高二化學選擇性必修一第二章化學反應速率與化學平衡新化縣第一中學主講人：蔡威化學反應速率第三課時活化能2.1.3活化能【思考與交流】1.化學反應的本質是什么？反應物中舊化學鍵的斷裂，生成物中新化學鍵的形成。2.分子間發生化學反應的必要條件是什么？分子相互碰撞是引發反應的必要條件。3.是不是所有的碰撞都能引發反應？看看下圖，分析原因。力量不夠取向不好好球！有效自主學習通過生活經驗和之前所學知識，我們知道，不同化學反應速率不同，濃度、溫度、壓強、催化劑也會影響化學反應速率。這些從宏觀上都已得到證實，從微觀上我們怎么理解這些反應速率不同？如何從微觀角度理解化學反應機理？請仔細閱讀教材27-28頁，思考以下問題。1.思考有效碰撞和化學反應的聯系；2.思考有效碰撞的前提條件；3.思考活化分子、活化能及活化分子百分數概念。一、簡單有效碰撞理論2.1.3活化能一、簡單有效碰撞理論

研究發現，大多數化學反應并不是經過簡單碰撞就能完成的，而往往經過多個反應步驟才能實現，例如:

這其中的每一步反應都稱為基元反應。這兩個先后進行的基元反應反映了2HI=H2+I2的反應歷程。反應歷程又稱反應機理。基元反應發生的先決條件是反應物的分子必須發生碰撞。2HI==H2+I2

第一步：2HI→2I?+H2

第二步：2I?→

I2微粒I·存在未成對電子，它稱為自由基，自由基的反應活性很強，壽命極短。資料卡片基元反應:通過碰撞一步直接轉化為產物的反應。反應歷程（反應機理）:基元反應構成的反應序列稱為反應歷程。基元反應的總和稱為總反應。化學反應是有歷程的，化學反應速率與反應歷程密切相關。1.基元反應反應歷程2.1.3活化能在運動中會發生碰撞在一個潔凈的容器中，將H2和O2按物質的量之比為2：1混合據計算，在常溫常壓下每個氫分子和氧分子自身或它們之間每秒鐘平均碰撞1028次簡化的有效碰撞模型分子無規則高速運動彼此碰撞（每秒約1028次）有效碰撞無效碰撞思考：分子間的每次碰撞都是能發生化學反應的碰撞嗎？思考：那么有效碰撞應該滿足哪些條件呢？1.化學反應發生的條件2.1.3活化能簡化的有效碰撞模型舊化學鍵就是被分子“有效碰撞”給撞斷裂的。條件一：分子必須具有足夠的能量分子能量不夠，碰撞無效分子能量足夠，碰撞有效高速碰撞：條件二：比如：NO2+CO===NO+CO2這個反應其實就是氧原子轉移2、有效碰撞能夠導致分子中化學鍵斷裂，引起化學反應的碰撞。活化分子碰撞時必須具有合適的取向發生有效碰撞的條件足夠能量

合理取向推論：某一個化學反應的速率大小與單位時間內分子有效碰撞的次數有關，單位時間內有效碰撞的次數越多，該反應的速率越快。2.1.3活化能一、簡單有效碰撞理論2.活化分子和活化能①活化分子能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有較高能量。結論能發生有效碰撞的分子一定是活化分子。但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞，還與碰撞的角度有關。（碰撞時的取向合適不合適）有效碰撞次數的多少與單位體積內反應物中活化分子的多少有關。其他條件不變時，同一反應活化分子在反應物中所占的百分數是一定的。活化分子百分數=×100%活化分子數反應物分子總數注意2.1.3活化能一、簡單有效碰撞理論②活化能活化分子平均能量與反應物分子平均能量差值。活化能的大小是由反應物分子的性質決定。正反應的活化能活化分子變成生成物分子放出的能量，可認為是逆反應的活化能反應熱，?H=E1-E2活化能和反應速率的關系:活化能越低，單位體積內活化分子數越多，單位時間單位體積內有效碰撞的次數就越多，化學反應速率就會越快。活化能與化學反應難易的關系：活化能越小，一般分子成為活化分子越容易，則反應條件越簡單。活化能高，反應難；活化能低，反應易。活化分子2.1.3活化能一、簡單有效碰撞理論②活化能有沒有活化能為0的化學反應？案例1：AgNO3溶液與NaCl溶液混合離子間的反應瞬間完成可看作活化能為0案例2：在高空50~85Km的大氣層，平均溫度只有-50℃，存在大量自由原子之間的反應，不需要活化能的推動。

反應活化能為0的反應：自由移動的原子或離子之間的反應2.1.3活化能一、簡單有效碰撞理論3.多步反應的活化能及與速率的關系(1)多步反應的活化能：一個化學反應由幾個基元反應完成，每一個基元反應都經歷一個過渡態，及達到該過渡態所需要的活化能(如圖E1、E2)。

(2)活化能和速率的關系：基元反應的活化能越大，反應物到達過渡態就越不容易，該基元反應的速率就越慢。一個化學反應的速率就取決于速率最慢的基元反應。一個反應經歷的過程：普通分子活化分子合理取向的碰撞有效碰撞新物質能量得到能量2.1.3活化能對點訓練【1】下列說法錯誤的是（）①具有較高能量的分子發生有適當取向的碰撞，才能發生化學反應。②發生有效碰撞的分子都是活化分子。③活化分子間的碰撞都是有效碰撞。④水溶液中的化學反應的活化能都接近于0。⑤反應熱△H=正反應的活化能—逆反應的活化能。⑥活化能指活化分子多出反應物分子平均能量的那部分能量。⑦普通分子間的碰撞有時候也能發生化學反應。A.①④B.③④⑦C.④⑤⑥D.②⑤B2.1.3活化能二、碰撞理論與影響化學反應速率快慢的因素反應物本身的性質活化能的大小單位體積內活化分子的多少單位時間內有效碰撞次數的多少化學反應速率的快慢決定決定決定決定內因外因結合碰撞理論，探討外因的改變影響化學反應速率的原因：2.1.3活化能二、碰撞理論與影響化學反應速率快慢的因素1.濃度對化學反應速率的影響①影響規律其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率增大；減小反應物的濃度，反應速率減小。②微觀解釋反應物濃度增大→單位體積內活化分子數增多→單位時間內有效碰撞次數增加→反應速率增大；反之，反應速率減小。2.1.3活化能二、碰撞理論與影響化學反應速率快慢的因素2.壓強對化學反應速率的影響①影響規律其他條件不變時，增大壓強，氣體體積減小，濃度增大，化學反應速率增大。②微觀解釋增大壓強→氣體體積縮小→反應物濃度增大→單位體積內活化分子數增多→單位時間內有效碰撞次數加→反應速率增大；反之，反應速率減小。2.1.3活化能二、碰撞理論與影響化學反應速率快慢的因素3.溫度對化學反應速率的影響①影響規律

其他條件不變時，升高溫度，化學反應速率增大；降低溫度，化學反應速率減小。溫度每升高10度，化學反應速率增大到原來的2至4倍。②微觀解釋升高溫度→活化分子的百分數增大→單位時間內有效碰撞次數增加→反應速率增大；反之，反應速率減小。次要原因溫度升高，分子運動速度加快，碰撞次數增多，反應速率增大。2.1.3活化能二、碰撞理論與影響化學反應速率快慢的因素4.催化劑對化學反應速率的影響①影響規律

當其他條件不變時，使用催化劑，化學反應速率增大。②微觀解釋

使用催化劑→改變了反應的歷程，反應的活化能降低→活化分子的百分數增大→單位時間內有效碰撞次數增加→反應速率增大。2.1.3活化能活化分子、有效碰撞與反應速率的關系【總結】2.1.3活化能【總結】外界條件對反應速率的影響條件變化微觀因素變化化學反應速率變化分子總數活化分子數目活化分子百分數單位體積內活化分子數目有效碰撞濃度增大增加增加不變增加增加加快壓強增大不變不變不變增加增加加快溫度升高不變增加增加增加增加加快催化劑使用不變增加增加增加增加加快2.1.3活化能【拓展】

除了改變濃度、溫度、壓強及選用催化劑等，還有很多改變化學反應速率的方法。例如，通過光輻射、放射線輻照、超聲波、電弧、強磁場、高速研磨等。總之，向反應體系輸入能量，都有可能改變化學反應速率。2.1.3活化能正誤判斷(1)當碰撞的分子具有足夠的能量和適當的取向時才能發生化學反應(2)活化能大的反應一定是吸熱反應(3)催化劑能降低反應所需的活化能，ΔH也會發生變化(4)活化能越高，反應越難發生，反應速率越慢(5)增大反應物的濃度，使活化分子百分數增大，化學反應速率增大××√√×(6)增大壓強，活化分子百分數增大，化學反應速率一定增大(7)升高反應體系溫度，活化分子百分數增大，化學反應速率一定增大(8)一般使用催化劑可降低反應的活化能，活化分子百分數不變，化學反應速率增大××√2.1.3活化能對點訓練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