活化能與有效碰撞++高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修1

第一節(jié)化學反應速率第二章化學反應速率和化學平衡2.1.3活化能與有效碰撞理論1.知道化學反應是有歷程的，認識基元反應活化能對化學反應速率的影響;知道催化劑可以改變反應歷程。2.能用簡單碰撞理論說明反應條件對化學反應速率的影響，體會理論模型的建構過程，強化模型認知意識。學習目標石油的形成氣體的爆炸Na2S2O3與H2SO4的反應1、為什么不同反應速率千差萬別，同一反應，條件不同，速率也不同?思考絕大多數(shù)的化學反應，并不是簡單一步(一蹴而就)就完成的，化學反應是有歷程的。2、你對“化學反應是有歷程的”這一說法有哪些理解?思考分步進行，反應時間較長一.活化能與簡單碰撞理論1、基元反應與反應歷程(1)基元反應：大多數(shù)的化學反應往往經(jīng)過多個反應步驟才能實現(xiàn)。其中每一步反應都稱為基元反應如：2HI=H2＋I2的2個基元反應為2HI→H2＋2I·、2I·―→I2注意：I·，叫自由基（帶有單電子的原子或原子團）(2)反應機理：先后進行的基元反應反映了化學反應的反應歷程，反應歷程又稱反應機理(3)許多化學反應都不是基元反應，而是由兩個或多個基元步驟完成的。假設反應：A2＋B=A2B是分兩個基元步驟完成的第一步A2＋c→2A(慢反應)第二步2A+B→A2B+c(快反應)對于總反應來說，決定反應速率的肯定是第一個基元步驟，即這種前一步的產物作為后一步的反應物的連串反應的?？偡磻俾实目炻赡且徊?jīng)Q定？決定速率的步驟是最慢的一個基元步驟反應機理中間體、催化劑的判斷(1)中間體:只在過程中出現(xiàn)[比如A];(2)催化劑:反應前后存在，過程中不存在[比如c]。催化劑直接和原料反應，可循環(huán)再生1、過氧化氫H2O2在水溶液中把溴化氫HBr氧化為溴Br2的反應：H2O2+2H++2Br－→Br2+2H2O反應機理為1.H2O2＋H+＋Br－+Mn2+→HOBr＋H2O(慢反應)2.HOBr＋Br－＋H+→Br2＋H2O+Mn2+(快反應)決定速率的就是第

個反應。反應的中間產物或中間體是

。Mn2+是反應中的

。一HOBr催化劑練一練(4)基元反應發(fā)生的先決條件：基元反應發(fā)生的先決條件是反應物的分子必須發(fā)生碰撞，但是并不是每一次分子碰撞都能發(fā)生化學反應2、有效碰撞與活化能(1)化學反應與有效碰撞以“打籃球”為例在(1)中，運動員沒有提供足夠的能量，球沒有落入籃筐；在(2)中，球雖然具有足夠的能量，但沒有合適的取向，球也沒有落入籃筐；在(3)中，球具有足夠的能量和合適的取向，球落入籃筐，這與導致發(fā)生反應的分子或離子間的碰撞類似HI的分解反應：2HI=H2＋I2，可能有以下幾種碰撞在(1)中，HI分子沒有足夠的能量，因此碰撞過輕，兩個分子又彼此彈離在(2)中，由于碰撞沒有合適的取向，因此兩個分子也彼此彈離；在(3)中，分子具有足夠的能量且碰撞取向合適，因此導致H—I鍵的斷裂及H—H鍵和I—I鍵的形成，即發(fā)生分解反應，生成了H2和I2在某個化學反應中，那么多的反應物分子，其能量高低各不相同。并且，在通常狀況下，能量相對較高的分子所占的比例較小，能量相對較低的分子所占的比例較大。研究證明，只有能量高度達到某一定值的分子，才能在碰撞以后有可能使原子間的化學鍵斷裂，從而導致化學反應的發(fā)生。我們把能夠發(fā)生化學反應的分子碰撞叫做有效碰撞，把能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子。(但是活化分子也并不是每次碰撞都能引起化學反應的發(fā)生)能夠發(fā)生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定發(fā)生有效碰撞，能發(fā)生化學反應的碰撞才是有效碰撞(2)有效碰撞①概念：把能夠發(fā)生化學反應的碰撞叫做有效碰撞②條件：具有足夠的能量；具有合適的取向(缺一不可，同時滿足)③與反應速率的關系：碰撞的頻率越高，則反應速率越快(3)活化能和活化分子①活化分子：把能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子注意：某化學反應一定條件下，反應物分子中活化分子百分數(shù)是一定的②活化能：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差，叫做反應的活化能③活化分子的特點：活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量，活化分子在碰撞后有可能使原子間的化學鍵斷裂從而導致化學反應的發(fā)生2、下列說法正確的是()A、一定條件下，增大反應物的量會加快化學反應速率。B、增大壓強，肯定會加快化學反應速率。C、活化分子間所發(fā)生的碰撞為有效碰撞。D、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫活化分子。3、．下列說法不正確的是(

)A．能量較高、有可能發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子B．活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差稱為活化能C．催化劑能參與反應，可降低原反應所需活化能D．非活化分子也有可能發(fā)生有效碰撞DD練一練3、反應物、生成物的能量與活化能有什么關系?化學反應速率與活化分子、有效碰撞有什么關系??思考④反應物、生成物的能量與活化能的關系圖E1：正反應的活化能E2：活化分子變成生成物分子放出的能量，也可認為是逆反應的活化能E1－E2：反應熱，即ΔH＝E1－E2特別提示:活化能越小，普通分子就越容易變成活化分子。⑤化學反應速率與活化分子、有效碰撞的關系反應物分子中活化分子的百分數(shù)越大、單位體積內活化分子數(shù)越多，單位時間內有效碰撞的次數(shù)越多，化學反應速率越快。(4)基元反應發(fā)生經(jīng)歷的過程一個反應要發(fā)生一般要經(jīng)歷的幾個過程過程普通分子得到能量活化分子合理取向的碰撞有效碰撞新物質能量活化能基元反應過渡狀態(tài)理論(自學)4、能否用碰撞理論解釋:當其他條件相同時，為什么增大反應物濃度化學反應速率增大，而反之速率減小?為什么升溫會使化學反應速率增大，而降溫使速率減小?為什么增大壓強會使化學反應速率增大，而減小使速率減小?為什么使用(正)催化劑會使化學反應速率增大?思考二.用有效碰撞理論解釋外界條件對化學反應速率的影響1、影響化學速率的內因不同物質的活化能大小不同，活化能小的化學反應速率快，活化能大的反應速率慢活化能大小主要是由反應物自身的性質決定的(改變外界條件也可以改變反應的活化能，如：加入催化劑)，即反應物自身的性質影響著化學反應所需的活化能，從而影響化學反應速率的大小如：活化能小→普通分子容易變成活化分子→活化分子百分數(shù)大→單位體積內活化分子數(shù)多→單位時間、單位體積內有效碰撞次數(shù)多→化學反應速率大(內因對化學反應速率的影響)2、反應物的濃度與有效碰撞次數(shù)在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子在反應物分子中所占的百分數(shù)是一定的，因此，單位體積內活化分子的數(shù)目與單位體積內反應物的分子的總數(shù)成正比，也就是和反應物的濃度呈正比。如：原來每單位體積里有100個反應物分子，其中只有5個活化分子，活化分子百分數(shù)為5%，如果每單位內的反應物分子增加到200個，其中必定有10個活化分子，那么單位時間內有效碰撞次數(shù)也相應增多，化學反應速率就增大。因此，增大反應物濃度可以增大化學反應速率化學反應速率與分子間的有效碰撞頻率有關，所有能夠改變內能、運動速率，以及碰撞幾率的方法，都可以用來改變、控制反應的速率，即活化分子百分數(shù)和單位體積活化分子數(shù)增大時，化學反應速率也就增大3、有效碰撞理論對影響化學反應速率因素的解釋(圖示法)已知甲圖有10個分子，其中有3個是活化分子(用””表示)，因此活化分子百分數(shù)為30%，保持體積不變，再充入10個分子，相當于增加反應物的濃度(如乙圖)，此時活化分子百分數(shù)不變，活化分子數(shù)增多，單位體積活化分子數(shù)增多，單位時間內有效碰撞的次數(shù)增加，反應速率增大甲乙(1)濃度對化學反應速率影響的微觀解釋反應物濃度增大→反應物分子總數(shù)增多→由于活化分子百分數(shù)不變→活化分子總數(shù)增多→單位體積內活化分子數(shù)增多→單位時間內有效碰撞幾率增加→反應速率加快；反之，反應速率減慢(2)壓強對化學反應速率影響的微觀解釋增大壓強→氣體體積縮小→活化分子總數(shù)不變→活化分子百分數(shù)不變→但單位體積內活化分子數(shù)增多→單位時間內有效碰撞的次數(shù)增加→反應速率增大；反之，反應速率減小即壓強對化學反應速率的影響，可轉化成濃度對化學反應速率的影響(3)溫度對化學反應速率影響的微觀解釋升高溫度→反應物分子的能量增加→使一部分原來能量較低的分子變成活化分→活化分子總數(shù)增多→活化分子的百分數(shù)增大→單位體積內活化分子數(shù)增多→單位時間內有效碰撞的次數(shù)增加→反應速率增大；反之，反應速率減小(4)催化劑對化學反應速率影響的微觀解釋使用(正)催化劑→改變了反應的歷程(如下圖)，反應的活化能降低→活化分子總數(shù)增多→活化分子的百分數(shù)增大→單位體積內活化分子數(shù)增多→單位時間內有效碰撞的幾率增加→反應速率加快4、反應C(s)+H2O(g)?CO(g)+H2(g)在一可變容積的密閉容器中進行，下列條件的改變對其反應速率幾乎無影響的是()A.增加C的量B.將容器的體積縮小一半C.保持體積不變，充入N2使體系壓強增大D.保持壓強不變，充入N2使容器體積變大練一練BD5、設NO+CO2?2CO(正反應吸熱)反應速率為v1；N2+3H2?2NH3(正反應放熱)反應速率為v2。對于前述反應，當溫度升高時，v1和v2變化情況為()A、同時增大B、同時減小C、v1減少，v2增大D、v1增大，v2減小練一練A6.選擇題①.增大反應物的濃度使反應速率加快的主要原因（）②.對于氣體參與體系增大壓強使反應速率加快的主要原因是（）③.升高溫度使反應速率加快的主要原因是（）④.使用催化劑使反應速率加快的主要原因是（）A.活化分子百分數(shù)不變，但提高單位體積內活化分子的總數(shù)B.增大分子的運動速率而使有效碰撞增加C.升高反應物分子的能量，使活化分子的百分數(shù)增加D.降低反應所需的能量，使活化分子百分數(shù)