高中化学复习知识点：碰撞理论及活化能

高中化学知识点总结—化学反应与能量变化1、有效碰撞理论（1）有效碰撞：使分子间发生反应的碰撞．（2）活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子．（3）活化能：活化分子高出反应物分子平均能量的那部分能量E1--正反应活化能；E2--逆反应活化能；2、化学反应能量转化的原因化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量．而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化．3、反应热和焓变的概念（1）反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化学反应的反应热（2）焓变：焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。

单位一般采用kJ/mol4、吸热反应与放热反应（1）吸热反应的概念：反应物的总能量小于生成物的总能量的化学反应．常见的吸热反应或部分物质的溶解过程：大部分分解反应，NH4Cl固体与Ba（OH）2•8H2O固体的反应，炭与二氧化碳反应生成一氧化碳，炭与水蒸气的反应，一些物质的溶解（如硝酸铵的溶解），弱电解质的电离，水解反应等．（2）放热反应的概念：反应物的总能量大于生成物的总能量的化学反应．常见的放热反应：①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化；④金属与水或酸反应；⑤部分化合反应．吸热反应和放热反应的能量变化图如图所示：注意：（1）反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小；（2）放热反应与吸热反应与反应条件无关5、热化学反应方程式（1）定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式．（2）意义：热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化．（3）热化学方程式的书写①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101kPa 下的数据，因此可不特别注明．②必须注明△H的“+”与“-”③要注明反应物和生成物的聚集状态．g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号．④热化学方程式各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数．因此热化学方程式中化学计量数可以是整数也可以是分数．⑤热化学方程式的数值与化学计量数有关，对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其△H也不同．当化学计量数加倍时，△H也加倍．当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反．⑥对于化学式形式相同的同素异形体，还必须在化学是后面标明其名称．如C（s，石墨）⑦可逆反应的反应热指的是反应物完全反应后放出或吸收的热量，不是达到平衡时的．6、中和反应反应热测定（1）实验原理：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫做中和热（2）计算方法：（强酸和强碱反应）Q=mC△t（3）注意事项①大小烧杯杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的．②温度计上的酸要用水冲洗干净，冲洗后的溶液不能倒入小烧杯③酸、碱混合时，要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入④实验中所用HCl和NaOH的物质的量比不是1：1，而是NaOH过量知识点小结1、熟记反应热ΔH 的基本计算公式ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和2、规避两个易失分点：旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。

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。

【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。

化学反应中的碰撞理论化学反应是物质之间发生的一系列变化，其中的碰撞理论是解释化学反应速率的重要理论。

碰撞理论指出，在化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能产生反应，而且只有能量足够高的碰撞才能使反应发生。

本文将重点介绍化学反应中的碰撞理论及其基本原理。

一、碰撞理论的基本原理碰撞理论是由麦克斯韦和玻尔兹曼等科学家提出的。

根据碰撞理论，化学反应的发生需要满足以下条件：1. 反应物颗粒的相互碰撞：化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能发生反应。

只有当反应物之间发生碰撞，它们的原子、离子或分子之间才能发生重新排列，形成新的化学物质。

2. 碰撞具有一定的能量：不是所有的碰撞都能引发化学反应，只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应物发生化学变化。

碰撞能量较小的碰撞，只能导致反应物分子之间振动、转动等微小变化。

3. 碰撞具有一定的方向性：碰撞理论还考虑了碰撞的方向性，即碰撞要发生在适当的空间方向上。

不同的反应需要不同的方向性碰撞才能实现。

二、碰撞频率与反应速率关系碰撞频率是指单位时间内发生的反应物碰撞次数。

根据碰撞频率理论，反应速率与反应物的碰撞频率成正比。

但是并非所有碰撞都能成功产生化学反应，成功碰撞的频率称为有效碰撞频率。

只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应发生。

增加反应物浓度会增加反应物的碰撞频率，从而提高反应速率。

此外，增加温度亦可增加碰撞频率，因为温度升高会使分子运动速度增加，从而增加碰撞发生的机会，提高反应速率。

此外，还有增加表面积、添加催化剂等方法也能提高碰撞频率，促进反应速率的增加。

三、活化能与反应速率活化能是指反应物在反应过程中必须达到的最低能量。

在碰撞理论中，反应物分子之间的碰撞能量需要超过活化能阈值，才能使反应发生。

反应速率与活化能密切相关。

活化能越低，反应速率越高。

活化能的降低可以通过提高温度来实现，因为温度升高会增加反应物分子的平均能量，使更多的分子具备足够的能量超过活化能阈值，从而加速反应速率。

化学反应中的活化能活化能是化学反应过程中必须克服的能量障碍。

它是指在反应中分子碰撞所需的最小能量，以使反应发生并形成新的化学物质。

活化能的概念在化学反应动力学中占据重要地位，它对于理解反应速率的变化以及控制化学反应过程有着重要的意义。

一、什么是活化能活化能是指反应物分子在反应进行过程中形成过渡态所需要的最小能量。

在反应物分子碰撞后，如果能量不够高，分子无法穿越能垒，反应就不会发生。

只有当反应物分子获得足够高的能量时，才能克服能垒，形成过渡态并发生反应。

二、活化能的测定方法活化能的测定方法有多种，常见的方法包括：1. 碰撞理论：根据分子碰撞的概率和能量分布，推导出反应速率与温度的关系，从而确定活化能。

2. 焓变法：通过测量反应物与产物之间的焓变，计算出活化能的数值。

3. 动力学法：通过实验测定反应速率与温度的关系，利用阿伦尼乌斯方程求解活化能。

三、活化能与反应速率活化能与反应速率有密切的关系。

可以通过阿伦尼乌斯方程来理解二者之间的关系。

阿伦尼乌斯方程可以表达为：k = Ae^(-Ea/RT)，其中k为反应速率常数，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

根据该方程可知，活化能越大，反应速率越慢；温度越高，反应速率越快。

四、降低活化能的方法降低活化能可以提高反应速率，有以下几种方法：1. 增加温度：增加温度可以提供更多的热能，使分子具有更高的能量，从而克服能垒，加快反应速率。

2. 添加催化剂：催化剂是一种可以降低反应活化能的物质，通过提供新的反应路径，使反应过程更加顺利。

催化剂不会被反应消耗，可以反复使用。

3. 增加浓度：增加反应物的浓度可以增加分子碰撞的频率，从而增加反应速率。

4. 提高压力：对于气相反应，通过增加压力可以增加反应物的浓度，从而提高反应速率。

五、活化能的应用活化能的概念在化学工业中有着广泛的应用。

可以通过调节反应条件，控制活化能来实现对化学反应的控制。

例如，合成某些有机化合物需要高温条件下进行，以提供足够的活化能；而在制备催化剂时，可以通过调节反应温度和添加助剂来降低活化能，提高催化剂的效率。

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。

高二化学活化能知识点讲解活化能是化学反应中最重要的概念之一，它在反应速率和反应机理中起着至关重要的作用。

在本文中，我们将对高二化学中的活化能进行深入讲解。

一、活化能的定义和意义活化能是指在化学反应中，反应物从反应前的能量状态到达过渡态所需要的能量差。

简单来说，它是指使反应发生的最低能量要求。

活化能在化学反应中起到了至关重要的作用。

首先，它可以影响反应速率。

反应物分子必须拥有足够的能量才能克服活化能的阻碍，达到过渡态进一步反应。

因此，活化能越低，反应速率越快。

其次，活化能还可以揭示反应的反应机理和反应途径。

通过研究活化能，我们可以了解反应发生的具体过程和控制因素。

二、活化能的计算方法活化能的计算主要分为两种方法：从反应速率常数和Arrhenius 方程出发计算、从反应焓变和活化熵变计算。

1. 从反应速率常数和Arrhenius方程计算活化能根据Arrhenius方程，反应速率常数k与反应温度T之间存在以下关系：k = A * e^(-Ea/RT)其中，k表示反应速率常数，A为碰撞频率因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

通过实验测定不同温度下的反应速率常数，我们可以利用Arrhenius方程来计算活化能。

2. 从反应焓变和活化熵变计算活化能化学反应的活化能可以通过反应焓变和活化熵变计算得到，即：ΔG ≠ = ΔH ≠ - TΔS ≠其中，ΔG≠表示化学反应的活化自由能，ΔH≠表示反应焓变，ΔS≠表示反应活化熵变。

通过实验测定反应焓变和活化熵变，我们可以计算得到反应的活化能。

三、影响活化能的因素活化能受到多种因素的影响，其中最主要的因素包括温度、浓度、催化剂和反应物特性等。

1. 温度温度是影响活化能的最重要因素之一。

根据Arrhenius方程，温度升高会导致反应速率常数增大，活化能降低。

这是因为温度升高会使反应物分子的动能增加，增加了克服活化能的可能性，从而提高了反应速率。

2. 浓度浓度对活化能的影响主要体现在反应速率上。

化学反应中的活化能与碰撞理论的实际应用化学反应是物质转化的过程，其中涉及到分子之间的相互作用和碰撞。

活化能和碰撞理论是解释化学反应速率的重要概念，也是实际应用中的关键因素。

一、活化能：化学反应速率的限制因素活化能是指化学反应中反应物必须具备的能量，才能使反应发生。

在化学反应中，反应物分子需要克服一定的能量障碍才能转化成产物。

活化能的大小决定了反应的速率，活化能越高，反应速率越慢。

活化能的概念最早由阿伦尼乌斯·恩斯特·魏尔斯特拉斯在19世纪提出。

他观察到不同反应的速率不同，推测反应速率与反应物分子的能量有关。

后来，通过实验测定和理论推导，人们得出了活化能的具体定义和计算方法。

活化能的大小与反应物分子的能量分布有关。

在反应物分子中，只有能量大于等于活化能的分子才能发生有效碰撞并转化成产物。

因此，活化能可以看作是反应物分子能量分布曲线中的最低能量点。

二、碰撞理论：解释反应速率的关键理论碰撞理论是解释化学反应速率的重要理论，它认为化学反应的速率取决于反应物分子的碰撞频率和碰撞能量。

根据碰撞理论，只有具备一定能量的分子碰撞才能有效地转化成产物。

碰撞的能量越高，反应速率越快。

同时，碰撞的频率也是影响反应速率的重要因素。

碰撞频率越高，反应速率也越快。

碰撞理论还提出了活化能的概念。

只有具备大于等于活化能的碰撞才能使反应发生。

因此，活化能可以看作是反应物分子碰撞所需的最小能量。

三、活化能与碰撞理论的实际应用活化能和碰撞理论在实际应用中有着广泛的应用。

首先，它们可以用来解释化学反应速率的差异。

对于不同的反应，反应物分子的能量分布和碰撞频率都不相同，从而导致反应速率的差异。

通过活化能和碰撞理论的分析，可以预测不同反应的速率和反应机理。

其次，活化能和碰撞理论也可以应用于催化反应的研究。

催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。

催化剂通过提供新的反应路径，使反应物分子更容易达到活化能，从而促进反应的进行。

第3课时活化能思考与交流：2 mol H2和1 mol O2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？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===H2＋I2的2个基元反应为2＋2I·、2I2(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：A2＋B===A2B是分两个基元步骤完成的第一步A(慢反应)第二步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如：过氧化氢H 2O 2在水溶液中把溴化氢HBr 氧化为溴Br 2的反应：H 2O 2 + 2H + +2Br 2 + 2H 2O反应机理为 H 2O 2＋H +＋Br＋H 2O (慢反应) HOBr ＋Br －＋H +2＋H 2O (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①概念：把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞①条件：具有足够的能量；具有合适的取向①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①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①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①反应物、生成物的能量与活化能的关系图(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。