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

第3课时 活化能 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 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？ 基元反应 基元反应：通过碰撞一步直接转化为产物的反应。例如：NO2 +CO =NO +CO2 基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须 发生碰撞 更多的化学反应过程分为多步进行。 例如 2HI = H2 + I2 实际上是经过下列两步反应完成的 ① 2HI → H2 + 2I· ② 2I· → I2 自由基： 带有单电子的原子或原子团。 基元反应 基元反应 反应历程(反应机理） 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 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？ 极短时间内 2 mol H2、 1 mol O2 如果每一次碰撞都能引发反应，整个容器中的H2和O2将在极短的时间内全部变成H2O。 是不是反应物的分子每一次碰撞都能发生反应？ 有效碰撞 1、定义： 能够发生化学反应的碰撞 无效碰撞：不能够发生化学反应的碰撞 2、条件： 1）碰撞时的能量不足 2）碰撞时的取向不合适 3）有效碰撞 (1)反应物分子必须具有一定的能量； (2)反应物分子碰撞时必须有合适的取向。 注意： ①能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) ⑤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。 ③有效碰撞的次数与单位体积内活化分子数有关； ④有效碰撞的频率越高，反应速率越快； 活化分子 具有足够能量能发生有效碰撞的分子 活化分子百分数 = 活化分子数 反应物分子数 ×100% 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。 活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量 反应热 ∆H = E1 － E2 即：正反应的活化能-逆反应活化能 活化能 反应物平均能量 活化分子 平均能量 正反应的活化能 逆反应的活化能 普通分子 发生反应 活化分子 吸收能量 (活化能) 有效碰撞 合适取向 注意： 活化能和反应速率的关系： 活化能越低，普通分子就越容易变成活化分子，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，化学反应速率越快。 有效碰撞理论 反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件；反应物分子间单位时间内的有效碰撞次数越多，化学反应速率越快。 1、浓度、压强对反应速率的影响 分子 总数 单位体积内 活化 分子数 活化分子百分数 有效碰撞 次数 化学反应速率 增大浓度或增大压强 影响 外因 增加 增加 增多 加快 增大 浓度 增大 压强 不变 碰撞理论解释化学反应速率的影响因素 2、温度、催化剂对反应速率的影响 升温 分子 总数 单位体积内 活化 分子数 活化分子百分数 有效碰撞 次数 化学反应速率 升高温度或加催化剂 影响 外因 不变 增加 增多 增加 加快 催化剂能降低反应的活化能，改变反应的路径，但反应热没变 分子 总数 单位体积内 活化 分子数 活化分子百分数 有效碰撞 次数 化学反应速率 增大浓度 增加 增加 不变 增多 加快 增大压强 增加 增加 不变 增多 加快 升高温度 不变 增加 增加 增多 加快 加催化剂 不变 增加 增加 增多 加快 影响 外因 归纳总结 注意： ①活化分子数变，反应速率不一定变；但活化分子百分数变，则反应速率一定变。 ②对于可逆反应，升温、加压，加入催化剂既加快正反应速率又加快逆反应速率。 归纳小结 13 $