2.1.3 化学反应速率 活化能 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（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 一、有效碰撞理论 1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件。 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，而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。例如，2HI=H2+I2实际上是经过下列两步反应完成的： 第一步 2HI →H2+2I· 第二步 2I· → I2 这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程。反应历程又称反应机理。 1.基元反应、反应机理、基元反应发生的先决条件 脚注：自由基，带有单电子的原子或原子团 感受﹒ 理解 反应不同，反应历程也不相同 同一反应，在不同条件下，反应历程也可能不同 反应历程的差别造成了化学反应速率的不同 对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定。该反应为总反应速率的决速步骤 基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞 资料在线 物质 条件 碰撞次数 H2、O2 常温、常压 2.35×1010 次/秒 任何分子间的碰撞次数都是非常巨大的，通常情况下， 当气体的浓度为1mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子的可发生约1028次碰撞。 但从测定其反应速率知道，在1028次碰撞其中发生反应的碰撞只有1015 次，可见，差不多在1013次碰撞中仅有一次发生反应。 资料在线 这说明并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。 分子无规则高速运动 彼此碰撞（每秒约1028次） 有效碰撞 无效碰撞 这是为什么？ 有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞称之为有效碰撞 在化学反应过程中，反应物分子必须具有一定的能量，碰撞时还要有合适的取向，这样的碰撞才能使化学键断裂，从而发生化学反应。 单位时间、单位体积内有效碰撞的次数越多，反应速率越快。 2. 有效碰撞的条件 资料在线 1918年，路易斯提出了反应速率的碰撞理论，该理论认为，反应物分子间碰撞是反应进行的先决条件，反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越大。 相互碰撞 分子运动 分子有足够的能量 有合适的取向 有效碰撞 活化分子之间的碰撞都是有效的吗？ 什么是活化分子？ A B 自主学习 微观探析——有效碰撞与活化分子 8 活化分子： 能够发生有效碰撞的分子。 对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。 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，叫做反应的活化能。 正反应的活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能 反应热，∆H=E1 -E2 3.活化分子、活化能、与反应速率的关系（总反应） 活化能越低，单位体积内活化分子数越多，有效碰撞的次数越多，化学反应速率就会越快。 活化分子 4.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)。 (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。 普通分子 吸收能量 一个反应的经历过程 活化分子 有效碰撞 发生反应 取向合适 发生有效碰撞的分子一定是活化分子， 但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。 新物质 能量 单位体积活化分子数越多，有效碰撞次数越多 单位时间内有效碰撞次数越多，化学反应速率越快。 一个反应经历的过程： 新物质 普通 分子 活化能 活化 分子 合理取向的 碰撞 有效 碰撞 能量 学习小结 思考：1.反应过程加热的目的？ 克服活化能，形成活化分子 思考：2.若活化能越小，反应越难还是越易呢？ 思考：3.是不是每个反应都有活化能呢？ 不是，如中和反应。图像为： 规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。 微观解释 反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多（活化分子百分数不变）→单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。 1、浓度对化学反应速率的影响 二、有效碰撞理论对化学反应速率影响因素的解释 2、压强对化学反应速率的影响 规律：其他条件不变时，增大压强，气体体积减小，浓度增大，化学反应速率增大。 微观解释 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多（活化分子百分数不变）→单位时间内有效碰撞次数加→反应速率增大；反之，反应速率减小。 规律：其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。 微观解释：升高温度→活化分子的百分数增大 →单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。 3、温度对化学反应速率的影响 次要原因：温度升高，分子运动速度加快，碰撞次数增多，反应速率增大。 规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率增大。 微观解释 使用催化剂→改变了反应的历程，反应的活化能降低→活化分子的百分数增大（单位体积内活化分子数增多）→单位时间内有效碰撞次数增加→反应速率增大。 4、催化剂对化学反应速率的影响 使用催化剂K 反应A+B=AB的活化能为Ea 第一步：A+K=AK， 活化能为Eal 第二步：AK+B=AB+K 活化能为Ea2 未使用催化剂 这两个分步反应的活化能都比原来的Ea要小，因此反应速率加快。 Ea1>Ea2，第一步是慢反应，第二步是快反应。而整个反应的速率是由慢反应决定的，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。 催化剂与速率的关系 催化剂使用注意问题 催化剂 1.催化剂参与了基元反应，从而改变了反应的历程，从而改变速率。但不改变平衡，不改变反应热 2.催化剂参与了基元反应，其浓度改变，速率改变 18 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 子数目 活化分子 百分数 单位体积 内活化分 子数目 有效 碰撞 浓度 增大 压强 增大 温度 升高 催化剂 使用 增加 增加 不变 增加 增加 加快 不变 不变 不变 增加 增加 加快 不变 增加 增加 增加 增加 加快 不变 增加 增加 增加 增加 加快 有效碰撞理论解释外界条件对反应速率的影响 小结：影响反应速率的理论小结 1.有效碰撞理论：单位体积活化分子百分数越大，反应速率越快 2.有效碰撞理论与过渡态理论：活化能越低，反应速率越快 3.基元反应理论：慢反应为决速步骤——加快慢反应速率，即可加快总反应速率 .已知分解1 mol H2O2放出热量98 kJ，在含少量I－的溶液中，H2O2分解的机理为H2O2＋I－===H2O＋IO－(慢)、H2O2＋IO－===H2O＋O2＋I－(快)。下列有关该反应的说法不正确的是（ ） A.总反应中v(H2O2)∶v(O2)＝2∶1 B.H2O2的分解速率与I－的浓度有关 C.该反应的催化剂是I－，而不是IO－ D.由于催化剂的加入降低了反应的活化能，使该反应活化能低于98 kJ·mol－1 D 随 堂 练 习 研究总反应历程 研究基元反应 研究基元反应历程 辨别图像 学习小结 原子 从微观角度研究反应热 E的含义 E的含义 活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 学习小结 $$