在高中阶段研究外界条件对化学反应速率的影响时，教材中出现了基元反应、活化能、反应速率常数等概念。那我们在日常的教学中，如何把握教学的深广度呢？

一、基元反应

原高中教材在讨论反应速率存在一些问题：

⑴学生不了解化学反应是如何进行的，比如 H₂＋Cl₂=HCl，只知道氢分子与氯分子反应生成了氯化氢，不知道反应方程式只表明反应物变成了什么样的产物和它们间物质的量的关系。

⑵由于没有基元反应的观点，对质量作用定律、对活化能概念的解释以及碰撞理论的应用也不是正确的。

事实上，绝大多数的化学反应经历了复杂的反应历程，不是一步完成的。正是因为化学反应大多数都是分几步完成，所以它们的反应速率会千差万别，即反应存在历程。

在我们常见的一些看似很简单的反应，一般也要经历若干个反应，以HCl合成为例。

总反应：H₂＋Cl₂=HCl

反应历程：Cl₂→2Cl ；Cl＋H₂→HCl＋H；H＋Cl₂→HCl＋Cl ；Cl＋Cl→Cl₂

总之，有了基元反应才能正确讨论和化学反应速率有关的概念和定律。只有基元反应才能直接应用质量作用定律。只有基元反应才有活化能确定的物理意义。只有基元反应才能应用碰撞理论。只有有了基元反应才能认识催化剂的作用原理。

二、反应速率常数

在高中教材中介绍了一个化学反应，它的速率大小是和反应物的浓度成正比，和反应速率常数成正比，那反应速率常数是一什么样的物理量呢？在鲁科版化学反应原理教材的60页介绍了阿伦尼乌斯公式K=Ae^－Ea/RT。从该公式中我们发现，化学反应速率常数是与活化能、温度有关的。

(一)温度对速率的影响的研究过程

从讨论温度对反应速率的影响开始到阿伦尼乌斯公式大致经历几个阶段：

(1)1884年，范托夫指出温度每升高10K，反应加速 2－4倍。这是最早的定量关系，当时研究的主要是溶液反应，温度不能上升很多，这个关系主要适用于溶液的反应。同样范托夫提出了另一个定量关系 K=Ae^－B/T，该式已经具备了阿伦尼乌斯公式的雏形，但他由于未对A和B做出合理的解释，所以没有引起人们的重视。

(2)在研究温度对反应速率的影响时，1889年，阿伦尼乌斯通过大量实验与理论的论证揭开了反应速率常数对温度的依赖关系。

阿伦尼乌斯公式（Arrhenius equation ）是由瑞典的阿伦尼乌斯所创立的化学反应速率常数随温度变化关系的经验公式。

公式写作 k=Ae^-Ea/RT（指数式）。k为速率常数，R为摩尔气体常量，T为热力学温度，Ea为表观活化能，A为指前因子（也称频率因子）。

(二)活化能对反应速率的影响的研究

在讨论化学反应速率时，从阿伦尼乌斯公式中我们知道活化能是一个非常重要的概念。《高中化学课程标准》的要求是“知道活化能的涵义及其对化学反应速率的影响”那我们在教学过程中如何把握呢？

从课本中提出基元反应的概念后，学生再接受活化能这个概念就容易的多。在教学工作中如何讲授活化能呢？

(1)总反应的活化能

实验研究表明总反应活化能只是基元反应活化能的综合结果，如Ea/KJ.mol^－1

总反应：H₂＋Cl₂=HCl 147

反应历程： Cl₂→2Cl 243

Cl＋H₂→HCl＋H 25.1

H＋Cl₂→HCl＋Cl 8.4

Cl＋Cl→Cl₂ 0

从这些数据中可以得出，只有使Cl₂吸收 243 KJ.mol^－1能量后生成 Cl，反应才能开始进行下去，而总反应的活化能是各基元反应的某种数学关系综合的结果。

(2)基元反应的活化能

基元反应的活化能是指活化分子与反应物能量的差值。
所以不同的化学反应，不同的基元反应，有不同的差值。即可以解释不同的反应，相同温度下有不同的活化能。

综上所述，了解了基元反应、反应速率常数、活化能的概念，是研究对于外界条件对化学反应速率的影响的基本条件。但是，我们建议，在中学阶段应当介绍常见化学反应的多步性、复杂性和基元反应的概念；介绍分子碰撞才可能导致化学反应，启发学生懂得，为什么用统计平均的观点才能准确理解化学反应的活化能及实验规律。没有必要超前介绍大学化学系高年级学生才学习的碰撞理论、过渡态理论等等速率理论如果硬性“填鸭”，不仅增加学生的学习负担，而且会制造不必要的麻烦。