资源简介

(共26张PPT)
2.1.3 活化能
核心素养目标
1.宏观辨识与微观探析：
宏观层面：通过观察催化剂对反应速率的显著影响、温度升高使反应明显加快等现象，建立 “活化能降低→宏观速率突增” 的关联认知。
微观层面：从活化分子、有效碰撞理论出发，理解活化能是反应物分子转化为活化分子所需的最小能量，形成 “活化能高低→有效碰撞频率→宏观速率” 的微观解释模型。
2.变化观念与平衡思想：
能量变化观念：认识活化能是决定反应速率的内在因素，理解改变外界条件本质是通过改变活化能或活化分子百分数来影响速率，建立 “能量壁垒→反应难易→速率调控” 的思维链条。
模型建构思想：通过活化能与反应速率的关系图，建构 “活化能越低→反应越易进行” 的科学模型，体会理论模型对解释宏观现象的指导作用。
3.科学态度与社会责任：
科学探究精神：在探究催化剂对活化能的影响实验中，培养设计对照实验、分析数据差异的严谨态度，体验 “提出假设→实验验证→理论建构” 的科学研究方法。
学习重难点
学习重点
1.活化能的概念：理解活化能是反应物分子变为活化分子所需的最小能量，明确其单位（kJ/mol）及对反应速率的决定性作用。
2.活化能与反应速率的关系：掌握 “活化能越低，反应速率越快” 的规律，能用活化分子百分数、有效碰撞频率解释温度、催化剂对活化能的影响。
学习难点
1.活化能的微观本质：从分子能量分布的角度理解活化能是反应的 “能量壁垒”，突破 “活化能抽象概念→微观粒子行为” 的认知障碍。
2.催化剂的作用机制：理解催化剂通过降低反应的活化能来加快速率，而不改变反应的始态和终态，避免混淆 “催化剂改变化学平衡” 的错误认知。
课前导入
篮球比赛中，当两名球员以恰到好处的力度和角度卡位抢篮板时，这种 “合理碰撞” 就像化学反应中分子带着足够能量的有效碰撞，能精准推动战术的 “反应” 发生；而如果有人蓄意用肘部顶人、故意伸腿绊倒对手，这类 “恶意碰撞” 则如同能量不足或方向偏差的无效碰撞，不仅无法推进比赛进程，还会因违例被吹停。就像化学反应需要分子具备 “活化能” 才能突破反应壁垒，篮球场上的有效对抗也需要符合规则的 “能量阈值”，今天我们就来揭开活化能如何决定化学反应的奥秘
压强对化学反应速率的影响规律
PART 01
1.压强对化学反应速率的影响规律
（1）影响规律
对于有气体参加的反应，当其他条件相同时，增大压强（减小容器的容积）相当于增大反应物的浓度，反应速率增大；减小压强（增大容器的容积）相当于减小反应物的浓度，反应速率减小。
1.压强对化学反应速率的影响规律
（2）压强对反应速率的影响的三种情况
对于有气体参加的反应，改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是气体物质的浓度发生了改变。
由于固体、液体粒子间的空隙很小，增大压强几乎不能改变它们的浓度，因此压强的变化对于只有固体或液体参加的反应的化学反应速率的影响可忽略。
压强改变，气体反应物的分压或浓度改变，反应速率改变；
压强改变，气体反应物的分压或浓度不变，反应速率不变。
1.压强对化学反应速率的影响规律
（2）压强对反应速率的影响的三种情况
对于气体有下列几种情况:
恒温时：增大压强→体积减小→浓度增大→反应速率增大。
恒容时：A、充入气体反应物→反应物浓度增大→总压增大→反应速率增大； B、冲入“无关气体”（如He、N2等）→引起总压增大，但各反应物的分压不变，各物质的浓度不变→反应速率不变。
恒压时：冲入“无关气体”（如He等）→引起体积增大→各反应物浓度减少→反应速率减慢。
活化能
PART 02
1.基元反应与反应历程
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。
例如，2HI==H2 + I2实际上是经过下列两步反应完成的：
2HI → H2 + 2I·
2I· → I2
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。反应历程又称反应机理。
注意：I·，叫自由基（带有单电子的原子或原子团）
1.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？
1.基元反应与反应历程
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
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)
2.有效碰撞
基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，但是并不是每一次分子碰撞都能发生化学反应。
（1）碰撞特点
① 反应物分子间的碰撞次数非常巨大；② 并不是每一次碰撞都能发生化学反应。
力量不够
取向不好
好球！有效碰撞
2.有效碰撞
能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。
（2）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。
HI分子的几种可能的碰撞模式
实质：有效碰撞能使化学键断裂，从而发生化学反应。
2.有效碰撞
3.活化能
能发生有效碰撞的分子
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
活化分子百分数 =
活化分子数
反应物分子数
×100%
3.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
（2）活化能
如图所示E1表示反应的活化能
E2表示活化分子变成生成物分子放出的能量
E1-E2表示反应热
反应物、生成物的能量与活化能的关系图
3.活化能
问：化学反应速率与活化分子、有效碰撞有什么关系
能量
反应过程
E1
E2
反应物
生成物
活化分子
活化能
活化分子变成生成物分子放出的能量
该反应是吸热反应还是放热反应
反应热
活化能与
反应热有关吗
ΔH＝E1－E2
活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。
活化能越高，反应越难；活化能越低，反应越易。
4.用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
（1）浓度对反应速率的影响
影响 外因 单位体积内 有效碰撞 次数 化学反应速率
分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大浓度
增加
增加
增加
加快
不变
4.用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
（2）压强对反应速率的影响
影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率
分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大压强
增加
增加
增加
加快
不变
4.用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
（3）温度对反应速率的影响
升高温度
→
反应物分子的能量增加
单位体积活化分子数增多
活化分子的百分数增加
单位时间内有效碰撞次数增多
化学反应速率加快
→
→
→
→
随堂测试
1.反应C(s，石墨)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)在一可变容积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是(　　)
A．用纳米石墨代替普通石墨
B．将容器的容积缩小一半
C．保持容积不变，充入Ne使体系压强增大
D．保持压强不变，充入Ne使容器容积增大
C
随堂测试
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
随堂测试
3.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
随堂测试
4.某实验探究小组研究340 K时N2O5的分解反应：2N2O5 4NO2＋O2。该小组同学根据表中的实验数据绘制下图。下列说法中正确的是(　　)
A．曲线Ⅰ是N2O5的变化曲线
B．曲线Ⅱ是O2的变化曲线
C．N2O5的浓度逐渐减小，反应速率越小
D．O2的浓度逐渐增大，反应速率越大
t/min 0 1 2 3 4
c(N2O5)/mol·L－1 0.160 0.114 0.080 0.056 0.040
c(O2)/mol·L－1 0 0.023 0.040 0.052 0.060
C
谢谢观看

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