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第一节　化学反应速率
第3课时　活化能　理论解释外因对化学反应速率的影响
第二章　化学反应速率与化学平衡
[学习目标]
1.了解反应历程、活化能的概念。
2.掌握有效碰撞理论并能用其解释外因对反应速率的影响(重、难点)。
化学 必修第一册 人民教育出版社
化学 必修第二册 人民教育出版社
为什么不同反应速率千差万别，同一反应，条件不同，速率也不同？
绝大多数的化学反应，并不是简单一步就完成的，化学反应是有历程的。
石油的形成 气体爆炸
Na2S2O3与H2SO4反应
新课引入
研究发现大多数化学反应不是经过简单碰撞完成的，而是经过多个反应步骤。
一、基元反应与反应历程
一、基元反应与反应历程
其中每一步反应都称为基元反应。
2HI―→H2＋2I·
2I·―→I2
2HI===H2＋I2
1．基元反应
2．反应机理
先后进行的基元反应反映了化学反应的反应历程，反应历程又称反应机理。
思考交流
1. 由反应物微粒一步直接实现的化学反应称为基元反应。
某化学反应是通过三步基元反应实现：
①Ce4＋＋Mn2＋―→Ce3＋＋Mn3＋；
②Ce4＋＋Mn3＋―→Ce3＋＋Mn4＋；
③Ti＋＋Mn4＋―→Ti3＋＋Mn2＋。由此可知：
(1)Mn2＋反应前后都存在，是该反应的_______。
(2)该反应的中间体有_____________。
(3)该反应的总反应的方程式为__________________________。
催化剂
Mn3＋、Mn4＋
2Ce4＋＋Ti＋===2Ce3＋＋Ti3＋
一、基元反应与反应历程
思考交流
2. 甲烷气相热分解反应的化学方程式为2CH4―→CH3—CH3＋H2，
该反应的机理如下：
①CH4―→·CH3＋H·； ②___________________________；
③CH4＋H·―→·CH3＋H2；④·CH3＋H·―→CH4。
补充反应②的方程式。
·CH3＋CH4―→CH3—CH3＋H·
自由基反应过程：链引发、链传递、链终止
链传递：有自由基和乙烷生成
反思归纳
反应机理中间体、催化剂的判断
(1)中间体：只在过程中出现；
(2)催化剂：反应前后存在，过程中不存在。
催化剂直接和原料反应，可循环再生。
一、基元反应与反应历程
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
1．有效碰撞理论
(1)基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞
但并不是每一次碰撞都能发生化学反应。
(2)有效碰撞
①概念：能够发生化学反应的碰撞
②条件：足够的能量；合适的取向
③与反应速率的关系：
碰撞频率越高，反应速率越快。
能量不足
取向不合适
有效碰撞
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
1．有效碰撞理论
(1)基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞
但并不是每一次碰撞都能发生化学反应。
(2)有效碰撞
(3)活化能和活化分子
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
对于某一化学反应来说，在一定条件下，
反应物分子中活化分子的百分数是一定的。
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
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
1．有效碰撞理论
(4)反应物、生成物的能量与活化能的关系图
E1：正反应的活化能
E2：活化分子变成生成物分子放出的能量
也可认为是逆反应的活化能
E1－E2：反应热
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
1．有效碰撞理论
2．有效碰撞与反应速率的关系
问题思考：
化学反应速率与活化分子有什么关系？根据有效碰撞理论，联系化学反应速率的影响因素，讨论各因素是如何影响化学反应速率的。
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
改变条件
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，反之化学反应速率减小
3．用有效碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
(1)浓度、压强对化学反应速率的影响
增大反应物浓度
单位体积内分子总数增多，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增多
单位时间内、
单位体积内有效碰撞
次数增加
化学反应速率增大
增大压强
(相当于增大浓度)
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
升温
(体系能量升高)
单位体积内分子总数不变，活化分子百分数增多，活化分子数增加
单位时间内、
单位体积内
有效碰撞
次数增加
化学反应速率增大
催化剂
(活化能降低)
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
3．用有效碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
(2) 温度、催化剂对化学反应速率的影响
思考交流
1. 正误判断
(1)当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时才能发生化学反应
(2)减小反应物的浓度，使活化分子百分数减小，化学反应速率减小
(3)温度不变，减小气体的压强，单位体积内活化分子数减小，化学反应速率
一定减小
(4)降低放热反应体系的温度，活化分子百分数减小，化学反应速率一定减小
(5)催化剂能改变反应历程，降低反应的活化能，使用催化剂可增大化学反应速率
√
×
√
√
√
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
2. 一定温度下，反应N2(g)＋O2(g) 2NO(g)在密闭容器中进行，
回答下列措施对化学反应速率的影响(填“增大”“减小”或“不变”)。
(1)缩小体积使压强增大：_____，原因是________________________
_________________________。
(2)恒容充入He：_____，原因是_________________________。
思考交流
增大
单位体积内活化分子数目
增多，有效碰撞的次数增加
不变
单位体积内活化分子数不变
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
思考交流
3. H2O2是重要的消毒剂、氧化剂，研究其分解反应有重要意义。
KI能催化H2O2的分解。
①不加KI：2H2O2===2H2O＋O2↑
②加入KI：H2O2＋I－===H2O＋IO－；H2O2＋IO－===H2O＋O2↑＋I－
H2O2分解反应过程中能量变化如图所示。下列判断不正确的是
A.加入KI后改变了反应的历程
B.加入KI后改变了反应2H2O2===2H2O＋O2↑的反应热
C.H2O2＋I－===H2O＋IO－是吸热反应
D.KI降低了该反应的活化能
√
催化剂不能改变反应的始态和终态，即不能改变反应的反应热
H2O2和 I﹣具有的能量小于H2O和 IO﹣具有的能量
二、有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响
自我测试
1. 在恒容密闭容器中发生反应：C(s)＋CO2(g) 2CO(g)　ΔH＞0，
下列措施一定能加快反应速率的是
A.增加碳的用量
B.升高温度
C.充入氦增大容器内的压强
D.降低CO2浓度
√
碳是固体，速率不变
反应物分子的能量增加，分子之间有效碰撞次数增加，速率加快
气体物质的浓度不变，速率不变
单位体积内活化分子数目减少，分子之间有效碰撞次数减少，速率减小
自我测试
2. (2022·沈阳高二检测)氧化亚氮在碘蒸气存在时的热分解反应：2N2O===2N2＋O2，其反应机理包含以下步骤：
第一步：I2(g) 2I(g)(快反应)；
第二步：I(g)＋N2O(g)―→N2(g)＋IO(g)(慢反应)；
第三步：IO(g)＋N2O(g)―→N2(g)＋O2(g)＋I(g)(快反应)。
下列说法错误的是
A.第二步对分解反应速率起决定作用
B.I2的浓度与N2O的分解速率无关
C.慢反应的活化能大于快反应的活化能
D.第二步反应中I(g)作还原剂
√
化学反应速率的快慢取决于慢反应
I2是反应物，碘蒸气的浓度与N2O的分解速率有关
活化能越大反应速率越慢
第二步反应中I(g)→IO(g)，I元素化合价升高，作还原剂
自我测试
3. 平流层中氟氯烃对臭氧层的破坏是由于含氯化合物
的催化作用改变了臭氧分解反应的历程，其反应过程
的能量变化如图。总反应：O3＋O―→2O2。
催化反应：①O3＋Cl―→O2＋ClO； ②ClO＋O―→Cl＋O2。
下列说法正确的是
A.Ea＝Ea1＋Ea2
B.反应①为吸热反应，反应②为放热反应，因此反应速率：反应①＜反应②
C.对于加了催化剂的反应：反应速率主要由反应①决定
D.对于总反应，反应物的键能之和大于生成物的键能之和
√
催化效率越强，活化能降低越多，Ea与(Ea1＋Ea2)之间没有等量关系
该反应为放热反应，焓变小于0，焓变＝反应物的总键能－生成物的总键能
活化能：反应①大于反应②，则反应速率：反应①＜反应②，与反应是吸、放热无关
自我测试
4. 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_______。
A＋B―→C
C―→E＋F
E3－E1
C
E4－E1
E5－E2
第一步
本节内容结束

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