2.1.3活化能 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

该高中化学课件聚焦活化能与有效碰撞理论，通过氢气和氧气反应差异的问题导入，衔接基元反应、反应历程，构建活化分子、活化能等核心概念，最终用有效碰撞理论解释浓度、压强等外因对反应速率的影响，形成递进式知识支架。 其亮点在于以问题驱动探究（如氢气氧气反应历程），结合微观模型（有效碰撞示意图、能垒图），体现科学思维与化学观念。通过表格对比外因影响、例题分析决速步骤（如NO氧化反应），帮助学生建立微观-宏观联系，教师可借助多样化资源提升教学效率。

第一节 化学反应速率 第3课时 活化能 第二章　化学反应速率与化学平衡 1 问题导入 氢气和氧气混合在一起会发生怎样的反应呢？ meiyangyang8602 在常温、常压下，即使经过几千年，氢气和氧气的混合气也不会发生反应生成水 在常温、常压下，氢气可以在氧气中安静地燃烧 而将混合气点燃时反应却在爆鸣声中瞬间完成发生爆炸 氢气与氧气的反应属于复杂反应,反应的历程如何？ 问题导入 meiyangyang8602 氢气与氧气的反应到底经过了怎样的历程？ 研究表明，氢气和氧气的混合气体在点燃或有催化剂存在的条件下，可以发生爆炸式反应生成液态水。 这个看似简单的化学反应实际上是具有历程的，大约要经历 12 步反应才能完成。以下列出主要的四步反应： 其中的每一步反应称为基元反应 一、基元反应和反应历程 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。 反应历程 或反应机理 ① 2HI → H2 + 2I∙ ② 2I∙ → I2 2HI=H2+I2 基元反应 基元反应 总反应 自由基：带有单电子的原子或原子团，反应活性很强，但寿命极短 碘自由基 2、反应历程（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。 微粒I·存在未成对电子，它称为自由基， 过渡态：基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态. 过渡态 终态 始态 反应的过程 A＋B=C是分两个基元步骤完成的 第一步 A＋d→2A (慢反应) 第二步 2A+B→C+d(快反应) AB＋C→[A…B…C]→A＋BC 反应物　 过渡态　　 产物 反应不同，反应历程就不相同；同一反应 , 在不同条件下的反应历程也可能不同，而反应历程的差别又造成了化学反应速率的不同。 总反应速率的快慢由慢反应决定 5 一、基元反应和反应历程 3、基元反应发生的先决条件 思考1：反应分子的每一次碰撞都能发生化学反应吗？ 阅读(课本27页)：任何气体中分子间的碰撞次数都是巨大的。当气体的浓度为1mol/ L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子间的碰撞可达到1028次。如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应，任何气体的反应均可以瞬间完成。但实际并非如此。 反应物的分子必须___________ 发生碰撞 并不是反应物的分子的每一次碰撞都能发生化学反应。 二、有效碰撞理论 HI HI 能量（活化能） 普通分子 活化分子 先认识下普通分子与活化分子。 1.有效碰撞 二、有效碰撞理论 1.有效碰撞 普通分子间的碰撞，无法发生化学反应。 看看普通分子间的碰撞 二、有效碰撞理论 1.有效碰撞 活化分子间的碰撞， 可能发生化学反应。 看看活化分子间的碰撞 I2 H2 二、有效碰撞理论 课本P28 图：HI的分解中分子碰撞示意图 HI HI HI HI HI HI HI HI H2 I2 HI HI 能量不足， 碰撞无法发生反应 取向不对， 碰撞无法发生反应 有效碰撞，发生反应 ①发生碰撞的分子具有较高的能量 有效碰撞 ②分子有合适取向 活化分子 二、有效碰撞理论 类比： 力量不够 取向不对 好球！有效碰撞 类比投蓝进球 二、有效碰撞理论 1.有效碰撞 能量 取向 越快 2.活化分子：具有足够的能量，能够发生有效碰撞的分子。 二、有效碰撞理论 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。 注意！ （由于取向问题） 普通 分子 得到 能量 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 活化能 新物质 能量 引发化学 反应，形成 二、有效碰撞理论 二、有效碰撞理论 能量 反应物分子平均能量 生成物分子平均能量 反应过程 E2 逆反应的活化能 E1 (正)反应的 活化能 活化分子平均能量 反应热 ΔH=E1-E2 活化分子变成生成物分子放出的能量 反应物分子变成活化分子吸收的能量 活化能与反应热有关吗? 3.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。 △H与活化能 大小无关 ΔH =反应物的活化能 ― 生成物的活化能 二、有效碰撞理论 (1)不同的化学反应 所需的活化能差别很大。 此为吸热反应 △H = E1- E2>0 (2)活化能越小,普通分子越容易变成活化分子,反应越容易发生。 (3)活化能的大小对化学反应的反应热不产生任何影响！ 此为放热反应 △H = E1- E2<0 归 纳：有效碰撞理论与化学反应速率的关系 二、有效碰撞理论 活化能越低，单位体积内活化分子数______，单位时间内有效碰撞的次数就______，化学反应速率就会______。 越多 越多 越快 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。 活化分子百分数 = ×100% 活化分子数 反应物分子总数 活化分子百分数：活化分子在反应物中所占的个数百分比 表达式: 扩展 普通分子越易变成活化分子 二、有效碰撞理论 案例1：AgNO3溶液与NaCl溶液混合 离子间的反应瞬间完成 可看作活化能为0 案例2：在高空50~85Km的大气层，平均温度只有-50℃，存在大量自由原子之间的反应，不需要活化能的推动。 反应活化能为0的反应： 自由移动的原子或离子之间的反应 有没有活化能为0的化学反应？ 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 二、有效碰撞理论 4.化学反应中反应物、生成物的能量和活化能的关系 活化分子 活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量 该反应是吸热反应还是放热反应? 活化能与反应热有关吗? E1-E2是反应热 即逆反应的活化能 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 二、有效碰撞理论 【教材挖掘】 　在化学反应的过程中，反应物分子必须具备一定的能量，碰撞还要有合 适的取向。活化能大的反应为什么不容易发生？ 分析：活化能大时，反应物分子不容易成为活化分子，因此发生有效碰撞 的概率很小，反应不易发生。 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 二、有效碰撞理论 【例题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： 催化剂 Mn3＋ 、Mn4＋ 2Ce4＋＋Ti＋ 2Ce3＋＋Ti3＋ （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 ⁠。 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 二、有效碰撞理论 （4）三步基元反应的活化能②＞①＞③，则基元反应中最容易发生的是 第 （填序号）步。 解析：反应前后存在、反应过程中不存在的物质是催化剂，故Mn2＋为该反 应的催化剂，中间体（中间产物）只在反应过程中出现，在初始反应物和 生成物中均不存在，故Mn3＋ 、Mn4＋为中间产物。活化能越小，反应越容 易发生，基元反应中最容易发生的是第③步。 ③　 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 二、有效碰撞理论 归纳总结 中间体、催化剂的判断 （2）反应前后存在、反应过程中不存在的物质是催化剂。 　（1）中间体（中间产物）只在反应过程中出现，在初始反应物和反应 产物中均不存在。 活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 理论模型： 反应物本身的性质 活化能的大小 单位体积内活化分子的多少 单位时间内有效碰撞次数的多少 化学反应 速率的快慢 决定 决定 决定 决定 内 因 外 因 结合碰撞理论，探讨外因的改变影响化学反应速率的原因 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 1、用碰撞理论解释浓度对速率的影响： 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 增大浓度 增加 增加 增加 增大 不变 分子总数:20 活化分子数:6 活化分子%:30% 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子%:30% 增大浓度 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 2、用碰撞理论解释压强对速率的影响： 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 增大压强 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子%:30% 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子%:30% 增大压强 增加 增加 增加 增大 不变 增大压强，相当于增大反应物浓度 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 2、用碰撞理论解释压强对速率的影响： 恒温恒容通入少量惰性气体: Ar 总气压增大 反应物浓度 不变 单位体积活化分子数不变 化学反应速率不变 恒温恒压通入少量惰性气体： 总气压不变 单位体积活化分子数减小 密闭容器体积增大 反应物浓度减小 单位时间有效碰撞次数不变 单位时间有效碰撞次数减小 化学反应速率减小 压强的“真变”与“假变” 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 3、用碰撞理论解释温度对速率的影响： 分子总数:10 活化分子数:3 活化分子%:30% 分子总数:10 活化分子数:7 活化分子%:70% 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 增大温度 升高温度 不变 增加 增加 增大 增加 普通分子获得能量，变成活化分子 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 4、用碰撞理论解释催化剂对速率的影响： 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 使用催化剂 增加 增加 增大 增加 不变 加正催化剂 活化能降低 普通分子变成活化分子 加入催化剂 课堂小结 单位时间内、单位体积内有效碰撞次数增多 单位体积内 活化分子数增大 增大反应物浓度 升高温度 增大化学反应速率 增大气体压强 催化剂 单位体积内活化分子百分数增大 meiyangyang8602 用简单碰撞理论解释影响化学反应速率的因素 大大加快化学反应速率 加快化学反应速率很快 29 友情提醒： 使用正催化剂同等程度的降低了正逆反应的活化能，所以可以同等程度的增大正逆反应速率，从而缩短反应到达平衡所需时间。 没特别指明一般指正催化剂 催化剂具有一定的选择性 生成物平均能量 活化分子具有能量 反应物平均能量 能量 反应物平均能量 生成物平均能量 解释：“对可逆反应而言，催化剂既能催化正反应又能催化逆反应”试利用如图原理加以解释？ E1 E2 有催化剂 活化分子 无催化剂 H2O2+MnO2+2H+=Mn2++O2↑+2H2O ……… ① Mn2++H2O2=MnO2+2H+ …………………… ② 思考：加入催化剂改变反应历程是怎么回事？为什么加入催化剂能降低活化能？ 2H2O2 ====== O2↑+2H2O …………………… ③ MnO2 =②+① 简化后 2H2O2 ====== O2↑+2H2O 催化剂的研究是高科技领域的重要内容。 练习1：某反应过程中的能量变化如图所示，下列说法正确的是( ) A.改变催化剂，可改变该反应的活化能 B.该反应为吸热反应，反应热等于△H C.a反应过程有催化剂参与 D.在催化剂作用下，该反应的活化能等于E1+E2 E1、E2分别代表b反应过程中各步反应的活化能，整个反应的活化能为能量较高的E1，故D项错误。 A × × × 练习2：NO在空气中存在如下反应： 催化剂呈现几个活化能较低的过渡态 【解析】快反应速率快，图像表征为活化能低；慢反应反应速率慢，图像表征为活化能高。在思考多步反应中速率控制步骤时，我们要考虑活化能高，比较难进行的反应是速率控制步骤。因此在实际生产中我们可以通过选择慢反应的合适催化剂来加快总反应速率。 2NO(g)＋O2(g) ⇌ 2NO2(g)，△H＜0。此反应分两步进行： Ⅰ. 2NO(g) ⇌ N2O2(g)， △H1>0；Ⅱ. N2O2(g)＋O2(g) ⇌ 2NO2(g)， △H2＜0。反应Ⅰ的反应速率数值较大，是一个快反应，而反应Ⅱ是一个慢反应。试确定哪步反应是反应速率的决速步骤，并绘制化学反应历程与能量变化图像。 能量 反应过程 E E1 反应物 生成物 △H 加催化剂 E2 练习3：反应2N2O5(g)→4NO2(g)＋O2(g)经历如下历程： 第一步N2O5 ⇌ NO3＋NO2， 快速平衡； 第二步NO2＋NO3→NO＋NO2＋O2，慢反应； 第三步NO＋NO3→2NO2， 快反应。 其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是（ ） A. v(第一步的逆反应) ＞v(第二步反应) B.反应的中间产物只有NO3 C.第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效 D.第三步反应的活化能较高 AC NO 第二步为慢反应，故NO2与NO3的碰撞仅部分有效 较低 【解析】第一步反应为可逆反应且快速平衡，而第二步反应为慢反应，所以v(第一步的逆反应)＞v(第二步反应)，A正确。B由第二步、第三步可知反应的中间产物还有NO，故B错误。C反应第二步为慢反应，故NO2与NO3的碰撞仅部分有效。故C正确。D第三步为快速反应，所以活化能较低。故D错误 34 扩展：飞秒化学 1、原理：跟踪和检测化学反应中某些寿命极短的过渡态，必须采用10－15～10－12 s的时间分辨技术，可以分辨分子、原子飞秒级变动图像的激光脉冲技术，可以跟踪、观察基元反应的整个过程。 2、定义：对超快速化学反应的研究称为飞秒(fs，1fs＝10﹣15 s)化学。 3、意义：飞秒化学对了解化学反应机理、控制反应进程、充分利用物质和能源等非常重要。飞秒化学开创了化学反应的新世纪。我国在飞秒激光器的研究方面已达到国际水平。 课本P30 飞秒激光 冲刺时间分辨技术 【例题2】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=　 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　　　 　。  一、反应机理循环图 拓展专题1　反应机理循环图　能垒图 化学·选择性必修1 目 录 【例题3】目前，柴油发动机中添加尿素有利于环保，其 原因之一是尿素分解产生的氨气参与某催化过程，该催化过程可对汽车尾 气脱硝，催化机理如图1所示（部分物质未标出），反应历程如图2所示。 下列说法正确的是（　　） 化学·选择性必修1 目 录 A. 图1中①→②的反应为[CuⅡ（NH3）2]2＋＋NH3 B. 的使用可以增大反应物的平衡转化率 C. 升高温度，各基元反应的活化分子百分数均增加 D. 图2中TS2比TS3稳定 √ 化学·选择性必修1 目 录 二、化学反应历程中的能垒图像 1. 图示 化学·选择性必修1 目 录 2. 能垒 可以简单理解为从左往右进行，包含最高能垒的反应我们称之为决速步 骤，也称为慢反应。如图中，从HCOO*＋H*到过渡态2的能量变化就是最 高能垒，而HCOO*＋H* CO2＋2H*是该历程的决速步骤。 化学·选择性必修1 目 录 3. 注意 （1）能垒越大，反应速率越小，即多步反应中能垒最大的反应为决速 反应。 （2）用不同催化剂催化化学反应，催化剂使能垒降低幅度越大，说明催 化效果越好。 （3）相同反应物同时发生多个竞争反应，其中能垒越小的反应，反应速 率越大，产物占比越高。 化学·选择性必修1 目 录 【例题4】甲烷在某含Mo催化剂作用下部分反应的能量 变化如图所示，下列说法错误的是（　C　） C A. E2＝1.41 eV B. 步骤2逆向反应的ΔH＝＋0.29 eV C. 步骤1的反应比步骤2快 D. 该过程实现了甲烷的氧化 化学·选择性必修1 目 录 【例题5】水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ① (填“<0、 =0或 >0”) <0 2 【例题5】水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ②决定反应速率步骤(慢反应)的化学方程式为： 。 【例题5】水煤气变换反应为 在金催化剂表面上水煤气变换 的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物质用 回答以下问题： ④该反应的活化能E活= ③该历程中最大能垒(活化能)E正= 总反应的活化能等于反应物的能量与具有最高能量过渡态的能量之差的绝对值。 1.86 ev 2.02 ev 简化后 46 $