第二章 第一节　第2课时　活化能 -【优化探究】2023-2024学年新教材高中化学选择性必修1同步导学案配套教参（人教版，单选）

第2课时　活化能 授课提示：对应学生用书第23页 1．活化能和有效碰撞 (1)有效碰撞： ①基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。 ②反应物分子的每一次碰撞并不是都能发生反应，能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。有效碰撞发生的两个条件是合适的取向和足够的能量。 (2)活化分子和活化能 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。 ②活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差。 (3)化学反应中反应物、生成物的能量与活化能的关系 2．用有效碰撞解释外界条件对化学反应速率的影响 在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的，单位体积内活化分子的数目与反应物的浓度成正比。 (1)浓度的影响： 同理，降低反应物浓度会使化学反应速率减小。对有气体参与的反应，通过改变压强影响反应速率的实质是通过改变物质浓度而实现的。 (2)温度的影响： 同理，降低温度会使化学反应速率减小。 (3)催化剂的影响： 催化剂 (4)其他影响： 光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等。 判断下列说法是否正确，正确的画“√”，不正确的画“×”。 1．升高温度，反应物分子的能量增加，活化分子百分数增加，化学反应速率增大。(√) 2．选用适当催化剂，分子运动加快，增加了碰撞频率，化学反应速率增大。(×) 授课提示：对应学生用书第24页 一、以下是HI气体分解反应中分子碰撞示意图： A中分子能量较低，B中碰撞取向不合适，C中为有效碰撞。 问题1：HI分解的反应历程是什么？什么是基元反应？ 答案：HI的分解反应为2HI===H2＋I2，该反应是经两步反应完成的：2HI―→H2＋2I·，2I·―→I2(注：I·为自由基)；以上每一步反应都称为基元反应。上述两个先后进行的基元反应反映了HI分解的反应历程，反应历程又称反应机理。 问题2：由图可知： (1)图A中分子的能量较低，HI分子之间的碰撞为什么不能发生化学反应？ (2)图B中HI的分子为活化分子，它们之间碰撞后能否使HI发生分解反应？其原因是什么？ (3)图C中HI分子间的碰撞使HI发生分解反应，其原因是什么？ 答案：(1)图A中分子具有的能量较低，这种分子不是活化分子，它们之间的碰撞为无效碰撞，不能使HI发生分解反应。 (2)不能；因为活化分子碰撞时还要有合适的取向，而图B中的碰撞取向不合适；这种碰撞也是无效碰撞，不能使HI发生分解反应。 (3)活化分子碰撞时有合适的取向，这样碰撞能使HI分子内的共价键断裂形成自由基(I·)，然后自由基结合生成分子，从而发生化学反应。 问题3：HI分解的能量变化如图所示： (1)图中E1、E2表示的含义是什么？ (2)HI的分解反应是放热反应还是吸热反应？反应的ΔH是多少(用E1、E2表示)? 答案：(1)E1表示反应的活化能；E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量(或表示逆反应的活化能)。 (2)HI的分解反应是吸热反应；ΔH＝E1－E2。 二、工业合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ/mol；在无催化剂时，氨的合成反应的活化能很高，大约为335 kJ/mol。加入铁触煤催化剂后，反应以生成氮化物和氮氢化物两个阶段进行。第一阶段反应的活化能为126～167 kJ/mol，第二阶段反应的活化能为13 kJ/mol。反应图示如图所示： 问题1：用有效碰撞解释，一定温度下密闭容器中进行合成氨的反应，增大N2和H2的浓度，为什么能加快化学反应速率？ 答案：增大N2和H2的浓度，即增大单位体积内活化分子的数目，有效碰撞次数增加，反应速率加快。 问题2：从有效碰撞微观角度解释合成氨工业中，铁触媒为什么能加快化学反应速率？ 答案：从能量变化图上看，使用铁触媒能降低反应的活化能，使更多的反应物分子成为活化分子，提高了活化分子的百分数，有效碰撞次数增多，反应速率加快。 1．浓度、压强、温度、催化剂的变化与活化分子百分数及反应速率的关系 条件变化 反应体系内变化 注意点 浓度增大 单位体积内分子总数增加，活化分子总数随之增大，反应速率增大 活化分子百分数不变 压强增大 单位体积内气体分子总数增加，活化分子总数随之增大，反应速率增大 活化分子百分数不变；无气体物质参加或生成的反应，压强变化不影响反应速率 温度升高 分子的能量增加，活化分子百分数增大，使反应速率增大 大量实验证明，温度每升高10 ℃，反应速率通常增大到原来的2～4倍 使用正催化剂 降低了活化能，提高了活化分子百分数，使反应速率增大 催化剂对反应速率的影响很大，是工业生产中改变反应速率的主要手段 2.化学反应速率图像 速率­时间图像 速率­时间图像 如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化如图所示。AB段：