产物的浓度变化量，Δt代表时间变化量。
这个公式表明，反应速率与时间和浓度变化之间存在密切的关系。
然而，并非所有反应的速率都是相同的。
事实上，反应速率受许多因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂和反应物的状态。
反应物浓度是影响反应速率的主要因素之一。
根据化学动力学理论，浓度越高，反应速率越快。
这是因为浓度增加会导致分子之间的碰撞更加频繁，从而增加反应的发生几率。
除了浓度，温度也是影响反应速率的重要因素。
根据分子动理论，温度升高会增加反应物分子的平均动能，从而使它们更有可能克服活化能的要求，促进反应发生。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率与温度之间存在指数关系，温度每升高10摄氏度，反应速率大约会增加2-3倍。
催化剂是另一个影响反应速率的因素。
催化剂可以降低反应的活化能，从而加速反应，但自身并不被反应物消耗。
催化剂通过提供一个不同的反应路径，降低反应的能垒，使反应更容易发生。
此外，反应物的状态也会影响反应速率。
通常情况下，溶液中的反应速率较快，而固体和气体反应速率较慢。
这是因为溶液中的分子间距较小，相互之间的碰撞更加频繁。
化学动力学是研究反应速率随时间的变化的科学。
它是研究反应动力学的分支学科，可以利用实验结果建立数学模型来描述反应速率的变化。
常用的动力学模型包括零级、一级和二级反应模型。
零级反应模型是指反应速率与反应物浓度无关的反应。
在这种反应中，反应物以恒定的速率转化为产物。
一级反应模型是指反应速率与反应物的浓度成正比的反应。
化学反应中的反应速率与反应动力学分析
化学反应中的反应速率与反应动力学分析化学反应是物质发生变化的过程，它涉及到反应物的转化为产物的速率。
了解反应速率及其控制因素对于研究和应用化学反应具有重要意义。
本文将探讨化学反应中的反应速率与反应动力学，并分析其相关因素。
一、反应速率的定义与计算反应速率指的是单位时间内反应物的消耗或产物的生成量。
反应速率可以通过下述公式计算：反应速率 = 变化量 / 时间其中，变化量可指反应物的消耗量或产物的生成量，时间可取反应的时间间隔。
二、反应速率与浓度的关系反应速率与反应物的浓度成正比。
一般来说，浓度越高，反应速率越快。
这是因为高浓度说明反应物分子更为密集，相互碰撞的机会更多，有利于反应发生。
反应速率与浓度的关系可以由速率方程来表示。
三、反应速率与温度的关系反应速率与温度呈正相关。
随着温度的升高，反应速率也随之增加。
这是因为温度的升高会导致反应物分子的平均动能增加，分子之间的碰撞更加频繁且具有更高的能量，从而增加了反应发生的几率。
四、反应动力学分析反应动力学研究反应速率与反应机理之间的关系。
它通过实验数据分析，推导反应速率方程和反应机理，以揭示反应所涉及的物质变化和反应过程。
常用的反应动力学实验方法包括测量反应速率与反应物浓度的关系、测量反应速率与温度的关系以及测量反应速率与催化剂浓度的关系等。
实验数据的处理和分析可以应用不同的数学模型和统计方法，如动力学方程、Arrhenius方程等。
五、影响反应速率的因素除了浓度和温度外，其他因素也会影响反应速率。
例如，催化剂的存在可以降低反应的活化能，加快反应速率。
反应物的物理状态（如固体、液体或气体）以及反应环境的压力和溶液的pH值等因素也会对反应速率产生影响。
六、应用对于化学工业和环境保护等实际应用领域来说，了解反应速率与反应动力学十分重要。
通过研究反应速率和反应机理，我们能够优化反应条件，提高反应效率，减少资源消耗和废物产生。
此外，反应速率的研究还有助于理解和控制化学反应中的危险性和副反应的发生。
化学反应中的反应速率与动力学分析
化学反应中的反应速率与动力学分析化学反应是物质变化的过程，而反应速率是描述化学反应发生速度的重要指标。
了解和分析反应速率及其动力学特征对于理解和控制化学反应具有重要意义。
本文将介绍化学反应的反应速率与动力学分析，并探讨其在实际应用中的意义。
一、反应速率的定义和计算反应速率指的是在单位时间内反应物在反应中消失的物质量或产物在单位时间内形成的物质量。
一般情况下，反应速率可以通过反应物浓度的变化来计算。
以化学方程式aA + bB → cC + dD为例，反应速率可以表示为：v = -Δ[A]/aΔt = -Δ[B]/bΔt = Δ[C]/cΔt = Δ[D]/dΔt其中，Δ[A]、Δ[B]、Δ[C]、Δ[D]分别表示反应物A、B和产物C、D在Δt时间内的浓度变化量。
二、反应速率与反应物浓度的关系反应速率与反应物浓度之间存在着直接关系，通常可以用速率方程来描述。
速率方程一般形式为：v = k[A]^m[B]^n其中，k为速率常数，m和n分别为反应物A和B的反应级数，可以通过实验数据确定。
反应级数可以为整数、分数或零，分别对应于零级反应、一级反应和二级反应。
三、影响反应速率的因素1. 反应物浓度：反应物浓度的增加会提高反应速率，因为增加了反应物分子间的碰撞频率，增加了反应发生的机会。
2. 温度：温度的升高会加快反应速率，因为温度升高可以增加反应物分子的平均动能，促进碰撞并克服活化能阻碍。
3. 催化剂：加入催化剂可以降低反应的活化能，提高反应速率，催化剂本身在反应中不参与，且可重复使用。
4. 反应物物理状态：溶液中的反应速率通常比固体相反应快，因为溶液中分子间的碰撞频率更高。
四、反应动力学的研究方法研究反应动力学的常用方法包括以下几种：1. 初速法：通过调整反应物浓度，测量反应开始时的速率，从而确定反应级数和速率常数。
2. 变温法：在不同温度下进行反应，通过测量不同温度下的反应速率，得出速率常数与温度的关系，从而计算活化能和反应级数。
化学反应的动力学与反应速率的计算
化学反应的动力学与反应速率的计算化学反应的动力学研究反应速率与反应物浓度、温度、催化剂等因素之间的关系，反应速率的计算是分析反应过程中最基本的计算方法之一。
本文将从动力学理论入手，探讨化学反应速率的计算方法及其在实际应用中的重要性。
一、动力学理论动力学理论研究的是化学反应过程中反应物的消耗速度及产物的生成速率。
反应速率是指单位时间内反应物消耗量或产物生成量与时间的比值，通常用摩尔浓度表示。
在动力学研究中，常用的反应速率公式为“速率方程”，一般采用下述形式表示：v = k[A]^m[B]^n其中，v为反应速率，k为速率常数，[A]和[B]分别表示反应物A和B的摩尔浓度，m和n分别为反应物A和B的反应级数。
对于一级反应，其速率方程可简化为v = k[A]。
二、反应速率的计算方法1. 初始速率法初始速率法是基于实验数据求解速率常数的一种方法。
该方法要求在一定时间范围内，忽略反应物浓度的变化，通过实验测得反应开始时的浓度与对应的反应速率。
然后根据速率方程中的反应物浓度和速率常数，应用数学方法求解k的值。
2. 差值法差值法是通过在不同时间点测量反应物浓度的变化，根据速率方程中不同时间点的反应物浓度值，用数值方法求解速率常数k。
3. 图形法图形法是通过绘制反应物浓度与时间的曲线，根据曲线的斜率或方程求解速率常数。
常见的图形法有半衰期法、线性关系法、综合法等。
三、反应速率的实际应用反应速率在化学工业生产及实验研究中具有重要的应用价值。
通过测定反应速率，可以了解反应的快慢、控制反应过程的条件，优化反应条件以提高生产效率。
1. 催化剂的设计与应用催化剂是一种能够促进反应速率的物质，催化剂的设计和应用是化学工程师研究的重点之一。
通过调整催化剂的结构和成分，可以提高反应速率，降低反应温度，减少能量消耗，提高化工产品的产率。
2. 制药工业在制药工业中，反应速率的计算对于合成药物、研究药效和药物稳定性等方面起着关键作用。
化学化学反应速率与反应动力学
化学化学反应速率与反应动力学化学反应速率与反应动力学引言：化学反应速率与反应动力学是化学领域中的重要概念，研究化学反应速率和反应过程中的能量变化是理解化学反应的关键。
本文将介绍化学反应速率的定义与计算方法，以及反应动力学的基本原理和实验方法。
一、化学反应速率的定义与计算方法1.1 反应速率的定义化学反应速率是指单位时间内反应物浓度的变化量。
在化学反应中，反应物浓度的变化可以用反应物浓度的增加或减少来描述。
1.2 反应速率的计算反应速率可以通过实验测量得到。
常用的计算方法有以下几种：- 平均反应速率：通过记录在一段时间内反应物浓度的变化量，再除以时间得到平均反应速率。
- 初始反应速率：反应刚开始时的瞬时反应速率，可通过绘制反应物浓度与时间的曲线并求曲线切线的斜率得到。
- 反应速率方程：某些反应速率与各个反应物浓度之间存在定量关系，可以通过实验确定。
二、反应动力学的基本原理2.1 反应速率与反应物浓度之间的关系反应速率与反应物浓度之间存在关系，可以表示为反应速率方程。
常见的反应速率方程包括零级反应、一级反应和二级反应。
这些方程可以用来描述反应速率与反应物浓度之间的定量关系。
2.2 反应速率常数反应速率常数是描述反应速率与反应物浓度之间关系的常数。
它与反应物浓度有关，可以通过实验测量得到。
2.3 温度对反应速率的影响反应速率与温度之间存在正相关关系。
根据阿伦尼乌斯方程，反应速率常数随着温度的增加而增加。
这是因为温度的提高可以提高反应分子的能量，增加反应发生的机会。
三、反应动力学的实验方法3.1 瞬态法瞬态法是一种通过观察反应物浓度随时间变化的实验方法。
它可以用来确定反应速率的变化趋势，从而推导出反应动力学方程。
3.2 持续流动法持续流动法利用流动反应体系进行实验，可以控制反应物的浓度和温度，从而研究反应速率与反应条件之间的关系。
3.3 体积法体积法是一种通过观察反应体积随时间变化的实验方法。
它适用于气体反应，可以通过测量气体的体积变化来确定反应速率。
化学动力学中的反应速率定律
化学动力学中的反应速率定律化学反应是化学领域的重要研究方向之一，在化学反应研究中，反应速率是一个重要的指标。
反应速率定律是描述化学反应速率与反应物浓度之间的关系的定律，是研究化学反应动力学的基础理论。
一、反应速率反应速率是指在化学反应中单位时间内反应物消耗量或产物生成量的变化率。
通常用符号v表示，单位为mol/L·s。
反应速率可以通过化学反应前后浓度、温度、催化剂等因素来改变。
二、反应速率定律反应速率定律是描述化学反应速率与反应物浓度之间的关系的定律。
其中，对于简单的化学反应，反应速率与反应物浓度之间的关系通常表示为：v = k[A]^m[B]^n其中，k称为速率常数，m和n分别表示反应物A和B的反应级数，反应级数是描述反应物对反应速率的影响程度的指标。
通常情况下，反应级数会与反应物的摩尔数相对应。
在上式中，速率常数k是一个实验数据，它与反应物浓度有关，与反应物物质本身无关。
在一定温度和催化剂的影响下，速率常数具有特定的数值。
三、速率常数速率常数表示反应速率和反应物浓度间关系的强度，它不仅与反应物物质有关，还与反应温度和催化剂有关。
据此，可以用图像表达式给出速率常数与反应温度的关系：k = A·exp(-Ea/RT)其中，A称为指数因子，exp为以自然常数e为底的指数函数，Ea是反应的活化能，R是气体常量，T是绝对温度。
由此可见，反应温度越高，反应速率越快，速率常数越大。
四、反应反应机理如果反应发生在多步骤过程中，速率定律就无法完全描述反应速率。
为此，需要用反应机理描述反应过程，即将复杂的反应分解为简单的小反应，并确定每个小反应的速率常数和活化能，从而计算出大反应的总速率常数。
反应机理通常通过动力学、热力学、光谱学和单分子反应等手段来研究。
五、总结反应速率定律是化学反应研究的基础，通过速率常数的计算，可以预测反应速率和反应物浓度的关系，而反应机理则帮助我们理解反应过程的细节。
化学反应的动力学与反应速率方程
化学反应的动力学与反应速率方程化学反应的动力学研究了反应速率随着反应物浓度变化的规律，反应速率方程则描述了反应速率与反应物浓度之间的数学关系。
本文将探讨动力学如何揭示反应速率以及反应速率方程的推导与应用。
一、化学反应的动力学动力学研究了化学反应速率随时间的变化规律，以揭示反应进行的快慢。
反应速率是指单位时间内反应物浓度变化的量。
动力学研究的重点是探究反应速率与反应物浓度之间的关系，即反应速率方程。
在动力学研究中，反应速率通常用反应物浓度的变化率表示。
例如，对于一般的反应A + B → C，反应速率可以表示为：速率 = -Δ[A]/Δt = -Δ[B]/Δt = Δ[C]/Δt其中Δ[A]/Δt表示单位时间内反应物A浓度的变化量。
二、反应速率方程的推导与应用1. 反应速率方程的推导反应速率方程的推导过程通常需要对反应进行一系列实验。
以一阶反应为例，在实验中发现，当浓度为[A]时，反应速率与[A]成正比，即速率 = k[A]，其中k为反应速率常数。
推导过程可以通过积分计算，最终得到指数形式的反应速率方程：ln[A] = -kt + ln[A]₀，其中[A]₀表示反应开始时的浓度。
2. 反应速率方程的应用反应速率方程可以帮助研究者预测反应速率随着反应物浓度的变化情况。
通过实验测定不同浓度下的反应速率，可以确定速率常数k的数值。
进一步利用反应速率方程，可以通过改变反应物浓度来控制反应速率，实现对反应的控制。
三、反应速率方程的影响因素反应速率方程的形式与各个反应物的浓度指数有关。
这些指数可以通过实验测定得到，从而探究不同因素对反应速率的影响。
1. 温度在化学反应中，温度是决定反应速率的重要因素之一。
随着温度升高，反应物分子之间的碰撞频率增加，进而提高反应速率。
以活化能为考虑，温度越高，反应速率常数k越大，反应速率越快。
2. 浓度反应物浓度对反应速率也有显著影响。
浓度越高，反应物分子之间的碰撞频率增加，有利于反应的进行。
化学反应动力学解释反应速率
化学反应动力学解释反应速率当我们将两种或多种物质混合在一起时，可以观察到它们发生化学反应。
但是，它们在多长时间内发生反应，反应速率是多少呢？化学反应动力学研究的就是这个问题。
因为反应速率是一个反应的重要参数，了解它能够帮助我们更好地理解和控制化学反应的过程。
反应速率是指反应物消失或生成产物的速度，通常表示为单位时间内反应物浓度的变化量或单位时间内产物浓度的变化量。
例如，当氢气（H2）和氧气（O2）反应生成水（H2O）时，反应速率可以用以下公式表示：2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)反应速率 = -1/2Δ[H2]/Δt = -1/2Δ[O2]/Δt = Δ[H2O]/Δt其中，Δ[H2]、Δ[O2]和Δ[H2O]分别表示反应物和产物的浓度变化量，Δt表示时间变化量。
反应速率取决于反应物之间的相互作用和环境条件，如温度、压力、溶液中的离子强度、催化剂等。
如果我们提高温度或添加催化剂，反应速率通常会增加。
反之，如果温度降低或添加抑制剂，则反应速率会降低。
了解反应速率的主要目的是理解反应机理，即反应的中间步骤。
一个化学反应通常涉及不同的步骤，每个步骤都有其自身的速率和速率限制因素。
例如，在氢气和氧气反应生成水的过程中，氧原子和氢原子的活化和结合是一个至关重要的步骤。
这个步骤的速率取决于碰撞概率和原子间的活化能。
通过了解反应速率，我们可以确定反应的主要步骤，并设计优化反应条件的措施来提高反应速率。
反应速率是化学反应动力学的一个重要参数，它不仅帮助我们理解反应机理，还有助于优化反应条件。
因此，化学反应动力学的研究对于任何科研领域都具有重要意义。
通过深入了解反应速率和反应机理，我们可以更好地理解化学反应的本质，并为化学反应领域的未来发展指明方向。
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第六章 化学动力学§6-1化学动力学的任务和目的一、研究化学反应时所涉及的两个基本问题 1、反应的方向和限度——化学热力学至于反应的速度，过程的机理，从热力学无法得知。
例如: (1)()()P l O H Pg O Pg H ,,21,(222−→−+1298,2.237-⋅-=∆mol KJ G m r从的数值看，反应的趋势很大，但在常温常压下让此反应发生，几乎看不到水的生成，只有温度上升到1073Ｋ时，反应才以爆炸的形式进行。
但反应： (2) O H NaCl NaOH HCl 2+−→−+129891.79-⋅-=∆mol KJ G反应速度确非常之快，瞬时便可完成。
热力学只解决可能性问题。
而对于实际问题的解决，只靠热力学是远远不够的。
例如对＜＜ 热力学则无法回答。
2、化学反应的速率——化学动力学亦就是把热力学预言的可能性变为现实。
所以化学动力学亦占有相当重要的地位。
实际上，在研究如何实现并控制化学反应方面，化学热力学及化学动力学是相辅相成的，不可缺少的两个基础理论学科。
对一个未知的化学反应，经热力学计算认为是可能的，但具体进行时反应速率很小，工业生产无法实现，则可通过动力学研究，降低其反应阻力，加快反应速度，缩短达到或接近平衡的时间。
若热力学研究是不可能的反应，则没有必要浪费人力物力去研究如何加快反应速度的问题。
因为没有推动力的过程，阻力再小也是不可能的。
二、 化学动力学的任务和目的 1、化学动力学的任务：研究浓度、温度、催化剂、光声介质对反应速度 (率) 的影响及探讨反应机理(亦称历程，即反应所经过的步骤)。
2. 化学动力学的目的：控制化学反应的速率按人们所希望的速率进行。
例如：一些化学反应，我们希望它的速率越快越好，象化工产品的生产；但也有一些化学反应，我们则希望它的速度越慢越好，象钢铁生锈、木材腐烂、食物变质、塑料老化、某些反应中的副反应等。
从历史上说，化学动力学的发展较热力学为迟，没有热力学那样较完整的系统。
目前化学热力学的理论能较精确的告诉人们反应的趋势和限度，而化学动力学的理论却只能粗略地告诉人们反应的速度率 ，还缺乏指导实践的较为系统的理论。
这种现状促使对这一领域的研究十分活跃，特别是近使几年来，物质结构理论的发展，新技术的应用，如激光技术和电子计算机的应用，大大地推动了对动力学的研究。
§6-2 反应速率的表示方法从物理学的概念来看，“速度”是未知量，有方向性，而速率 是标量，所以通常用速率表示化学反应的进展程度。
反应速率：用单位时间内，反应物浓度的降低或生成物浓度的增加来表示。
例如， αR → βP时间t 1 [R]1 [P]1 时间t 2 [R]2 [P]2 则平均速率为 ;t t ]R []R [r 1212R ---=-; 1212P t t ]P []P [r --=- 注：速率恒取正值。
瞬时速率： []dt dC dt R d R-=-=; []dtdC dt P d P == 如βα≠， 则 P R r r ≠。
所以表示化学反应速率时，一定要注明表示速率的组分是什么。
βα:][:][=-dtP d dt R d hH gG fF eE +−→−+对h g f e dtH d dt G d dt F d dt E d :::][:][:][:][=--例如，对反应HI I H 222−→−+ dtHI d dtI d dtH d ][21][:][22=-- 另一个定义：dtB d v r B ][1=(6-1)其中，B ：反应式中Ｂ物质的系数，反应物取负值，生成物取正值。
注：对气相反应，可以以分压代替浓度（即以Ｐ代替Ｃ）。
速率的单位：浓度·时间－１13--⋅⋅s m mol 或()11113..m in -----⋅⋅y d h dm mol 对气相反应，也可用Ｐa ／s§6-3 化学反应的速率方程式和反应级数一、几个基本概念1、反应机理、基本反应步骤、简单反应和复杂反应（１）反应机理（反应历程）：反应物分子变为产物所经历的真实途径。
例如：丁二烯与丁烯合成已烯的反应，反应方程式可写成：①2222222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10 ② −→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10③2121212222−→−=+=-=CH CH CH CH CH CH C 6H 10从热力学意义上说，以上三种写法都正确。
但从动力学意义上讲，只有②式才代表了该合成反应的机理，①式不真正代表该合成反应的机理，③式无动力学意义。
（2）基元反应（基元步骤）一个化学反应可以是一步直接完成的，也可能是经过一系列步骤完成的，反应过程中的每一步骤都反映了反应物分子之间一次直接作用的结果，把反应过程中的每一中间步骤，称为一个基元步骤（或基元反应）。
定义：由反应物微粒（分子、离子、原子或自由基等）一步直接实现的变化。
（自由基：具有一未配对电子的自由原子）例如：氢气和氯气的反应：HCl Cl H 222−→−+，其机理为： MCl M Cl Cl HCl Cl H H HCl H Cl M Cl M Cl +−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅+⋅−→−+222222 （：器壁或杂质）每一步反应都称作一个基元反应。
（3） 简单反应：由一个基元反应组成的反应。
例如：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+--−→−=+=-=2222CH CH CH CH CH CH C 6H 10（4）复杂反应：由两个或两个以上的基元反应组成的反应。
例如：HCl Cl H 222−→−+ 2、 反应分子数：每一基元反应中所需反应物微粒的数目。
例如： H 2C －C H 2∣ ∣ → 2C 2 H 4 单分子反应H 2C －C H 2I I 22−→− 单分子反应⋅+−→−+⋅Cl HCl Cl H 2 双分子反应HI I H 222−→−⋅+ 三分子反应至于四及四分子以上的反应，至今还没有发现。
从理论上分析，四分子反应几乎也是不可能的。
二、速率方程式（或公式）、速率常数和反应极数 1、速率方程式和速率常数（1）速率方程式：反应速率和浓度间的函数关系式；也可以说成表 示反应速率与物质浓度之间关系的方程式。
可表示为：()c f r =例如：乙酸乙酯的皂化反应：OH H C COO CH OH H COOC CH 523523+−→−+--实验确定：-=OH C kC r 乙酸乙酯。
上式称为该反应的速率方程式，也称为动力学方程。
注：速率方程式只能通过实验确定，不能由化学计量方程式预言。
（2）速率常数（k ）：浓度为１时的反应速率，又称比速率。
关于速率常数的几点说明：① 其值大小与反应物浓度的大小无关，而取决于温度、反应物的本性和 溶剂的影响等。
②k 是一个有单位的量，与浓度和时间的单位有关。
如：b BaA C kC r = ， bB a AC C r k ==()()111---+-⋅=⋅时间浓度浓度时间浓度ba ba 其值与浓度和时间的单位有关。
③ k 的数值与反应速率的表达形式有关。
如：反应gG hH bB aA +−→−+的速度公式为： dtdC A -=bB a A AC C k dt dC B -=b B a A B C C k两式相比得：b a dtdC dt dC k k B A B A:==∴1::::b a k k k B A =2、反应级数例如：ΛΛ++−→−++gG hH bB aA 若实验测定：ΛβαB A C kC r =式中的指数称为该反应对Ａ的级数为；的指数称为该反应对Ｂ的级数为。
令Λ++=βαn ，则n 称作该反应的总级数。
反应级数：速度方程式中个物质浓度项的指数之和。
例如： ⋅−→−I I 22 2I kC r = 一级反应 HI I H 222−→−+ 22I H C kC r = 二级反应 2222NO O NO −→−+ 22O NO C kC r = 三级反应三级以上的反应至今还没有发现。
反应级数的值可以是零，简单正、负整数和分数。
例如,乙醛的分解反应：CH 3CHOCH 4+CO233CHO CH kC r = 为级反应。
NH 3在钨丝上的分解反应：2NH 3N 2 +3H 2k P k r NH ='=03，为0级反应。
NH 3在铁催化剂上的分解反应：2NH 3 N 2 +3H 22323H NH PP kr =，为－级反应。
几点说明： 1、反应级数是由实验结果而确定的，决不能从计量方程式而简单推得；2.当反应级数是简单的正整数时，称之为简单反应级数；3.并不是所有的反应都具有确切的级数。
如反应：HBr Br H 222−→−+实验确定：222'211Br HBr BrH C C k C kC r +=可见，级数的概念对此反应不能适用。
三、 简单反应（或基元反应）的质量作用定律从经验中总结出的一条规律，其内容为：简单反应（或基元反应）的反 应速率，与反应物的浓度以反应式中的计量系数为指数的幂的乘积成正比。
例如若C A −→−2为简单反应，则2A kC r =若hH gG bB aA +−→−+为简单反应，则bB a AC kC r = 几点说明：①对复杂反应，质量作用定律不能直接应用。
例如反应 H 2+Br 2→2HBr 22Br H C kC r ≠ 该反应由五个基元反应组成：()()()()()22254321'21222221543221Br HBr Br H HBrk kk kkC C k C kC dt dC Br Br Br Br H HBr H Br HBr Br H H HBr H Br Br Br +=−→−⋅+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅+−→−+⋅⋅−→−质量作用定律对复杂反应的每一步基元反应可直接使用:()()()()()25544332211222⋅⋅⋅⋅=====Br H HBr H Br H Br Br Ck r C C k r C C k r C C k r C k r②当发现某反应的速率公式按质量作用定律导出与实验测出者一致时，该反应可能是而并非必然是简单反应。
例如：H 2+I 2→2HI速率公式为：22I H HIC kC dtdC = 但其并不是简单反应（该反应曾长期被认为是简单反应， 但一步完成，对称禁阻）。
其反应机理为： (1) I 22I （快）(2) H 2+2I →2HI （慢）③性质相近者的反应机理并非相同（即速率公式并非相同）。
例如：HCl Cl H 222−→−+ 2221H Cl HCl C kC dt dC = HBr Br H 222−→−+ ()222'1Br HBr Br H HBr C C k C kC dt dC +=HI I H 222−→−+ 22I H HI C kC dt dC =四、反应级数与反应分子数的区别反应分子数——微观概念 反应级数——宏观概念 概念所 属范围 定义 不同反应中的允许值对指定反应是否有固定值 是否肯 定存在 反应 级数 宏 简单 观 反应 化学 复杂 反应 反应 速率方程式中浓度的方次 ０、 简单正 负整数和分数依条件的 不同而变速率方程式无ΛβαB A C kC r =形式的级数无意义反应分子数 微 基元 观 反应 化学 简单 反应 反应参加反应的反应物微粒数目只能是 一、二、三为固定值肯定存在在某些情况下，二者可能一致。