1. 關於活化能ea的定義是活化分子的平均能量與反應分子的能量之差，而另一種是活化分子的最低能量與反應分子的能量之差，兩種有何差別？
答：活化能的準確定義應當是：基元反應的過渡態與反應物之間的能量差。實驗得到的活化能，應當叫做表觀活化能，因為它不一定代表一個基元反應的過渡態能量與基態能量之差。
2. 在碰撞理論推導中，關於速度的矢量分解，“平行於分子的速度抵消”，我們討論的是碰撞次數，為什麼存在“抵消”，次數可以抵消嗎？
答：當一個氣體分子沿x軸飛行時，體系中所有氣體分子在x軸正向和反向的分量相等，所以平均後可以認為其它氣體分子在x軸的分量為0。
3. 為什麼使用的是平均速度，而不是均方根速度？
答：我們知道，均方根速率是在討論氣體分子平均動能的時候引入的，均方根速率的平方與分子的平均動能成正比。因此均方根速率是氣體體系能量的量度。當我們討論分子的飛行速度時，我們關心的是單位時間內分子。
4. 普化書上說h2與cl2的反應速率和h2與br2的類似，是v=k[h2]*sqr([cl2])，但是h2與cl2的每一步反應都是快反應，請問這個公式是怎么推導的？
答：書上所給 cl2+h2 反應的速率方程為初速率方程，即反應剛開始時的速率方程。反應剛開始時，限速步驟是第二步（這是所有氫氣-鹵素反應的特點），所以可以按照與（br2+h2）相同的方法推導。
5. 我有一個關於阿侖尼烏斯公式的問題，根據書中所說，阿公式為一實驗中總結出的公式，其套用的範圍是什麼？現在能否有新的理論來解釋為什麼其有適用範圍？
答：arrhenius公式的確是一個經驗公式。它是arrhenius從大量動力學實驗數據中總結歸納而來。由於公式中有ea，即活化能這個概念，所以該公式嚴格說只對於基元反應有意義。但是實際上。我們也經常把它套用在其它一般反應上。此時ea稱為表觀活化能。
關於動力學的理論，目前流行的仍然是碰撞理論和過渡態理論，前者從氣體分子運動論出發，後者借用量子力學的基本原理。二者都可以解釋很多化學反應的動力學機理。
6. 書上在關於過渡態理論時，例舉了co與no2的例子，說兩者在相接近的時候, no2的一個n-o鍵會減弱，這是什麼原因呢？兩分子接近的時候，兩者的動能減少，但是是怎樣影響其內部的化學鍵的呢？
答：教材上在討論碰撞理論的時候，舉了co和no2反應的例子。
過渡態理論建立於量子力學原理之上。如果我們用過渡態理論討論這個反應。那么當co和no2相遇時，由於c原子上有空軌道，no2上的一個o原子的孤對電子會進入這個空軌道與co成鍵，從而形成一個過渡態絡合中間體o-c...o-n-o。由於中間的o原子同時與c和n成鍵，所以它原來的鍵被削弱了。用電子幾率的說法是：o原子價電子出現在c...o之間的幾率上升了，而在o-n之間下降了。
7. 有關催化劑，其尋找方式是什麼？畢竟物質這么多。
答：說實話，我們至今仍然沒有一個統一的、具有普遍意義的催化原理。但是，多年以來實驗和理論工作的總結已經揭示了一些極有價值的線索。第一，催化劑應當可以與反應物形成亞穩的反應中間體，從而能降低活化能；第二，非均相催化劑應當具有穩定的活性表面，使反應分子可以吸附在表面上，催化劑的作用是使反應物的化學鍵“鬆弛”。吸附的力量不應過大，以免產物不能脫附離開；第三，“籠效應”，當把反應物限制在一個很小的活動空間時，反應物反應的幾率大大提高，這可以用碰撞理論解釋。另外，生物酶可以把兩個反應物“定位反應”，使它們的反應效率幾乎達到100%。
總結以上因素，我們知道：（1）催化劑必須與反應物有相互作用，但作用不宜過強；（2）催化劑的微觀結構應當能夠容納反應物進入反應位置（空間、取向）。