高中化学人教版（2019）选择性必修1 2.1.3活化能（共25张ppt）
文档属性
| 名称 | 高中化学人教版（2019）选择性必修1 2.1.3活化能（共25张ppt） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 7.9MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-06-28 21:59:08 | ||
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文档简介
(共25张PPT)
走进奇妙的化学世界
选择性必修1
第二章 化学反应速率
与化学平衡
第一节 化学反应速率
第3课时 活化能
以下是投篮球的三种情况：第一种，能量不够；第二种，方向不合适；第三种，足够的能量和合适的方向。
通过生活经验和之前所学知识，我们知道，不同化学反应速率不同，浓度、温度、压强、催化剂也会影响化学反应速率。这些从宏观上都已得到证实，从微观上我们怎么理解这些反应速率不同？
学习
目标
第3课时
活化能
PART
01
PART
02
知道活化能的含义及其对化学反应速率的影响。
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。
一. 简单有效碰撞理论
自主学习
通过生活经验和之前所学知识，我们知道，不同化学反应速率不同，浓度、温度、压强、催化剂也会影响化学反应速率。这些从宏观上都已得到证实，从微观上我们怎么理解这些反应速率不同？
如何从微观角度理解化学反应机理？
请仔细阅读教材29-30页，思考以下问题。
1. 思考有效碰撞和化学反应的联系；
2. 思考有效碰撞的前提条件；
3. 思考活化分子、活化能及活化分子百分数概念。
研究发现，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，例如，
这其中的每一步反应都称为基元反应。这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程。反应历程又称反应机理。基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。
2HI == H2 + I2
第一步： 2HI → 2I + H2
第二步： 2I → I2
微粒I·存在未成对电子，它称为自由基，自由基的反应活性很强，寿命极短。
资料卡片
基元反应:通过碰撞一步直接转化为产物的反应。
反应历程（反应机理）:基元反应构成的反应序列称为反应历程。
基元反应的总和称为总反应。
化学反应是有历程的，化学反应速率与反应历程密切相关。
1.基元反应 反应历程
在运动中会发生碰撞
在一个洁净的容器中，将H2和O2按物质的量之比为2：1混合
据计算，在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1028次
简化的有效碰撞模型
分子无规则高速运动
彼此碰撞（每秒约1028次）
有效碰撞
无效碰撞
思考：分子间的每次碰撞都是能发生化学反应的碰撞吗？
思考：那么有效碰撞应该满足哪些条件呢？
1.化学反应发生的条件
旧化学键就是被分子“有效碰撞”给撞断裂的。
条件一：
分子必须具有足够的能量
分子能量不够，碰撞无效
分子能量足够，碰撞有效
高速碰撞：
活化分子
具有足够的能量，能够发生有效碰撞的分子。
条件二：
比如：NO2 + CO===NO+CO2 这个反应其实就是氧原子转移
2、有效碰撞
能够导致分子中化学键断裂，引起化学反应的碰撞。
活化分子碰撞时必须具有合适的取向
发生有效碰撞的条件
足够能量 合理取向
推论：某一个化学反应的速率大小与单位时间内分子有效碰撞的次数有关，单位时间内有效碰撞的次数越多，该反应的速率越快。
有效碰撞=活化分子（普通分子+活化能） +合适取向
方向不好
能量不够
反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比
2、活化分子和活化能
①活化分子
能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有较高能量。
结论
能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，还与碰撞的角度有关。（碰撞时的取向合适不合适）
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。
其他条件不变时，同一反应活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。
活化分子百分数 =
×100%
活化分子数
反应物分子总数
②活化能
活化分子平均能量与反应物分子平均能量差值。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定。
活化分子
反应热
Ea表示反应的活化能
Ea1 表示活化分子变成生成物分子放出的能量；
E1-E2 表示反应热。
活化能
活化分子
活化能作用：
使反应物活化，从而启动反应或改变反应速率
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。
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，
推论1:
活化能越小，则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，单位时间内有效碰撞越多，反应速率越快。
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。
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。
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
碰撞频率越高，反应速率越快
普通分子
活化能
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。
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
【例1】下列说法错误的是（ ）
①具有较高能量的分子发生有适当取向的碰撞，才能发生化学反应。②发生有效碰撞的分子都是活化分子。
③活化分子间的碰撞都是有效碰撞。
④水溶液中的化学反应的活化能都接近于0。
⑤反应热△H=正反应的活化能—逆反应的活化能。
⑥活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量。
⑦普通分子间的碰撞有时候也能发生化学反应。
A.①④ B.③④⑦ C.④⑤⑥ D.②⑤
B
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
单位时间内有效碰撞次数的多少
化学反应速率的快慢
决定
决定
决定
决定
内 因
外 因
二.碰撞理论与影响化学反应速率快慢的因素
结合碰撞理论，探讨外因的改变影响化学反应速率的原因：
分子总数:20
活化分子数:6
活化分子百分数:30%
增大浓度
化分子数增加单位体积内活
（活化分子百分比不变）
单位时间有效碰撞次数增加
反应速率加快
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
1.浓度对化学反应速率的影响
【思考与讨论】
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么增大反应物的浓度会使化学反应速率增大，而降低反应物的浓度会使化学反应速率减小
浓度↑
→单位体积内N总↑
→单位体积内N活↑
→有效碰撞↑
【思考与讨论】
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么升高温度会使化学反应速率增大，而降低温度会使化学反应速率减小
温度↑
活化分子百分数↑
运动加快，
碰撞频率↑
有效碰撞
次数↑
v↑
2.温度对化学反应速率的影响
对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加反应物各气体物质的浓度。
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
浓度增大
压强增大
化分子数增加单位体积内活
（活化分子百分比不变）
单位时间有效碰撞次数增加
反应速率加快
结论：压强改变的实质：是对反应物各气体物质浓度产生了影响，而引起反应速率发生变化。
3. 压强对化学反应速率的影响
气体P↑，V体↓，气体浓度↑
即单位体积内反应物分子总数↑
单位体积内
活化分子数↑
有效碰撞次数↑
v ↑
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么增大压强会使化学反应速率增大，而减小压强会使化学反应速率减小
【思考与讨论】
恒温恒容通入少量惰性气体反应速率如何变化？
Ar
总气压增大
反应物浓度不变
单位体积活化分子数不变
化学反应速率不变
单位时间有效碰撞次数不变
恒温恒压通入少量惰性气体反应速率如何变化？
总气压不变
密闭容器体积增大
反应物浓度减小
单位体积活化分子数减小
单位时间有效碰撞次数减小
化学反应速率减小
使用催化剂
降低了反应活化能
活化分子百分数增大，活化分子数增多
化学反应速率加快
单位时间有效碰撞次数增大
E1
E2
催化剂：参与化学反应，改变反应途径，但反应前后质量和化学性质不变的物质
催化剂作用：可以降低化学反应所需的活化能，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，反应速率大幅提高。
注意
（1）催化剂只能改变化学反应速率，不能改变反应方向，也不能改变反应热的大小。
（2）同一催化剂能同等程度地改变化学反应的正、逆反应速率。
活化能
没加催化剂
加了催化剂
催化剂可以改变反应历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的热效应。
4.催化剂对化学反应速率的影响
归纳总结：
影响化学反应速率的外界因素
⑴增大反应物的浓度（压强），可以加快反应速率。
⑵升高温度，可以加快反应速率。
⑶使用催化剂采用适当的催化剂可以加快化学反应速率。
外界条件对化学反应速率的影响（总结）
影响因素 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
正催化剂
增加
不变
不变
不变
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
有气体参与的反应
增加
题目解析
浓度变化能改变单位体积内分子的总数，活化分子的百分数不变
压强的变化能改变单位体积内分子的总数，活化分子的百分数不变
温度能改变活化分子的百分数，但单位体积内分子总数不变。
D
2.已知H2O2分解反应为：2H2O2=2H2O+O2 △H<0。
在含少量I-的溶液中，H2O2的分解机理为：
① H2O2＋ I- = H2O ＋IO- △H>0 慢
② △H<0 快
H2O2+IO- =H2O+O2+ I-
思考与交流
（1）此过程机理中 催化剂， 中间产物。
（2）I-的浓度能否影响反应速率？
（3）画出此反应过程中的能量变化图像
E1>E2
解决问题
1. 反应热大小
2. 活化能大小
思路分析
1.如何体现总反应是放热的？
2.如何体现第①步反应是吸热的？
3.如何体现第②步反应是放热的？
4.如何体现总反应第①步与第②步活化能大小？
I-
IO-
可以
对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定。
资料卡片
E1
E2
5、其它因素对反应速率的影响
反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、形成原电池等，也会对化学反应的速率产生影响。
影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率
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
增加
增加
不变
增加
加快
增加
增加
不变
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快
走进奇妙的化学世界
选择性必修1
第二章 化学反应速率
与化学平衡
第一节 化学反应速率
第3课时 活化能
以下是投篮球的三种情况：第一种，能量不够；第二种，方向不合适；第三种，足够的能量和合适的方向。
通过生活经验和之前所学知识，我们知道，不同化学反应速率不同，浓度、温度、压强、催化剂也会影响化学反应速率。这些从宏观上都已得到证实，从微观上我们怎么理解这些反应速率不同？
学习
目标
第3课时
活化能
PART
01
PART
02
知道活化能的含义及其对化学反应速率的影响。
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。
一. 简单有效碰撞理论
自主学习
通过生活经验和之前所学知识，我们知道，不同化学反应速率不同，浓度、温度、压强、催化剂也会影响化学反应速率。这些从宏观上都已得到证实，从微观上我们怎么理解这些反应速率不同？
如何从微观角度理解化学反应机理？
请仔细阅读教材29-30页，思考以下问题。
1. 思考有效碰撞和化学反应的联系；
2. 思考有效碰撞的前提条件；
3. 思考活化分子、活化能及活化分子百分数概念。
研究发现，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，例如，
这其中的每一步反应都称为基元反应。这两个先后进行的基元反应反映了2HI=H2+I2的反应历程。反应历程又称反应机理。基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。
2HI == H2 + I2
第一步： 2HI → 2I + H2
第二步： 2I → I2
微粒I·存在未成对电子，它称为自由基，自由基的反应活性很强，寿命极短。
资料卡片
基元反应:通过碰撞一步直接转化为产物的反应。
反应历程（反应机理）:基元反应构成的反应序列称为反应历程。
基元反应的总和称为总反应。
化学反应是有历程的，化学反应速率与反应历程密切相关。
1.基元反应 反应历程
在运动中会发生碰撞
在一个洁净的容器中，将H2和O2按物质的量之比为2：1混合
据计算，在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1028次
简化的有效碰撞模型
分子无规则高速运动
彼此碰撞（每秒约1028次）
有效碰撞
无效碰撞
思考：分子间的每次碰撞都是能发生化学反应的碰撞吗？
思考：那么有效碰撞应该满足哪些条件呢？
1.化学反应发生的条件
旧化学键就是被分子“有效碰撞”给撞断裂的。
条件一：
分子必须具有足够的能量
分子能量不够，碰撞无效
分子能量足够，碰撞有效
高速碰撞：
活化分子
具有足够的能量，能够发生有效碰撞的分子。
条件二：
比如：NO2 + CO===NO+CO2 这个反应其实就是氧原子转移
2、有效碰撞
能够导致分子中化学键断裂，引起化学反应的碰撞。
活化分子碰撞时必须具有合适的取向
发生有效碰撞的条件
足够能量 合理取向
推论：某一个化学反应的速率大小与单位时间内分子有效碰撞的次数有关，单位时间内有效碰撞的次数越多，该反应的速率越快。
有效碰撞=活化分子（普通分子+活化能） +合适取向
方向不好
能量不够
反应速率与活化分子的百分率（活%）成正比
2、活化分子和活化能
①活化分子
能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，活化分子具有较高能量。
结论
能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，还与碰撞的角度有关。（碰撞时的取向合适不合适）
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。
其他条件不变时，同一反应活化分子在反应物中所占的百分数是一定的。
活化分子百分数 =
×100%
活化分子数
反应物分子总数
②活化能
活化分子平均能量与反应物分子平均能量差值。
活化能的大小是由反应物分子的性质决定。
活化分子
反应热
Ea表示反应的活化能
Ea1 表示活化分子变成生成物分子放出的能量；
E1-E2 表示反应热。
活化能
活化分子
活化能作用：
使反应物活化，从而启动反应或改变反应速率
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。
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，
推论1:
活化能越小，则一般分子成为活化分子越容易，则活化分子越多，单位时间内有效碰撞越多，反应速率越快。
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。
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。
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
碰撞频率越高，反应速率越快
普通分子
活化能
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。
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
【例1】下列说法错误的是（ ）
①具有较高能量的分子发生有适当取向的碰撞，才能发生化学反应。②发生有效碰撞的分子都是活化分子。
③活化分子间的碰撞都是有效碰撞。
④水溶液中的化学反应的活化能都接近于0。
⑤反应热△H=正反应的活化能—逆反应的活化能。
⑥活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量。
⑦普通分子间的碰撞有时候也能发生化学反应。
A.①④ B.③④⑦ C.④⑤⑥ D.②⑤
B
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
单位时间内有效碰撞次数的多少
化学反应速率的快慢
决定
决定
决定
决定
内 因
外 因
二.碰撞理论与影响化学反应速率快慢的因素
结合碰撞理论，探讨外因的改变影响化学反应速率的原因：
分子总数:20
活化分子数:6
活化分子百分数:30%
增大浓度
化分子数增加单位体积内活
（活化分子百分比不变）
单位时间有效碰撞次数增加
反应速率加快
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
1.浓度对化学反应速率的影响
【思考与讨论】
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么增大反应物的浓度会使化学反应速率增大，而降低反应物的浓度会使化学反应速率减小
浓度↑
→单位体积内N总↑
→单位体积内N活↑
→有效碰撞↑
【思考与讨论】
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么升高温度会使化学反应速率增大，而降低温度会使化学反应速率减小
温度↑
活化分子百分数↑
运动加快，
碰撞频率↑
有效碰撞
次数↑
v↑
2.温度对化学反应速率的影响
对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加反应物各气体物质的浓度。
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
分子总数:10
活化分子数:3
活化分子百分数:30%
浓度增大
压强增大
化分子数增加单位体积内活
（活化分子百分比不变）
单位时间有效碰撞次数增加
反应速率加快
结论：压强改变的实质：是对反应物各气体物质浓度产生了影响，而引起反应速率发生变化。
3. 压强对化学反应速率的影响
气体P↑，V体↓，气体浓度↑
即单位体积内反应物分子总数↑
单位体积内
活化分子数↑
有效碰撞次数↑
v ↑
请尝试用碰撞理论解释:当其他条件相同时，为什么增大压强会使化学反应速率增大，而减小压强会使化学反应速率减小
【思考与讨论】
恒温恒容通入少量惰性气体反应速率如何变化？
Ar
总气压增大
反应物浓度不变
单位体积活化分子数不变
化学反应速率不变
单位时间有效碰撞次数不变
恒温恒压通入少量惰性气体反应速率如何变化？
总气压不变
密闭容器体积增大
反应物浓度减小
单位体积活化分子数减小
单位时间有效碰撞次数减小
化学反应速率减小
使用催化剂
降低了反应活化能
活化分子百分数增大，活化分子数增多
化学反应速率加快
单位时间有效碰撞次数增大
E1
E2
催化剂：参与化学反应，改变反应途径，但反应前后质量和化学性质不变的物质
催化剂作用：可以降低化学反应所需的活化能，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，反应速率大幅提高。
注意
（1）催化剂只能改变化学反应速率，不能改变反应方向，也不能改变反应热的大小。
（2）同一催化剂能同等程度地改变化学反应的正、逆反应速率。
活化能
没加催化剂
加了催化剂
催化剂可以改变反应历程，降低反应的活化能，但不能改变反应的热效应。
4.催化剂对化学反应速率的影响
归纳总结：
影响化学反应速率的外界因素
⑴增大反应物的浓度（压强），可以加快反应速率。
⑵升高温度，可以加快反应速率。
⑶使用催化剂采用适当的催化剂可以加快化学反应速率。
外界条件对化学反应速率的影响（总结）
影响因素 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
正催化剂
增加
不变
不变
不变
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
有气体参与的反应
增加
题目解析
浓度变化能改变单位体积内分子的总数，活化分子的百分数不变
压强的变化能改变单位体积内分子的总数，活化分子的百分数不变
温度能改变活化分子的百分数，但单位体积内分子总数不变。
D
2.已知H2O2分解反应为：2H2O2=2H2O+O2 △H<0。
在含少量I-的溶液中，H2O2的分解机理为：
① H2O2＋ I- = H2O ＋IO- △H>0 慢
② △H<0 快
H2O2+IO- =H2O+O2+ I-
思考与交流
（1）此过程机理中 催化剂， 中间产物。
（2）I-的浓度能否影响反应速率？
（3）画出此反应过程中的能量变化图像
E1>E2
解决问题
1. 反应热大小
2. 活化能大小
思路分析
1.如何体现总反应是放热的？
2.如何体现第①步反应是吸热的？
3.如何体现第②步反应是放热的？
4.如何体现总反应第①步与第②步活化能大小？
I-
IO-
可以
对于由多个基元反应组成的化学反应，其反应的快慢由最慢的一步基元反应决定。
资料卡片
E1
E2
5、其它因素对反应速率的影响
反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、形成原电池等，也会对化学反应的速率产生影响。
影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率
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
增加
增加
不变
增加
加快
增加
增加
不变
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快
不变
增加
增加
增加
加快