化学人教版（2019）选择性必修1 2.1.3活化能（共21张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）选择性必修1 2.1.3活化能（共21张ppt） |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 2.6MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-08-28 16:50:06 | ||
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文档简介
(共21张PPT)
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
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H2和O2将在极短的时间内全部变成H2O。
极短时间内
然而事实并非如此，为什么呢？
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。
要发生反应，对于碰撞也是有要求的。
2HI→H2+2I
2I →I2
例：2HI=H2+I2，实际上是经过下列两步反应完成的：
基元反应
基元反应
反应历程
或反应机理
(1)每一步反应称为基元反应
(2)多步基元反应反映了反应历程
一、活化能和有效碰撞
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。
(3)决定速率的步骤是最慢的一个基元反应
(4)基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞
如：总反应：H2O2 + 2H+ +2Br－=Br2 + 2H2O
第一步：H2O2＋H+＋Br－→HOBr＋H2O (慢反应)
第二步：HOBr＋Br－＋H+ →Br2＋H2O (快反应）
HBrO：中间产物或中间体
思考：是不是所有的碰撞都能引发反应？
力量不够
取向不好
好球！有效碰撞
借鉴投篮——获得灵感
HI分解反应中分子碰撞示意
2.有效碰撞
碰撞时能量不足
碰撞时取向不合适
有效碰撞
能够发生化学反应的碰撞
足够的能量；合适的取向
有效碰撞的频率越高，反应速率越快
(1)概念：
(2)条件：
(3)与反应速率的关系：
3.活化分子：
具有足够能量，能够发生有效碰撞的分子
注意：
(1)发生有效碰撞的分子一定是活化分子；
(2)活化分子的碰撞不一定是有效碰撞(由于取向问题)
(3)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。
(4)有效碰撞的次数与单位体积内活化分子数有关。
HI
HI
能量（活化能）
普通分子
活化分子
比较普通分子与活化分子
4.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
活化能(正反应的活化能)
活化分子变成生成物分子放出的能量(逆反应活化能)
反应热(ΔH)
E1：
E2：
E1﹣E2：
注意：
(1)活化能越小,普通分子就越容易变成活化分子。
(2)活化能和反应速率的关系:
活化能越低，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率越快。
活化分子百分数 =
活化分子数
反应物分子数
×100%
(3)活化分子百分数的判断
新物质
一个反应经历的过程：
普通
分子
活化能
活化
分子
合理取向
的碰撞
有效
碰撞
能量
学习小结
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
增大浓度
增加
增加
增加
加快
不变
二、用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
1.浓度的影响
注意：对于固体或纯液体，反应速率与接触面积有关
1.将盐酸滴到碳酸钠粉末上，能使反应的最初速率加快的是（ ）
A.盐酸浓度增加一倍，用量减至1/2
B.盐酸浓度不变，使用量增大一倍
C.增大Na2CO3粉末的量
2.用铁片与稀硫酸反应制取H2时,下列措施不能使H2生成速率加大的是（ ）
A.加热
B.不用稀硫酸，改用98%的浓硫酸
C.滴加少量CuSO4溶液
D.不用铁片，改用铁粉
A
B
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
增大压强
增加
增加
增加
加快
不变
2.压强的影响
对气体来说，增大压强即增加反应物的浓度
3.反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)在一可变容积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是（ ）
A.增加C的量
B.将容器的体积缩小一半
C.保持体积不变，充入N2使体系压强增大
D.保持压强不变，充入N2使容器体积变大
AC
影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率
升高温度
不变
增加
增加
加快
增加
3.温度的影响
次要原因：
温度升高，分子运动速度加快，碰撞次数增多，反应速率增大。
影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率
催化剂
不变
增加
增加
加快
增加
4.催化剂的影响
催化剂改变反应的路径，降低反应的活化能，但反应热没变。
4.参照反应Br2 + H2 → HBr 的能量对反应历程的示意图，下列叙述中正确的（ ）
A. 正反应为放热反应
B. 加入催化剂，该化学反应的反应热不改变
C. 正反应为放热反应
D. 加入催化剂可增大正反应速率，降低逆反应速率
B
能量kJ/mol
反应历程
Br2 + H2
HBr
E1
E2
5.①增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
②对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
③升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
④使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A.活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B.增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C.升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D.降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
A
A
C
D
学习小结
用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
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
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H2和O2将在极短的时间内全部变成H2O。
极短时间内
然而事实并非如此，为什么呢？
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。
要发生反应，对于碰撞也是有要求的。
2HI→H2+2I
2I →I2
例：2HI=H2+I2，实际上是经过下列两步反应完成的：
基元反应
基元反应
反应历程
或反应机理
(1)每一步反应称为基元反应
(2)多步基元反应反映了反应历程
一、活化能和有效碰撞
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。
(3)决定速率的步骤是最慢的一个基元反应
(4)基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞
如：总反应：H2O2 + 2H+ +2Br－=Br2 + 2H2O
第一步：H2O2＋H+＋Br－→HOBr＋H2O (慢反应)
第二步：HOBr＋Br－＋H+ →Br2＋H2O (快反应）
HBrO：中间产物或中间体
思考：是不是所有的碰撞都能引发反应？
力量不够
取向不好
好球！有效碰撞
借鉴投篮——获得灵感
HI分解反应中分子碰撞示意
2.有效碰撞
碰撞时能量不足
碰撞时取向不合适
有效碰撞
能够发生化学反应的碰撞
足够的能量；合适的取向
有效碰撞的频率越高，反应速率越快
(1)概念：
(2)条件：
(3)与反应速率的关系：
3.活化分子：
具有足够能量，能够发生有效碰撞的分子
注意：
(1)发生有效碰撞的分子一定是活化分子；
(2)活化分子的碰撞不一定是有效碰撞(由于取向问题)
(3)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。
(4)有效碰撞的次数与单位体积内活化分子数有关。
HI
HI
能量（活化能）
普通分子
活化分子
比较普通分子与活化分子
4.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
活化能(正反应的活化能)
活化分子变成生成物分子放出的能量(逆反应活化能)
反应热(ΔH)
E1：
E2：
E1﹣E2：
注意：
(1)活化能越小,普通分子就越容易变成活化分子。
(2)活化能和反应速率的关系:
活化能越低，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数就越多，化学反应速率越快。
活化分子百分数 =
活化分子数
反应物分子数
×100%
(3)活化分子百分数的判断
新物质
一个反应经历的过程：
普通
分子
活化能
活化
分子
合理取向
的碰撞
有效
碰撞
能量
学习小结
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
增大浓度
增加
增加
增加
加快
不变
二、用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
1.浓度的影响
注意：对于固体或纯液体，反应速率与接触面积有关
1.将盐酸滴到碳酸钠粉末上，能使反应的最初速率加快的是（ ）
A.盐酸浓度增加一倍，用量减至1/2
B.盐酸浓度不变，使用量增大一倍
C.增大Na2CO3粉末的量
2.用铁片与稀硫酸反应制取H2时,下列措施不能使H2生成速率加大的是（ ）
A.加热
B.不用稀硫酸，改用98%的浓硫酸
C.滴加少量CuSO4溶液
D.不用铁片，改用铁粉
A
B
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
增大压强
增加
增加
增加
加快
不变
2.压强的影响
对气体来说，增大压强即增加反应物的浓度
3.反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)在一可变容积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是（ ）
A.增加C的量
B.将容器的体积缩小一半
C.保持体积不变，充入N2使体系压强增大
D.保持压强不变，充入N2使容器体积变大
AC
影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率
升高温度
不变
增加
增加
加快
增加
3.温度的影响
次要原因：
温度升高，分子运动速度加快，碰撞次数增多，反应速率增大。
影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率
催化剂
不变
增加
增加
加快
增加
4.催化剂的影响
催化剂改变反应的路径，降低反应的活化能，但反应热没变。
4.参照反应Br2 + H2 → HBr 的能量对反应历程的示意图，下列叙述中正确的（ ）
A. 正反应为放热反应
B. 加入催化剂，该化学反应的反应热不改变
C. 正反应为放热反应
D. 加入催化剂可增大正反应速率，降低逆反应速率
B
能量kJ/mol
反应历程
Br2 + H2
HBr
E1
E2
5.①增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
②对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
③升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
④使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A.活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B.增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C.升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D.降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
A
A
C
D
学习小结
用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响