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第一章
化学反应的热效应
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节化学反应速率
第3课时 活化能
本节重点
简单碰撞理论及运用
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？下面通过活化能和简单碰撞理论对这一问题进行讨论。
基元反应
有效碰撞
活化分子
活化能
基元反应
由反应物分子直接碰撞发生相互作用一步生成生成物分子的反应
基元反应过程中没有中间产物
非基元反应：
由两个或两个以上的基元反应组合而成的复杂反应。
通过实验方法可检测到中间产物，但中间产物在后续反应中被消耗掉。
从微观上看，反应物分子一般总是经过若干个简单的反应步骤才最终转化为产物分子的。每一个简单的反应都称为一个基元反应。
例：2HI=H2+I2，实际上是经过下列两步反应完成：
(慢）2HI→H2+2I?
（快）2I?→I2
自由基：带有单电子的原子或原子团。有很强的活性,寿命短.呈电中性.
（决速步）基元反应→
基元反应→
反应历程（反应机理）：
基元反应构成的反应序列
主题1:简单的碰撞理论
讨论： 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＋
主题1:简单的碰撞理论
讨论：利用某分子筛作催化剂，NH3可脱除废气中的NO和NO2，生成两种无毒物质，其反应历程如图所示：
(1)X是__________。
N2、H2O
(2)题述历程的总反应为____________________________________。
2NH3＋
(3)由反应历程可知，[(NH4)(HNO2)]＋是该反应的___________。
中间产物
主题1:简单的碰撞理论
对于”环式”反应历程图象，位于“环上”的物质一般是催化剂或中间体，如⑤、⑥、⑦和⑧．“入环”的物质为反应物，如①和④，“出环”的物质为生成物、如②和③，由反应物和生成物可写出总反应化学方程式。
在催化循环反应体系中：
主题1:简单的碰撞理论
基元反应
由反应物分子直接碰撞发生相互作用一步生成生成物分子的反应
基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞！
分子无规则高速运动
彼此碰撞（每秒约1028次）
不发生反应
发生反应
无效碰撞
有效碰撞
主题1:简单的碰撞理论
有效碰撞
能够引发化学反应的碰撞。
①反应物分子有足够的能量。
②发生合适取向的碰撞。
力量不够
取向不好
好球！有效碰撞
（1）有效碰撞的条件（能量、取向）
(2)某一个化学反应的速率大小与单位时间内分子有效碰撞的次数有关，单位时间内有效碰撞的次数越多，该反应的速率越快。
主题1:简单的碰撞理论
活化分子
能够发生有效碰撞的分子。(也可能发生无效碰撞）
(1)在温度不变时，对某一个反应来说，活化分子在反应物中所占的百分数是恒定的，且与温度呈正比。
不同温度下分子能量分布曲线（t2>t1）
（2）活化分子百分数=
活化分子数/反应物总分子数×100%
主题1:简单的碰撞理论
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。
活化态
对一个具体的基元反应，
E1为正反应的活化能
E2为逆反应的活化能
反应热 = E1 - E2
(1)反应物、生成物的能量与活化能的关系图
主题1:简单的碰撞理论
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。
化学反应的过程
普通分子
吸收 能量
活化分子
活化能
活化分子
有效碰撞
放出 能量
生成物
主题1:简单的碰撞理论
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。
活化能的大小决定了化学反应的难易！
活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，则单位时间内的有效碰撞越多，则反应速率越快。
反应物本身的性质
决定
活化能的大小
决定
活化分子的浓度
决定
有效碰撞次数
决定
化学反应速率
主题1:简单的碰撞理论
【例1】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
B
主题1:简单的碰撞理论
课堂检测
1、汽车尾气中含有氨氧化合物、SO2和CO等，减少它们在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。
一定条件， 反应的反应历程如图所示，该历程分步进行，其中第_______步是决速步骤。
3
课堂检测
2、我国学者结合实验与计算机模拟结果研究了在铜催化剂表面上将(CH3)2NCHO转化为三甲胺[N(CH3)3]的反应历程，如图所示。其中吸附在铜催化剂表面上的物种用*标注。
(CH3)2NCHO转化为三甲胺[N(CH3)3]的反应是_______反应(填“吸热”或“放热”)，该历程中能垒最小的一步能垒(活化能)E正=______ eV，写出该步骤的化学方程式_______________________。
放热
0.22
(CH3)2NCH2OH*=(CH3)2NCH2+ OH*
课堂检测
3. 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
拓展: 过渡态理论
过渡态理论认为，当两个具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中的化学键要重排，能量重新分配。在反应过程中要经过一个中间的过渡态，先生成活化配合物，然后再分解为产物。
一个化学反应由几个基元反应完成，
每一个基元反应都经历一个过渡态，
达到该过渡态所需要的活化能(如图E1、E2)
拓展: 过渡态理论
化学反应不是简单碰撞，是经过旧键断裂，新键形成， 产生“活化络合物”，即“过渡态”再转变为生成物的过程。
[A···B]*
A+B [A···B] AB
活化能 Ea
Ea1
Ea2
用催化剂后，反应分两步（历程改变）
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。
整个反应的速率是由慢反应决定的，也叫“决速步骤”。
∴第一步的活化能Ea1是在催化剂条件下，整个反应的活化能。
任务一 简单的碰撞理论
【例2】图示历程包含 个基元反应，请分别写出基元反应及总反应方程式。
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)
主题2:碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
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)
2.温度、催化剂对化学反应速率的影响
主题2:碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
【例3】下列对化学反应速率增大原因的分析错误的是( )
A.对于有气体参加的化学反应，增大压强使容器体积减小，单位体积内活化分子数增多
B.向反应体系中加入相同浓度的反应物，使活化分子百分数增大
C.升高温度，使反应物分子中活化分子百分数增大
D.加入适宜的催化剂，使反应物分子中活化分子百分数增大
B
主题2:碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
影响化学反应速率的外因
影响
外因
活化能
单位体积内
有效碰撞次数
化学反应速率
分子
总数
活化分子百分数
活化分子数
增大反应物浓度
增大压强
升高温度
使用催化剂
增加
增加
不变
增加
加快
增加
增加
不变
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快
不变
不变
不变
降低
课堂检测
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
√
√
√
√
×
课堂检测
C
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
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
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
影响化学反应速率因素的解释
单位时间内、
单位体积内有效碰撞次数改变
改变化学反应速率
简单碰撞理论
浓度、压强
活化分子的
百分数增大
温度、催化剂
单位体积内活化分子数增多
单位体积内活化分子数增多
①活化分子数变，反应速率不一定变；但单位体积内活化分子数变，或者活化分子百分数变，则反应速率一定变。
②对于可逆反应，升温、加压，加入催化剂既加快正反应速率又加快逆反应速率。
单位体积内
活化分子总数增加

课堂小结
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