活化能-活化分子PPT课件

化学反应活化能化学反应活化能是指在化学反应中，为了使反应发生，需要克服反应物分子之间的相互作用力，使其达到一定的碰撞能量。

活化能是指这一最低的能量要求，只有当反应物分子具备了足够的能量，才能克服作用力，实现反应过程。

本文将详细介绍化学反应活化能的概念、计算方法以及与反应速率的关系。

一、活化能的概念活化能是指在反应过程中，反应物分子间相互作用力要被克服所需的最低能量。

化学反应需要克服反应物分子的吸引力，使其发生碰撞，形成中间态，并最终转变为产物。

活化能是参与化学反应的粒子必须具备的最低能量，才能克服这些相互作用力，并使反应发生。

活化能可以看作反应的“能垒”，只有在克服了这个垒，反应才能继续进行。

活化能的大小取决于反应物的性质和反应条件等因素。

反应物之间的键强度越大，活化能越高，反应的难度就越大。

二、活化能的计算方法化学反应的活化能可以通过实验测定或者计算得出。

以下是两种常见的计算方法：1. 阿累尼乌斯方程阿累尼乌斯方程是描述反应速率与温度之间关系的方程，也可以用来计算活化能。

方程表达式如下：k = A * exp(-Ea / RT)其中，k为反应速率常数，A为频率因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

通过实验测得不同温度下的反应速率常数k，并绘制ln(k)与1/T的曲线，可以使用线性回归的方法求得斜率，斜率的负数即为活化能Ea。

2. 转化状态理论转化状态理论是基于统计力学和量子力学的理论，用来描述反应过程中反应物到达转化状态的过程。

根据转化状态理论，活化能Ea可以通过计算反应物到达转化状态的自由能隧穿概率来获得。

根据转化状态理论，可以获得活化能与温度的关系，进而计算出具体的活化能数值。

三、活化能与反应速率的关系活化能和反应速率之间存在着密切关系。

活化能越高，反应速率就越慢，反之则越快。

活化能的大小决定了反应物分子之间的碰撞频率和能量大小。

当反应物分子具备足够的能量和适当的碰撞几率时，反应速率就会增加。

活化能是一个化学名词，又被称为阈能。

这一名词是由阿瑞尼士在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。

活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。

反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol）。

分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量称为活化能。

（阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。

活化能基本上是表示势垒（有时称为能垒）的高度。

活化分子与活化能的关系1. 引言在化学反应中，活化分子与活化能是两个重要的概念。

活化分子是指参与反应的分子，而活化能则是指使反应发生所需的最小能量。

活化分子与活化能之间存在着密切的关系，本文将对这一关系进行详细的探讨。

2. 活化分子的定义活化分子是指在化学反应中发生变化的分子。

在一个化学反应中，通常会有多个活化分子参与其中。

活化分子可以是单质，也可以是化合物。

例如，在燃烧反应中，燃料就是一个活化分子；在酸碱中和反应中，酸和碱分别是活化分子。

3. 活化能的定义活化能是指使一个化学反应发生所需的最小能量。

化学反应需要克服能垒才能进行，而能垒的高低决定了反应的速率。

活化能的大小与反应的速率息息相关，活化能越高，反应速率越慢。

4. 活化分子与活化能的关系活化分子与活化能之间存在着密切的关系。

活化分子的性质会直接影响活化能的大小。

4.1 活化分子的结构活化分子的结构对活化能有重要的影响。

一般来说，活化分子中存在着键的形成和断裂，这需要克服一定的能垒。

如果活化分子的结构比较复杂，其中的键比较牢固，那么活化能就会比较高。

相反，如果活化分子的结构比较简单，其中的键比较松散，那么活化能就会比较低。

4.2 活化分子的电性活化分子的电性也会对活化能产生影响。

一般来说，带有正电荷或负电荷的活化分子比中性分子更容易发生反应，因为它们之间的相互作用更强。

因此，带电的活化分子通常具有较低的活化能。

4.3 活化分子的能量活化分子的能量也会对活化能产生影响。

能量较高的活化分子通常具有较低的活化能，因为它们更容易与其他分子发生碰撞并引发反应。

相反，能量较低的活化分子通常具有较高的活化能，因为它们与其他分子发生碰撞的概率较低。

5. 活化能与反应速率活化能与反应速率之间存在着密切的关系。

活化能越高，反应速率越慢；活化能越低，反应速率越快。

这是因为活化能决定了反应发生的难易程度，活化能越高，反应就越难发生，反应速率就越慢；活化能越低，反应就越容易发生，反应速率就越快。

【高中化学】高中化学知识点：活化分子活化能有效碰撞【高中化学】高中化学知识点：活化分子、活化能、有效碰撞有效碰撞与活化分子：1．化学反应过程就是反应物分子对立成原子，原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键脱落、生成物分子中化学键构成的过程。

2．旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子(或离子)的相互碰撞来实现的。

反应物分子(或离子)问的碰撞是化学反应发生的先决条件，但并不是反应物分子的每次碰撞都能发生化学反应。

3．能出现化学反应的分子相撞叫作有效率相撞，把能出现有效率相撞的分子叫作活化分子。

活化分子具备比普通分子(非活化分子)更高的能量。

活化分子在相撞后有可能并使原子反问的化学键脱落，从而引致化学反应的出现。

但并不是活化分子的每次相撞都能够引发化学反应。

4．分子间的自由碰撞必然会有不同的碰撞取向。

研究发现，有效的分子碰撞，分子除了要有足够的能量以外，还要有合适的碰撞取向。

从分子能量的方面来看，活化分子具备发生有效碰撞的条件。

从分子碰撞取向的方向来看，活化分子的某次碰撞并不一定能引发化学反应。

若活化分子碰撞取向合适，才能发生化学反应；若活化分子碰撞取向不合适，则化学反应不能发生。

也就是说，只有活化分子以合适的取向发生碰撞，才能使分子内的化学键断裂，从而引发化学反应。

或者说，具有较高能量的活化分子按照合适的取向所发生的有效碰撞才能引发化学反应。

5．为了把“有效率相撞”概念抽象化，人们把能出现有效率相撞的分子叫作活化分子，同时把活化分子所多出的那部分能量叫作活化能，因此活化能就是活化分子平均值能量与普通反应物分子平均值能量的差值。

6．活化能相当于化学反应的“门槛”，对于同一化学反应，其活化能越低，反应速率越快。

催化剂就是通过参与反应，改变反应历程，降低反应的活化能来提高反应速率的。

活化分子、活化能、有效碰撞一、活化分子、活化能、有效碰撞（1）据理论计算，如果分子之间的碰撞每次都能发生化学反应的话，那么，在通常状况下，以体积比2：1混合的氢气和氧气的混合气体就会在瞬间反应成水。

但实际却不是这样，这说明什么并不是所有的碰撞都是有效的。

于是有了“有效碰撞”的概念反应物之间如果发生反应，首先满足反应物分子之间能够发生碰撞，这只是必要条件。

根据我们对分子的认识，不难想到，一种分子要转变为另一种分子，首先应当破坏或减弱分子内原子之间的化学键。

有效碰撞应当是那些本身具有较高的能量（可以通过吸收外界提供的能量，或者分子之间在碰撞时能量的不均衡交换产生）的分子之间的碰撞。

为了把“有效碰撞”概念具体化，人们把能够发生有效碰撞的分子叫活化分子，同时把活化分子所多出的那部分能量称做活化能。

一百多年以来，为了正确认识活化能的科学意义，并力争从理论上进行计算，科学家一直在进行探讨，并提出了若干化学反应速率理论，其中，最著名的是基元反应碰撞理论和基元反应过度态理论。

基元反应碰撞理论认为，化学反应之所以能发生，是反应物分子碰撞的结果，但只有能量超过某一限度Ec（相当于活化能）并满足一定方向要求的活化分子之间的碰撞，才是真正的发生反应的碰撞。

这个理论解释了温度、活化能对化学反应速率的影响。

例如：低温时，活化分子少，有效碰撞少，化学反应速率就低；高温时，活化分子多，有效碰撞多，化学反应速率就高。

1889年瑞典化学家阿伦尼乌斯提出了活化能这一概念。

（2）如果点燃气体或对其光照，则反应瞬间完成，你认为这些反应条件改变了什么？（3）如果向氢气和氧气的混合气体中插入铂丝（催化剂），则会产生爆炸。

你认为从反应原理上讲，铂丝改变了什么？说出理由。

使用适当的催化剂可以降低化学反应所需要的活化能，也就等于提高了活化分子的百分数，从而提高了有效碰撞的频率。

二、〖基础知识巩固〗1.下列叙述正确的是（）A.化学反应除了生成新的物质外，还伴随着能量的变化B.物质燃烧一定是放热反应C.放热的化学反应不需要加热就能发生D.吸热反应不加热就不会发生2.下列过程属于放热反应的是（）A．用石灰石烧制石灰B．在生石灰中加水C．浓硫酸的稀释D．硝酸铵与氢氧化钙的反应3．下列反应中，生成物总能量大于反应物总能量的是（）A．氢气在氧气中燃烧B．铁丝在氧气中燃烧C．硫在氧气中燃烧D．石灰石烧制石灰4．关于化学反应的本质的说法正确的是（）A.化学反应都有新物质生成B.化学反应都有能量变化C.化学反应是旧键断裂新键形成的过程D.化学反应的发生都需要在一定条件下5.下列过程中，需吸收能量的是（）A.H + H →H2B.H + Cl→ HClC.I2→ I + ID.S + O2→SO26．吸热反应一定是（ ）A ．反应物总能量高于生成物总能量B ．释放能量C ．反应物总能量低于生成物总能量D ．贮存能量7.已知反应：X + Y = M + N 为放热反应，对该反应的下列说法正确的是（ ）A. X 能量一定高于M C. X 和Y 的总能量一定高于M 和N 的总能量B. Y 的能量一定高于N D. 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生8.已知氢气在氯气中燃烧时产生苍白色火焰。

化学活化能化学活化能是化学反应发生的最低能量要求，也被称为反应物到过渡态的能垒。

它是指在化学反应过程中，反应物分子之间的键能被破坏，新的键能被形成的过程中所需要的能量差。

化学活化能的概念对于理解化学反应速率和反应机理具有重要意义。

化学反应是物质之间发生化学变化的过程。

在反应开始之前，反应物分子之间的化学键需要被打破，这需要一定的能量。

而当反应进行到过渡态时，新的化学键开始形成，同时伴随着能量的释放。

化学活化能即为反应物到过渡态的能量差，它决定了反应是否能够发生以及反应速率的快慢。

化学活化能的大小取决于反应物之间的键能差异。

如果反应物之间的化学键能较强，那么化学活化能就会较高，反应需要较大的能量才能发生。

相反，如果反应物之间的化学键能较弱，那么化学活化能就会较低，反应可以在较低的能量条件下发生。

化学活化能的概念可以通过一个简单的例子来说明。

假设有一个火柴，我们要将它点燃。

点燃火柴的过程就是一个化学反应。

在这个过程中，火柴头部的化学键需要被打破，同时新的化学键形成。

打破化学键需要一定的能量，而新的化学键形成则释放能量。

火柴点燃这个化学反应发生的最低能量要求就是化学活化能。

化学活化能对于理解反应速率也有重要的意义。

根据反应速率理论，只有当反应物的能量达到或超过化学活化能时，反应才能发生。

化学活化能越低，反应速率就越快，因为更多的分子能够达到或超过活化能要求。

相反，化学活化能越高，反应速率就越慢，因为只有少数分子能够达到或超过活化能要求。

化学活化能的概念不仅适用于单个反应，也适用于复杂的反应网络。

在复杂的反应过程中，每一步反应都有自己的化学活化能。

整个反应网络的化学活化能取决于各个反应步骤中最高的化学活化能。

只有当整个反应网络的化学活化能被克服时，反应才能顺利进行。

化学活化能是化学反应发生的最低能量要求，决定了反应是否能够发生以及反应速率的快慢。

它对于理解化学反应机理和控制反应速率具有重要意义。

通过研究化学活化能，我们可以深入了解化学反应的基本原理，进一步推动化学科学的发展。

化学动力学的活化能活化能是化学反应进行所必须克服的能垒，是反应开始前所需的能量。

它是判断反应速率快慢的关键因素之一。

本文将介绍化学动力学的活化能以及其在化学反应中的重要性。

一、什么是活化能？在一个化学反应中，反应物分子在碰撞时必须具备一定的能量才能克服各种能垒，使得反应能够进行下去。

这个能量差就是活化能。

换言之，活化能是指化学反应中反应物参与反应所需的最低能量。

二、活化能的影响因素1. 温度：活化能随温度的升高而降低。

温度升高会使得分子的平均动能增加，从而提供更多的分子具备克服能垒所需的能量。

2. 反应物浓度：反应物浓度的增加会增加分子之间的碰撞频率，从而增加了克服能垒所需的碰撞机会。

这会降低活化能。

3. 催化剂：催化剂可以提供一个不同的反应路径，使得能垒降低，从而降低活化能。

催化剂本身在反应中不消耗，可以循环使用。

三、活化能与反应速率的关系活化能与反应速率之间是一个反比关系。

活化能越高，分子克服能垒的难度越大，反应速率越慢。

反之，活化能越低，分子克服能垒的难度越小，反应速率越快。

四、活化能的计算活化能可以通过实验数据来计算。

在实验中，通过确定反应的速率常数与不同温度下的速率常数之间的关系，可以利用阿伦尼乌斯方程来计算反应的活化能。

五、活化能在化学反应中的重要性1. 反应速率：活化能决定了反应的速率，提高活化能可以加速反应。

由于活化能与分子碰撞的能力有关，因此降低活化能可以增加反应的速率。

2. 控制反应：活化能可以通过温度、浓度和催化剂等手段来进行调控。

在化学反应中，我们可以通过调节这些参数来控制反应的速率以及反应的方向。

3. 工业应用：许多工业反应需要高温、高压等条件才能进行，这是因为活化能较高。

通过研究活化能，可以优化反应条件，提高反应效率，降低生产成本。

六、总结活化能是化学反应进行所必须克服的能垒，它决定了反应的速率以及控制反应进行的条件。

了解活化能对我们理解和研究化学反应具有重要意义。

通过调控活化能，我们可以加速反应速率，控制反应的进行，并优化工业反应条件。