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1

该高中化学课件聚焦“活化能”核心内容，从回顾影响化学反应速率的内外因切入，通过“如何解释浓度等因素影响速率”设问，衔接基元反应、有效碰撞条件及活化能概念，搭建从宏观现象到微观本质的学习支架。 其亮点在于以科学思维为导向，结合HI分解基元反应实例、能量曲线图分析及因素影响对比表格，帮助学生建构反应速率微观模型，辅以例题和随堂训练培养证据推理能力。既深化学生对化学变化规律的理解，又为教师提供逻辑清晰的教学资源。

第一节 化学反应速率 第2课时 活化能 第二章　化学反应速率与化学平衡 1 影响化学反应速率的因素 内 因 外 因 接触面积 …… 催化剂 压 强 浓 度 温 度 回顾旧知——影响化学反应速率的因素 如何解释浓度、压强、温度及催化剂等因素对化学反应速率的影响呢? 这就要求我们去研究化学反应的原理与本质。 2 2HI===H2＋I2 第一步：2HI → H2＋2I· 第二步：2I· → I2 自由基 带有单电子的原子或原子团, 反应活性很强，寿命极短 研究发现，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。其中每一步反应都称为基元反应。 这两个先后进行的基元反应反映了化学反应(2HI===H2＋I2)的反应历程，反应历程又称反应机理。 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。 基元反应与反应历程 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。 假设反应：A2＋B=A2B是分两个基元步骤完成的 第一步 A2＋c→2A (慢反应) 第二步 2A+B→A2B+c (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。 问：总反应速率的快慢由哪一步决定？ 一个化学反应的速率就取决于速率最慢的基元反应 基元反应与反应历程 任何一个基元反应都能发生吗？ 通常情况下，当气体的浓度为 1 mol/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的话，任何气体的反应均可以瞬间完成。但实际并非如此。 基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，而并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。 CONTENTS 目录 有效碰撞和活化能 吉尔伯特·牛顿·路易斯 碰撞理论： 反应物分子间的相互碰撞是反应进行的必要条件，但并不是每次碰撞都能引起反应，只有少数分子碰撞才能发生化学反应。能引发化学反应的碰撞称之为有效碰撞，反应物分子间有效碰撞的频率越高，化学反应速率越大。 1918年 CONTENTS 目录 有效碰撞和活化能 1、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。 a.力量不够 b. 取向不好 c.好球，有效碰撞 ① 反应物分子必须具有一定的能量； ② 碰撞时要有合适的取向。 有效碰撞条件：足够的能量；合适的取向； 与反应速率的关系：碰撞频率高，速率快 实质：有效碰撞能使化学键断裂，从而发生化学反应。 HI HI HI HI 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 H2 I2 HI HI 有效碰撞 发生反应 HI分子的几种可能的碰撞模式 CONTENTS 目录 有效碰撞和活化能 (课本P25)以气体的反应为例，任何气体中分子间的碰撞次数都是非常巨大的。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。如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10-5就可以完成。任何气体的反应均可瞬间完成。但实际并非如此。这就说明并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。 7 2.活化能 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有效碰撞次数多少与单位体积内反应物中活化分子多少有关。 ④外界条件不变时，反应物分子中活化分子的百分数是一定的。 （1）活化分子：具有足够的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% CONTENTS 目录 有效碰撞和活化能 （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 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 活化分子变成生成物 分子放出的能量 普通分子 吸收 能量 活化分子 有效碰撞 生成物 放出 能量 活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。 反应热 = E1 - E2 活化能和反应速率的关系:活化能越低，单位体积内活化分子数越多，单位时间单位体积内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率就会越快。 CONTENTS 目录 有效碰撞和活化能 【例1】如图所示是298K时，A2与B2反应过程中能量变化的曲线图，下列叙述正确的是 A．加入催化剂，反应热发生改变 B．该反应为吸热反应 C．逆反应的活化能大于正反应的活化能 D．该反应的 ∆H= (b-a) kJ/mol B 一、基元反应和活化能 【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 一、基元反应和活化能 D 化学反应的碰撞理论 化学反应速率的简单碰撞理论：反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件；反应物分子间有效碰撞的频率（单位时间内的有效碰撞次数）越高，即应提高单位体积内活化分子数，化学反应速率越大。 化学反应历程： 普通分子 吸收 能量 活化分子 有效碰撞 发生反应 取向合适 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。 分析模型 单位体积内 活化分子数增大 单位时间内、单位体积内有效碰撞次数增多 化学反应速率增大 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 12 1.浓度对反应速率的影响 活化分子 其它条件不变时 增大反应物浓度 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 分子 总数 活化 分子数 增大浓度 增加 增加 增加 增大 活化分子 百分数？ 不变 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 2.温度对反应速率的影响 活化分子 其它条件不变时 升高温度 反应物分子吸收了能量，单位体积内的活化分子数增加了 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 分子 总数 活化 分子数 升高温度 不变 增加 增加 增大 活化分子百分数？ 增大 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 活化分子 3.压强对反应速率的影响——压缩气体 恒容时 压缩体积或充入气态反应物 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 分子 总数 活化 分子数 增大压强 增加 增加 增加 增大 气体P↑，V体↓，气体浓度↑ 即单位体积内反应物分子总数↑ 活化分子 百分数？ 不变 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 活化分子 3.压强对反应速率的影响——充入无关气体 恒容时 充入非反应气体 在其它条件不变时，恒容条件下，充入无关气体，压强增大，但各物质浓度不变，反应速率不变 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 3.压强对反应速率的影响——充入无关气体 活化分子 恒压时 充入非反应气体 在其它条件不变时，恒压条件下，充入无关气体，体积增大，各物质浓度减小，反应速率减慢 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 ∆H = E1 - E2 如何解释催化剂对化学反应速率的影响？ 催化剂能改变反应历程，降低反应活化能 活化能越低，化学反应速率越快 过渡态 E1 E2 过渡态1 过渡态2 E3 E1：正反应活化能（无催化剂） E3：正反应活化能（加催化剂） E2逆反应活化能（无催化剂） 思考6：催化剂是否会改变化学反应的反应热（∆H）？ ∆H 影响 外因 单位体积内 有效碰撞几率 （次数） 化学反应速率 分子总数 活化分子数 加催化剂 不变 增加 加快 增加 活化分子百分数？ 催化剂不改变反应热 变大 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 18 4.催化剂对反应速率的影响 催化剂的研究是高科技领域的重要内容。 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 5.过渡态 过渡态 终态 始态 反应的过程 AB＋BC→[A…B…C]→AB＋C 反应物　 过渡态　　 产物 过渡态理论： 反应物分子并不只是通过简单的碰撞直接形成产物，而是必须经过一个形成活化络合物的过渡状态，并且达到这个过渡状态需要一定的活化能。 这与爬山类似，山的最高点便是过渡态。（每一步基元反应都要经历一个过渡态） 活化能越低，化学反应越易发生， 化学反应速率越快 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 未使用催化剂时：反应的活化能为Ea 使用催化剂K后，反应分两步 第一步：活化能为Eal 第二步：活化能为Ea2 这两个分步反应的活化能都比原来的Ea要小，因此反应速率加快。 又因为Ea1>Ea2，所以第一步是慢反应，第二步是快反应。而整个反应的速率是由慢反应决定的，也叫“决速步骤”。所以第一步的活化能Eal 就是在催化剂条件下整个反应的活化能。 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 1.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 练·技能实战 催化剂的特性 催化剂具有选择性，不同反应有不同的催化剂 01 对于可逆反应。催化剂同等程度影响正、逆反应的速率 02 催化剂有一定的活化温度，不同催化剂的活化温度不同，温度过高，催化剂中毒（失活） 03 CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 【小结】 影响化学反应速率的外因 增大化学反应速率 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 (活化分子百分数不变) 增大反应物浓度 增大气体压强 单位体积内 活化分子百分数增大 升高温度 (体系能量升高) 催化剂 (活化能降低) CONTENTS 目录 有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释 1.判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。 (1)增大压强一定能增大化学反应速率( ) (2)增大压强一定改变了活化分子的百分数( ) (3)用相同质量的锌粉和锌片与同浓度的足量盐酸反应，产生氢气的量和速率都相同( ) (4)对于COCl2(g) ⇌CO(g)＋Cl2(g)　ΔH>0，升温能加快正反应速率，降低逆反应速率( ) (5)催化剂能使不能发生的化学反应发生( ) × × × × × 随堂训练 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 随堂训练 反应机理中间体、催化剂的判断：① 中间体:只在过程中出现（比如A）; ② 催化剂:反应前后存在，过程中不存在（比如c）。 催化剂直接和原料反应，可循环再生 4．活泼自由基与氧气的反应一直是关注的热点。HNO自由基与O2反应过程的能量变化如图所示。下列说法正确的是(　　)  A．该反应为吸热反应 B．产物的稳定性：P1>P2 C．该历程中最大正反应的活化能E正＝186.19 kJ·mol－1 D．相同条件下，由中间产物Z转化为产物的速率：v(P1)<v(P2) C 练·技能实战 $