微专题突破1 反应历程与活化能(word教参)-【状元桥·优质课堂】2024-2025学年新教材高中化学选择性必修第一册（人教版2019）

（见学生用书P30） 【例题】（2023·湖北卷）（节选） 纳米碗C40H10是一种奇特的碗状共轭体系。高温条件下，C40H10可以由C40H20分子经过连续5步氢抽提和闭环脱氢反应生成。C40H20（g）C40H18（g）＋H2（g）的反应机理和能量变化如下： 回答下列问题： （1）已知C40H x中的碳氢键和碳碳键的键能分别为431.0 kJ·mol－1和298.0 kJ·mol－1，H－H键能为436.0 kJ·mol－1。估算C40H20（g）C40H18（g）＋H2（g）的ΔH＝　　　　kJ·mol－1。 （2）图示历程包含　　　　个基元反应，其中速率最慢的是第　　　　个。 解析　（1）由C40H20和C40H18的结构式和反应历程可以看出，C40H20中断裂了2根碳氢键，C40H18形成了1根碳碳键，所以C40H20（g）C40H18（g）＋H2（g）的ΔH＝431×2－298－436 kJ·mol－1＝＋128 kJ·mol－1。（2）由反应历程可知，包含3个基元反应，分别为：C40H20＋H··C40H19＋H2，·C40H19＋H2·C40H19'＋H2，·C40H19'＋H2·C40H18＋H·＋H2，·C40H19'＋H2·C40H18＋H·＋H2其中第三个的活化能最大，反应速率最慢。 答案：（1）128　（2）3　3 1.基元反应、过渡态理论及活化能 （1）基元反应 研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，往往要经过多个反应步骤才能实现。每一步反应都称为基元反应。 （2）过渡态理论 过渡态理论认为，反应物分子并不只是通过简单碰撞直接形成产物，而是必须经过两个形成活化络合物的过渡状态，并且达到这个过渡状态需要一定的活化能。这与爬山类似，山的最高点便是过渡态。 2.多步反应的活化能及与速率的关系 （1）多步反应的活化能 一个化学反应由几个基元反应完成，每一个基元反应都经历一个过渡态，及达到该过渡态所需要的活化能（如图E1、E2），而该复合反应的活化能只是由实验测算的表观值，没有实际物理意义。 （2）活化能和速率的关系 基元反应的活化能越大，反应物到达过渡态就越不容易，该基元反应的速率就越慢。一个化学反应的速率就取决于速率最慢的基元反应。 3.催化剂与活化能 （1）催化剂的催化机理 催化剂参与化学反应，生成能量更低的中间产物，降低了达到过渡态所需要的活化能，使反应易于发生，速率加快。这就是我们经常说的催化剂改变反应途径降低反应的活化能。 （2）催化反应一般过程（简化的过程） ①反应物扩散到催化剂表面； ②反应物被吸附在催化制表面； ③被吸附的反应物发生化学反应生成产物； ④产物的解吸。 1.在一定条件下，CO2和H2可发生如下化学反应：2CO2（g）＋6H2（g） C2H4（g）＋4H2O（g） ΔH＜0。有研究表明，在铁系催化剂作用下该反应分两步进行： Ⅰ. CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g） 慢反应 Ⅱ.2CO（g）＋4H2（g）C2H4（g）＋2H2O（g） 快反应 下列能量－反应过程图中，表述正确的是（　　） A B C D 答案　A　 解析　从A图中可以看出，对于总反应来说，反应放热，则其ΔH＜0，反应Ⅰ的活化能大于反应Ⅱ的活化能，则反应Ⅰ为慢反应，A符合题意；从B图中可以看出，总反应为吸热反应，其ΔH＞0，B不符合题意；从C图中可以看出，总反应为吸热反应，其ΔH＞0，C不符合题意；从D图中可以看出，对于总反应来说，反应放热，则其ΔH＜0，反应Ⅰ的活化能小于反应Ⅱ的活化能，则反应Ⅱ为慢反应，与题意不符合，D不符合题意。 2.中国科学技术大学黄伟新教授和美国橡树岭国家实验室的吴自力研究团队合作，研究在硼基催化剂上丙烷氧化脱氢制丙烯的反应机理，部分反应历程如图。 下列说法错误的是（　　） A.丙烷氧化脱氢制丙烯的反应为放热反应 B.该反应历程中决速步骤为C3C3＋H* C.图中的过渡态1不如过渡态2稳定 D.催化剂在反应中参与化学反应，改变反应的活化能 答案　A　 解析　根据图示，丙烷和氧气的总能量小于丙烯和过氧化氢的总能量，所以丙烷氧化脱氢制丙烯的反应为吸热反应，A项错误；步骤C3C3＋H*的活化能最大，是慢反应，所以该反应的快慢取决于C3C3＋H*，B项正确；能量越低越稳定，图中过渡态2比过渡态1稳定，C项正确；催化剂在反应中参与化学反应并改变反应的活化能，D项正确。 3. CO与N2O气体均会造成环境污染，研究表明二者可在Pt2O＋表面转化为无害气体N2和CO2，其反应过程中的能量变化如图所示。下列说法错误的是（　　） A.使用催化剂可改变反应历程，降低反应活化能 B.有催化剂条件下，E1时的反应速率比E2慢 C. N2O（g）＋CO（g）N2（g）＋CO2（g） ΔH＝ΔH1＋ΔH2 D. Pt2O＋是反应的中间体，Pt2O 是反应的催化剂 答案　D　 解析　用催化剂有中间产物生成，改变反应历程，降低反应的活化能，A项正确；有催化剂条件下，基元反应的活化能E1大于E2，反应活化能越小，反应就越容易发生，化学反应速率越快，故E1时反应速率比E2慢，B项正确；由图可知N2O和CO在Pt2O＋表面转化为无害气体的反应进程为①N2O（g）＋Pt2O＋N2（g）＋Pt2　ΔH1，②CO（g）＋Pt2CO2（g）＋Pt2O＋ ΔH2，①＋②得到N2O（g）＋CO（g）N2（g）＋CO2（g） ΔH＝ΔH1＋ΔH2，C项正确；根据流程图可知：Pt2O＋是反应的催化剂，而Pt2是反应的中间体，D项错误。 4. 我国科学家利用计算机模拟了甲醇（CH3OH）与水在铜基催化剂上的反应机理和能量图如图： （1）反应Ⅰ的ΔH　　　　0（填“＜”“＞”或“＝”），反应Ⅱ的活化能是　　　　kJ·mol－1。 （2）在相同条件下反应Ⅰ的反应速率　　　　（填“＜”“＞”或“＝”）反应Ⅱ的反应速率。 （3）写出反应Ⅱ的热化学方程式　　　　。 解析　（1）由反应过程能量图像可知第一步反应的生成物能量更高，该反应是吸热反应，ΔH＞0；反应Ⅱ的活化能是a kJ·mol－1。（2）图像中反应Ⅰ的活化能大于反应Ⅱ的活化能，故在相同条件下反应Ⅰ的反应速率＜反应Ⅱ的反应速率。由计算机模拟了甲醇（CH3OH）与水在铜基催化剂上的反应机理图示可知反应Ⅱ化学方程式为：CO＋H2OCO2＋H2，故热化学方程式为CO（g）＋H2O（g）CO2（g）＋H2（g） ΔH＝－b kJ·mol－1。 答案：（1）＞　a　 （2）＜　（3） CO（g）＋H2O（g）CO2（g）＋H2（g） ΔH＝－b kJ·mol－1 （见学生用书P32） 1.（活化能有关概念的理解）下列说法正确的是（　　） A.活化分子具有的能量是活化能 B.活化分子的总数越多，反应速率越快 C.某一反应的活化分子的百分数是一个定值 D.单位时间内有效碰撞的次数越多，反应速率越快 答案　D　 解析　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叫作活化能，A项错误；单位体积内活化分子总数越多，有效碰撞机会越多，反应速率才越快，B项错误；只有在一定条件下，活化分子在反应物中所占百分数才是定值，C项错误。 2.（应用有效碰撞理论解释影响反应速率的因素）在有气体参与的反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大的方法是（　　） ①增大反应物的浓度　②升高温度　③增大压强　④加入催化剂 A.①② B.②③ C.②④ D.③④ 答案　C　 解析　根据活化分子的概念及影响因素可知，①③能增大活化分子数，加快化学反应速率，但不影响活化分子百分数；而②中分子能量增加，使活化分子百分数增大，活化分子数也同时增大；④中催化剂降低了反应的活化能，使活化分子百分数增大，活化分子数也同时增大。故选C项。 3.（反应速率的影响因素）某温度下，在容积一定的密闭容器中进行如下反应：2X（g）＋Y（g）Z（g）＋W（s）　ΔH＞0。下列叙述正确的是（　　） A.向容器中充入氩气，反应速率加快 B.加入少量W，逆反应速率不变 C.升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小 D.将容器的容积压缩，可增大单位体积内活化分子的百分数，有效碰撞次数增大 答案　B　 解析　在体积一定的密闭容器中加入氩气，压强增大，各组分的浓度不变，所以反应速率不变，A项错误；W是固体，所以加入少量W，正、逆反应速率均不变，B项正确；升高温度，正、逆反应速率均增大，C项错误；将容器的体积压缩，压强增大，增大单位体积内活化分子数，有效碰撞次数增大，反应速率加快，但单位体积内活化分子的百分数不变，D项错误。 4.（综合应用）已知可逆反应A2（g）＋B2（g）2AB（g）的能量变化如图所示，则下列叙述中不正确的是（　　） A.该反应的活化能为a kJ/mol B.该反应的逆反应的活化能为b kJ/mol C.该反应的ΔH＝（a－b） kJ/mol D.使用催化剂，a的数值减小，ΔH也减小 答案　D　 解析　使用催化剂可降低反应的活化能，但ΔH不变，D项错误。 5.（反应速率的影响因素）实验探究H2O2分解速率影响因素。H2O2浓度在不同条件下随时间变化的曲线如图所示。实验分组及反应条件分别为： 分组 温度/°C pH c（Mn2＋）/mol·L－1 ① 60 ≈7 0.000 02 ② 60 12 0 ③ 60 13 0 ④ 60 11 0.000 02 ⑤ 70 13 0 下列说法不正确的是（　　） A.实验①、④说明中性条件下，少量Mn2＋对H2O2分解的影响不大 B.实验②、③说明其他条件相同时，溶液碱性越强，H2O2分解速率越大 C.实验③、⑤说明温度升高可以增大H2O2分解速率 D.实验④反应0～40 min时的化学反应的平均速率为0.022 5 mol·L－1·min－1 答案　C　 解析　实验①、④除pH外其他条件均相同，但①几乎不反应，说明中性条件下，少量Mn2＋对H2O2分解的影响不大，A项正确；实验②、③除pH外其他条件均相同，都不添加催化剂，而③的分解速率大于②，说明溶液碱性越强，H2O2分解速率越大，B项正确；由图可知实验③的反应速率较大，但是实验③和实验⑤的浓度和温度都不同，故不能说明温度升高速率变大，C项错误；实验④反应到40 min时的平均速率为＝0.022 5 mol·L－1·min－1，D项正确。 学科网（北京）股份有限公司 $$