2.1.3 活化能 课件-2025-2026学年高二上学期化学人教版选择性必修1

新人教版 化学 选修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 1.通过对化学反应历程的认知，认识基元反应、活化能对化学反应速率的影响。(证据推理与模型认知) 2.通过“外界条件对化学反应速率影响”等实验活动，形成并发展控制变量法的实验思想。(变化观念与平衡思想) 教学目标 大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。 其中每一步反应都称为基元反应(反应物分子在有效碰撞中一步直接转化为产物的反应)。 如2HI==H2＋I2的2个基元反应为 、 。 1.基元反应 2HI―→H2＋2I· 2I·―→I2 先后进行的基元反应反映了化学反应的反应历程，反应历程又称 。 反应机理 一、基元反应与反应历程 2.反应机理 微粒I·存在未成对电子，它称为自由基，自由基的反应活性很强，寿命极短。 资料卡片 新课导入 一、基元反应与反应历程 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。 极短时间内 思考：如何从微观角度理解化学反应历程(机理)？ 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？ 反应物的分子必须发生碰撞。 3.基元反应发生的先决条件 二、有效碰撞理论 思考：如何从微观角度理解化学反应历程(机理)？ 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时间内全部变成水。然而事实并非如此，为什么呢？ 并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。要发生反应，对于碰撞也是有要求的。 吉尔伯特·牛顿·路易斯 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。 二、有效碰撞理论 思考：分子间发生怎样的碰撞，才会发生化学反应？如果将篮球投入篮筐看作发生反应，思考篮球入筐需要的条件。 力道不足 (进不去球) 取向不对 (进不去球) 力道、取向恰好 (进球) 二、有效碰撞理论 思考：分子间发生怎样的碰撞，才会发生化学反应？如果将篮球投入篮筐看作发生反应，思考篮球入筐需要的条件。 有足够的能量 和合适的取向 碰撞时取向不合适 碰撞时能量不足 HI分解反应中分子碰撞示意图 无效碰撞 有效碰撞 二、有效碰撞理论 1.有效碰撞 2.有效碰撞的发生条件 能够导致分子中化学键断裂，引起化学反应的碰撞 ①发生碰撞的分子必须有足够高的能量 ②合适的取向 3.活化分子 4.活化能 能量较高，能发生有效碰撞的分子 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 提示：化学反应一般需要一个活化的过程，即能发生反应的分子，必须是先吸收能量后形成活化分子。 5.化学反应过程 碰撞 有效碰撞 无效碰撞 普通分子 活化分子 新物质 能量 活化能 合适取向 反应过程 ΔH E1 O E2 图2-3 化学反应中反应物、生成物的能量与活化能的关系 E2表示活化分子变成生成物分子 放出的能量 E反应物:反应物分子的平均能量 E生成物:生成物分子的平均能量 活化分子(过渡态) E1表示反应的活化能 请在图中找到①反应物和生成物分子的平均能量②该反应的活化能③活化分子变成生成物分子放出的能量 反应的活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量（或逆反应的活化能） ΔH=E1-E2 讨论：活化能影响焓变大小吗？ E生成物 E反应物 思考讨论 二、有效碰撞理论 （1）活化分子百分数 总分子数包含： 活化分子数和普通分子数 活化分子总数 反应总分子数 ×100% （2）活化分子百分数与反应速率关系 活化分子百分数越大，单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快。 （3）活化能与化学反应速率关系 活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子，化学反应就越容易发生，反应速率越快。 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) 对于多步基元反应，其反应速率取决于速率最慢（活化能最大）的基元反应 例１ 有研究表明生成NaClO3的反应分两步进行： I 2ClO－＝ClO2－＋Cl－ Ⅱ ClO2－＋ClO－＝ClO3－＋Cl－ 常温下，反应Ⅱ能快速进行，但是氯气与氢氧化钠溶液反应很难得到NaClO3，使用碰撞理论解释其原因？ 解释：反应I的活化能高，活化分子百分数低，不利于ClO－向ClO2－转化。 例2 有没有活化能为0的化学反应？ 有，比如：HNO3溶液与NaOH溶液混合 离子间的反应瞬间完成 可看作活化能为0 课堂练习 例3 正误判断，正确的划“√”，错误的划“×” (1)活化分子间的碰撞一定能发生化学反应 (　　) (2)普通分子间的碰撞有时也能发生化学反应 (　　) (3)活化分子比普通分子具有较高的能量 (　　) (4)化学反应的实质是原子的重新组合 (　　) (5)化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程(　 ) (6)化学反应的实质是活化分子有合适取向的有效碰撞 (　　) × × × √ √ √ 课堂练习 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 对某一化学反应来说，在一定条件下，活化分子在反应物分子中所占的百分数是固定不变的，单位时间内活化分子数与反应物分子数成正比，即与反应物浓度成正比。活化分子百分数越大，或单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率就越快。 请尝试用碰撞理论解释： （1）当其他条件相同时，为什么增大反应物浓度会使反应速率增大，而降低反应物的浓度会使化学反应速率减小？ （2）当其他条件相同时，为什么增大压强(引起浓度增大)会使反应速率增大，而降低反应物的压强会使化学反应速率减小？ （3）当其他条件相同时，为什么升高温度会使化学反应速率增大，而降低温度会使化学反应速率减小？ （4）当其他条件相同时，为什么加入催化剂会使化学反应速率增大？ 思考讨论 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 1.解释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% 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 增大浓度 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 2.解释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% 单位时间有效碰撞次数增加 反应速率加快 压缩体积，压强增大 增大压强 浓度增大 单位体积内活化分子数增加 活化分子 百分数不变 不一定。（压强→气体浓度） 【问题讨论】增大压强，反应速率一定增大吗？ 压强对化学反应速率的影响 对于有气体参加的反应，其他条件相同时，反应的压强越大，单位体积内反应物微粒数越 ，微粒间碰撞机会越 ，反应速率越___。 多 大 多 思考讨论 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 3.解释温度对反应速率的影响 分子总数:10 活化分子数:5 活化分子百分数:50% 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 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 【原因】温度升高 （1）分子获得能量，活化分子百分数提高； （2）分子热运动加快，碰撞频率提高。 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 阿伦尼乌斯 1889年，阿伦尼乌斯在大量实验的基础上，提出了反应速率常数与温度之间的关系的经验公式： k=Ae 其中，k为反应速率常数；A为比例系数；e为自然对数的底；R为理想气体常数；Ea为活化能，单位为J·mol-1或 kJ·mol-1由该公式可知，Ea越大，改变温度对反应速率的影响程度就越大。该经验公式表明，当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大。 -Ea RT 规律:①可逆反应吸热方向的反应受温度变化影响的程度更大 ②大量实验证明，温度每升高10℃，化学反应速率通常增大为原来的２~４倍。 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 4.解释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 加了催化剂 没加催化剂 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 降低化学反应所需的活化能 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 （1)催化剂的特性 催化剂具有选择性 不同反应有不同的催化剂 01 可逆反应中催化剂对正、逆反应的速率改变程度相同,且不改变反应热 02 不同催化剂的活化温度不同 03 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 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 吸收能量 降低活化能 使用催化剂 对反应速率的影响程度： 一般是：催化剂>温度>浓度。 三、运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 5.其他因素对反应速率的影响 总之，向反应体系输人能量，都有可能改变化学反应速率 光辐照 电弧 放射线辐照 强磁场 超声波 高速研磨 例题4 我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞；发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种分子叫做活化分子；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。下列说法不正确的是 A.图甲中曲线Ⅱ可以表示催化剂降低了反应的活化能 B.图乙中HI分子发生了有效碰撞 C.活化能接近于零的反应，当反应物相互接触 时，反应瞬间完成，而且温度对其反应速率几 乎没有影响 D.图甲中所示反应为放热反应 √ 课堂练习 1.过渡态 四、催化机理及催化剂的应用 过渡态理论认为由反应物分子变成生成物分子,中间一定要经过一个能量较高的过渡态,形成这个过渡态必须吸收一定的能量，这个过渡态也称为活化络合物（用M表示），所以又称为活化络合物理论。 活化络合物不稳定，或是恢复为反应物，或是变成产物 ⇌ 2.催化机理 （1）吸附催化（非均相） 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剂表面(放热)； ③被吸附的反应物发生化学反应生成产物； ④产物的解吸。(吸热) 四、催化机理及催化剂的应用 （2）催化剂参与反应（均相） 催化剂参与反应，生成中间产物，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。 例题5 氮气与氢气在催化剂表面发生合成氨反应的微粒变化历程如图所示。 下列关于反应历程的先后顺序排列正确的是 A.④③①② B.③④①② C.③④②① D.④③②① √ 课堂练习 为什么使用催化剂会降低反应的活化能？ 催化剂的催化机理：每一个基元反应都经历一个过渡态，当催化剂参与化学反应时，改变了反应历程(反应途径)，产生新的过渡态，生成能量更低的中间产物，降低了反应达到过渡态所需要的活化能，使反应易于发生，速率增大。 E1 E E2 注意:使用催化剂，不会改变化学反应的反应热△H。 思考讨论 影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大反应物 浓度 增大压强 升高温度 加催化剂 增加 增加 不变 增加 加快 增加 增加 不变 增加 加快 不变 增加 增加 增加 加快 不变 增加 增加 增加 加快 课堂总结 飞秒化学是物理化学的一支，研究在极小的时间内化学反应的过程和机理。这一领域涉及的时间间隔短至约千万亿分之一秒，即1飞秒(fs， 1 fs=10-15 s) 。在这个极小的时间段里，产生的飞秒激光可以用于检测分子、原子、离子的结构、组成、运动等形成飞秒检测范畴。 始态、过渡态、终态 飞秒激光器 冲刺时间分辨技术 拓展延伸 1.正误判断 (1)活化能大的反应一定是吸热反应(　　) (2)发生有效碰撞的分子一定是活化分子(　　) (3)有效碰撞次数多，反应速率快(　　) (4)催化剂能降低反应所需的活化能，ΔH也会发生变化(　　) (5)只要条件合适，普通分子之间的碰撞也可能是有效碰撞(　　) × √ × × × 课堂练习 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。 ΔH＝E1－E2＋E3－E4 不能 C 课堂练习 3.已知反应：2NO(g)＋Br2(g)　　2NOBr(g)　ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)，其反应机理如下： ①NO(g)＋Br2(g)　　NOBr2(g)　快 ②NO(g)＋NOBr2(g)　　2NOBr(g)　慢 下列有关该反应的说法正确的是 A.该反应的速率主要取决于①的快慢 B.NOBr2是该反应的催化剂 C.正反应的活化能比逆反应的活化能小a kJ·mol－1 D.增大Br2(g)的浓度能增大活化分子百分数，加快反应速率 √ 课堂练习 “线性”反应历程图 4.研究表明CO与N2O在Fe＋作用下发生反应的能量变化及反应历程如图所示，两步反应分别为：①N2O＋Fe＋===N2＋FeO＋(慢)；②FeO＋＋CO===CO2＋Fe＋(快)。下列说法正确的是 A.反应①是氧化还原反应，反 应②是非氧化还原反应 B.两步反应均为放热反应，总 反应的化学反应速率由反应 ②决定 C.Fe＋使反应的活化能减小，FeO＋是中间产物 D.若转移1 mol电子，则消耗11.2 L N2O √ 课堂练习 5.热催化合成氨面临的两难问题是：釆用高温增大反应速率的同时会因平衡限制导致NH3产率降低。我国科研人员研制了Ti－H－Fe双温区催化剂(Ti－H区域和Fe区域的温度差可超过100 ℃)。Ti－H－Fe双温区催化合成氨的反应历程如图所示，其中吸附在催化剂表面上的物种用*标注。下列说法正确的是 A.①为氮氮三键的断裂过程 B.①②③在低温区发生 C.④为N原子由Fe区域向Ti－H区 域的传递过程 D.使用Ti－H－Fe双温区催化剂使 合成氨反应转变为吸热反应 √ 课堂练习 “环式”反应历程图 6.我国科研人员提出了以Ni/Al2O3为催化剂，由CO2和H2转化为产品CH4的反应历程，其示意图如下： 下列说法不正确的是 A.总反应方程式为：CO2＋4H2　　CH4＋2H2O B.催化剂可有效提高反应物的平衡转化率 C.在反应历程中，H—H与C==O断裂吸收能量 D.反应过程中，催化剂参与反应，改变反应路径，降低反应的活化能 √ 课堂练习 拓展延伸 课堂总结 新人教版 化学 选修1 第二章 化学反应速率 与化学平衡 谢谢观看     $$