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第二章 化學反應速率
第一節 化學反應速率
第2課時 活化能、反應機理及圖像分析
學習目標
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，能從調控化學反應速率的角度分析和選擇反應條件。
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。
我們知道，濃度、溫度、壓強及催化劑會影響化學反應速率,這些從宏觀上都已得到證實，如何從微觀上來解釋呢？
活化能和簡單碰撞理論
情境引入
基元反應
例如：反應 2HI === H2+I2
第一步：2HI H2+2 I·
第二步：2I· I2
反應歷程
自由基：帶有單電子的原子或原子團。
研究發現，大多數的化學反應并不是一步完成的，而往往經過多個反應步驟才能實現。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。
任務一 基元反應與反應歷程
由反應物微粒一步直接實現的化學反應稱為基元反應。某化學反應是通過三步基元反應實現：
①Ce4＋＋Mn2＋―→Ce3＋＋Mn3＋；
②Ce4＋＋Mn3＋―→Ce3＋＋Mn4＋；
③Ti＋＋Mn4＋―→Ti3＋＋Mn2＋。由此可知：
(1)該反應的總反應的方程式為__________________________。
(2)該反應的催化劑是 。
2Ce4＋＋Ti＋===2Ce3＋＋Ti3＋
Mn2＋
【課堂練習1】
有效碰撞理論
1．有效碰撞理論
(1)基元反應發生的先決條件：反應物的分子必須發生碰撞.
氣體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
任務二 碰撞理論與活化能
有效碰撞理論
(2)有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞。
有效碰撞發生的條件
反應物分子必須具有一定的能量
合適的取向
碰撞時
能量不足
碰撞時
取向不合適
有效碰撞
任務二 碰撞理論與活化能
有效碰撞理論
(2)有效碰撞：能夠發生化學反應的碰撞。
有效碰撞發生的條件
反應物分子必須具有一定的能量
合適的取向
力道不足
取向不對
力道、取向恰好
任務二 碰撞理論與活化能
有效碰撞理論
(3)活化能與活化分子
①活化分子：具有足夠的能量，能夠發生有效碰撞的分子。
活化分子百分數=
活化分子數
分子總數
100%
任務二 碰撞理論與活化能
×
(3)活化能與活化分子
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。
能量
反應物
生成物
E1
活化能
E2
活化分子
ΔH
活化分子變成生成物分子放出的能量
反應過程
任務二 碰撞理論與活化能
有效碰撞理論
2．有效碰撞與反應速率的關系
濃度、壓強、溫度和催化劑
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
合適的取向
影響
任務二 碰撞理論與活化能
解釋濃度對化學反應速率的影響
其它條件不變時
增大反應物濃度
活化分子
分子總數:20
活化分子數:6
活化分子百分數:30%
分子總數:10
活化分子數:3
活化分子百分數:30%
其它條件不變時，增大反應物濃度
單位體積內分子總數目增加，
單位體積內活化分子數增加
單位時間有效碰撞次數增加
化學反應速率增大
（活化分子百分數不變）
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
解釋壓強對化學反應速率的影響
其它條件不變時，增大壓強
單位體積內分子總數目增加，
單位體積內活化分子數增加
單位時間有效碰撞次數增加
化學反應速率增大
其它條件不變時
增大壓強
活化分子
（活化分子百分數不變）
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
解釋溫度對化學反應速率的影響
其它條件不變時
升高溫度
活化分子
其它條件不變時，升高溫度
單位體積分子內總數目不變，單位體積活化分子數增加
單位時間有效碰撞次數增加
化學反應速率增大
（活化分子百分數增加）
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
解釋溫度對化學反應速率的影響
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
科學研究表明，對于許多反應而言，一般溫度每升高10 K，其反應速率可增加2~4倍。在實驗室或工業生產中，常采用加熱的方法使化學反應在較高的溫度下進行，以提高反應速率。
對吸熱反應、放熱反應都適用，且不受反應物狀態的限制。
溫度對反應速率的影響規律：
過渡態理論：
反應物分子并不只是通過簡單的碰撞直接形成產物，而是必須經過一個形成活化絡合物的過渡狀態，并且達到這個過渡狀態需要一定的活化能。
這與爬山類似，山的最高點便是過渡態。
解釋催化劑對化學反應速率的影響
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
更多的化學反應過程分為多步進行
例如：2HI H2 + I2
第一步： 2HI → 2I + H2
第二步： 2I → I2
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。
解釋催化劑對化學反應速率的影響
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
有催化劑參與的反應，活化能（Ea1）較小，則反應速率較大；
而沒有催化劑參與的反應，活化能（Ea2）較大，則反應速率較小。
解釋催化劑對化學反應速率的影響
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
解釋催化劑對化學反應速率的影響
研究表明，催化劑可以改變反應歷程，改變反應的活化能。
使用催化劑
單位時間有效碰撞次數增加
化學反應速率增大
降低活化能
（活化分子百分數增加）
單位體積內分子總數目不變，
單位體積內活化分子數增加
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
2、催化劑有選擇性，不同的化學反應的催化劑不相同，催化劑具有一定的活化溫度。
注意
1、催化劑對可逆反應的正、逆反應的速率影響相同。
催化劑用于汽車尾氣的凈化
解釋催化劑對化學反應速率的影響
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
條件變化 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 單位時間/體積內有效碰撞次數 化學反應速率
增大 濃度
增大 壓強
升高 溫度
使用 催化劑
小結
增加
增加
不變
增加
增加
增大
增大
增大
增大
不變
不變
不變
增加
增加
不變
增加
增加
不變
增加
增加
增加
增加
增加
增加
任務三 碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
下列對化學反應速率增大原因的分析錯誤的是( )
A.對于有氣體參加的化學反應，增大壓強使容器體積減小，單位體積內活化分子數增多
B.向反應體系中加入相同濃度的反應物，使活化分子百分數增大
C.升高溫度，使反應物分子中活化分子百分數增大
D.加入適宜的催化劑，使反應物分子中活化分子百分數增大
B
【課堂練習2】
關于有效碰撞理論，下列說法正確的是( )
A．活化分子一定能發生有效碰撞
B．反應物分子之間的碰撞一定會引起化學鍵的斷裂
C．有效碰撞是活化分子在一定的方向上的碰撞
D．發生有效碰撞的分子具有最高的能量
C
【課堂練習3】
1.活化能-反應歷程圖像及分析
(1)在無催化劑的情況下:E1為正反應的活化能;E2為逆反應的活化能;E1-E2為此反應的焓變(ΔH)。
(2)有催化劑時,總反應分成了兩個反應步驟,反應①為吸熱反應,產物為總反應的中間產物,反應②為放熱反應,總反應為放熱反應。
(3)催化劑的作用:降低E1、E2,但不影響ΔH,反應是放熱反應還是吸熱反應取決于起點(反應物)能量和終點(生成物)能量的相對大小。
任務四 化學反應機理（歷程）及分析
活潑自由基與氧氣的反應一直是關注的熱點。HNO自由基與O2反應過程的能量變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A．該反應為吸熱反應
B．產物的穩定性：P1>P2
C．該歷程中最大正反應的活化能
E正＝186.19 kJ·mol－1
D．相同條件下，由中間產物Z轉化為
產物的速率：v(P1)C
【課堂練習4】
(2023·湖北卷,19節選)納米碗C40H10是一種奇特的碗狀共軛體系。高溫條件下,C40H10可以由C40H20分子經過連續5步氫抽提和閉環脫氫反應生成。C40H20(g) C40H18(g)+H2(g)的反應機理和能量變化如下:
【課堂練習5】
(1)已知C40Hx中的碳氫鍵和碳碳鍵的鍵能分別為431.0 kJ·mol-1和298.0 kJ·mol-1,H—H鍵能為436.0 kJ·mol-1。估算C40H20(g) C40H18(g)+H2(g)的ΔH=________ kJ·mol-1。
(2)圖示歷程包含________個基元反應,其中速率最慢的是第_______個。
+128.0
3
3
解析 (1)從結構分析,反應中斷裂兩條碳氫鍵,形成一條碳碳鍵和H—H。ΔH=431.0 kJ·mol-1×2-298.0 kJ·mol-1-436.0 kJ·mol-1=+128.0 kJ·mol-1。
(2)基元反應是指在反應中一步直接轉化為產物的反應,從圖上看包含3個基元反應,其中第3步活化能最大,故該步反應速率最慢。
(2022·廣東卷,19節選)Cr2O3催化丙烷脫氫過程中,部分反應歷程如圖, X(g)→Y(g)過程的焓變為________________(列式表示)。
E1-E2+ΔH+E3-E4
解析 設反應歷程中第一步的產物為M,第二步的產物為N,則X→M　ΔH1=E1-E2,M→N　ΔH2=ΔH,N→Y　ΔH3=E3-E4,根據蓋斯定律可知, X(g)→Y(g)的焓變為ΔH1+ΔH2+ΔH3=E1-E2+ΔH+E3-E4。
【課堂練習6】
(2021·廣東卷,19節選)一定條件下,CH4分解形成碳的反應歷程如圖所示。該歷程分________步進行,其中,第________步的正反應活化能最大。
4
4
解析 由圖可知,反應歷程中能量變化出現了4個峰,即吸收了4次活化能,經歷了4步反應;且從左往右看4次活化能吸收中,第4次對應的峰最高,即正反應方向第4步吸收的能量最多,對應的正反應活化能最大。
【課堂練習7】
2.物質轉化-循環圖示及分析
(1)位于“環上”的物質一般是催化劑或中間體,如⑤、⑥、⑦、⑧。
(2)“入環”的物質為反應物,如①和④。
(3)“出環”的物質為生成物,如②和③。
(4)依據判斷出的反應物和生成物,即可快速寫出反應的化學方程式。
LnFeⅢ—Cl配合物能夠受光激發產生高活性的氯自由基(Cl·),可將烷烴中難以活化的C(sp3)—H轉化為C—N,反應機理變化情況如圖所示,下列說法錯誤的是(　　)
A.HCl是反應過程的中間產物
B.催化循環過程中鐵元素的化合價不發生變化
B
解析 B項,循環過程中鐵元素有+2和+3價的轉化,錯誤。
【課堂練習8】
釩的配合物催化某可逆反應的一種反應機理如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A.該反應的離子方程式為H2O2+Cl-+H+ HOCl+H2O
B.產物HOCl可用于殺菌消毒
C.該催化循環中V的成鍵數目發生變化
D.釩的配合物通過參與反應,降低反應的活化能,提高H2O2的平衡轉化率
D
【課堂練習9】
解析 產物HOCl,即次氯酸,具有強氧化性,可以殺菌消毒,B正確;該催化循環過程中,有V元素形成6個鍵,也有V元素形成5個鍵的情況,C正確;釩的配合物在過程中起到催化作用,即作催化劑,而催化劑對平衡移動沒有影響,故不會影響H2O2平衡轉化率,D錯誤。
CLASS SUMMARY
活化能
碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素
碰撞理論
基元反應和反應歷程
有效碰撞
活化能與活化分子
思維構建

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