化学平衡与化学反应速率.ppt

2020/8/11,化学平衡与化学反应速率,第四章,2020/8/11,(1) 正确理解平衡常数的意义及书写注意事项，熟悉化学平衡有关计算； (2) 能从平衡常数表达式来理解化学平衡移动原理。 (3) 理解化学反应速率的概念； (4)理解质量作用定律及其适用范围，了解Arrhenius公式及其应用；,学习要求：,主要讲授内容：,化学反应的可逆性，化学平衡的特征，实验平衡常数与标准平衡常数，平衡常数的物理意义，应用时应注意的几个问题，化学反应等温方程式，多重平衡规则，化学平衡移动，化学平衡的有关计算。化学反应速率的定义及表达方法；反应机理，基元反应，影响化学反应速率的因素，质量作用定律，反应速率方程式，Arrhenius公式，催化剂及特征。,重点：平衡移动原理，有关化学平衡的计算;浓度、温度对反应速率影响的定量关系； 难点：化学热力学与平衡常数之间的关系及计算。,2020/8/11,4.1 化学平衡 4.2 化学平衡的移动 4.3 化学反应速率及其表示方法 4.4 浓度对反应速率的影响 4.5 温度对反应速率的影响 4.6 反应速率理论简介 4.7 催化剂对反应速率的影响,基本内容,2020/8/11,4.1 化学平衡,一、可逆反应 在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆反应方向进行的反应称为可逆反应。 1 可逆反应； CO + H2O CO2 + H2 2 不可逆反应； 2KClO3 2KCl + 3O2 3 条件下可逆反应 2H2O(g) 2H2(g) + O2(g),2020/8/11,二、化学平衡 当正、逆反应速率相等时的状态称为化学平衡。 特点： （1）正、逆反应速率相等是建立化学平衡的条件。反应物与生成物浓度不再随时间改变是建立化学平衡的标志。 （2）化学平衡是动态平衡。 （3）化学平衡是一定条件下的平衡。,2020/8/11,化学反应等温方程式,平衡时rG = 0,温度一定时，rG一定，所以K一定。,a为活度,2020/8/11,标准平衡常数,在一定温度下，反应处于平衡状态时，生成物的活度以方程式中化学计量数为乘幂的乘积，除以反应物的活度以方程式中化学计量数为乘幂的乘积等于一常数，称之为该温度下的标准平衡常数。它是无量纲纯数。,2020/8/11,溶液活度或气体的活度 标准平衡常数K 对于反应 a A + b B = g G + d D 则相对浓度或相对压力为： 气体的B ： pB/p p = 100kPa 溶液的B ： cB/c c = 1mol L-1 活度表示有关物理量的相对大小，是纯数；平衡时它们之间数值上的关系定义为标准平衡常数K,2020/8/11,标准平衡常数,1. 气相反应的K b B(g) + dD (g) eE(g) + fF(g),K：无量纲 平衡时：气态物质的分压为px 则物质X的活度为px / p p 为标准： 1105 Pa, 1102 kPa,2020/8/11,2. 溶液相反应的K b B(aq) + dD (aq) eE(aq) + fF(aq),溶液中: 物质浓度为 cB molL1 物质B的活度为 cB /c c为标准浓度： 1 molL1,标准平衡常数,2020/8/11,标准平衡常数,3. 对于复相反应，要具体物质具体对待 Zn (s) + 2H+ (aq) H2 (g) + Zn2+ (aq),固体与纯液体的标准态是其本身,在活度商表达式中可不必列入。,2020/8/11,标准平衡常数的几点说明：,平衡常数表达式需与反应方程式相对应,（a） 2SO2（g）+O2（g）=2SO3（g）,（b） SO2（g）+ 0.5 O2（g）=SO3（g）,思考：上述两个平衡常数有什么关系？,2020/8/11,纯固体与纯液态在平衡常数表达式中不出现； 例1： Cr2O72 + H2O 2CrO42 + 2H+,例2： CaCO3 (s) = CaO (s) + CO2 (g),K= p(CO2)/p,2020/8/11, 平衡常数只表现反应进行的程度，即可能性问题，而不表现到达平衡所需的时间，即现实性问题； K越大，反应越彻底，反应倾向性越大。 例：2SO2 (g) + O2 (g) = 2SO3 (g) 298K时，K =3.6 10 24,2020/8/11,标准平衡常数K与温度有关，因此要注明K的温度条件，通常一个温度下同一化学反应只有一个K。 上述平衡常数与平衡体系各组分分压或浓度的关系，严格地说只是对于气体分压不太高，溶质的浓度比较稀的情况下适用。,2020/8/11,例题： 合成氨反应在500C建立平衡 p(NH3) =3.53106Pa p(N2) = 4.13106Pa, p(H2) = 12.36106Pa 试求该反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 的热力学平衡常 数 K 。 解： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力 106Pa 4.13 12.36 3.53,2020/8/11,例：计算反应HI(g) 0.5H2(g) + 0.5I2(g)在320K时的K。若此时体系中，p(HI,g) = 40.5 kPa，p(I2,g) = p(H2,g) = 1.01 kPa，判断此时的反应方向。,解：,根据查表的数据，得到 (1) rGm (320K) = rHm (298.15K) - TrSm (298.15K),= (0.562.438 - 26.48) - 320 (0.5260.69 + 0.5130.684- 206.594)103 = 8.23 (kJmol1),2020/8/11,(3)由rGm= rGm + RTlnQ = 8.23 + 8.314 103 320 ln(2.49 102) = -1.59 (kJmol1)0 所以正反应自发进行,K =0.0457,(2),2020/8/11,例题：已知298.15K时，可逆反应： Pb2+(aq) + Sn(S) Pb(s)+ Sn2+ 的标准平衡常数K=2.2,若反应分别从下列情况开始，试判断可逆反应进行的方向。 （1） Pb2+和Sn2+的离子浓度均为0.10molL-1。 （2） Pb2+的离子浓度为0.10molL-1，Sn2+的离子浓度为1.0molL-1。 解：,Q1=1.0 K 正向自发 Q2=10.0 K 逆向自发,思考：如何通过比较Q与K的大小来判断反应的方向？,2020/8/11,例题：计算298K时，反应 H2(g) CO2(g) = H2O(g) + CO(g) 在标准状态下，反应的方向及该反应的K。,解：（1） H2(g) CO2(g) = H2O(g) + CO(g) fGm/kJ mol-1 0 -394.4 -228.6 -137.2 rGm =28.6 KJ mol-1 0, 标态下非自发, 逆向自发 （2） rG - RTlnK 28600 - 8.314 298.15lnK K = 9.698 10-6,2020/8/11,思考：可用于计算rG 的方法有哪些？ 标准态，298 K rGm fGm(生成物) - fGm(反应物) rG (T) rH - T rS， 标准态, T K rG (T) - RTlnK ， T温度下的平衡常数 任何状态,2020/8/11,计算平衡组成和转化率,例：N2O4(g)的分解反应为：N2O4(g) 2NO2(g)，该反应在298K时的K= 0.116，试求该温度下当体系的平衡总压为200kPa时N2O4(g)的平衡转化率。,2020/8/11,解：设起始N2O4(g)的物质的量为1mol，平衡转化率为。 N2O4（g） 2NO2（g） n(起始)/mol 1 0 n(变化)/mol - +2 n(平衡)/mol 1 - 2 则平衡时：n总 = (1 - ) + 2 = 1 + p(平衡)/kPa,解得 = 0.12 = 12%,2020/8/11,例题 已知反应CO(g) + H2O(g) CO2(g)+H2(g) 在1123K时,若K = 1, 用2molCO及3molH2O(g)互相混合,加热到1123K, 求平衡时CO转化为CO2的百分率。 解：设平衡时H2 (g)为x mol CO(g) + H2O(g) CO2(g) H2(g) 初始时 /mol 2 3 0 0 平衡时/mol 2-x 3-x x x,x2/(2-x)(3-x) =1 解得: x = 1.2 mol 转化率 = 1.2/2100% = 60%,2020/8/11, 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K3 ,思考：,上述1、2与K3有什么关系吗？,三、多重平衡规则,2020/8/11,若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商)。这种关系称为多重平衡规则。 若： 反应（3）反应（1）反应（2） 则： rGm3 rGm1 rGm2 rGm - RTlnK RT lnK3= RT lnK1 +(RT lnK2) lnK3= lnK1 +lnK2 K3= K1 K2,2020/8/11,例： 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K3 ,K3= K1K2,2020/8/11,例2: C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) K1 CO (g) +H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K2 C (s) + CO2(g) 2CO(g) K3 因为： K3 = K1/K2,2020/8/11,例3: (1)2N2(g)+O2(g)=2N2O(g) K1 (2)N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) K2 (3)2N2O(g)+3O2(g)=4NO2(g) K3 因为：(2)2(1)=(3) K3=(K2)2/K1,2020/8/11,思考题： (1) 2H2(g)+ O2(g) = 2H2O(g) , K1 (2) H2(g)+ 1/2O2(g) = H2O(g) , K2 (3) 2H2O(g) = 2H2(g)+ O2(g) , K3 同一温度，上述各反应平衡常数之间的关系是: A. K1 = K2 = K3; B. K1 2= K2 = 1/K3; C. K1 = K2 2= 1/K3; D. K1 =1/ K2 = K3 答案：C,2020/8/11,4.2 化学平衡的移动,平衡移动 因为条件的改变从旧的平衡状态转到新的平衡状态的过程，称为平衡移动。 Le Chatelier（勒沙特列）原理 改变平衡体系的条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。,2020/8/11,一.浓度对化学平衡的影响,增大反应物浓度（或分压），减小生成物浓度时（或分压） ， 平衡正向移动，减小反应物浓度（或分压），平衡逆向移动。 例：(1) 标准状态下,计算反应H2O(g) + CO(g) H2(g) CO2(g) 在673K时的平衡常数。 (2) 若CO和H2O的起始浓度分别为2 mol dm-3,计算CO(g)在673K时的最大转化率。 (3) 当H2O的起始浓度变为4 mol dm-3,CO的最大转化率为多少？,2020/8/11,解： (1) CO(g) H2O(g) H2(g) CO2(g) fHm /kJmol-1 -110.52 -241.82 0 -393.5 Sm /Jmol-1K-1 197.56 188.72 130.57 213.64 rHm = 41.16 kJmol-1, rSm = - 42.07 Jmol-1K-1 rGm rHm - T rSm = 41.16 -673 (-42.07)/1000 = -12.85 kJmol-1 rGm -RTlnK lnK = 12.85 1000 /8.314 673 = 2.297 K = 9.94,2020/8/11,(2) 设平衡时氢气的浓度为X mol L-1 CO(g) H2O(g) CO2(g) + H2(g) 起 2.0 2.0 0 0 平 2.0-x 2.0-x x x K x2/(2-x)2=9.94 x = 1.52 mol L-1 CO的最大转化率为(1.522) 100% = 76%,2020/8/11,(3)设平衡时氢气的浓度为X mol L-1 CO(g) H2O(g) CO2(g) + H2(g) 起 2.0 4.0 0 0 平 2.0-x 4.0-x x x K x2/(2-x)(4-x)=9.94 x = 1.84 mol L-1 CO的最大转化率为(1.842) 100% = 92% 加大成本低的原料的浓度，增加成本高原料的转化率！,2020/8/11,二. 压力对化学平衡的影响,1) 压力对固相或液相的平衡没有影响； 如： Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 2) 对反应前后计量系数不变的反应，压力对它们的平衡也没有影响； 如： H2 + Cl2 = 2HCl 3) 反应前后计量系数不同时： 增大压力，平衡向气体摩尔量减少的方向移动； 减少压力，平衡向气体摩尔量增加的方向移动。,2020/8/11,三. 温度对化学平衡的影响,rGm - RTlnK rHm - TrSm lnK - rHm /RT + rSm /R 设在温度T1和T2时，平衡常数为K1 和K2 ，H 和S在T变化不大，可认为是常数，则有： lnK1 - rHm /RT1 + rSm /R （1） lnK2 - rHm /RT2 + rSm /R （2） (2)-(1),2020/8/11,H 0时，T2 T1 ， (升温) K 2 K 1 H T1 ， (升温) K 2 K 1 温度对化学平衡的影响（定性）： 升高温度，平衡向吸热方向移动； 降低温度，平衡向放热方向移动。,2020/8/11,例题：试讨论生产中温度对水煤气及合成氨反应的影响。 C(s) + H2O (g) = CO(g) + H2(g) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3(g) 解：对反应 C(s) + H2O (g) = CO(g) + H2(g) fHm/ kJmol-1 0 241.83 110.5 0 rHm = 110.5 (241.83) = 131.31 kJmol-1 0 是吸热反应，T升高，K增大，转化率增加。 对反应 N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3(g) fHm/ kJmol-1 0 0 46.19 rHm = 46.19 2 = 92.38 kJmol-1 0 是放热反应，T升高，K减小，转化率降低。,2020/8/11,催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增大正、逆反应速率系数，但不能改变标准平衡常数，也不改变反应商。,催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成。,2020/8/11,4.3 化学反应速率及表示法,炸药爆炸、酸碱中和反应 快 塑料和橡胶的老化、煤和石油的形成 慢,反应进度随时间的变化率,一、转化速率,2020/8/11,对于定容反应，V 不随时间而变。,单位体积内的转化速率。,V：反应系统的体积,二、 平均反应速率,2020/8/11,三、化学反应速率,化学反应速率即为瞬时反应速率。,v的单位:浓度单位时间单位-1,时间间隔t 趋于无限小时的平均速率的极限值。,2020/8/11,对任意反应：,aA +bB cC + dD,或,2020/8/11,请注意,1. 凡提到反应速率时，必须指明反应的计量方程式。,2. 反应速率v 是反应时间t的函数，代表反应的瞬时速率，其值与物质的浓度单位有关。,对于稀薄气体，piciRT ，因此有： v(p) (RT) v(c),3. 对气相反应，若以各物质的分压来表示浓度，则 反应速率 v(p)与 v(c) 的单位不同,分别为：压力时间-1； 浓度时间-1。,2020/8/11,Example 1,下面是反应 2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g)在一定时 间内反应物与产物浓度的变化实验数据（300 ）,2020/8/11,平均反应速率：,2020/8/11,瞬时反应速率：,对于反应：,如何求出瞬时反应速率？,2020/8/11,作出c-t曲线，再从c-t曲 线图上于某时刻（t）处 作切线，并求出切线的 斜率( )，从而获得 瞬时反应速率（v）。,2020/8/11,t /min 0 1 2 3 4 5 c(N2O5)/(molL-1) 1.00 0.70 0.50 0.35 0.25 0.17 求反应在2分钟内的平均速率及1分钟时的瞬时速率。,2020/8/11,2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g),解：,（1）求平均反应速率,2020/8/11,N2O5分解的c-t曲线,时间t,0,t /min,浓度(N2O5),2020/8/11,（2）求1分钟时的瞬时反应速率,1min时的瞬时速率为：,在c-t线上任一点作切线，其斜率的负值就是N2O5该时刻的浓度随时间的变化率。,1基元反应,反应物分子在碰撞中一步直接转化为生成物分子的反应叫基元反应，又叫简单反应、元反应。,一、反应机理,2非基元反应,由多个基元反应组成的化学反应叫非基元反应，又叫复杂反应。,4.4 浓度对反应速率的影响,（1）2NON2O2 （快）（基元反应） （2）N2O2+H2N2O+H2O（慢）（基元反应） （3）N2O+H2N2+H2O （快）（基元反应）,2NO+2H2N2+2H2O （非基元反应）,其反应机理是,例：,（1）表示式,基元反应,反应速率与反应物浓度的关系,上式称为基元反应的速率方程式，也称质量作用定律。,二、质量作用定律,1. 基元反应的速率方程,aA +bB cC + dD,其中， cA，cB：反应物的浓度，单位：molL-1 k：速率常数，不同反应有不同的 k 值 a，b：反应对A，B的级数 n=a+b：各反应物浓度的指数之和叫反应级数,k的物理意义：cA=cB=1molL-1，k在数值上与反应速率相等；k是温度的函数，与浓度无关，其单位与反应级数有关。 n=0 零级反应 k的单位是molL-1s-1 n=1 一级反应 k的单位是s-1 n=2 二级反应 k的单位是mol-1Ls-1 n=3 三级反应 k的单位是mol-2L2s-1,（2）质量作用定律的文字表述,在恒定温度下，基元反应的反应速率与反应物浓度以方程式中化学计量数为幂的乘积成正比。,表示的是：任何瞬间的反应速率与该瞬间反应物浓度的关系，确切地讲，是微分反应速率方程式。,例：,NO2(g)+CO(g) NO(g)+CO2(g),2NO(g)+O2(g)2NO2(g),基元反应,基元反应,（1）表示式,非基元反应,反应速率与反应物浓度的关系,上式称为非基元反应的速率方程式。,2. 非基元反应的速率方程式,aA +bB cC + dD,cA，cB：反应物的浓度，单位：molL-1； k： 比例常数， 也称速率常数； ， ：称反应对物种A，B的级数； n= + ：反应级数。,其中,v c(H2),（2） 实验确定速率方程,v c2(NO),v = k c2(NO) c(H2) n = 1+2=3,2020/8/11,1、一级反应 定义：反应速率与反应浓度的一次方成正比的反应。,三、 反应物浓度与反应时间的关系,反应：,不定积分：,2020/8/11,反应：,或,或,或,2020/8/11,半衰期(t1/2)：反应物浓度c变为co/2时，所需的时间。,t1/2愈大，反应速率愈慢。,一级反应的半衰期是一个与反应物起始浓度无关的常数。,2020/8/11,例题：已知60Co衰变的t1/2=5.26a，放射性60Co所产生的 射线广泛用于癌症治疗，放射性物质的强度以ci（居里）表示。某医院购买了一台20ci的钴源，在作用10年后，还剩多少？ 解：,计算得 c =5.3ci,2020/8/11,2、二级反应,反应速率与反应物浓度的二次方成正比。 （1）A + B 产物 若A、B的初始浓度相等（2）2A 产物, 1/c与t是直线关系，斜率为k 半衰期：当c=co/2时， t1/2=1/kco,或,不定积分：,2020/8/11,3、零级反应,反应速率与反应物浓度无关。在一定温度下为一常数,积分得： co-c = kt c = co- kt ct作图得一直线，斜率为-k。 半衰期 t1/2 = co/2k,2020/8/11,简单级数反应的动力学特征小结表,零级,二级,一级,半衰期,k的计算式及单位,线性关系,动力学方程 (定积分式),动力学方程 (不定积分式),级数,lnc t,一、 vant Hoff规则,对反应物浓度(或分压)不变的一般反应，温度每上升10，反应速率提高2倍。,4.5 温度对反应速率的影响,指数形式,k：反应速率常数，由反应的性质和温度决定；,Ea：实验活化能，单位为kJmol-1，是表示反应特性的常数；,A：指数前因子，频率因子，对指定反应为一常数。,或,二、 Arrhenius 方程式,从公式中可以看出，受Ea与T 的影响是相当明显的，成指数的关系，T的微小变化将导致K的较大变化； 由实验先测定某一反应在不同温度的值，然后，由 对 作图，则直线的截距为，斜率为 ，可分别得出A与Ea。,2020/8/11,lnA,斜率Ea/R,（1） 计算反应的活化能 Ea,式(2)-式(1)得,三、 Arrhenius 方程式的应用,活化能一般在40400kJmol-1范围内。,已知T1k1，T2k2,解：,因：T1 = 298.15K，k1 = 0.469 104 s-1； T2 = 318.15K，k2 = 6.29 104 s-1,（2） 计算反应速率常数 k2,已知 Ea，T1k1，T2,解：Ea = 48.0 kJmol1，k2 = 2 k1，T1 = 298K,千万次碰撞中仅少数碰撞能反应,若每次碰撞发生反应，其速率可达3.8104molL-1s-1,但实际反应速率为610-9molL-1s-1,一 碰撞理论,温度773K，浓度为 110-3molL-1 的HI，分子碰撞次数 3.51028次L-1s-1。,（1）例：2HI(g) H2(g) + I2(g),结论,4.6 反应速率理论简介,（2） 气体分子的能量分布示意图,横坐标：分子的能量 纵坐标：能量在E到E+E区 间内的分子分数 活化分子：能量足够高的分子叫活化分子 有效碰撞：活化分子的碰撞叫有效碰撞 Em*：活化分子的平均能量 E0：活化分子的最低能量（摩尔临界能） Em ：气体分子的平均能量 Ea ：活化能，kJmol-1,E,O,定义：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。 表示：Ea=Em*-Em 实质：在一定温度下，反应的活化能越 小，活化分子所占的百分数越大， 单位时间内有效碰撞次数越多， 反应速率越快。,c. 此外，活化分子还必须处在有利的方位才能进行有效碰撞。,b. 具有足够高能量的分子间的有效碰撞，是反应发生的充分条件；,a. 反应物分子间的相互碰撞，是反应进行的必要条件；,（3）理论,分子碰撞的不同取向,有效碰撞发生反应,无效碰撞不发生反应,CO(g)+NO2(g) CO2(g)+NO(g),二、 过渡状态理论,（1）例,反应物 活化配合物 产 物 始 态 过渡态 终 态,（2） 反应过程势能变化示意图,横坐标：反应历程 纵坐标：能量 E1：反应物分子的平均能量 E*：活化配合物的平均能量 E2：生成物分子的平均能量 Ea（正）：正反应的活化能 Ea（逆）：逆反应的活化能,E1,E*(过渡状态),E2,O,Ea的定义：活化配合物的平均能量与反应物分子平均能量之差。 表示： 实质：一定温度下反应的活化能越大，能峰越高，能越过能峰的反应物分子比例越少，反应速率越慢。,（3）理论,过渡状态理论认为：,过渡状态是一个不稳定的状态，既可分解为原来的反应物，又可分解为产物。,所谓过渡态，即运动着的两种或多种反应物分子逐渐接近并落入对方的影响范围之内而形成的处于反应物与产物之间的一种结合状态；,化学反应要经过一个由反应物分子以一定构型存在的过渡态；,d. 活化能与反应热的关系,E1,E2,E1,E2,Ea(正) = E* - E1，Ea(逆) = E* -E2 E = E2-E1= E* -Ea (逆) - E* -Ea (正)= Ea (正) - Ea (逆) = U,因为：rHm=U+pV U=H-pVV很小，可忽略 E=UrHm,2020/8/11,4.7 催化剂对反应速率的影响,一、催化剂及催化作用 1. 催化剂：凡能改变反应速率而它本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质。 催化作用：催化剂能改变反应速率的作用。 负催化剂：能使反应速率减慢的物质。（抑制剂） 自身催化作用：反应中不需要另外加入催化剂，产物能自身发生催化的作用。,2020/8/11,2. 催化剂的特点 (1) 催化作用是化学作用，改变了反应途径。 (2) 催化剂同时改变正、逆反应的速率 (3) 催化剂不能改变反应的平衡常数和平衡状态。 (4) 催化剂不能改变反应的反应方向。 (5) 催化剂具有特殊的选择性。,2020/8/11,二、催化作用理论,对于反应： A + BAB E 使用催化剂C： （1）A + C AC E1 （2）AC + B AB + C E2,催化作用的实质：改变反应途径，同时降低正向与逆向反应的活化能。正逆反应同时得到加速。,2020/8/11,设无催化剂时的活化能为Ea1、反应速率常数为k1； 加入催化剂时的活化能为Ea2、反应速率常数为k2,催化剂使Ea2降低的越多，速率k2/k1 的值越大。,不采用催化剂 Ea1254kJ.mol-1 采用铁催化剂 Ea2146kJ.mol-1 两种情况下反应速率之比为：,催化剂改变反应途径示意图,2020/8/11,三、生物催化剂-酶,酶催化的特点： 1、高度的特异性； 2、高度的催化活性； 3、一定范围的温度与酸度条件。 酶催化的机制：锁钥模型 E + S ES E + P E：酶 S：底物 P：产物,