2.1.2碰撞理论 课件-2026-2027学年高二上学期化学人教版选择性必修1

第二章 化学反应速率和化学平衡 第一节 化学反应速率 第2课时 人教版化学选择性必修1《化学反应原理》 高中化学 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。反应物分子间有效碰撞的频率越高， 化学反应速率越大。 吉尔伯特·牛顿·路易斯 简单碰撞理论 【新课引入】 在运动中会发生碰撞 在一个洁净的容器中，使反应气体混合，气体分子因自由运动而不断相互碰撞(互相接触)， 假设与事实： 研究结果表明，从分子的热运动看，任何气体中分子间发生碰撞的机会很多。如在通常情况下，当气体的浓度为1mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子间的碰撞可达到1028次 基元反应 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。 (每一步反应) 反应历程(反应机理） 基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞。 二、活化能 1.基元反应 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) 总反应速率的快慢由慢反应决定 AB＋C→[A…B…C]→A＋BC 反应物　 过渡态　　 产物 二、活化能 1.基元反应 力道不足 (进不去球) 取向不对 (进不去球) 力道、取向恰好 (进球) 投篮 二、活化能 【思考】是不是反应物的分子每一次碰撞都能发生反应？ 不是 发生有效碰撞的条件: (1)发生碰撞的分子必须有足够的能量； (2)分子发生碰撞时必须有合适的取向。 【思考】是不是反应物的分子每一次碰撞都能发生反应？ 不是的 1. 有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞 力量不够 取向不好 有效碰撞 【思考】反应物的分子要发生有效碰撞需满足什么条件？ 发生有效碰撞的条件: (1)发生碰撞的分子必须有足够的能量； (2)分子发生碰撞时必须有合适的取向。 2. 有效碰撞： 能量不足 (碰撞无法发生反应) HI HI 取向不对 (碰撞无法发生反应) HI HI 有效碰撞 (发生反应) H2 I2 HI HI HI 分解反应中分子碰撞示意图 能够发生化学反应的碰撞； 二、活化能 2HI = H2 + I2 分子不停运动 接触 碰撞 有效碰撞 无效碰撞 足够的能量 合适的取向 E2-----逆反应的活化能 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 E反应物:反应物分子的平均能量 E生成物:生成物分子的平均能量 E1-----正反应的活化能 4.活化能： 3.活化分子: 具有足够能量，能发生有效碰撞的分子。 二、活化能 反应物平均能量 活化分子平均能量 E反应物 E生成物 ΔH ③有效碰撞的次数与单位体积内反应物中活化分子的数目有关。 5. 化学反应历程 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： 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) ■ 化学反应速率与单位时间内分子间有效碰撞次数（有效碰撞频率）有关 活化分子百分数 = ×100% 活化分子数 反应物分子总数 二、活化能 如图是CH4和Cl2反应生成CH3Cl和HCl的反应过程中各物质的能量关系变化。 （Ea表示活化能） 反应过程 过渡态 过渡态 问题1：有几个基元反应？ 2个 问题2：哪一步基元反应快？ 问题3：哪一步决定整个反应的速率（也叫“决速步”）？ 第1步 活化能越小，速率越快。 Ea1>Ea2，第一步是慢反应， 第二步是快反应。 中间体 (中间产物) Ea1是整个反应的活化能 二、活化能 慢反应：“决速步骤” [催化剂] 1、催化剂具有选择性 2、对于可逆反应，催化剂同等程度影响正、逆反应的速率 3、催化剂有一定的活化温度，温度过高，催化剂中毒（失活） 【注意】 二、活化能 4、催化剂降低反应活化能，但不改变反应的焓变，ΔH不变 6、简单碰撞理论 1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞理论。 反应速率越大 单位时间内有效碰撞次数越 。 单位体积内活化分子数越 。 大 多 其他条件相同时，改变某一反应条件→单位体积内活化分子数目增多（或减少）→单位时间内有效碰撞次数增多（或减少）→化学反应速率增大（或减小）。 如何用碰撞理论解释反应条件对化学反应速率的影响？ 二、活化能 13 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 2. 能改变反应物分子中活化分子百分数的条件是( ) ①浓度 ②压强 ③温度 ④催化剂 A. ①③ B. ②④ C. ③④ D. ①②③④ C 1．下列有关活化分子的说法正确的是 (　　) A．增大反应物浓度可以提高活化分子百分数 B．增大体系的压强一定能提高活化分子百分数 C．使用合适的催化剂可以增大活化分子的能量 D．升高温度能提高活化分子百分数 当堂训练 D 解析：升高温度、加入催化剂能提高活化分子百分数，且加入催化剂可降低反应的活化能；增加反应物浓度、增大体系压强只增大单位体积活化分子的数目，活化分子百分数不变；只有D正确。 2．某温度下，体积一定的密闭容器中进行如下反应： 2X(g)＋Y(g) Z(g)＋W(s)　ΔH>0，下列叙述正确的是 (　　) A．在容器中通入氩气，反应速率不变 B．加入少量W，逆反应速率增大 C．升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小 D．将容器的体积缩小，可增大活化分子的百分数，有效碰撞 次数增大 A 解析：通入氩气，容器中压强增大，但各物质浓度不变，所以反应速率不变，A正确；W是固体，固体量的增减不会引起化学反应速率的改变，所以加入少量固体W，正、逆反应速率均不变，B不正确；升温，正逆反应速率均增大，C不正确；容器的体积缩小，活化分子的百分数不变，D不正确。 当堂训练 随 堂 练 习 3.下列说法不正确的是( ) A.增大反应物浓度，活化分子百分数增大，有效碰撞次数增多 B.增大压强，单位体积内气体的活化分子数增多，有效碰撞次数增多 C.升高温度，活化分子百分数增加，分子运动速度加快，有效碰撞次数增多 D.催化剂能降低反应的活化能，提高活化分子百分数，有效碰撞次数增多 A 4.一定条件下，密闭容器中发生反应M(g) 　　N(g)，反应过程中的能量变化如图中曲线Ⅰ所示。下列说法错误的是（ ） A.该反应中正反应的活化能为(E3－E2) kJ·mol－1 B.该反应的反应热为(E1－E2) kJ·mol－1 C.曲线Ⅱ表示其他条件不变，升高温度时的能量变化 D.曲线Ⅲ表示其他条件不变，加入催化剂时的能量变化 C 随 堂 练 习 5.已知分解1 mol H2O2放出热量98 kJ，在含少量I－的溶液中，H2O2分解的机理为H2O2＋I－===H2O＋IO－(慢)、H2O2＋IO－===H2O＋O2＋I－(快)。下列有关该反应的说法不正确的是（ ） A.总反应中v(H2O2)∶v(O2)＝2∶1 B.H2O2的分解速率与I－的浓度有关 C.该反应的催化剂是I－，而不是IO－ D.由于催化剂的加入降低了反应的活化能，使该反应 活化能低于98 kJ·mol－1 D 随 堂 练 习 6.我国科研人员提出了由CO2和CH4转化为高附加值产品CH3COOH的催化反应历程。该历程示意图如右。下列说法 不正确的是（ ） A.生成CH3COOH总反应的原子利用率为100% B.CH4→CH3COOH过程中，有C—H发生断裂 C.①→②放出能量并形成了C—C D.该催化剂可改变反应的反应热 D 随 堂 练 习 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＋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＝_______，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＝_________； 第二步反应的活化能Ea2＝_________。 (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_______。 1.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 （C） END  $