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。