2.1 化学反应速率第二课时 教学课件(共25张PPT)

(共25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2课时 活化能
【学习目标】
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，能从控制化学反应速率的角度分析和选择反应条件。
2．能根据简单的碰撞理论说明温度、浓度、催化剂等是如何影响化学反应速率的。体会理论模型的构建过程，强化模型认知意识。
思考与交流　
1.化学反应的本质是什么？
反应物中旧化学键的断裂，生成物中新化学键的形成
2.分子间发生化学反应的必要条件是什么？
分子相互碰撞是引发反应的必要条件。
3.反应分子的每一次碰撞都能发生化学反应吗？
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。
一、有效碰撞理论
1．基元反应和反应历程
分两步
2HI → H2＋2I·
2I· → I2
自由基
2HI===H2＋I2
带有单电子的原子或原子团
基元反应
反应机理
大多数的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。
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。
反应不同，反应历程也不相同
同一反应，在不同条件下，反应历程也可能不同
反应历程的差别造成了化学反应速率的不同
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
一、有效碰撞理论
2．基元反应发生的条件
※ 先决条件是反应物的分子必须发生碰撞 。
是什么启动了“基元反应” ？
反应分子的每一次碰撞都能发生化学反应吗？
※ 反应物分子必须具有一定的能量；
※ 碰撞时有合适的取向。
通常情况下，当气体的浓度为1 mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子间的碰撞可达到1028次。如果反应物分子间的任何一次碰撞都能发生反应的话，反应只需10-5 s就可以完成。换言之，任何气体的反应均可以瞬间完成。但实际并非如此。
一、有效碰撞理论
3．有效碰撞
①概念：能够发生化学反应的碰撞
②条件：足够的能量；合适的取向
③与反应速率的关系：
碰撞的频率越高，反应速率越快
HI分解反应中分子碰撞示意图
活化分子
碰撞时能量不足
碰撞时取向不合适
有效碰撞
一、有效碰撞理论
4．活化分子和活化能
①活化分子：
具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
注意：a.发生有效碰撞的分子一定是活化分子；
b.活化分子的碰撞不一定是有效碰撞 （由于取向问题）
c.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。
d.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。
一、有效碰撞理论
4．活化分子和活化能
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
E1：反应的活化能
E2：活化分子变成生成物分子放出的能量
E1－E2：反应热
也可认为逆反应的活化能
[注意]
1.活化能由物质本身的性质决定；
2.不同反应的活化能不一样；
3.活化能越低，活化分子数越多，有效碰撞越多，化学反应速率越快；
4.活化分子百分数越多，有效碰撞越多，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%
碰撞理论：
发生化学反应
有效碰撞
活化分子
取向合适
取向不合适
活
化
能
不发生化学反应
无效碰撞
普通分子
探究分析
能否用碰撞理论解释：
当其他条件相同时，为什么增大反应物浓度化学反应速率增大，而反之速率减小
升温会使化学反应速率增大，而降温使速率减小
应结合外界条件改变后，反应物中单位体积内活化分子数目、
单位体积内活化分子百分数及单位时间内有效碰撞的次数来讨论。
二、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
1．浓度
(1)规律：其他条件不变时，反应物浓度增大，反应速率增大；反之则速率减小。
(2)解释：
增大
浓度
单位体积内分子数增多
单位体积内活化分子数增多
单位时间内有效碰撞次数增多
反应速率增大
同理，可以解释反应物浓度降低会使化学反应速率减小。
思考：反应物分子中活化分子百分数变了吗？
二、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
2．压强（有气体参加，压强变化仅由容器容积变化引起的反应）
(1)规律：其他条件不变时，压强增大，反应速率增大；反之则速率减小。
(2)解释：
压强增大
气体体积
缩小
浓度
增大
单位体积内活化分子数增多
单位时间内有效碰撞次数增多
反应速率增大
即压强对化学反应速率的影响，可转化成浓度对化学反应速率的影响。
二、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
3．温度
(1)规律：其他条件不变时，升温，反应速率增大；反之则速率减小。
(2)解释：
升高温度
反应物分子能量增加
活化分子百分数增多
单位时间内有效碰撞次数增多
反应速率增大
同理，可以解释降低温度会使化学反应速率减小。
二、有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
4．催化剂
(1)规律：其他条件不变，催化剂可以加快化学反应速率。(通常指正催化剂)
(2)解释：
催化剂
改变了反应历程，降低了活化能
活化分子百分数增多
单位时间内有效碰撞次数增多
反应速率增大
反应热△H
(不变)
知识拓展
知识拓展
飞秒化学 —— 参照课本 P28
艾哈迈德·泽维尔（ ，Ahmed Hassan Zewail），埃及化学家，飞秒化学专家。他研究的技术能将研究化学反应的时间尺度缩减至飞秒，透过摄影将化学反应中每个微细变化忠实地纪录。
【小结】
影响化学反应速率的因素
影响 外因 单位体积内 活化分子百分数 有效碰撞频率 化学反应速率
分子总数 活化分子数 增大反应物浓度
增大压强
升高温度
正催化剂
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
B
课堂练习1.下列关于化学反应速率的说法正确的是（ ）
①恒温时，增大压强，化学反应速率一定加快
②其他条件不变，温度越高，化学反应速率越快
③使用催化剂可改变反应速率，从而改变该反应过程中吸收或放出的热量
④升高温度能使化学反应速率增大，主要原因是增大了反应物分子中活化分子的百分数
⑤有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的体积)，可增加活化分子的百分数，从而使反应速率增大
⑥增大反应物浓度，可增大活化分子的百分数，从而使单位时间有效碰撞次数增多
⑦催化剂不参与反应，但能降低活化能增大活化分子的百分数，从而增大反应速率
A．②⑥ B．②④ C．②③⑤⑦ D．①②④⑤
C
课堂练习2.对于反应2NO(g)＋2H2(g)→N2(g)＋2H2O(g)，科学家根据光谱学研究提出如下反应历程：
第一步：2NO N2O2快速平衡
第二步：N2O2＋H2→N2O＋H2O慢反应
第三步：N2O＋H2→N2＋H2O快反应
其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列叙述正确的是( )
A．若第一步反应△H<0，则升高温度，v正减小，v逆增大
B．第二步反应的活化能大于第三步的活化能
C．第三步反应中N2O与H2的每一次碰撞都是有效碰撞
D．反应的中间产物只有N2O2
D
课堂练习3.卤代烃与端基炔(R＇C≡CH)催化偶联反应的一种机理如图所示。下列说法错误的是( )
A．偶联反应中起催化作用的是M和CuI
B．R＇C≡CCu为该催化过程的中间产物
C．该偶联反应的原理为R＇C≡CH+RI→R＇C≡CR+HI
D．该催化机理改变了反应路径和反应热
C
课堂练习4.如图(Ea表示活化能)是CH4与Cl2生成CH3Cl的部分反应过程中各物质物质的能量变化关系图，下列说法正确的是( )
A．Cl·可由Cl2在高温条件下生成，是CH4与Cl2反应的催化剂
B．升高温度，活化分子的百分数不变，但反应速率加快
C．增大Cl2的浓度，可提高反应速率，但不影响△H的大小
D．第一步反应的速率大于第二步反应
C
课堂练习5.金属插入CH4的C-H键形成高氧化态过渡金属化合物的反应频繁出现在光分解作用、金属有机化学等领域，如图是CH4与Zr形成过渡金属化合物的过程。下列说法不正确的是( )
A．整个反应快慢，由 CH2— Zr···H2→状态2反应决定
B．CH3—Zr···H→CH2 —Zr···H2 ΔH=+8.32 kJ mol-1
C．在中间产物中 CH3—Zr···H状态最稳定
D．Zr +CH4→CH—Zr···H3活化能为201. 84 kJ mol-1
C
课堂练习6.已知Cl2(g)+CO(g) COCl2(g)的速率方程 [k为速率常数，只受温度影响]，该反应可认为经过以下反应历程：
第一步：Cl2 2Cl 快速平衡
第二步：Cl+CO COCl 快速平衡
第三步：COCl+Cl2→COCl2+Cl 慢反应
下列说法正确的是( )
A．第一步反应和第二步反应的活化能较高
B．c(CO)、c(Cl2)分别增大相同的倍数，对总反应速率的影响程度相同
C．该总反应的速率主要取决于第三步反应
D．第三步反应的有效碰撞频率较大
感谢观看
Thank you