活化能,活化分子

化学反应的活化能和反应速率一、化学反应的活化能1.定义：活化能是指在化学反应中，使反应物分子转变为活化分子所需提供的最小能量。

2.意义：活化能的大小反映了化学反应的难易程度。

活化能越低，反应越容易进行；活化能越高，反应越困难进行。

3.影响因素：（1）反应物分子的结构：分子结构越稳定，活化能越高；（2）反应物分子的组成：分子组成越复杂，活化能越高；（3）温度：温度越高，活化能越低。

二、化学反应的反应速率1.定义：反应速率是指在单位时间内，反应物浓度或生成物浓度的变化量。

2.表示方法：通常用反应物浓度或生成物浓度的变化量除以时间来表示，单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。

3.影响因素：（1）反应物浓度：反应物浓度越大，反应速率越快；（2）温度：温度越高，反应速率越快；（3）催化剂：催化剂能降低反应的活化能，从而提高反应速率；（4）表面积：固体反应物的表面积越大，反应速率越快；（5）压强：对于有气体参与的反应，压强越大，反应速率越快。

4.反应速率方程：反应速率方程是描述反应速率与反应物浓度之间关系的一个数学表达式，通常用速率常数k表示。

三、活化能与反应速率的关系1.活化能与反应速率成反比：活化能越低，反应速率越快；活化能越高，反应速率越慢。

2.活化能与反应速率的关系曲线：活化能与反应速率之间的关系可以通过Arrhenius方程进行描述，绘制出活化能与反应速率的关系曲线。

四、实际应用1.工业生产：了解活化能和反应速率的关系，可以优化工业生产过程，提高生产效率。

2.药物设计：研究活化能和反应速率，有助于设计新型药物，提高药物的疗效。

3.催化技术：研究活化能和反应速率，可以开发新型催化剂，提高反应速率，降低能源消耗。

4.环境保护：了解活化能和反应速率，有助于研究环境污染物的治理技术，保护生态环境。

习题及方法：1.习题：某化学反应的活化能是200 kJ·mol^-1，若反应物的初始浓度为1 mol·L^-1，求在25℃下，该反应的反应速率。

《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。

2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。

3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。

2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。

3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。

4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。

即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。

温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。

②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。

5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。

表达式：___________ 。

其常用的单位是__________ 、或__________ 。

2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。

2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。

活化能1 基元反应与反应历程基元反应：一个化学反应往往经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都称为基元反应。

反应历程：与某化学反应有关的一组基元反应反映了该反应的反应历程，反应历程又称反应机理。

自由基：像上述反应历程中的I·一样，带有单电子的原子或原子团叫自由基，如O·自由基。

2 有效碰撞与活化能（1）碰撞和有效碰撞碰撞特点①碰撞次数非常巨大；②不是每次碰撞都能发生化学反应有效碰撞概念能够发生化学反应的碰撞发生有效碰撞的条件①反应物分子必须具有一定的能量；②有合适的碰撞取向。

如反应2HI===H2＋I2中分子碰撞示意图如图2－1－2所示：图2－1－2有效碰撞的实质有效碰撞能使化学键断裂，自由基可以重新组合形成新的化学键，从而发生化学反应（2）活化分子和活化能活化分子发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子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，叫做反应的活化能活化能与反应热E1——活化能E2——活化分子变成生成物分子放出的能量E1－E2——反应热（即ΔH）活化能与化学反应速率的关系在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。

活化分子所占的百分数越大，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越大。

可简略表示：活化能降低→普通分子变成活化分子→活化分子百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增多→化学反应速率增大3 运用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响（1）运用有效碰撞理论解释浓度对化学反应速率的影响其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，增大反应物浓度→单位体积内活化分子的数目增多→单位时间内有效碰撞次数增多→化学反应速率增大。

（2）运用有效碰撞理论解释温度对化学反应速率的影响其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子（如图2－1－4所示）→活化分子百分数增加→单位时间内有效碰撞次数增多→反应速率增大。

第四章 化学反应速率 思考题试答 2011.10.06.1．区别以下概念：(1) 反应级数和反应分子数 (2) 元反应和复合反应(3) 活化分子和活化能 (4) 反应速率方程和反应速率常数答：(1) 反应级数：反应速率方程中反应物浓度相的指数之和。

反应分子数：元反应中参加反应的微粒(分子、原子、离子、自由基等)的数目。

反应级数和反应分子数是不同的概念。

反应级数是指速率方程中浓度项的幂指数之和，其数值可能是整数、分数或零；反应分子数是对元反应而言的，其数值只可能是1、2、3。

(2) 元反应：反应物的微粒(分子、原子、离子或自由基)间直接碰撞而一步实现的化学反应。

复合反应：要经过若干个步骤，即若干个元反应才能完成的反应。

元反应的反应速率与反应物浓度之间的定量关系可用质量作用定律表示，可以根据化学方程式直接写出；复合反应的反应速率则要根据组成该反应的控速步骤导出，不能直接按化学反应方程式写出。

(3) 活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子的平均能量之差。

反应的活化能越小，活化分子就越多；反之，活化能越大，活化分子就越少。

(4) 反应速率方程：表明反应物浓度与反应速率之间定量关系的数学表达式反应速率常数：反应速率方程中的常数k 。

k 等于反应物都处于单位浓度时的反应速率。

2．为什么反应速率通常随时间的增加而减慢？答：因为反应物的浓度在不断减少。

根据v ＝k A Bm n c c ⋅，c A 和c B 的减少将导致v 变慢。

3．反应物分子发生碰撞时，要符合什么条件才能发生有效碰撞？答：两个条件：① 反应物分子要有足够高的能量；② 碰撞的方位要合适。

4．气态反应物的分压变化对反应速率有什么影响？答：气态反应物的分压变化对反应速率的影响和浓度对反应速率的影响有完全相同的形式。

对气态反应物而言，有pV ＝nRT ，即c ＝n V ＝p RT 。

定温下，v ＝k A Bmn c c ⋅＝k m A p RT ⎛⎞⎜⎟⎝⎠n B p RT ⎛⎞⎜⎟⎝⎠＝k ′m A p n B p 只不过速率系数不同而已。

化学反应的活化能和反应热力学化学反应的活化能：1.定义：活化能是指在化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需提供的最低能量。

2.意义：活化能的大小反映了反应进行的难易程度。

活化能越低，反应越容易进行；活化能越高，反应越困难进行。

3.影响因素：–反应物分子的结构：分子结构越稳定，活化能越高；–温度：温度越高，分子的平均动能越大，活化能相对较低；–催化剂：催化剂可以提供新的反应路径，降低活化能。

反应热力学：1.定义：反应热力学是研究化学反应中能量变化的科学，主要包括反应热、反应焓变、自由能变等。

2.基本概念：–反应热：化学反应过程中放出或吸收的热量，可以是放热反应或吸热反应。

–反应焓变：反应物到产物过程中焓的变化，用ΔH表示。

–自由能变：反应物到产物过程中自由能的变化，用ΔG表示。

3.热力学定律：–热力学第一定律：能量守恒定律，反应过程中能量不能创造也不能消失，只能从一种形式转化为另一种形式。

–热力学第二定律：熵增原理，孤立系统的熵总是增加，反应自发进行的方向是熵增的方向。

4.反应进行的方向：–ΔG < 0：反应自发进行；–ΔG = 0：系统达到平衡状态；–ΔG > 0：反应非自发进行。

5.吉布斯自由能：–定义：吉布斯自由能（G）是系统在恒温恒压条件下进行非体积功的能力的度量。

–公式：ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔH为焓变，T为温度，ΔS为熵变。

6.化学平衡：–定义：在封闭系统中，正反应速率和逆反应速率相等，各种物质的浓度保持不变的状态。

–平衡常数：表示化学平衡状态的数学表达式，用K表示。

以上是关于化学反应的活化能和反应热力学的知识点介绍，希望对您有所帮助。

习题及方法：1.习题：某化学反应的活化能为50 kJ/mol，若要使该反应速率提高10倍，活化能需要降低到多少？方法：根据阿伦尼乌斯方程：k = A * e(-Ea/RT)，其中k为反应速率常数，A为前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

化学反应的速率 化学平衡※ 简介有效碰撞、活化分子、活化分子百分数、活化能等概念分子要起反应，必须相互接触碰撞，但并不是每一次都能发生化学反应，能发生化学反应的只是少数能量较高的“活化”分子，“活化”分子所进行的能够发生化学反应的碰撞叫有效碰撞。

活化能是活化分子的平均能量与反应物平均能量之差。

如图所示，图中E 表示活化分子的平均能量；E a 、E a ′分别表示正、逆反应的活化能； E 1、E 2分别表示反应物分子和生成物分子的平均能量。

由图可以看出：正反应的活化能：E a = E – E 1逆反应的活化能：Ea ′= E – E 2若E a < Ea ′，表示正反应放热，逆反应吸热。

一、化学反应速率1．化学反应速率（1）化学反应速率的意义：用来表示化学反应过程进行的快慢。

（2）概念：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

（3）表达式：tc v ΔΔ=(A)(A)；单位：mol/(L·min)或mol/(L·s)。

（平均速率） （4）在同一反应中，用不同的物质表示反应速率的数值之比等于它们在化学方程式中的化学计量数之比。

对于同一反应：m A(g)＋n B(g) p C(g)＋q D(g)同一时间：v A ︰v B ︰v C ︰v D ＝Δn A ︰Δn B ︰Δn C ︰Δn D ＝ΔC A ︰ΔC B ︰ΔC C ︰ΔC D ＝m ︰n ︰p ︰q例1、在一定温度、压强下，2L 密闭容器中发生反应A(g)+3B(g)=2C(g)，初始加入A1mol ，B3mol ，经过30s 后，测定A 为0.1mol 。

问：（1）B 、C 各剩余多少？（2）在这段时间内A 、B 、C 的反应速率各是多少？例2、将等物质的量的A和B，混合于2L的密闭容器中，发生如下反应：C(g)+2D(g)，经过5min时测得D的浓度为0.5mol·L-1，c(A) ︰c(B)=3︰5，C的反应速率是0.1mol·L-1·min –1，A在5min末的浓度是_________，B的平均反应速率为_________，x的值为_______。

化学反应的活化能与能量变化一、化学反应的活化能1.定义：活化能是指在化学反应中，使反应物分子变成活化分子所需提供的最低限度的能量。

2.意义：活化能是化学反应能否自发进行的重要参数，也是衡量反应速率的一个重要指标。

3.影响因素：（1）反应物本身的性质：反应物的分子结构、分子间作用力等。

（2）外界条件：温度、压力、催化剂等。

二、化学反应的能量变化1.定义：化学反应的能量变化是指在化学反应过程中，反应物和生成物之间能量的差异。

2.表现形式：（1）放热反应：反应过程中释放能量，生成物的能量低于反应物的能量。

（2）吸热反应：反应过程中吸收能量，生成物的能量高于反应物的能量。

3.能量守恒定律：化学反应中的能量变化遵循能量守恒定律，即反应物的总能量等于生成物的总能量。

4.能量转换形式：（1）化学能：化学反应中，反应物和生成物之间的能量差。

（2）热能：反应过程中放热或吸热。

（3）电能：氧化还原反应中，电子的转移。

（4）光能：光合作用等生物化学反应中，光能的转换。

三、活化能与能量变化的关系1.活化能越低，反应速率越快。

2.能量变化（ΔH）与反应的自发性有关：（1）ΔH < 0，放热反应，反应自发进行。

（2）ΔH > 0，吸热反应，反应非自发进行。

（3）ΔH = 0，反应达到平衡状态。

化学反应的活化能与能量变化是化学反应动力学和热力学的基本概念，了解这两个知识点有助于我们深入理解化学反应的本质，为研究和应用化学反应提供理论依据。

习题及方法：1.习题：某化学反应的活化能是200 kJ/mol，若反应物的总能量为1000 kJ/mol，生成物的总能量为800 kJ/mol，求该反应的能量变化（ΔH）。

解题方法：根据能量守恒定律，反应物的总能量等于生成物的总能量，即1000 kJ/mol = 800 kJ/mol + ΔH。

解方程得：ΔH = 1000 kJ/mol - 800 kJ/mol = 200 kJ/mol。

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。

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考点５活化能及其对化学反应速率的影响【考点定位】本考点考查活化能及其对化学反应速率的影响，理解有效碰撞与化学反应速率的本质,进一步巩固对化学反应速率概念的理解与应用。

【精确解读】１．有效碰撞理论①有效碰撞：使分子间发生反应的碰撞;②有效碰撞的条件:①发生碰撞的分子具有较高的能量;②取向正确;③活化分子:具有较高能量,能够发生有效碰撞的分子;注意：发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;④活化能:活化分子高出反应物分子平均能量的那部分；⑤结论:分子运动→相互碰撞→,→有效碰撞→化学反应;2．活化能对反应速率的影响①活化能越低，活化分子数越多，活化能越高,活化分子数越少;②单位时间内分子间的有效碰撞次数越多,化学反应速率越快；③单位体积内活化分子数目越多,有效碰撞次数越多。

【精细剖析】１．活化能与反应速率的关系分析：反应物本身的性质活化能的大小单位体积内活化分子的多少单位体积内有效碰撞次数的多少化学反应速率的快慢;2．结论：①活化能的大小影响反应速率的大小;②活化能越低，活化分子数越多；活化能越高，活化分子数越少。

【典例剖析】能增加反应物分子中活化分子的百分数的是( ）A.降低温度Ｂ.使用催化剂ﻩ C.增大压强 D.增加浓度【剖析】A.降低温度减小反应物分子中活化分子的百分数，故A错误;Ｂ．使用催化剂可增大反应物中的活化分子百分数，故B正确;C.增大压强可使活化分子的浓度增大,但百分数不变，故Ｃ错误;D．增加浓度可使活化分子的浓度增大,但百分数不变,故D错误；故答案为Ｂ。

第一节重要内容加压和增大浓度，都是增加碰撞机会，从而使得总的有效碰撞次数增多，而反应加快。

温度升高有两个作用：1、温度升高，微粒运动速度加快，碰撞机会总体增多；2、温度升高，微粒具有的运动速率加快，碰撞有力，有效碰撞的比例也增大。

所以温度升高对反应速率的影响更为明显。

而且对于吸热和放热反应都有加快反应的效果。

但是温度升高不能改变活化能。

好比说跳高的及格标准没有变化，但是大家身体素质好了，跑得快，跳得高，因此及格人数增多了。

1.什么是有效碰撞?在碰撞的分子很多，但是碰撞后发生反应的那些分子是有效的碰撞2.什么是活化分子?活化分子，其实就是原子或者原子团。

比如，氢气分解成氢原子才能参加反应，分解的那些分子就是活化分子。

3.什么是活化能?分解分子需要的能量。

4.有效碰撞,活化分子,活化能三者之间有什么关系分子获得足够的能量（活化能），变成活化分子，然后发生有效碰撞，发生反应。

5.温度,气压和活化能有什么关系?温度高分子能量高，运动速率快，发生碰撞的几率大，气压大分子之间的间隔小，分子碰撞的几率大。

活化能随温度气压的变化而变化6.为什么活化分子百分数只跟温度和催化剂有关?分子的能量只受温度影响，温度升高，分子的能量增大。

在反应所需最低能量不变的情况下，因分子的能量增大，因而活化分子总数增大，则活化分子百分数增大。

催化剂能改变反应所需最低能量，可使原本不是不具备活化分子最低能量的分子成为活化分子，所以活化分子总数增加，即活化分子百分数增大。

其他条件不能改变分子的能量，又不能改变反应所需的最低能量当然不能改变没有化分子百分数了。

7.催化剂能提高活化分子百分数吗？增加浓度呢？为什么？能。

催化剂能降低成为活化分子所需要的能量，加入催化剂后，原有的分子中的一部分分子就会成为活化分子，百分比就提高了8.反应物浓度增加为什么活化分子百分数不变活化分子百分数与温度有关，温度不变时，活化分子百分数不变。

反应物浓度增加，活化分子百分数不变，但活化分子数增加。

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3课时 活化能思考与交流：一、活化能与简单碰撞理论1．基元反应与反应历程(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，其中每一步反应都称为基元反应如：2HI===H 2＋I 2的2个基元反应为2＋2I ·、2I 2(2)反应机理：先后进行的基元反应反映了化学反应的反应历程，反应历程又称反应机理(3)许多化学反应都不是基元反应，而是由两个或多个基元步骤完成的。

假设反应：A 2＋B===A 2B 是分两个基元步骤完成的第一步 A 2A (慢反应)第二步 A 2B(快反应)对于总反应来说，决定反应速率的肯定是第一个基元步骤，即这种前一步的产物作为后一步的反应物的连串反应的。

决定速率的步骤是最慢的一个基元步骤2 mol H 2和1 mol O 2混合于一个洁净的容器内，已知常温常压下，每个氢分子和氧分子自身或它们之间每秒钟平均碰撞2.355×1010次，如果每一次碰撞都能够引发反应，试想会有什么样的现象？如果每一次碰撞都能引发反应，整个容器中的氢气和氧气将在极短的时间内全部变成水。

然而事实并非如此，为什么呢？那么，如何定性与定量研究影响化学反应速率的因素呢？如：过氧化氢H2O2在水溶液中把溴化氢HBr氧化为溴Br2的反应：H2O2 + 2H+ +2Br Br2 + 2H2O 反应机理为H2O2＋H+＋Br＋H2O (慢反应)HOBr＋Br－＋H+ 2＋H2O (快反应)决定速率的就是第一个反应，且这个反应中HBrO不是最终产物，称为反应的中间产物或中间体(4)基元反应发生的先决条件：基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，但并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生化学反应2．有效碰撞与活化能(1)化学反应与有效碰撞在(1)中，HI分子没有足够的能量，因此碰撞过轻，两撞都能引起化学反应的发生)(2)有效碰撞①概念：把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞②条件：具有足够的能量；具有合适的取向③与反应速率的关系：碰撞的频率越高，则反应速率越快(3)活化能和活化分子①活化分子：把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子②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，叫做反应的活化能③活化分子的特点：活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量，活化分子在碰撞后有可能使原子间的化学键断裂从而导致化学反应的发生④反应物、生成物的能量与活化能的关系图E1：正反应的活化能E2：活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能E1－E2：反应热，即ΔH＝E1－E2(4)基元反应发生经历的过程3．基元反应过渡状态理论(1)基元反应过渡状态理论认为，基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态AB＋＋BC反应物 过渡态 产物(2)过渡态是处在反应过程中具有最高能量的一种分子构型，过渡态能量与反应物的平均能量的差值相当于活化能。

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。

化学反应的反应中间体和能量化学反应是化学变化的一种基本形式，它涉及到反应物之间的相互作用，生成新的物质。

在化学反应过程中，常常存在一种特殊的物质，称为反应中间体。

反应中间体是反应过程中形成的一种暂时的、不稳定的物质，它起着连接反应物和生成物的作用。

反应中间体的存在是化学反应能够进行的重要条件之一。

它可以通过过渡态理论来解释。

过渡态理论认为，在化学反应过程中，反应物分子首先形成一个过渡态，这个过渡态具有较高的能量。

然后，过渡态分解为生成物分子。

反应中间体就是过渡态的一种表现形式。

反应中间体的性质和稳定性与化学反应的速率和路径有密切关系。

一般来说，反应中间体越稳定，化学反应的速率越快，反应路径越短。

反应中间体的稳定性受到其分子结构、电子排布和分子间相互作用等因素的影响。

能量在化学反应中起着重要的作用。

化学反应涉及到能量的转化，包括吸收或释放能量。

在化学反应中，反应物分子的能量高于生成物分子的能量，因此化学反应通常伴随着能量的释放，这种能量释放表现为放热反应。

相反，如果反应物分子的能量低于生成物分子的能量，化学反应则需要吸收能量，这种能量吸收表现为吸热反应。

能量的变化可以通过焓变来描述。

焓变是指化学反应过程中系统焓的变化，它等于反应物和生成物焓的差值。

焓变可以是正值也可以是负值，正值表示吸热反应，负值表示放热反应。

总结起来，化学反应的反应中间体和能量是化学反应过程中的两个重要方面。

反应中间体作为反应过程中的暂态物质，起着连接反应物和生成物的作用，其稳定性和性质影响着化学反应的速率和路径。

能量的变化则是化学反应过程中的一个基本特征，通过焓变可以描述反应物和生成物之间能量的转化。

习题及方法：1.习题：什么是反应中间体？请举例说明。

方法：反应中间体是化学反应过程中形成的一种暂时的、不稳定的物质，它起着连接反应物和生成物的作用。

例如，氢气和氧气反应生成水的过程中，氢氧中间体（H·和·OH）就是反应中间体。

【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。