有效碰撞理论

高中化学有效碰撞理论教案教学内容：有效碰撞理论教学目标：1. 了解有效碰撞理论的基本概念和原理；2. 掌握有效碰撞理论在化学反应速率方面的应用；3. 能够分析并解决相关问题。

教学重点：1. 有效碰撞概念的理解；2. 有效碰撞理论在反应速率方面的应用；3. 相关问题的解答和分析。

教学难点：1. 深入理解有效碰撞理论的概念和原理；2. 熟练掌握有效碰撞理论在化学反应速率方面的应用。

教学过程：一、导入（5分钟）1. 引导学生回顾化学反应速率的概念；2. 提出问题：为什么在相同条件下，有些反应速率较快，有些反应速率较慢？二、讲解有效碰撞理论（15分钟）1. 讲解有效碰撞的概念和重要性；2. 解释有效碰撞理论在化学反应速率方面的作用；3. 举例说明有效碰撞理论的应用。

三、实验演示（10分钟）1. 进行一个简单的实验，观察反应速率的变化；2. 分析实验结果，引导学生思考有效碰撞对反应速率的影响。

四、讨论与思考（10分钟）1. 分组讨论：什么是有效碰撞？为什么有效碰撞是化学反应速率的关键？2. 结合实际情况，讨论有效碰撞理论在生活中的应用。

五、练习与总结（10分钟）1. 练习相关题目，巩固知识点；2. 总结本节课的重点内容，概括有效碰撞理论的要点。

教学延伸：1. 学生可自行探究有效碰撞理论在其他领域的应用；2. 学生可进行更深入的实验研究，探究有效碰撞对反应速率的具体影响。

教学反思：通过本节课的学习，学生对有效碰撞理论有了初步的了解，并能够应用于实际问题中。

在以后的学习中，可以更深入地探究有效碰撞理论在化学反应速率方面的应用，提高学生对化学知识的理解和运用能力。

影响化学反应速率的影响因素【知识精讲深化思维】要点一：有效碰撞理论1、有效碰撞有效碰撞：能够发生化学反应（相互碰撞导致化学键断裂）的碰撞，是发生化学反应的充要条件；无效碰撞：不能发生化学反应（相互碰撞化学键不会断裂）的碰撞。

2、活化分子活化分子：具有较高能量，有可能发生有效碰撞的分子。

普通分子：具有较低能量，不能发生有效碰撞的分子。

3、活化能活化能：活化分子高出普通分子的能量；活化分子百分数：活化分子总数占分子总数的百分比。

例题1、下列说法中正确的是（）①活化分子间的碰撞一定能发生化学反应②普通分子间的碰撞有时也能发生化学反应③活化分子比普通分子具有较高的能量④化学反应的实质是原子的重新组合⑤化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程⑥化学反应的实质是活化分子有合适取向时的有效碰撞．A．①③④⑤B．②③⑥C．③④⑤⑥D．②④⑤解：①活化分子间有合适的取向，发生的碰撞一定能发生化学反应，故①错误；②普通分子间不可能发生化学反应，故②错误；③活化分子比普通分子具有较高的能量，故③正确；④化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成，即原子的重新组合，故④正确；⑤化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程，故⑤正确；⑥化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程，即活化分子有合适取向时的有效碰撞，故⑥正确；故选：C。

变式训练1、下列说法正确的是（）①参加反应的物质的性质是影响化学反应速率的主要因素②光是影响某些化学反应速率的外界条件之一③决定化学反应速率的主要因素是浓度④不管什么反应，增大浓度，或加热或加压，或使用催化剂，都可以加快反应速率．A．①②B．②③ C．③④ D．①④解：决定化学反应速率快慢的主要因素是反应物本身的性质，而浓度、温度、压强、催化剂是影响因素。

此外，还有固体物质的表面积，光，射线，溶剂性质等属于外因，也会影响化学反应速率，压强只对有气体参与的反应有影响。

故选：A。

一、有效碰撞理论1918年，英国化学家路易斯在研究分子运动论时，就提出了碰撞理论。

当时认为反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。

反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越大。

在实际的化学反应里，每秒发生的碰撞次数巨大，但是真正能发生反应的碰撞有限，以碘化氢分解为例，实际速率与理论碰撞速率相差1012倍，因此只有极少数碰撞是有效的。

为什么会发生这样的现象，碰撞理论认为，碰撞中能发生反应的一组分子（下面简称分子组）首先必具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应。

我们把具有足够能量的分子组称为活化分子组。

活化分子组在全部分子中所占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占碰撞总数的比例，都是符合特定的分布规律（马克斯尔－波耳兹曼分布）。

当然，能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。

在拥有能量后，还要当活化分子组中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。

如NO2 + CO——→NO + CO2只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞的这种取向则不会发生氧原子的转移（图截选自无机化学第三版）。

此时可以反应速率可以表示为可以看出，能量Ea越高，反应速率越小。

因为Ea越高即对分子组的能量要求越高，故活化分子组所占的比例越少，有效撞次数所占的比例也就越小，故反应速率越小。

而这个能量Ea，就是活化能。

最初的时候，阿伦尼乌斯定义：有效碰撞反应物的最低能量与反应物分子的平均能量之差就是活化能。

活化能属于一种能量限制，对于不同的反应，活化能是不同的，每摩尔几十到几百千焦之间都有，它的大小对各类反应的速率有着重要影响。

截止到次，如果用无机化学中的大学知识来阐释，反应速率与碰撞频率Z，能量因子（分子有效碰撞分数）f，以及方位因子p有关。

（1）碰撞频率Z反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总次数是N A(阿佛加德罗常数)的倍数，Z =分子间碰撞的总次数/N A (次数/摩尔)。

第三讲化学反应的碰撞理论作业一、有效碰撞理论1．有效碰撞：。

2．活化分子：。

3．活化能：。

4．指出下图中有关能量E的含义E1E2E1－E2二、影响反应速率的因素影响外界条件改变单位体积内反应速率分子总数活化分子数活化分子百分数增大反应物浓度增大压强升高温度使用催化剂三、结合碰撞理论，叙述一个反应要发生一般要经历的过程反应物知识点一有效碰撞的有关概念1．下列说法正确的是( )A．活化分子间的碰撞一定是有效碰撞B．活化分子具有的能量是活化能C．活化分子的总数越多，反应速率越快D．单位时间内有效碰撞次数越多，反应速率越快2．下列关于碰撞理论的基本观点，描述不正确的选项是（）A．反应物分子之间发生相互碰撞是发生化学反应的必要条件B．活化分子是指具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子C．活化分子之间的碰撞一定是有效碰撞D．发生有效碰撞的条件是分子具有较高能量并且有合适的碰撞取向3．下列说法正确的是 ( )A．增大反应物浓度，可增大单位体积内活化分子的百分数，从而使有效碰撞次数增加B．对于有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的体积)，可增大活化分子的百分数，从而使反应速率增大C．改变条件能使化学反应速率增大的主要原因是增大了反应物分子中活化分子的有效碰撞几率D．催化剂参与化学反应，降低反应的热效应4．在气体反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大的方法是（）①增大反应物的浓度②升高温度③移去生成物④增大压强⑤加入催化剂A．①③B．②④C．②⑤D．①⑤5．判断正误：打“√”or“×”A．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( )B．分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件( )C．活化分子间每次碰撞都发生化学反应( )D．有效碰撞次数的多少与单位体积内反应物中活化分子的多少有关( )E．活化能的大小决定这个化学反应前后的能量变化大小( )F．使用催化剂能改变分子的活化能( )G．催化剂能使不起反应的物质间发生反应( )H．实验室制氢气时，若向稀硫酸中加几滴硫酸铜溶液，则产生氢气的速率加快，该反应中硫酸铜是催化剂( )6．在N2＋3H22NH3反应中，当其它条件不变时，仅改变如下一个条件，该反应的速率将如何改变？(用“加快”、“减慢”、“不变”填空)(1)增大容器的体积________； (2)保持容积不变充入N2________；(3)保持容积不变充入He________； (4)保持容积压强不变充入He________。

有效碰撞目录有效碰撞之一能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞。

如果反应物分子间任何一次碰撞均能发生反应，例如，H2与I2反应在常温下，当两者浓度均为1mol·L-1时，根据分子运动论可以算出每毫升、每秒内反应物分子可以发生约为1028次碰撞，仅需10-5s的时间，即可完成反应。

换言之，反应可以在瞬间内完成。

但从测定其反应速率知道，其中发生反应的只有1015次·mL·s-1，可见，差不多在1013次碰撞中仅有一次发生反应。

能发生反应的碰撞显然是活化分子间的碰撞；那些大量的未能引起反应的碰撞叫无效碰撞，或弹性碰撞。

未能引起反应的碰撞，显然是非活化分子(或普通分子)间的碰撞。

有效碰撞之二能够发生化学反应的分子(或原子)的碰撞叫做有效碰撞。

在化学反应中，反应物分子不断发生碰撞，在千百万次碰撞中，大多数碰撞不发生反应，只有少数分子的碰撞才能发生化学反应，能发生有效碰撞的分子是活化分子。

而活化分子的碰撞也不一定都能发生有效碰撞。

发生有效碰撞的分子有能量的因素，还有空间因素，只有同时满足这两者的要求才能发生有效碰撞。

编辑本段有效碰撞理论其基本假设（1）分子为硬球型；（2）反应分子A和B必须碰撞才能发生反应；（3）只有那些能量超过普通分子的平均能量且空间方位适宜的活化分子的碰撞，即“有效碰撞”才能起反应。

据此结合气体分子运动论，导出气相双分子反应的速率常数（k）有如下定量公式：k=N0（rA+rB）2[8πRT（1/MA+1/MB）]1/2e-E/RT=BT1/2e-E/RT 其中N0为阿佛伽德罗(Avogadro)常量，rA、rB为分子半径，MA、MB为分子质量，E为临界能（或称阈能），R为理想气体常量，T为热力学温度，B 是与温度无关的常数。

具有足够能量的反应粒子互相碰撞并且分解化学键才会产生化学反应，这就是碰撞理论，如果没有这种能量，粒子们只不过是互不伤害地跳来蹦去而已。

早在1918年，路易斯运用气体运动论的成果，提出了反应速度的碰撞理论。

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。

第34节 有效碰撞理论简介大部分化学反应的发生，需要反应物的分子之间产生有效碰撞，即有足够的能量及适当的碰撞方向，其碰撞才能反应。

因此化学反应速率也就与有效碰撞的频率有关。

空气中的氧气与氮气在1atm 时，其碰撞频率虽然很大，但是几乎不发生反应。

因为常温时，氮气与氧气分子的动能不够，不能进行有效碰撞22N (g)O (g)+→常温不反应。

同学们可以想象如果N 2与O2能够在常温常压下能较快发生反应，我们所生活的地球上的大气成分不会像现在一样了。

反应中，各反应微粒的运动速率常有所不同，如图7-5所示，即为微粒动能分布图。

根据气体分子运动论的能量分布图可知，在一定温度下，气体分子所具有的能量（指平均动能）是各不相同的，有些分子的能量较高，有些分子的能量较低，但能量较高或较低的分子都比较少，大多数分子的能量接近于平均能量E ，它们服从麦克斯韦一玻尔兹曼（Maxwell -boltzmann ）统计分布，可用图7-5的能量分布曲线表示。

由图7-5可知，只有极少数分子（图中阴影面积中的分子）的能量比平均能量高，这些分子就是活化分子，它们之间的碰撞才能发生化学反应。

0E 为活化分子的平均能量。

图7-5能量分布曲线图7-6反应位能图如图7-6所示，a E 为正反应活化能。

a F '为逆反应活化能，正反应活化能与逆反应活化能的差即为此反应的反应热()H ∆。

活化能()H ∆()a E 越大，反应越困难，反应速率越小。

反应速率的大小，不仅须具备足够能量分子的碰撞，还要碰撞方向正确才会发生有效碰撞，才能使反应发生。

图7-7为H 2分子和Cl 2分子碰撞的方向、能量与反应的关系示意。

图7-7 H 2分子和Cl 2分子碰撞的方向、能量与反应的关系示意你知道阿累尼乌斯公式吗研究222HI(g)H (g)I (g)+的化学反应速率与HI 浓度(1)n -次，依此类推。

碰撞总次数用等差数列求和公式求和：碰撞总数=项数2(11)(1)(1)222n n n n n -+--=≈（因为n 很大1n n -≈，又因为，单位体积内n 个分子可用浓度c （H Ⅰ来代替，因此，将12并入常数，得到2(HI)v kc =。

第06讲活化能1.知道化学反应是有历程的，认识基元反应活化能对化学反应速率的影响；知道催化剂可以改变反应历程。

2.能用简单碰撞理论说明反应条件对化学反应速率的影响，体会理论模型的建构过程，强化模型认知意识。

一、有效碰撞理论1．基元反应大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。

其中都称为基元反应。

如2HI===H2＋I2的2个基元反应为2HI―→H2＋2I·、2I·―→I2。

2．反应机理先后进行的反映了化学反应的反应历程，反应历程又称。

3．基元反应发生的先决条件反应物的分子必须发生，但是并不是每一次碰撞都能发生化学反应。

4．有效碰撞5．活化能和活化分子(1)活化分子：能够发生的分子。

对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是的。

(2)活化能：具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。

6．反应物、生成物的能量与活化能的关系图7．基元反应发生经历的过程二、有效碰撞理论影响化学反应速率因素的解释1．浓度反应物浓度增大→单位体积内活化分子数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。

2．压强增大压强→气体体积缩小→反应物浓度→单位体积内活化分子数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。

压强对化学反应速率的影响，可转化成对化学反应速率的影响。

3．温度升高温度→活化分子的百分数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。

4．催化剂使用催化剂→改变了反应的历程(如下图)，反应的活化能→活化分子的百分数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率。

【归纳总结】活化分子、有效碰撞与反应速率的关系考点01 活化分子与有效碰撞理论【例1】下列关于有效碰撞理论的说法一定正确的是A．催化剂在化学反应过程中参与了反应，使用催化剂单位体积内活化分子数增大，反应速率加快B．增大浓度，活化分子百分数增大，反应速率加快C．升高温度，反应的活化能降低，反应速率加快D．增大压强，所有反应的有效碰撞概率增大，反应速率加快【变式1-1】下列关于活化能和简单碰撞理论说法正确的是A．活化分子间的碰撞都是有效碰撞B．催化剂之所以能改变化学反应速率，是因为它能改变反应历程，改变反应的焓变C．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，叫做活化能D．升高温度和增加反应物浓度，都能加快反应速率，是因为增加了活化分子百分数，使单位时间内的有效碰撞次数增加，从而增加化学反应速率【变式1-2】下列说法正确的是A ．增大反应物浓度，可增大单位体积内活化分子的百分数，使有效碰撞次数增大B ．升高温度可降低化学反应活化能，提高了活化分子百分数，加快化学反应速率C ．催化剂能降低反应活化能，增大反应物分子的活化分子百分数，只加快正反应速率D ．有气体参加的反应中，增大压强(缩小体积)能使单位体积内的反应物活化分子数增大 考点02 化学反应历程能量探析 【例2】反应()()()()122222H N 2H O Δ752NO g g g g H kJ mol -++=-⋅的反应机理如下．下列说法错误的是 ①()()222NO g N O g （快）①()()()()22222N O g H g N O g H O g ++（慢） ①()()()()2222N O g H g N g H O g ++（快）A ．①反应的活化能最大B ．①中22N O 与2H 的碰撞仅部分有效C ．22N O 和2N O 是该反应的催化剂D ．总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大【变式2-1】氢气和氧气在催化剂作用下发生爆炸式反应生成水，主要反应机理如下。