第二章 第一节 第3课时 活化能 理论解释外因对化学反应速率的影响（Word教参）-【步步高】2024-2025学年高二化学选择性必修1学习笔记（人教版）

本高中化学讲义聚焦活化能及外因对反应速率的影响，先阐述基元反应、反应历程及中间体、催化剂的判断，再通过有效碰撞理论构建活化能、活化分子模型，最终用该理论解释浓度、温度等外因的影响，形成“微观历程-理论模型-宏观应用”的学习支架。 资料以问题驱动（如补充反应机理、能量图分析）和模型建构培养科学思维与模型认知，结合氟氯烃破坏臭氧层等实例强化应用，课中助教师突破抽象概念，课后分层练习帮助学生巩固知识、查漏补缺，体现科学探究与实践素养。

第3课时　活化能　理论解释外因对化学反应速率的影响 [核心素养发展目标]　1.知道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；知道催化剂可以改变反应历程。2.能用有效碰撞理论说明反应条件对化学反应速率的影响，体会理论模型的建构过程，强化模型认知意识。 一、基元反应与反应历程 1．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。其中每一步反应都称为基元反应。如2HI===H2＋I2的两步基元反应为2HI―→H2＋2I·、2I·―→I2。 2．反应机理 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。 1．由反应物微粒一步直接实现的化学反应称为基元反应。某化学反应通过三步基元反应实现：①Ce4＋＋Mn2＋―→Ce3＋＋Mn3＋；②Ce4＋＋Mn3＋―→Ce3＋＋Mn4＋；③Ti＋＋Mn4＋―→Ti3＋＋Mn2＋。由此可知： (1)Mn2＋反应前后都存在，是该反应的_______________________________________。 (2)该反应的中间体有_____________________________________________________。 (3)该反应的总反应方程式为________________________________。 答案　(1)催化剂　(2)Mn3＋ 、Mn4＋ 　(3)2Ce4＋＋Ti＋===2Ce3＋＋Ti3＋ 2．甲烷气相热分解反应的化学方程式为2CH4―→CH3—CH3＋H2，该反应的机理如下： ①CH4―→·CH3＋H·； ②________________________________； ③CH4＋H·―→·CH3＋H2； ④·CH3＋H·―→CH4。 补充反应②的方程式。 答案　·CH3＋CH4―→CH3—CH3＋H· 解析　烷烃的热分解反应是典型的自由基反应，自由基反应一般经历链引发、链传递、链终止的过程，故第二步反应属于链传递环节，产物中还有自由基生成，且生成物有乙烷，故确定反应②为·CH3＋CH4―→CH3—CH3＋H·。 3．据文献报道，我国学者提出O2氧化HBr生成Br2的反应历程如图所示。 用化学用语表示三步基元反应的历程： 反应①：________________________________________________________________________。 反应②：________________________________________________________________________。 反应③：________________________________________________________________________。 答案　HBr＋O2===HOOBr　HOOBr＋HBr===2HOBr　HBr＋HOBr===H2O＋Br2 4．如图是表示某化学反应历程图像，其中TS表示中间过渡态(活化分子)。 回答下列问题： (1)A＋B―→E＋F的反应机理可表示为 第一步：________________，第二步：________________。 (2)A＋B―→E＋F的焓变ΔH＝__________， 中间产物是________ kJ·mol－1。 (3)通常用Ea表示基元反应的活化能。 第一步反应的活化能Ea1＝__________ kJ·mol－1； 第二步反应的活化能Ea2＝__________ kJ·mol－1。 (4)一般认为，活化能越大，基元反应的反应速率越小。观察上图判断，决定总反应快慢的步骤是________。 答案　(1)A＋B―→C　C―→E＋F　(2)E3－E1　C　(3)E4－E1　E5－E2　(4)第一步 反应机理中间体、催化剂的判断 (1)中间体(中间产物)只在反应过程中出现，初始反应物和反应产物中均不存在。 (2)反应前后存在，反应过程中不存在的物质是催化剂。 二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 1．有效碰撞理论 (1)基元反应发生的先决条件 反应物的分子必须发生碰撞，但是并不是每一次碰撞都能发生化学反应。 (2)有效碰撞 (3)活化能和活化分子 ①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。 ②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。 (4)反应物、生成物的能量与活化能的关系图 2．有效碰撞与反应速率的关系 3．用有效碰撞理论解释影响化学反应速率的因素 (1)浓度、压强对化学反应速率的影响 (2)温度、催化剂对化学反应速率的影响 (1)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(　　) (2)减小反应物的浓度，使活化分子百分数减小，化学反应速率减小(　　) (3)温度不变，减小气体的压强，单位体积内活化分子数减小，化学反应速率一定减小(　　) (4)降低放热反应体系的温度，活化分子百分数减小，化学反应速率一定减小(　　) (5)催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，使用催化剂可增大化学反应速率(　　) (6)在酶催化淀粉水解反应中，温度越高淀粉水解速率越快(　　) (7)使用催化剂能够降低化学反应的反应热(ΔH)(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√ (6)×　(7)× 1．一定温度下，反应N2(g)＋O2(g)2NO(g)在密闭容器中进行，回答下列措施对化学反应速率的影响(填“增大”“减小”或“不变”)。 (1)缩小体积使压强增大：________，原因是__________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)恒容充入He：________，原因是________________________________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)增大　单位体积内活化分子数目增多，有效碰撞的次数增加 (2)不变　单位体积内活化分子数不变 2．如图表示某化学反应在使用催化剂(b曲线)和未使用催化剂(a曲线)时，反应过程和能量的对应关系。下列说法一定正确的是(　　) A．a与b相比，b的活化能更高 B．反应物断键吸收的总能量小于生成物成键释放的总能量 C．a与b相比，a中的活化分子的百分比更高 D．a与b相比，a对应的反应速率更快 答案　B 解析　a与b相比，a的活化能更高，故A错误；正反应放热，反应物断键吸收的总能量小于生成物成键释放的总能量，故B正确；a与b相比，b活化能小，b中的活化分子的百分比更高，b对应的反应速率更快，故C、D错误。 3．平流层中氟氯烃对臭氧层的破坏是由于含氯化合物的催化作用改变了臭氧分解反应的历程，其反应过程的能量变化如图。总反应：O3＋O·―→2O2。催化反应：①O3＋Cl·―→O2＋ClO·；②ClO·＋O·―→Cl·＋O2。下列说法正确的是(　　) A．Ea＝Ea1＋Ea2 B．反应①为吸热反应，反应②为放热反应，因此反应速率：反应①＜反应② C．对于加了催化剂的反应：反应速率主要由反应①决定 D．对于总反应，反应物的键能之和大于生成物的键能之和 答案　C 解析　催化剂能降低反应的活化能，并且催化效率越强，活化能降低越多，所以图中Ea与(Ea1＋Ea2)之间没有等量关系，A错误；由图可知，反应①为吸热反应，反应②为放热反应，反应①的活化能大于反应②，所以反应速率：反应①＜反应②，与反应是吸热反应还是放热反应无关，B错误、C正确；由图可知，总反应为放热反应，焓变＝反应物的总键能－生成物的总键能，所以反应物的键能之和小于生成物的键能之和，D错误。 (选择题1～12题，每小题6分，共72分) 题组一　有效碰撞理论、活化能概念 1．下列有关有效碰撞理论说法不正确的是(　　) A．能发生有效碰撞的分子一定是活化分子 B．有效碰撞是发生化学反应的充要条件 C．改变温度可以改变反应的活化能 D．活化分子间的碰撞不一定是有效碰撞 答案　C 2．下列说法正确的是(　　) A．活化能接近零的反应，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 B．升高温度和增大压强(减小容器容积)都是通过增大活化分子百分数来加快化学反应速率的 C．人们把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，把活化分子具有的能量叫做活化能 D．活化能的大小不仅意味着一般分子成为活化分子的难易，也会对化学反应前后的能量变化产生影响 答案　A 解析　增大压强增加了单位体积内活化分子的数目，不改变活化分子百分数，B错误；活化能指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，C错误；活化能的大小对化学反应前后的能量变化无影响，D错误。 题组二　有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的微观解释 3．升高温度反应速率加快的主要原因是(　　) A．分子运动速率加快 B．活化能增加 C．体系能量增加 D．活化分子的百分数增大 答案　D 解析　升高温度增大活化分子百分数，活化分子数目增多，分子之间的有效碰撞次数增加，化学反应速率加快，D正确。 4．下列说法不正确的是(　　) A．增大反应物浓度，活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多 B．增大压强，单位体积内气体的活化分子数增多，有效碰撞次数增多 C．增加固体反应物的表面积，能增加单位时间内有效碰撞的次数 D．催化剂能降低反应的活化能，提高活化分子百分数，有效碰撞次数增多 答案　A 解析　增大反应物浓度，单位时间、单位体积内活化分子数目增多，但活化分子百分数不变。 5．下列对有关事实的解释不正确的是(　　) 编号 事实 解释 ① 锌与稀硫酸反应，加入硫酸钠固体，速率加快 增大了硫酸根离子的浓度，反应速率加快 ② 锌与稀硫酸反应，滴入较多硫酸铜溶液，生成氢气的速率减慢 锌置换铜的反应干扰了锌置换氢的反应，致使生成氢气的速率变慢 ③ 5%的H2O2溶液中加入二氧化锰粉末，分解速率迅速加快 降低了反应的焓变，活化分子数增多，有效碰撞次数增多，反应速率加快 ④ 面粉生产车间容易发生爆炸 固体表面积增大，反应速率加快 A.①④ B．②③ C．①②③ D．①②④ 答案　C 解析　①加入硫酸钠固体，H＋的浓度不变，反应速率不变，错误；③二氧化锰为过氧化氢分解反应的催化剂，可降低反应的活化能，但不能改变反应的焓变，错误。 题组三　基元反应与反应历程 6．化学反应是有历程的，下列有关叙述错误的是(　　) A．所有的化学反应都由多个基元反应构成 B．化学反应不同，反应历程就不相同 C．反应物的结构和反应条件决定着一个反应的反应历程 D．由多个基元反应构成的化学反应中，其反应快慢取决于反应历程中的慢反应 答案　A 解析　大多数反应是由多个基元反应构成的，不是所有反应，A错误；反应历程中的慢反应由于反应时间较长，决定着由多个基元反应构成的化学反应的快慢，D正确。 7．研究表明Cl2(g)＋CO(g)COCl2(g)的反应历程有如下四步。已知总反应的速率方程为v＝(Cl2)·c(CO)，下列说法正确的是(　　) 第一步：Cl22Cl·快 第二步：Cl·＋COCOCl·快 第三步：COCl·＋Cl2 ―→COCl2＋Cl·慢 第四步：2Cl·Cl2快 A．第一步反应一定为放热反应 B．总反应的速率主要由第一、二步反应决定 C．分别同倍数增大c(Cl2)、c(CO)，对总反应速率的影响程度：前者>后者 D．升高温度，k增大 答案　D 解析　第一步反应是断键的过程，需要吸收热量，A项错误；总反应的速率由最慢的一步决定，B项错误；根据速率方程v＝(Cl2)·c(CO)可知，分别同倍数增大c(Cl2)、c(CO)，对总反应速率的影响程度：前者<后者，C项错误；k为速率常数，根据速率方程可知，在其他条件不变的情况下，升高温度，反应速率加快，则k一定增大，D项正确。 题组四　化学反应历程与能量变化图 8．2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应过程中能量变化如图所示(图中E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能)。下列有关叙述正确的是(　　) A．该反应为吸热反应 B．升高温度，不改变活化分子百分数 C．使用催化剂会使该反应的反应热发生改变 D．ΔH＝－(E2－E1) 答案　D 解析　由图像可知，反应物总能量高于生成物总能量，该反应是放热反应，A错误；升高温度，活化分子百分数增大，单位体积内的活化分子数增多，所以反应速率增大，B错误；催化剂只能改变反应途径，降低反应的活化能，因此对反应的焓变无影响，C错误；ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能＝E1－E2，D正确。 9．已知某分步反应过程中的能量变化如图所示，下列说法错误的是(　　) A．升高温度，Ea1、Ea3均减小，反应速率加快 B．总反应为吸热反应 C．使用合适的催化剂可以降低反应的活化能，但不影响反应的热效应 D．第一步反应的反应速率小于第二步反应的反应速率 答案　A 解析　升高温度，不能降低反应的活化能，即Ea1、Ea3均不变，但可以加快反应速率，A项错误；由图可知，反应物的总能量低于生成物的总能量，总反应为吸热反应，B项正确；使用合适的催化剂可以降低反应的活化能，但不影响反应物和生成物的总能量，所以反应的热效应不受影响，C项正确；由图可知，第一步反应的活化能高于第二步反应的活化能，活化能越大，反应速率越慢，故第一步反应的反应速率小于第二步反应的反应速率，D项正确。 10．下列说法正确的是(　　) ①活化分子间的碰撞一定能发生化学反应 ②普通分子有时也能发生有效碰撞 ③升高温度会增大反应速率，原因是增加了单位时间内活化分子的有效碰撞次数 ④增大反应物浓度会增大反应速率的原因是单位体积内活化分子数增多 ⑤化学反应的发生是活化分子有合适取向时的有效碰撞 A．①②⑤ B．③④⑤ C．①②③ D．②③④ 答案　B 解析　①活化分子间的碰撞不一定为有效碰撞，活化分子间的碰撞不一定能发生化学反应，错误；②普通分子不具有反应所需的能量，则普通分子不能发生有效碰撞，错误；③升高温度，提供了分子需要的能量，活化分子百分数增大，单位时间内活化分子的有效碰撞次数增加，反应速率增大，正确；④增大反应物浓度，单位体积内活化分子数目增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，反应速率增大，正确；⑤活化分子有合适取向时发生有效碰撞，即发生了化学反应，正确。 11．过渡态理论认为：化学反应不是通过反应物分子的简单碰撞完成的。在反应物分子生成产物分子的过程中，首先生成一种高能量的活化配合物，高能量的活化配合物再进一步转化为产物分子。按照过渡态理论，NO2(g)＋CO(g)===CO2(g)＋NO(g)的反应历程如下，下列有关说法正确的是(　　) A．第二步活化配合物之间的碰撞一定是有效碰撞 B．活化配合物的能量越高，第一步的反应速率越快 C．第一步反应需要吸收能量 D．该反应的反应速率主要取决于第二步反应 答案　C 解析　活化分子之间的碰撞不一定能发生反应，不一定是有效碰撞，故A项错误；活化配合物的能量越高，单位体积内的活化分子数目越少，有效碰撞的几率越小，第一步反应速率越慢，故B项错误；反应速率主要取决于第一步慢反应的速率，故D项错误。 12．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 答案　D 解析　总反应为2H2O2===2H2O＋O2↑，各物质速率之比等于化学计量数之比，则总反应中v(H2O2)∶v(O2)＝2∶1，A正确；I－为催化剂，则H2O2的分解速率与I－的浓度有关，B、C正确；催化剂可降低反应的活化能，但其活化能大小不能确定，D错误。 13．(10分)SO2歧化反应的化学方程式为3SO2＋2H2O===2H2SO4＋S↓，I－可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将 ⅱ 补充完整。 (1)ⅰ.SO2＋4I－＋4H＋===S↓＋2I2＋2H2O ⅱ.I2＋2H2O＋________===________＋________＋2I－ (2)探究 ⅰ、ⅱ 化学反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mL SO2饱和溶液加入2 mL下列试剂中，密闭放置观察现象(已知：I2易溶解在KI溶液中)。 序号 A B C D 试剂组成 0.4 mol·L－1KI溶液 a mol·L－1 KI溶液；0.2 mol·L－1H2SO4溶液 0.2 mol·L－1 H2SO4溶液 0.2 mol·L－1KI溶液；0.000 2 mol I2 实验现象 溶液变黄，一段时间后出现浑浊 溶液变黄，出现浑浊较A快 无明显现象 溶液由棕褐色很快褪色，变成黄色，出现浑浊较A快 ①B是A的对照实验，则a＝________。 ②比较A、B、C，可得出的结论是______________________________________________ ________________________________________________________________________。 ③实验表明，SO2的歧化反应速率：D>A。结合 ⅰ、ⅱ 化学反应速率解释原因： ________________________________________________________________________。 答案　(1)SO2　SO　4H＋　(2)①0.4　②I－是SO2歧化反应的催化剂，H＋单独存在时不具有催化作用，但H＋可以增强I－的催化效果　③反应 ⅱ 比 ⅰ 快；D中由反应 ⅱ 产生的H＋使反应 ⅰ 加快 解析　(1)SO2歧化反应的离子方程式为3SO2＋2H2O===4H＋＋2SO＋S↓，反应ⅱ可由(SO2歧化反应的离子方程式－反应 ⅰ)×得到，则反应 ⅱ 的离子方程式为I2＋2H2O＋SO2===SO＋4H＋＋2I－。(2)①由于B是A的对照实验，所以两组实验中KI溶液的浓度必须相同，即a＝0.4。②A说明I－能催化SO2发生歧化反应。C中无明显现象，说明H＋单独存在时不具有催化作用，不能使SO2歧化反应速率加快。B中溶液变黄，出现浑浊较A快，结合C可知，增强溶液的酸性，可增强I－的催化效果。③由于I－催化SO2的歧化反应是 ⅰ 与 ⅱ 两个过程分步进行，所以两个反应中任何一个反应的速率都会影响总反应的速率。D中直接加入I2，故反应 ⅱ 可立即发生，而由反应 ⅱ 产生的H＋可使反应 ⅰ 速率加快，所以D的反应速率比A快。 14．(18分，每空3分)氨气是一种重要的化工产品，有广泛用途，工业上可由氢气和氮气合成氨气。回答下列问题： (1)已知：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，该反应过程中的能量变化如图1所示。 正反应的活化能Ea(正)＝________ kJ·mol－1；NH3(g)N2(g)＋H2(g)　ΔH＝______________。 (2)恒温下，将一定量的N2、H2置于10 L密闭容器中发生上述反应，反应过程中各物质的浓度随时间的变化情况如图2。则0～10 min内的反应速率v(H2)＝__________。 (3)用、、、分别表示N2、H2、NH3和固体Fe催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程如图3所示。 ①吸附后，能量状态最低的是________(填字母)。 ②结合上述原理，在固体Fe催化剂表面进行NH3的分解实验，发现NH3的分解速率与其浓度的关系如图4所示。从吸附和解吸过程分析，c0之前反应速率增加的原因可能是________________________；c0之后反应速率降低的原因可能是________________________。 答案　(1)335　＋46.2 kJ·mol－1　(2)0.3 mol·L－1·min－1　(3)①C　②氨的浓度增加，催化剂表面吸附的氨分子增多，速率增大　催化剂表面的氨分子太多，不利于氮气和氢气从催化剂表面解吸 解析　(1)依据反应热＝正反应的活化能－逆反应的活化能可知，正反应的活化能Ea(正)＝(427.4－92.4) kJ·mol－1＝335 kJ·mol－1；正反应和逆反应的焓变数值相同，符号相反，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝＋92.4 kJ·mol－1，反应NH3(g)N2(g)＋H2(g)　ΔH＝＋46.2 kJ·mol－1。 (2)根据图2分析可知，0～10 min内Δc(NH3)＝2 mol·L－1，依据化学方程式可知Δc(H2)＝－3 mol·L－1，v(H2)＝－＝＝0.3 mol·L－1·min－1。 (3)①断裂化学键吸收能量，形成化学键释放能量，结合图3分析可知，吸附后，能量状态最低的是C。 学科网（北京）股份有限公司 $