活化能-活化分子
活化能
活化能是一个化学名词，又被称为阈能。
这一名词是由阿瑞尼士在1889年引入，用来定义一个化学反应的发生所需要克服的能量障碍。
活化能可以用于表示一个化学反应发生所需要的最小能量。
反应的活化能通常表示为Ea，单位是千焦耳每摩尔（kJ/mol）。
分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量称为活化能。
（阿伦尼乌斯公式中的活化能区别于由动力学推导出来的活化能，又称阿伦尼乌斯活化能或经验活化能）活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。
活化能基本上是表示势垒（有时称为能垒）的高度。
2.1.3活化能课件高二上学期化学人教版选择性必修1
思维提升
2.利用某分子筛作催化剂，NH3可脱除废气中的NO和NO2，生成两种无毒物质，其 反应历程如图所示： (1)X是 N2、H2O 。
(2)上述历程的总反应为 _2_N_H__3＋__N__O_＋__N__O_2_=催_=_=化_=_=剂_=_=_2_N_2_＋__3_H_2_O__。 (3)由反应历程可知，[(NH4)(HNO2)]＋是该反应的 中间产物 。
任务一：构建理论模型
活动2：认识基元反应与反应历程
过渡
态
始态
终态
注意：
基元反应的过程
1.反应不同，反应历程也不相同 2.同一反应，在不同条件下，反应历程也可能不同 3.反应历程的差别造成了化学反应速率的不同 4.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（控速步骤）
任务二：影响反应速率的理论分析
增大气体压强
增大化学反应速率
使用催化剂
任务四：课堂延伸
活动1：了解飞秒化学
原理： 跟踪和检测化学反应中某些寿命极短的过渡态，必须采用 10－15～10－12 s的时间分辨技术，可以分辨分子、原子飞秒级变动 图像的激光脉冲技术，可以跟踪、观察基元反应的整个过程。
定义： 对超快速化学反应的研究称为飞秒(fs，1fs＝10﹣15 s)化学。
任务一：构建理论模型
活动1：阅读材料，思考问题
材料1：简单碰撞理论：1918年，路易斯提出了化学反应速率的简单碰撞 理论。该理论认为，反应物分子间的碰撞是化学反应的先决条件。反应物 分子间有效碰撞的频率越高，化学反应速率越大。
材料2：气体分子的碰撞频率：任何气体中分子间的碰撞次数都是巨大的。 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，任何气体 的反应均可以瞬间完成。但实际并非如此。
【知识解析】活化能
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。
影响化学反应速率的因素
取向不好
好球！有效投篮
有效碰撞： 能够发生化学反应的碰撞。 活化分子：有可能发生有效碰撞的分子。 活化能: 活化分子所多出普通分子的那部分能量E1。 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，化 学反应速率就会越快。
化学反应的本质: 旧键的断裂和新键的生成
如何实现?
在反应 aA (g)+bB (g) cC (g)+dD (g) 中 若a+b＞c+d，则 正反应方向为气体体积缩小方向， 逆反应方向为体积扩大方向 v V正 v 增大压强 V 逆 V逆
V正
v
t
V正
减小压强
V逆
P
t
速率－压强图
⑹、对于气体反应体系，有以下几种情况： ①、温度恒定，增大压强 → 气体体积减小 → 气体浓度增大 → 反应速率增大 ②、体积恒定，充入反应物 → 气体浓度增 大→气体压强增大 → 反应速率增大 ③、在反应体系中充入与反应无关的气体： ⅰ、容积不变时，气体总压增大，但各气体 分压不变，体积不变，气体浓度不变，化学 反应速率不变 ⅱ、压强不变时，充入与反应无关的气体， 气体体积增大，各反应物质浓度减小，反应 速率减小（相当于压强减小的变化）
试剂种类 及用量 实验温度
出现浑浊时间
热水
冷水（室温）
快
慢
结论
温度高的一组首先出现浑浊
结 论
其它条件相同时，升高温度，反 应速率加快；反之，降低温度
，反应速率减慢。
温度对反应速率的影响
T
普通分子变成 活化分子
活%
n活
有效碰撞
V
结论：当其它条件不变时， 升高温度反应速率增大； 降低温度反应速率减小。
活化分子与活化能的关系
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。
【课件】活化能课件高二化学人教版(2019)选择性必修1
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
2.2.2活化能
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。
活化能ppt课件
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