活化能活化分子

反应活化能为0的反应： 自由移动的原子或离子之间的反应
4.化学反应发生所经历的过程 普通分子
活化能
碰撞频率越高，反应速率越快
有没有活化能为0的化学反应？
案例1：AgNO3溶液与NaCl溶液混合
离子间的反应瞬间完成
可看作活化能为0
案例2：在高空50~85Km的大气层，平均温度只有-50℃，存在大量自由 原子之间的反应，不需要活化能的推动。
推论2: 活化能越小，一般分子成为活化分子越 容易，则反应条件越简单。
从上图可知：活化能与化学反应难易的关系是 活化能高，反应难； 活化能低，反应易。
有没有活化能为0的化学反应？
案例1：AgNO3溶液与NaCl溶液混合
离子间的反应瞬间完成 可看作活化能为0
案例2：在高空50~85Km的大气层，平均 温度只有-50℃，存在大量自由原子之 间的反应，不需要活化能的推动。
物质 H2、O2
你知道吗？ 条件
常温、常压
碰撞次数 2.35×1010 次/秒
任何分子间的碰撞次数都是非常巨大的，通常情况下， 当气体的浓度为1mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分 子的碰撞可达到1028。
பைடு நூலகம்
NO.1
有效碰撞
活化能
1.基元反应 反应历程 大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多 个反应步骤才能实现。
目录
01
有效碰撞 活化能
02 有效碰撞理论解析外界条件对
反应速率的影响
学习 目 标
1.知道活化能的含义及其对化学反应速率的影响。 2.通过讨论交流，问题探究，能从活化分子的有效 碰撞理论角度解释外界条件影响化学反应速率的快慢 的本质原因。
3.认识化学反应速率的调控在生活、生产和科学研究领 域中的重要作用。

活化分子
其它条件不变时 升高温度
其它条件不变时，升高温度，单位体积内活化分子的数目增大，单位体积内活化分子 百分数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快；反之则慢
简单碰撞理论
解释浓度对化学反应速率的影响
活化分子
其它条件不变时 增大反应物浓度
在其它条件不变时，增大反应物浓度，单位体积内活化分子的数目增大，单位时间 内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快；反之则慢
H202+2HI===2H20+I2 定量探究浓度、温度对反应速率的影响:
（1）为了有更明显的现象，还需要加入什么试剂？ 淀粉，用于显色
（2）对比实验的数据是？ 溶液由无色变为蓝色的时间
在298K时，实验测得溶液中的反应H202+2HI===2H20+I2在不同浓度时 的化学反应速率见表。
实验编号
(3)保持容器内压强不变，充入一定量的氩气_____，理由________________ _____________________________________________________________。 (4)保持容器的容积不变，充入一定量的氩气_____，理由________________ _____________________________________________________________。
简单碰撞理论
解释压强对化学反应速率的影响
活化分子
容器内压强不变 充入非反应气体
在其它条件不变时，充入非反应气体，压强不变，体积增大，各物质浓度减小，反 应速率减慢
【例1】在带有活塞的密闭容器中发生如下反应：3Fe(s)＋4H2O(g) 高温 Fe3O4(s)＋ 4H2(g)，分析改变下列条件化学反应速率如何改变(填“变大”“变小”或“不 变”)，阐述理由。 (1)增加铁片的质量(不考虑表面积的变化)_不__变__，理由_纯__固__体__的_浓__度__视__为__常____ _数__，_改__变__用__量__不_影__响__化__学__反_应__速__率_____。 (2)保持容器的容积不变，增加水蒸气的通入量_变__大__，理由增__大__反__应_物__浓__度____ _加__快__化_学__反__应__速__率___。

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。

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。

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。

什么是化学反应的活化能化学反应的活化能指的是在进行化学反应时，反应物必须克服的能量障碍，以使反应发生。

在化学反应中，分子和原子之间的键必须断裂，形成新的化学键。

活化能也被称为反应的能垒。

本文将详细介绍化学反应的活化能及其影响因素。

一、化学反应的活化能定义化学反应的活化能是指反应物转化为产物所需克服的最小能量障碍。

在分子层面上，活化能是指分子在碰撞时克服间隔作用力，使原子和分子能够重新排列成新分子所需的能量。

反应物中的化学键需要断裂，形成新的化学键，这一过程需要吸收能量，即活化能。

二、影响化学反应活化能的因素1. 温度：温度是影响活化能的最主要因素。

提高温度可以增加分子的动能，使分子碰撞更频繁、更强烈，有利于反应物分子克服能垒，从而增加反应速率。

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，从而增加反应发生的几率，降低活化能。

3. 催化剂：催化剂是一种能够降低反应活化能的物质。

催化剂通过提供新的反应途径，使反应物能够更容易改变结构，从而降低活化能并增加反应速率。

4. 压力：压力的增加会增加反应物分子的碰撞频率，从而增加反应发生的几率，降低活化能。

三、活化能与反应速率的关系活化能直接影响着化学反应的速率。

活化能越高，反应速率越慢；活化能越低，反应速率越快。

当反应物的能量大于等于活化能时，反应才能发生。

化学反应速率可以通过公式Arrhenius方程来描述： k = Ae^(-Ea/RT)其中，k表示反应速率，A表示反应的频率因子，Ea表示活化能，R表示理想气体常数，T表示温度。

由公式可见，活化能越小，反应速率越快。

四、应用和意义对化学反应的活化能的研究有助于我们了解反应速率的变化规律以及如何调控反应速率。

根据活化能的不同，一些化学反应是迅速发生的，如爆炸反应或酸碱中和反应；而一些化学反应则需要较高的温度、压力或催化剂的存在才能进行，如某些有机反应。

研究活化能可以帮助我们优化反应条件，提高反应速率，从而节约时间和资源。

“环式”反应历程图象分析
对于”环式”反应历程图象，位于“环上”的物质 一般是催化剂或中间体，如⑤、⑥、⑦和⑧．“入环” 的物质为反应物，如①和④，“出环”的物质为生成 物、如②和③，由反应物和生成物可写出总反应化学 方程式。
书写基元反应及总反应 图示历程包含__个基元反应，其中速率最慢的是第___个
速率减小
自我测试
3. 平流层中氟氯烃对臭氧层的破坏是由于含氯化合物 的催化作用改变了臭氧分解反应的历程，其反应过程 的能量变化如图。总反应：O3＋O―→2O2。 催化反应：①O3＋Cl―→O2＋ClO； ②ClO＋O―→Cl＋O2。 下列说法正确的是
A.Ea＝Ea1＋Ea2 催化效率越强，活化能降低越多，Ea与(Ea1＋Ea2)之间没有等 B.反应①为吸热量反关应系，反应②为放热反应，因此反应速率：反应①＜反应②
4.自由基：带有单电子的原子或原子团
一、基元反应与反应历程
CH₄与Cl₂的取代反应是自由基反应历程，经历反应的链引发、链传递、链终止： Cl₂→2Cl·，Cl·+CH₄→HCl+·CH₃、 ·CH₃+Cl₂→CH3Cl +Cl·、 CH3Cl+Cl·→·CH2Cl+HCl、 ·CH2Cl+Cl2→CH Cl₂+Cl·
问题思考： 化学反应速率与活化分子有什么关系？根据有效碰撞理论，联系化学 反应速率的影响因素，讨论各因素是如何影响化学反应速率的。
二、碰撞理论与活化能
3．用有效碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
(1)浓度、压强对化学反应速率的影响
增大反应物 浓度
增大压强
(相当于增大 浓度)
单位体积内分 子总数增多， 活化分子百分 数不变，单位 体积内活化分

天津大学 无机化学教学团队第二章化学反应的方向、速率和限度第一节 化学反应速率1活化分子p分子碰撞理论认为：反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞，才有可能发生化学反应。

但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。

绝大多数碰撞是无效的弹性碰撞，不能发生反应。

对一般反应来说，事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反应。

发生反应的两个基本前提：Ø 发生碰撞的分子应有足够高的能量例NO 2+ CO →NO + CO 21活化分子1活化分子p有效碰撞——能发生反应的碰撞。

p E c: 发生有效碰撞所必须具备的最低能量。

活化分子——具有等于或超过Ec的分子。

非活化分子(或普通分子)——能量低于Ec的分子。

发生反应的两个基本前提：Ø 发生碰撞的分子应有足够高的能量Ø 碰撞的几何方位要适当*例NO 2+ CO →NO + CO 21活化分子p 反应活化能——活化分子具有的平均能量(E * )与反应物分子的平均能量(E )之差。

E a =E * - E 例 N 2O 5 → 2NO 2 + O 212E a =E *-E=(106.13-4.03)kJ·mol -1=102.10kJ·mol -1325K 时 E *=106.13kJ·mol -1, E =4.03kJ·mol -11活化能p 大部分分子的能量接近E 值，能量大于E 分子只占少数。

p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。

p E a 可以通过实验测出，属经验活化能。

p 大多数反应的活化能在60~250kJ·mol -1之间p E a <42kJ·mol -1的反应,活化分子百分数大，有效碰撞次数多,反应速率大,可瞬间进行。

如酸碱中和反应。

再如p E a >420kJ·mol -1的反应, 反应速率很小。

(NH 4)2S 2O 8+3KI → (NH 4)2SO 4+K 2SO 4+KI 3E a =56.7kJ·mol -1, 反应速率较大。

基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞
思考： 是否每一次碰撞都可以发生反应？
任何分子间的碰撞次数都是非常巨大的，通常情况下， 当气体的浓度 为1mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子的可发生约1028次碰撞。
在1028次碰撞其中发生反应 的碰撞只有1015 次，可见，差不 多在1013次碰撞中仅有一次发生 反应。
总结：
单位体 条件变化 积分子
总数
活化分子 百分数
单位体积内 活化分子数 目
单位时间/ 体积内有效 碰撞次数
化学反应 速率
增大浓度 ↑
不变
↑
↑
↑
增大压强 ↑
不变
↑
↑
↑
升高温度 不变
↑
↑
使用催化 剂
不变
↑
↑
↑
↑
↑
↑
碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
下列对化学反应速率增大原因的分析错误的是( B )
A.对于有气体参加的化学反应，增大压强使容器体积减小，单位体 积内活化分子数增多 B.向反应体系中加入相同浓度的反应物，使活化分子百分数增大 C.升高温度，使反应物分子中活化分子百分数增大 D.加入适宜的催化剂，使反应物分子中活化分子百分数增大
碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
解释浓度对化学反应速率的影响
分析：
其它条件相同时， 增大反应物浓度
浓度加倍
单位体积内活化分子数增加 （活化分子百分数不变）
单位时间内有效碰 撞次数增加
单位体积内活化分子数：3 单位体积内活化分子数：6
活化分子百分数：30%
活化分子百分数：30%
化学反应速率增大
碰撞理论解释影响化学反应速率的因素

实验2-3结论：温度高的溶液先出现浑浊
Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
1、其他条件不变，温度升高，反应速率加快
T↑ →普通分子变为活化分子 →活%↑ → n活↑ →V↑
2、一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
V×倍数值（t2-t1)/10 = 变. 化后的反应速率
.
5
不同化学反应 决定于 反应物性质
同一化学反应 决定于 反应条件
内因：反应物本身的性质
外因：浓度、温度、压强、催化剂等
.
6
一、浓度对反应速率的影响
实验2-2结论：浓度大的H2C2O4溶液先褪色
2KMnO4 + 5H2C2O4 +3H2SO4=K2SO4 +2MnSO4 +10CO2↑+8H2O
C、升高温度 √D、使用催化剂
.
14
练习： 设NO+CO2
2CO(正反应吸热)
反应速率为v1；N2+3H2
2NH3(正反应放
热)反应速率为v2。对于前述反应，当温度
升高时，v1和v2变化情况为（ ）
A、
√同时增大
B、 同时减小
C、
v1减少，v2增大 D、 v1增大，v2减小
.
15
练习：在密闭容器里，通入x mol
mL
.
17
下列四种情况中最早出现浑浊的是：
（C）
（1）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
（2）10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水

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。

能量的守恒定律和化学反应能量守恒定律是物理学中的基本原理之一，它指出在一个封闭系统中，能量不能被创造或销毁，只能从一种形式转化为另一种形式。

这个定律可以表述为：能量不能被创造或销毁，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化或转移的过程中，能量的总量保持不变。

能量守恒定律在化学反应中的应用可以从以下几个方面来理解：1.化学反应中的能量变化：化学反应中，反应物和生成物之间的能量差称为反应热。

如果反应物的能量高于生成物，则反应是放热的；如果反应物的能量低于生成物，则反应是吸热的。

这个能量差可以转化为热能、光能等形式。

2.化学键的形成和断裂：化学反应中，化学键的形成和断裂伴随着能量的吸收和释放。

当化学键形成时，会释放能量；当化学键断裂时，需要吸收能量。

这个能量的变化符合能量守恒定律。

3.能量的转化：在化学反应中，能量可以从一种形式转化为另一种形式。

例如，化学能可以转化为热能、电能等形式。

这种能量的转化也符合能量守恒定律。

化学反应中的能量守恒定律有助于我们理解和预测化学反应的行为，对于化学研究和应用具有重要意义。

在中学生的学习过程中，理解和掌握能量守恒定律对于培养科学思维和解决实际问题具有重要作用。

习题及方法：1.习题：一个热力学系统在绝热条件下与外界没有能量交换，如果系统内部发生化学反应，系统的内能会发生什么变化？解题思路：根据能量守恒定律，系统内部的能量变化等于系统从外界吸收的热量减去系统对外界做的功。

由于系统与外界没有能量交换，即Q=0，所以系统内部的能量变化只取决于系统内部发生的化学反应。

答案：系统的内能会增加，因为化学反应中反应物的能量高于生成物，所以系统会释放能量，使得内能增加。

2.习题：一定量的理想气体在恒压条件下发生等温膨胀，气体对外做功，根据能量守恒定律，气体的内能会发生什么变化？解题思路：根据能量守恒定律，系统内部的能量变化等于系统从外界吸收的热量减去系统对外界做的功。

在这个问题中，气体对外做功，即W<0，而等温膨胀意味着系统内部的温度不变，所以Q=0。

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。

人教版 选修1
1. 了解活化能、活化分子的概念； 2. 运用简单碰撞理论和活化分子等知识解释外界条件对化学反应速率 的影响。
一 活化能
2HI = H2 + I2 实际上是经过下列两步反应完成的： 反应历程(反应机理）
基元反应
① 2HI → H2 + 2I· 自由基：带有单电子的原子或原子团。
(每一步反应) ② 2I· → I2
4.用简单碰撞理论解释催化剂对化学反应速率的影响
其他条件相同时，使用催化剂，改变反应历程，降低反应活化能，单位体积内 活化分子数目增多，单位体积内活化分子百分数增多，单位时间内有效碰撞次 数增多，化学反应速率增大。
未使用催化剂时：反应的活化能为Ea
使用催化剂K后，反应分两步 第一步：活化能为Eal 第二步：活化能为Ea2
1. 下列说法错误的是( B )
①碰撞理论认为，反应物分子间进行碰撞才可能发生化学反应
②活化分子间的碰撞一定是有效碰撞
③催化剂加快反应速率的本质是降低了反应的活化能
④只有增加活化分子的百分含量才能加快反应速率
⑤对于基元反应而言，温度升高，反应速率一定增加
A. ①④ B. ②④
C. ③⑤ D. ②⑤
2.用简单碰撞理论解释压强对化学反应速率的影响
体积缩小
其他条件相同时，增大反应体系压强，相当于增大反应物浓度，单位体积内活化分子 数目增多，单位体积内活化分子百分数不变，单位时间内有效碰撞次数增多，化学反 应速率增大。
注意： 1. 压强影响，只适用于讨论有气体参加的反应，若压强变化能引起参与反应物质的浓 度发生变化时，化学反应速率才能发生变化
2. 注意“真”变和“假”变：若体系的压强变化而使反应物或生成物的浓度发生变化 即“真”变，否则是“假”变。

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。