2.1.2 活化能 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修一

该高中化学课件聚焦活化能及有效碰撞理论，通过“回想·质疑”环节回顾浓度、温度等宏观因素对反应速率的影响，引出微观解释需求，搭建从宏观现象到微观本质的认知支架，衔接前后知识。 其亮点在于结合资料分析、模型建构与例题检测，以“足球进球”类比有效碰撞条件，通过分子碰撞数据、能量图等引导证据推理，培养科学思维与探究能力。学生能建立宏微联系，教师可提升教学效率。

第三课时活化能 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 1.7.2013 同学们好，今天我们进入化学反应速率的第三课时，重点探讨“活化能”这一核心概念。我们将从有效碰撞理论的角度，深入理解为什么有些反应需要加热才能发生，而有些反应却能瞬间完成。 ‹#› 浓度 温度 催化剂 增大浓度，化学反应速率增大。 减小浓度，化学反应速率减小。 升高温度，化学反应速率增大。 降低温度，化学反应速率减小。 加入催化剂，化学反应速率显著增大 一般情况下， 其他条件相同时 回想∙质疑 对于有气体参加的反应，改变压强同样可以改变化学反应速率。 上课节课我们知道，浓度、温度、压强及催化剂会影响化学反应速率，这些从宏观上都已得到证实，那么从微观反应上如何解释这些因素对化学反应速率的影响呢？ 一、深入的认识微观运动 资料1：通常情况下，当气体的浓度为1mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子的碰撞可达到1028次。 资料2：不同温度下，各速率区间的氧气分子数占总分子数的百分比 对资料分析可得： 1.分子之间存在剧烈碰撞 2.同温度下，分子的能量、运动速率不同 3.能量很高或很低的分子所占比例很小 4.升高温度，分子的能量增大 二、有效碰撞理论模型的建立 1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件。 1. 化学反应发生的先决条件 例如：2HI=H2+I2 实际上是经过下列两步反应完成的： 反应历程(反应机理)： 基元反应发生的先决条件：反应物分子必须互相接触发生碰撞 大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。每一步反应都称为基元反应。 二、有效碰撞理论模型的建立 1. 化学反应发生的先决条件 许多化学反应都不是基元反应，而是由两个或多个基元步骤完成的。 总反应：2HI =H2+I2 第一步：2HI = H2+2 I· (慢反应) 第二步：2I· = I2 (快反应) 对于总反应来说，决定反应速率的肯定是第一个基元步骤，即这种前一步的产物作为后一步的反应物的连串反应的。决定速率的步骤是最慢的一个基元步骤。 思考：总反应速率的快慢由哪一步决定？ 二、有效碰撞理论模型的建立 化学反应需要碰撞才能发生。通过刚才的资料，同学们已经知道当气体的浓度为1mol/L时，在每立方厘米，每秒内反应物分子碰撞的次数可高达1028次，如果所有的碰撞都能发生化学反应，那么反应都将可在瞬间内完成，但是事实上很多反应发生的很慢，这是为什么呢？ 力道不足 ——进不去球 取向不对 ——进不去球 力道、取向恰好 ——进球 什么样的碰撞才能发生化学反应呢？ 二、有效碰撞理论模型的建立 2. 有效碰撞理论模型 能量不足 (碰撞无法发生反应) HI HI HI HI 取向不对 (碰撞无法发生反应) HI HI HI HI 有效碰撞 (发生反应) H2 I2 HI HI 二、有效碰撞理论模型的建立 2. 有效碰撞理论模型 ①有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。 足够的能量 有效碰撞 合适的取向 ②活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子 3.注意： 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；（由于取向问题） ③有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关。 3.活化能的定义：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。活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。 能量 反应过程 E1 E2 反应物 生成物 活化分子 活化能 活化分子变成生成物分子放出的能量 反应热 活化能与反应热有关吗? 二、有效碰撞理论模型的建立 反应物分子 活化分子 有效碰撞 生成物分子 活化能 合适的取向 活化能越高，反应越难；活化能越低，反应越易。 能量 反应物 生成物 反应过程 正反应的活化能 E1 E1-E2 反应热 思考：对于可逆反应而言，E1和E2还有什么其他含义？ 逆反应的活化能 E2 ΔH =E1-E2 =反应物的活化能 ― 生成物的活化能 二、有效碰撞理论模型的建立 (1)在温度不变时，对某一个反应来说，活化分子在反应物中所占的百分数是恒定的，且与温度呈正比。 二、有效碰撞理论模型的建立 (2)活化分子百分数= 活化分子数 反应物分子数 ×100% 4. 活化分子百分数 【例1】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 (　　) × × × √ √ √ 【例2】 已知分解1 mol H2O2放出热量98 kJ,在含少量I-的溶液中,H2O2的分解分两步: ⅰ.H2O2+I- →H2O+IO-　慢反应 ⅱ.H2O2+IO- → H2O+O2+I-　快反应 下列有关反应的说法正确的是 ( 　) A.v(H2O2)=v(H2O)=v(O2) B.反应ⅰ比反应ⅱ的活化能小 C.H2O2分解速率与I-的浓度无关 D.H2O2(l)= H2O(l)+O2(g)　ΔH=-98 kJ·mol-1 D 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 化学反应速率快慢 决定 决定 决定 决定 内因 外因 浓度、压强、温度和催化剂 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 思考：当其他条件不变时，为什么增大反应物的浓度会使化学反应速率增大，而降低反应物的浓度会使化学反应速率减小？ 有效碰撞理论模型： 普通 分子 活化 能 活化 分子 合理 取向的 碰撞 有效 碰撞 新物质 能量 越小 越多 越多 越多 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 1. 浓度对化学反应速率的影响 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 浓度增大 →单位体积内n总↑ T不变，活%不变 单位体积内 n活增大 → 单位时间 内有效碰撞↑ →v↑ n活=n总×活% 反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的频率增加，反应速率增大。 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 想一想：与铜片反应浓硝酸为什么比稀硝酸更快？ 1. 浓度对化学反应速率的影响 思考：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？ 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 2. 温度对化学反应速率的影响 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 升高温度 活化分子%:70% 升高温度，一部分非活化分子吸收能量转化为活化分子，使得活化分子百分数提高，活化分子间的有效碰撞频率变大，故反应速率增大。 T↑ →普通分子变为活化分子 →单位体积活%↑ → 单位体积n活↑ →v↑ → 单位时间内有效碰撞↑ 思考：根据浓度、温度对化学反应速率，想一想催化剂怎么影响反应速率的呢？ 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 3. 催化剂对化学反应速率的影响 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% 其他条件相同时，使用催化剂，改变反应历程，降低反应活化能，单位体积内活化分子数目增多，单位体积内活化分子百分数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，化学反应速率增大。 加入催化剂 催化剂→降低反应的活化能 →单位体积内n总不变 T不变，活%↑ 单位体积内n活增大 → 单位时间内有效碰撞↑ →v↑ 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 3. 催化剂对化学反应速率的影响 催化剂改变反应历程，降低活化能 总反应：A+B=AB 未使用催化剂 反应A+B=AB的活化能为Ea 使用催化剂M 反应分两步（历程改变） 第一步：A+M=AM， 活化能为Eal 第二步AM+B=AB+M 活化能为Ea2 M是催化剂可以参与反应，前后质量不变；AM是中间物 思考：根据之前学习的化学反应的影响因素，解释一下压强对如何影响化学反应速率？ 【例3】2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)反应过程中能量变化如图所示。下列有关叙述不正确的是 (　 　) A.该反应中,反应物断键所需的总能量小于生成物成键所释放的总能量 B.该反应的逆反应为吸热反应,升高温度可提高活化分子的百分数 C.使用催化剂可以改变反应的活化能,但不能改变反应热 D.恒温恒容条件下通入氦气,使单位体积内O2的活化分子数增大 D 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 4. 压强对化学反应速率的影响 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% 其他条件相同时，增大反应体系压强，和增大反应物浓度对化学反应速率的影响因素是相同的，单位体积内活化分子数目增多，单位体积内活化分子百分数不变，单位时间内有效碰撞次数增多，化学反应速率增大。压强只对于有气体参加的反应的速率有影响。 【例4】在体积可变的容器中发生反应：2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)，当缩小容器体积使压强增大时，化学反应速率加快，其根本原因是(　　) A.分子运动速率加快，使反应物分子间的碰撞机会增多 B.反应物分子的能量增加，活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多 C.分子间距离减小，使所有的活化分子间的碰撞都成为有效碰撞 D.活化分子百分数不变，但单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增多 D 三、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响 5. 过渡态理论 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 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。 1.下列说法错误的是（ ） ①碰撞理论认为，反应物分子间进行碰撞才可能发生化学反应 ②活化分子间的碰撞一定是有效碰撞 ③催化剂加快反应速率的本质是降低了反应的活化能 ④只有增加活化分子的百分含量才能加快反应速率 ⑤对于基元反应而言，温度升高，反应速率一定增加 A．①④ B．②④ C．③⑤ D．②⑤ B 课堂检测 2.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)浓度能增大活化分子百分数，加快反应速率 C 3.下列说法正确的是 A．增大反应物浓度，可增大单位体积内活化分子的百分数，从而使反应速率增大 B．有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的体积)，可增加活化分子的百分数，从而使反应速率增大 C．升高温度能使化学反应速率增大的主要原因是增加了反应物分子中活化分子的百分数 D．使用催化剂，改变了反应的活化能，改变了活化分子百分数，化学反应速率一定加快 C 4.已知： ，该反应分①、②两步进行，其能量曲线如图所示，下列有关说法正确的是 A．反应①为吸热反应，反应②为放热反应，总反应为放热反应 B．HI是该反应催化剂，起到加快反应速率的作用 C．整个反应过程共有2个基元反应，决定速率的为第①步反应 D．ICl(g)+HI(g)= I2 (g)+HCl (g)  ΔH = -218kJ/mol C Lavf59.27.100 $