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

知识回顾——化学反应速率 1.在2 L容积不变容器中发生 N2＋3H2 2NH3的反应。现通入0.8 mol H2 和 0.4 mol N2 ，2 min 后达到平衡，生成了0.06 mol/L NH3 。 ①求v (H2)、v (N2) 、v(NH3)。 ②求达到平衡后c (H2) 、c (N2)。 ③求反应过程中H2、N2的转化率。 “三段式”计算模板 知识回顾——影响化学反应速率的因素 2.对于 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑，改变下列条件对生成氢气的速率有何影响? ①增大盐酸的浓度; ②增大铁的质量; ③把铁块改成铁粉; ④加入氯化钠固体; ⑤加入醋酸钠固体; ⑥升高温度; ⑦滴入几滴 CuSO4 溶液; ⑧加入一定体积的Na2SO4 溶液。 3.对于反应 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，在恒温恒容条件下进行，下列措施对化学反应速率有何影响? ①缩小体积使压强增大; ②恒容充入 He; ③恒压充入 He; ④加入催化剂。 知识回顾——影响化学反应速率的因素 (1)内因：反应物本身的性质是影响化学反应速率的主要因素。 (2)外因(其他条件不变，只改变一个条件) 加快 减小 加快 减小 减小 表面积 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? 选择性必修1 化学反应原理 第二章 化学反应速率与化学平衡 第一节 化学反应速率 2.1.3 活化能 我们以为的氢气和氨气砸催化剂的作用下发生多步反应 1、基元反应：通过碰撞一步直接转化为产物的反应。 例如：NO2 + CO=NO + CO2 但大多数化学反应并不是经过简单碰撞一次就能完成的，更多的化学反应过程要分为多步(基元反应)进行。 例如： 2HI=H2 + I2 第一步：2HI → 2I• + H2 第二步：2I• → I2 2、反应历程（反应机理）: 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2HI=H2+I2的反应历程。 基元反应与反应历程 化学反应是有历程的， 不同反应的历程不同，有的反应一步就能完成。 5 有效碰撞 【科学发现】2HI(g) H2(g) + I2(g) ，在 973 K、 1 L密闭容器中，HI 的浓度为1×10－3 mol /L，反应物分子碰撞次数每秒 3.5 × 1028 次，如果每次碰撞都发生的话，反应速率为 5.8×104 mol/(L·s) ，但实验测得实际反应速率为1.2×10 －8 mol/(L·s) 。 【思考】这些数据背后说明了什么？ 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。 (课本P25) 3、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 分子不停运动 碰撞 有效碰撞 无效碰撞 发生有效碰撞的条件 ①发生碰撞的分子必须有足够高的能量； ②分子发生碰撞时必须有合适的取向。 有效碰撞 类似于投篮，成功投进篮筐的才是有效的；需要两点 7 4、活化分子：具有足够的能量能发生有效碰撞的分子。 5、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。 反应物分子 平均能量 活化分子平均能量 活化分子与活化能 正反应的活化能 逆反应的活化能 活化能越低，化学反应速率越快。 反应热 = E1 - E2 【思考】活化分子具有的高能量从何来? ①吸收外界能量 （如加热、光照等） ； ②分子间碰撞时，能量交换不均衡而出现较高能量的分子。 简单碰撞理论 【化学史料】 1918 年，路易斯运用气体运动论的成果，提出了化学反应速率的碰撞理论。该理论认为，化学反应物分子间的有效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（活化分子百分数），化学反应速率越大。 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 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。 单位体积内活化分子数 = 单位体积内分子总数 × 活化分子百分数 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 1、温度对反应速率的影响P27 T1 T2 T1 ＜T2 升温 改变因素 单位体积内 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 升高温度 【思考1】温度是怎样影响放热反应、吸热反应的反应速率的？ 【思考2】对于可逆反应，温度对正、逆反应速率影响的程度一样吗？ 提示：升高温度—— ①主因：更重要的是反应物分子吸收了能量，单位体积内的活化分子数增加了。单位体积内有效碰撞的次数增加，反应速率增大。 ②次因：分子热运动加快，增加单位体积内分子碰撞的次数 提示：升高温度，正、逆反应速率均增大，但增大的程度不同，其中吸热反应速率增大程度大；降低温度，正、逆反应速率均降低，但降低的程度也不同，其中放热反应速率降低幅度小。 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 2、浓度对反应速率的影响P26 T1 增大浓度 改变因素 单位体积内 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 增大浓度 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 3、压强对反应速率的影响 增大压强 改变因素 单位体积内 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 增大压强 压强 P 2P 2P P 措施 基准 缩小体积 恒容充不相关气 恒压充不相关气 反应物浓度 基准 ↑ 单位体积 活化分子数 基准 ↑ 速率 基准 ↑ 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 3、压强对反应速率的影响【变式】 引起了反应物浓度变化的压强变化才影响速率。具体情况具体分析！ 在体积可变的容器中发生反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，当增大压强使容器体积缩小时，化学反应速率加快，其主要原因是（ ） 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.活化分子百分数未变，但单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增多 D.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 C 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 4、催化剂对反应速率的影响P27 改变因素 单位体积内 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞 几率（次数） 化学反应速率 加催化剂 使用催化剂 →通过改变反应历程 →降低反应活化能 Ea1>Ea2 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。 简单碰撞理论解释外界因素对化学反应速率的影响 4、催化剂对反应速率的影响P29 16 2.已知反应2HI(g) ⇌ H2(g)＋I2(g)的能量变化如图所示。下列说法正确的是（ ） A.常温下，向体积为V L的容器中充入2 mol HI(g)充分反应，可吸收12.5 kJ的热量 B.加入催化剂，分子的能量不变，但单位体积内活化分子数增多，反应速率加快 C.使用催化剂，Ea的数值减小，ΔH也减小 D.H2(g)＋I2(g) ⇌ 2HI(g)的活化能为12.5 kJ·mol－1 B 2021诺贝尔化学奖公布， 发明新催化剂2学者获奖 生活中环绕有许多催化剂。 通过汽车排气管中的金属催化剂——可以将废气中的有害物质转换成无害分子，又或是我们人体内的各种酶——帮助我们分解消化食物、新陈代谢等等。 在这些过程中“催化剂”是控制与改变化学反应重要物质。 催化剂 表彰两人在构建分子领域的贡献，促成开发第三类催化剂“不对称有机催化剂（asymmetric organocatalysis）” 埃及科学家泽维尔教授用飞秒分光技术观察化学反应的过渡状态，因在飞秒化学方面的突出贡献，1999年泽维尔获得了诺贝尔奖。 要跟踪和检测化学反应中某些寿命极短的中间体或过渡态，必须采用10－15－10－12s的时间分辨技术，这种对超快速化学反应的研究被形象地称为飞秒（fs，1fs＝10－15s）化学。 这些研究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。 冲刺时间分辨技术 始态、过渡态、终态 科学 技术 社会——飞秒化学（阅读P28） 小结 过渡状态理论对碰撞这一模型进行更深化的描述，应用了统计热力学和量子力学来处理问题。该理论认为反应并不是由简单的碰撞来完成的。分子发生碰撞首先形成一种过渡态的络合物，形成络合物的过程是需要一定能量的。因此络合物又称活化络合物。在碰撞过程中，不只将分子考虑成为一个硬球，而是要考虑分子之间及其内部的相互作用，而且这种作用并不是只存在于碰撞的瞬间，而是整个碰撞的过程都有这种作用。从而整个体系的势能也就随着碰撞的过程发生变化。形成的过渡态络合物是可逆地转化为产物。通过这个理论，我们可以仅有反应分子的本身属性就可以判断一个反应的速率常数。 在有气体参与的反应中，①增大反应物浓度、②升高温度、③增大压强(压缩体积)、④加入催化剂，若以上四种方法均可使反应速率增大，完成下列问题： (1)降低反应活化能的是______(填序号，下同)。 (2)增加活化分子百分比的是________。 (3)未改变活化分子百分比，增加单位体积内分子总数的是________。 (4)增加单位体积内活化分子数的是__________。 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 下列说法不正确的是( ) A.增加反应物浓度可增大单位体积内活化分子数，活化分子百分数保持不变 B.升高温度可以增大活化分子百分数，从而加快化学反应速率 C.压缩容器的容积，增大压强，活化分子百分数增大，从而加快任一反应的化学反应速率 D.催化剂可以降低反应所需的活化能，活化分子百分数增大 C C D 5.(2020·天津一中调研)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正确的是（ ） A.反应速率与I－浓度有关 B.IO－也是该反应的催化剂 C.反应活化能等于98 kJ·mol－1 D.v(H2O2)＝v(H2O)＝v(O2) 反应速率由慢反应决定 中间产物：无→有→无 催化剂：有→无→有 A 6.(2021年全国甲卷改编)二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。其中二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为： CO2(g) + 3H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g) 该反应一般认为通过如下步骤来实现： ①CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) ΔH1 = +41kJ/mol ②CO(g) + 2H2(g) = CH3OH(g) ΔH2 = -90kJ/mol （1）总反应的 ΔH = kJ/mol。 （2）若反应①是慢反应，请在坐标图中画出 总反应过程中能量变化示意图，并简述理由。 （3）已知断裂1mol化学键所需的能量：H－H 436kJ、C－H 414kJ、 C－O 326kJ、O－H 464kJ，判断断裂1molC = O键所需能量 。 -49 801.5kJ $