化学自习室移动版

化学课上讲反应速率，有两个词总是一起出现，活化分子和过渡态。有学生问过，这两个是不是同一个东西。顺着还有第二问，如果它们有关系，那时间上是先有活化分子，还是先有过渡态。

这两个问题看着简单，其实正好卡在两个理论之间的缝上。把这道缝讲清楚，反应是怎么发生的这件事就顺了。

先说碰撞理论。

气体分子一直在运动，互相碰撞。这个碰撞的次数多得吓人。可是绝大多数碰撞什么也不会发生，撞完就散开。只有一小部分碰撞能真的变成反应，这部分叫有效碰撞。

为什么有的碰撞有效，有的无效。碰撞理论给了两个条件。

第一个是能量。分子能量有大有小，只有能量达到或超过某个临界值的那一批，撞上去才有机会反应。达到这个门槛的分子，叫活化分子。这里要停一下，活化分子并不是一种新物质的分子，它还是反应物分子，只是劲够大。

第二个是取向。光有能量还不够，撞上去的方向也得对。能量够但位置撞错了，照样白撞。

两个条件都满足，反应才真的发生。碰撞理论到这里已经能解释不少东西。温度升高反应加快，是因为活化分子的比例变大。加催化剂加快，是因为门槛被降低了。但它有一处说不下去。它告诉你哪次碰撞有效，却没有告诉你那次有效的碰撞里，分子究竟经历了什么。两个分子撞上，怎么就从反应物变成了产物，中间那个瞬间长什么样，碰撞理论给不出画面。

这个画面是过渡态理论补上的。

过渡态理论在碰撞理论之后发展起来，可以粗略理解成给那次成功的碰撞拍了一段慢镜头。拿最典型的反应来说，A和BC碰在一起，不是一撞就掉包成了AB和C。中间要经过一个状态，旧的键快断了但还没断，新的键快成了但还没成，三个原子挤在一个别扭的构型里。这个中间状态叫活化络合物，也叫过渡态。

它有很明显的特征。能量高，是整条反应路径上的最高点。寿命短，短到几乎抓不住。而且不稳定，往回退就变回反应物，往前走才变成产物。

到这里，第一个问题可以回答了。过渡态不是活化分子。

活化分子是反应物里能量够高的那一批，本质还是反应物。过渡态是反应路径上那个能量最高的构型，它既不是反应物，也不是产物。活化分子要经过一次取向合适的碰撞，才可能进入过渡态。能量上两者也对应不同的东西，活化分子说的是能量达到或超过某个值的一批分子，过渡态说的是那条能量曲线上的最高点。

不过这两个词之间有一个人为的接口。过渡态又叫活化态，意思是活化之后所处的状态。叫它活化态，本身就在提示这里有个先后。

第二个问题顺着这个接口就好答了。时间上是先有活化分子，后有过渡态。

普通分子先吸收能量，进入活化分子的行列。活化分子再完成一次取向合适的碰撞，才形成过渡态。过渡态越过去就是产物。整条线是普通分子到活化分子，到有效碰撞，到过渡态，再到产物。活化分子在前，过渡态在后。

有一点要说明，这两个概念在中学教材和大学教材里的处理并不完全一致。中学重活化分子，大学物理化学重过渡态。分开理解，比混着用清楚。

两个理论之间还有一根线牵着，就是活化能。

在碰撞理论的框架里，活化能是活化分子的平均能量减去反应物分子的平均能量。在过渡态理论的框架里，看的是过渡态的能量减去反应物的平均能量。放到中学层面，这两笔账指向同一件事，就是要翻过能垒需要付出的高度。活化能越小，够格的分子越多，反应越快。正逆反应的活化能之差，对应反应的焓变。

最后提几处常见的误会。活化分子不一定能反应，还要取向合适。过渡态和活化分子不是一回事，一个是路径上的高能构型，一个是能量够高的一批反应物。中间体和过渡态也要分开，中间体处在两个过渡态之间的低洼处，过渡态在峰顶。还有一点，这两个理论都只针对基元反应，一步就能完成的反应才适用，把总反应拿来套是不对的。

回到最初那两个问题。过渡态不是活化分子。先后顺序上，先有活化分子，再有过渡态。这两句话理顺了，反应为什么发生这件事，从门槛到路径，也就串起来了。