2.1.2 影响反应速率的因素（1）课件 2025-2026学年高二上学期苏教版（2019）选择性必修1

专题2 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应速率 2.1.2 化学反应速率理论 第1课时 壮乡木 世间材 化学动力学的发展 自1850年以威廉米（L. F. Wilhelmy）测定蔗糖水解反应速率作为化学动力学研究的开端至今，化学动力学的理论和实验研究取得了重大进展。其研究不仅涉及一般的反应，还涉及聚合反应、催化反应、爆炸反应、生化反应、光化学反应以及化学振荡反应等特殊反应的动力学规律。20世纪40年代基元反应速率理论提出后，化学动力学研究开始深入到微观领域。由于闪光光解技术的应用，寿命短暂的自由基相继被发现。至20世纪70年代，闪光光解技术的时间分辨率达到10－9s（纳秒，ns）和10－12s（皮秒，ps）的水平。而激光技术的应用，又使化学动力学的研究进入了分子动态学的领域。 自20世纪80年代初产生了6×10－15s（飞秒，fs）的超短光脉冲以来，许多化学和物理学家利用飞秒激光研究超快速化学、物理和生物过程的动力学。其中，具有埃及和美国双重国籍的化学和物理学家泽维尔（A. H. Zewail）在利用飞秒激光脉冲研究化学反应方面取得了开拓性的进展，作出了杰出的贡献，并因此获得1999年的诺贝尔化学奖。 科学史话 1、了解两种反应速率理论（碰撞理论和过渡态理论）。 2、知道化学反应是有历程的。 3、认识基元反应活化能对化学反应速率的影响。 【学习目标】 碰撞理论 碰撞理论是一种较直观的反应速率理论。该理论认为，反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子间的碰撞次数成正比。但是，不是每次碰撞都能发生反应。能发生反应的碰撞称为有效碰撞（effective collision）。有效碰撞必须满足两个条件：一是发生碰撞的分子具有足够高的能量，二是分子在一定的方向上发生碰撞。 壮乡木 世间材 一、碰撞理论 1、碰撞理论的内容： 2、有效碰撞： 反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。 能发生反应的碰撞 已知2HI(g)⇌H2(g)+I2(g)，在973K、1L密闭容器中，当HI的浓度为1×10-3mol·L-1时，反应物分子碰撞次数每秒为3.5×1028次，如果每次碰撞都发生，反应速率约为5.8×104mol·L-1·s-1,但实验测得实际的反应速率约为1.2×10-8mol· L-1·s-1。 不是所有的碰撞都会反应的！ 3、有效碰撞必须满足的条件： ①、发生碰撞的分子具有足够高的能量； ②、分子在一定的方向 上发生碰撞。 4、活化分子： 化学反应中，能量较高、有可能发生有效碰撞的分子 注意：①、发生有效碰撞的分子一定是活化分子； ②、活化分子的碰撞不一定是有效碰撞；（由于取向问题） ③、其他条件不变时，同一反应活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。 ④、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。 5、活化能： 活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差 普通 分子 活化能 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 新物质 能量变化 有效碰撞理论模型 吸收外界能量 课堂小结 壮乡木 世间材 6、基元反应： 反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应。 例如，NO2＋CO=NO＋CO2就是基元反应。反应物NO2分子和CO分子经过一次碰撞就转变成产物NO分子和CO2分子，反应过程中没有任何中间产物生成。 7、复杂反应： 经过两个或多个步骤完成的反应。 例如，H2 + I2= 2HI，经历了如下两步基元反应：： I2 = 2I H2 + 2I=2HI 反应历程(反应机理) 中间产物 8、基元反应的活化能与反应速率的关系： 每个基元反应都有对应的活化能，反应的活化能越大，活化分子所占比例越小，有效碰撞的比例也就越小，化学反应速率越小。 壮乡木 世间材 基元反应模型与化学反应速率研究 每一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。研究表明，许多反应的反应历程较为复杂，反应物并不能直接一步转化为生成物。化学家提出了“基元反应”的模型，说明了有效碰撞与活化分子的关系，进而明确了反应的活化能对基元反应速率的影响。由正、逆反应的活化能图示（图2-8）可知，基元反应的逆反应也是一步即可完成的基元反应，并且经过同一个“过渡状态”。基元反应模型可以解释化学反应的能量变化，可近似地估算出反应的焓变ΔH，还可以解释浓度、温度、催化剂对反应速率的影响。 复杂反应中的速率控制步骤往往决定了该反应的速率。如2NO＋O2=2NO2不是基元反应。根据实验现象，化学家提出了由三步构成的反应模型： ① 2NO=N2O2（快） ② N2O2=2NO（快） ③ N2O2＋O2=2NO2（慢） 其中，第一步反应的产物N2O2是第二、第三步的反应物。依据反应模型的理论计算表明，慢反应③是决定整个反应速率的关键步骤。 活化能最大 二、过渡态理论 反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。 AB＋C→[A…B…C]→A＋BC 反应物　　过渡态　　生成物 始态 极不稳定 终态 过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能。 正反应活化能 逆反应活化能 ΔH ΔH= 。 正反应活化能—逆反应活化能 理解应用 1、M⇌N＋Q是一放热的可逆基元反应，正反应的活化能为Ea，逆反应的活化能为 Ea′，则下列活化能大小关系表述正确的是（ ） ΔH=正反应活化能—逆反应活化能<0 B 2、一定条件下,CH4分解形成碳的反应历程如图所示。该历程分________步进行，其中，第________步决定整个反应速率的快慢。  4 4 理解应用 正反应活化能最大 该反应的方程式为： C40H20→C40H18+H2 3、已知A转化为C和D分步进行：①A(g) B(g)+2D(g)，②B(g) C(g)+D(g)，其反应过程能量如图所示，下列说法正确的是（ ） A．1mol A(g)的能量低于1mol B(g)的能量 B．B(g) C(g)+D(g) ΔH = Ea4—Ea3 C．断裂1molA(g)化学键吸收的热量小于形成 1molC(g)和3molD(g)化学键所放出的热量 D．反应过程中，由于Ea3<Ea1，反应②速率大于反应①，气体B很难大量积累 第22题图 D 过渡态能量示意图的理解：活化能与反应速率的关系 理解应用 壮乡木 世间材 拓展视野 三、连续反应： 化学反应中，反应物经过一系列中间步骤逐步转化为最终产物的过程。 即前一个反应的生成物是后一个反应的 反应物，且出现了中间产物。 2、反应通式： A→B→C 3、主要特征： 中间产物生成又被消耗 2、定义： 理解应用 先减少后不变 先增大再较少后不变 先增大后不变 1、已知在连续反应中X、Y、Z三种物质的浓度随时间的变化图像如下。请分析这三种物质的浓度变化特点，指出它们之间的转化关系。并说明哪一步反应更快。 X→Y→Z 反应物的浓度：随时间逐渐减小，最终不变； 中间体的浓度：随时间先增加后减小，存在一个峰值； 生成物的浓度：随时间逐渐增大，最终不变； 第1步更快 课堂小结 中间产物浓度先快升后慢降 中间产物浓度一直维持低水平 A B C v1 v2 理解应用 2、已知某连续反应的能量变化图像如下。 该反应的决速步骤的热化学方程式为： ， 另一个反应的热化学方程式为： ， 总反应的ΔH为 。 A(g)= B(g)+2D(g) ΔH =（Ea1-Ea2）kJ/mol 慢反应(活化能大)是决定整个反应速率的关键步骤 B(g)= C(g)+D(g) ΔH =（Ea3-Ea4）kJ/mol （Ea1-Ea2+Ea3-Ea4）kJ/mol 壮乡木 世间材 化学反应速率 微观本质 碰撞理论 过渡态理论 活化能 反应的活化能越大，化学反应速率越小。 ΔH=正反应活化能—逆反应活化能 课堂小结 Lavf58.20.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 Lavf58.20.100 Packed by Bilibili XCoder v2.0.2 $$