第2章 第1节 第3课时 活化能 理论解释外因对化学反应速率的影响（配套教参Word）-【步步高】2025-2026学年高二化学选择性必修1 化学反应原理学习笔记（人教版 江苏专版）

本高中化学讲义聚焦活化能及外因对反应速率影响的理论解释，先通过基元反应定义及反应历程实例（如2HI分解的两步反应），引导学生理解反应机理，再引入有效碰撞理论（活化分子、活化能概念），最终用该理论解释浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的微观影响，构建从微观机理到宏观现象的学习支架。 该资料突出科学思维与科学探究，通过“中间体与催化剂判断”“能量变化图分析决速步”等实例，培养学生模型认知与证据推理能力。课时对点练分题组设计，课中辅助教师用例题突破难点，课后帮助学生自主巩固，有效查漏补缺，强化知识应用。

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2CH4CH3—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 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)(　　) (8)化学反应中反应速率最慢的一步基元反应决定了整个反应速率(　　) 答案　(1)√　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√　(6)×　(7)×　(8)√ 1.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+BE+F的反应机理可表示为 第一步：　　　　　　　　，第二步：　　　　　　　　。  (2)A+BE+F的焓变ΔH=　　　　　 kJ·mol-1， 中间产物是　　　　。  (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 2.一定温度下，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 课时对点练 [分值：100分] [1~9题，每小题7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，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.下列关于化学反应速率的说法正确的是(　　) A.升高温度可降低化学反应的活化能，加快化学反应速率 B.反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增加，反应速率增大 C.催化剂能增大反应的活化能，从而加快反应速率 D.有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的容积)，可增加活化分子的百分数，从而使反应速率加快 答案　B 解析　升高温度使分子的内能增加，提高了活化分子百分数，可加快化学反应速率，但不能降低化学反应的活化能，A不正确；有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的容积)，可增加单位体积内活化分子的数目，从而使反应速率加快，但活化分子的百分数不变， D不正确。 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.(2024·南通高二期末)甲烷与氯气在光照条件下存在如下反应历程(“·”表示电子)： ①Cl22Cl·(慢反应) ②CH4+Cl·→·CH3+HCl(快反应) ③·CH3+Cl2→CH3Cl+Cl·(快反应) ④·CH3+Cl·→CH3Cl(快反应) 已知在一个分步反应中，较慢的一步反应控制总反应的速率。下列说法不正确的是(　　) A.上述过程的总反应方程式为CH4+Cl2→CH3Cl+HCl B.光照的主要作用是促进反应①的进行从而使总反应速率加快 C.反应②~④都是由微粒通过碰撞而发生的反应 D.反应①是释放能量的反应 答案　D 解析　由反应历程可知A正确；光照能加快反应速率，促进反应①的进行从而使总反应速率加快，B正确；反应②~④都是由微粒通过有效碰撞而发生的反应，C正确；反应①是破坏氯气分子中的共价键形成氯原子的过程，应吸收能量，D错误。 7.对于反应2NO(g)+2H2(g)N2(g)+2H2O(g)，科学家根据光谱研究提出如下反应历程： 第一步：2NO(g)N2O2(g)　快反应 第二步：N2O2(g)+H2(g)→N2O(g)+H2O(g)　慢反应 第三步：N2O(g)+H2(g)→N2(g)+H2O(g)　快反应 上述反应中可近似认为第二步反应不影响第一步反应的平衡。下列叙述不正确的是(　　) A.总反应的速率由第二步反应决定 B.N2O2是反应的中间产物 C.第二步反应的活化能最大 D.若第一步反应的ΔH<0，则升高温度，第一步反应的正反应速率减少，逆反应速率增大 答案　D 解析　总反应的速率由慢反应决定，第二步反应是慢反应，故总反应的速率由第二步反应决定，A正确；由总反应可知，NO、H2是反应物，N2和H2O是生成物，N2O和N2O2都是反应的中间产物，B正确；化学反应速率越慢，对应的反应活化能越大，故第二步反应的活化能最大，C正确；升高温度，第一步反应的正、逆反应速率都增大，D错误。 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.(2024·扬州大学附属中学月考)科学家在研究甲醇与水蒸气重整制氢气反应机理时，得到甲醇在Pd(Ⅲ)表面发生解离时的路径与相对能量关系如图所示，其中附在Pd(Ⅲ)表面的物种用*标注。下列说法错误的是(　　) A.②中包含C—H的断裂过程 B.该历程中能垒(反应活化能)最小的是③ C.该反应的决速步骤为CHO*+3H*→CO*+4H* D.由此历程可知：CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)　ΔH>0 答案　C 解析　1个CH3O*中含3个C—H和1个C—O，1个CH2O*中含2个C—H和1个C—O，则②中CH3O*→CH2O*+H*包含C—H的断裂过程，A项正确；从题图可看出，该历程中③的反应活化能最小，B项正确；总反应速率由反应速率最慢的一步基元反应决定，由题图可知，反应历程中能垒最大的是⑤，所以该反应的决速步骤是4H*→2H2，C项错误；从题图中找到反应物和生成物，观察反应物和生成物的相对能量可知，CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)　ΔH>0，D项正确。 [10~11题，每小题8分] 10.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。 11.(2024·扬州红桥高级中学期中)H2在石墨烯负载型Pd单原子催化剂(Pd/SVG)上还原NO生成N2和NH3的路径机理及活化能Ea(单位为kJ·mol-1)如图所示。下列说法错误的是(　　) A.H2还原NO生成N2的决速步为反应⑥ B.Pd/SVG上H2还原NO，更容易生成NH3，不容易生成N2 C.根据如图数据可计算NO+5H===NH3+H2O的ΔH D.由图可知，相同催化剂下反应可能存在多种反应历程 答案　C 解析　活化能最大的一步为决速步，则H2还原NO生成N2的决速步为反应⑥，A正确；由题图知，Pd/SVG上H2还原NO，经过①到⑤即可生成NH3，经过①到⑦才能生成N2，而反应⑥的活化能在①到⑦中最大，更容易生成NH3，不容易生成N2，B正确；根据题图数据可计算NO+5H===NH3+H2O的正反应的活化能，不知道逆反应的活化能，不能计算ΔH，C错误；由题图可知，相同催化剂下反应可能存在多种反应历程，可能得到不同产物，D正确。 12.(9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的对比实验，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　S　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++2S+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===S+4H++2I-。(2)①由于B是A的对比实验，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。 13.(12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 mol·L-1之前反应速率增加的原因可能是　　　　　　　　　　　　；c0 mol·L-1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 $