第二章 1.3 活化能 有效碰撞 课件-2024-2025学年高二化学人教版（2019）选择性必修1

第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 第3课时 活化能 理论解释外因对化学反应速率的影响 外 因 其他因素 催化剂 压 强 浓 度 温 度 回顾旧知——影响化学反应速率的因素 如何解释c、P、T、催化剂对化学反应速率的影响呢？ 学习目标 1.了解化学反应是有历程的，认识基元反应、活化能对化学反应速率的影响。 2.构建简单碰撞理论，并能用简单碰撞理论说明反应条件对化学反应速率的影响(微观角度)，体会理论模型的建构过程，强化模型意识。 2 mol H2和1 mol O2混合于一个洁净的容器内，已知常温常压下，每个氢分子和氧分子自身或它们之间每秒钟平均碰撞2.355×1010次，如果每一次碰撞都能够引发反应，试想会有什么样的现象？ 引入新课 极短时间内 如果每一次碰撞都能引发反应， 整个容器中的氢气和氧气将在极短的时间内全部变成水。 然而事实并非如此，为什么呢？ 引入新课 绝大多数的化学反应，并不是简单一步就完成的， 而是经过多个反应步骤。 化学反应是有历程的！ 一、有效碰撞理论 基元反应 大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都称为基元反应。 反应机理 反应历程是化学中用来描述某一化学变化所经由的全部基元反应，反应历程又称反应机理。 1．基元反应和反应历程 自由基 带有单电子的原子或原子团 第一步：2HI H2+2 I· 第二步：2I· I2 例如：反应2HI===H2+I2 自由基反应活性很强，寿命极短。 基元反应过程中没有中间产物 1.对于由多个基元反应组成的化学反应，化学反应速率取决于最慢(活化能最大)的基元反应。 2.每一步反应称为基元反应，多步基元反应反映了反应历程 3.基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞 注意 4.微粒H·、O·、I·和·OH 等存在未成对电子，它们称为自由基(H·和O·、I·也称为自由原子)。 7 2．基元反应发生的条件 是什么启动了“基元反应” ？ ※ 先决条件是反应物的分子必须发生碰撞 。 要发生反应，对于碰撞也是有要求的。 通常情况下，当气体的浓度为1 mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子间的碰撞可达到1028次。如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10-5 s就可以完成。换言之，任何气体的反应均可以瞬间完成。但实际并非如此。 一、有效碰撞理论 ——有效碰撞 ※ 反应物分子必须具有一定的能量； ※ 碰撞时有合适的取向。 8 简单碰撞理论：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，但并不是每次碰撞都能引起反应，只有少数分子碰撞才能发生化学反应。能引发化学反应的碰撞称之为有效碰撞，反应物分子间有效碰撞的频率越高，化学反应速率越大。 吉尔伯特·牛顿·路易斯 思考：为什么分子的碰撞时有的能发生化学反应，有的不能？ 3.有效碰撞: 一、有效碰撞理论 HI HI 能量（活化能） 普通分子 活化分子 先认识下普通分子与活化分子。 普通分子间的碰撞，无法发生化学反应。 看看普通分子间的碰撞 活化分子间的碰撞， 可能发生化学反应。 看看活化分子间的碰撞 I2 H2 反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件；反应物分子间有效碰撞的频率（单位时间内的有效碰撞次数）越高，即应提高单位体积内活化分子数（活化分子百分数），化学反应速率越大。 有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。 普通分子 吸收 能量 活化分子 有效碰撞 发生反应 取向合适 3.有效碰撞理论: 发生有效碰撞的条件 如果分子间能够发生化学反应： 1. 前提：反应物分子必须相互碰撞； 2. 活化分子：碰撞分子必须具有足够的能量 3. 活化分子碰撞时，必须有合适的取向 一、有效碰撞理论 3.有效碰撞:能够发生化学反应的碰撞。 化学反应发生的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞。而反应物分子间的碰撞只有少数导致化学反应的发生，多数碰撞不能导致反应的发生，是无效碰撞。 研究发现，只有既具有足够能量又有合适取向的分子碰撞，才是有效碰撞。 15 示例：HI 分解反应中分子碰撞示意图 能量不足， 碰撞无法发生反应 HI HI HI HI 取向不对， 碰撞无法发生反应 HI HI HI HI 有效碰撞，发生反应 H2 I2 HI HI ①足够的能量 ②碰撞时要有合适的取向 有效碰撞的条件 力量不够 取向不好 好球！有效碰撞 类比：投篮 17 活化分子： 能量较高、能够发生有效碰撞的分子。 活化能： 活化分子比普通分子所多出的那部分能量。 活化分子百分数 = ×100% 活化分子数 反应物分子总数 有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。 其他条件不变时，同一反应的活化分子百分数是一定的。 (比普通分子能量高) 解释：活化分子之所以能够发生有效碰撞，是由于他们的能量高，发生碰撞时能够克服相撞分子间的排斥力，并且破坏分子内部“化学键”，从而导致反应物旧键断裂，重新组合成新的化学键，形成生成物分子，发生化学反应。 反应物、生成物的能量与活化能之间的关系图 能量 反应过程 E1 E2 反应物 生成物 活化分子 反应热 反应热 = E1 - E2 活化分子变成生成物分子放出的能量 活化能 也可认为逆反应的活化能 (1)不同的化学反应 所需的活化能差别很大。 此为吸热反应 △H = E1- E2>0 E1：反应的活化能 E2：活化分子变成生成物分子放出能量 说明： (2)活化能越小,普通分子越容易变成活化分子,反应越容易发生。 (即断开旧键吸收的能量E吸) (即形成新键释放的能量E放) (3)活化能的大小对化学反应的反应热不产生任何影响！ 此为放热反应 △H = E1- E2<0 思考：一个反应的发生一般要经历哪些过程？ 普通 分子 得到 能量 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 新物质 能量 活化能 21 同步练习 下列说法正确的是（ ） A.当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时,才能发生化学反应 B.发生有效碰撞的分子一定是活化分子 C.活化分子间的碰撞一定是有效碰撞 D.活化分子间每次碰撞都发生化学反应 E.能发生有效碰撞的分子必须具有较高的能量 F.活化能是指活化分子具有的平均能量与反应物分子平均能量的差值。 G.催化剂能使不起反应的物质间发生反应 √ √ √ ABEF √ × × × 二、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 1.浓度对反应速率的影响 分子总数:20 活化分子数:6 活化分子百分数:30% 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子百分数:30% 增大浓度 单位体积内活化分子数增加 单位时间有效碰撞次数增加 反应速率加快 活化分子百分数不变 应用1： 一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行： A、增加HCl的浓度 B、加水 C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末 AD 二、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 2.压强对反应速率的影响 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子百分数:30% 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子百分数:30% 压缩体积，压强增大 增大压强 浓度增大 单位时间有效碰撞次数增加 反应速率加快 单位体积内活化分子数增加 活化分子 百分数不变 同步练习：对于反应N2+O2=2NO在密闭容器中进行，下列条件哪些不能加快该反应的化学反应速率（ 　） 　　　　　　　　　 A、缩小体积使压强增大 B、体积不变充入 N2 使压强增大 C、体积不变充入 O2使压强增大 D、使体积增大到原来的2倍 E、体积不变充入氦气使压强增大 DE × × 二、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 3.温度对反应速率的影响 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子百分数:30% 温度升高，分子能量提高 分子总数:10 活化分子数:5 活化分子百分数:50% 温度升高 活化分子百分数提高 单位时间有效碰撞次数增加 反应速率加快 二、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 4.催化剂对反应速率的影响 能量 反应过程 生成物 反应物 反应热 E1 E2 活化分子 加入 催化剂 活化分子百分数提高 单位时间有效碰撞次数增加 反应速率加快 改变反应历程，降低化学反应所需的活化能 ①反应物扩散到催化剂表面 ②反应物被吸附在催化剂表面 ③被吸附的反应物发生化学反应生成产物 ④产物的解吸 催化剂的催化原理 A+B=AB 未使用催化剂活化能Ea 催化剂K后： A+K=AK， 活化能为Eal 重点：K是催化剂；AK中间产物 AK+B=AB+K 活化能为Ea2 A+B=AB 两个的活化能都比Ea小，反应速率加快。 Ea1>Ea2,第一步是慢反应，第二步是快反应。整个反应的速率由慢反应决定的，也叫“决速步骤”。所以第一步的活化能Eal就是在催化剂条件下，整个反应的活化能。 运用碰撞理论解释化学反应速率影响因素——催化剂 过渡态 同步练习：某反应过程中的能量变化如图所示，下列说法正确的是( ) A.改变催化剂，可改变该反应的活化能 B.该反应为吸热反应，反应热等于△H C.a反应过程有催化剂参与 D.在催化剂作用下，该反应的活化能等于E1+E2 E1、E2分别代表b反应过程中各步反应的活化能，整个反应的活化能为能量较高的E1，故D项错误。 A × × × 单位体积内活化分子数增多 归 纳：有效碰撞理论与化学反应速率的关系 活化能越低 普通分子越易变成活化分子 单位时间内有效碰撞次数增多 化学反应速率加快 能够发生化学反应的碰撞 结论：某一个化学反应的速率大小与单位时间内分子有效碰撞的次数有关，单位时间内有效碰撞的次数越多，该反应的速率越快。 因此，利用有效碰撞理论可以解释外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学反应速率的影响。 32 增大反应物的浓度 单位体积内分子总数 活化分子百分数 单位体积内活化分子总数 单位体积内有效碰撞次数增加 增多 不变 增大压强 升高温度 单位体积内分子总数 活化分子百分数 不变 增大 增加 加催化剂 反应速率加快 注 意： 浓度、压强：不改变“活%”只改变N总 温度、催化剂才改变“活%” 过渡态理论与飞秒化学 P28 34 化学反应不是简单碰撞，是经过旧键断裂，新键形成， 产生“活化络合物”，即“过渡态”再转变为生成物的过程。 [A···B]* A+B [A···B] AB 活化能 Ea Ea1 Ea2 用催化剂后，反应分两步（历程改变） 活化能越小，速率越快。 Ea1>Ea2，∴第一步是慢反应，第二步是快反应。 整个反应的速率是由慢反应决定的，也叫“决速步骤”。 ∴第一步的活化能Ea1是在催化剂条件下，整个反应的活化能。 活化能 Ea [A···B]* 过渡态理论与飞秒化学 条件变化 微观因素变化 化学 反应 速率 变化 分子 总数 活化分子百分数 活化分 子数目 分子平 均运动 速率 单位体积内活化分子数目 有效 碰撞 浓度 增大 增加 不变 增加 不变 增加 增加 加快 压强 增大 不变 不变 不变 不变 增加 增加 加快 温度 升高 不变 增加 增加 增加 增加 增加 加快 催化剂 使用 不变 增加 增加 不变 增加 增加 加快 总结有效碰撞理论影响化学反应速率因素的解释 归纳总结 增大反应物的浓度 单位体积内分子总数增加，活化分子百分数不变，活化分子数增加 增大气体压强 单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多 化学反应速率增大 单位体积内分子总数不变，活化分子百分数增加，活化分子数增加 升高反应体系的温度 使用催化剂 归纳总结 37 1.水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ① (填“<0、 =0或 >0”) <0 2 1.水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ②决定反应速率步骤(慢反应)的化学方程式为： 。 1.水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ④该反应的活化能E活= ③该历程中最大能垒(活化能)E正= 总反应的活化能等于反应物的能量与具有最高能量过渡态的能量之差的绝对值。 1.86 ev 2.02 ev 简化后 40 2.反应A→C分两步进行：①A→B，②B→C。反应过程的能量变化曲线如图所示(E1、E2、E3、E4表示活化能)。按要求回答下列问题： (1)整个反应中ΔH＝________________。 (2)使用催化剂________(填“能”或“不能”)影响该反应的反应热。 (3)三种化合物中________最稳定。 E1－E2＋E3－E4 不能 C 【课堂练习】 Lavf58.12.100 $$