关于化学反应表观活化能和指前因子的教学讨论

合集下载

Arrhenius公式中活化能和指前因子求法的讨论

Arrhenius公式中活化能和指前因子求法的讨论
金胜明
【期刊名称】《浙江工业大学学报》
【年(卷),期】1993(000)004
【总页数】1页(P72)
【作者】金胜明
【作者单位】无
【正文语种】中文
【中图分类】O643.1
【相关文献】
1.关于化学反应表观活化能和指前因子的教学讨论 [J], 王新平;王旭珍;王新葵;刘泽群;牛家豪
2.气相化学反应中不同速率系数对应的活化能之间关系的讨论 [J], 郭子成;任聚杰
3.MDD模式应用中若干问题的讨论Ⅱ--活化能选取的重要性 [J], 李齐;陈文寄
4.对Arrhenius公式中一些问题的讨论 [J], 刘云
5.Arrhenius公式与活化能 [J], 周遗品;赵永金;张延金
因版权原因，仅展示原文概要，查看原文内容请购买。

化学反应中的催化剂与活化能知识点总结

化学反应中的催化剂与活化能知识点总结催化剂与活化能知识点总结化学反应中的催化剂和活化能是两个重要的概念。

催化剂可促进化学反应的进行，而活化能则表示反应参与物质在反应中所需的最小能量。

本文将对催化剂和活化能的知识点进行总结，以便更好地理解化学反应的机理和性质。

一、催化剂概述催化剂是指在化学反应中能够改变反应速率但本身并不参与化学反应的物质。

催化剂可降低反应所需的活化能，从而促进反应的进行。

催化剂在反应前后不发生永久性变化，因此在反应结束后能够被再次使用。

催化剂的作用机理可以通过活化复合物理论解释。

当催化剂与反应物相互作用时，它们形成一个活化复合物，该复合物比反应物本身更容易分解或重新组合成产物。

催化剂通过提供新的反应路径或降低反应的能垒来加速反应的进行。

二、催化剂的分类1. 催化剂可分为两类：同质催化剂和异质催化剂。

同质催化剂是指与反应物处于相同的物理状态，通常是气体或溶液中的催化剂。

一个典型的例子是酶催化反应，其中酶作为溶解在溶液中的分子参与化学反应的进行。

异质催化剂是指与反应物处于不同的物理状态。

常见的例子包括金属催化剂，如铂、钯和铑等。

这些催化剂通常以固体的形式存在，并与气体或溶液中的反应物发生反应。

2. 催化剂还可以根据其活性和特定应用进行分类。

一种常见的分类方式是酸性催化剂和碱性催化剂。

酸性催化剂通常具有较低的pH值，增加了反应的速率。

而碱性催化剂则具有较高的pH值，可以促进其他类型的反应。

另一种分类方式是金属催化剂和非金属催化剂。

金属催化剂是由金属元素组成的催化剂，如铁、镍和钯等。

非金属催化剂则主要包括氧化物、硅基催化剂等。

三、活化能概述活化能是指反应物分子在反应中具有的最低能量。

化学反应发生时，需要克服这个能垒才能完成反应，这个能垒即为活化能。

活化能的高低决定了反应的速率。

活化能可用于判断反应的速率是否快慢。

通常情况下，活化能越高，反应速率越慢。

活化能高的反应通常需要较高的温度或催化剂来加速反应。

关于活化能问题的探讨

,
具有不
同能量分子的百分率分布的情况碰撞理论明确地指出
,
反应的活化能
是指反应分子要发生有效碰撞 ( 即活化分子 ) 听需具有的能量最低值中的 E
C
,
( 式中和图
,
)
.
这又叫做临界能或阂能
,
它
显然是个绝对值
z
和 g 的计算来求得反应速度和速度常数
,
。
碰撞理论假设分子为刚球
并由气体分子运动论得到反应 A
:
+
B`
C 两种不同物质
分子间每毫升每秒内的碰撞数为
~
总“ ”“
一
、
(兴
B
互
加
;
“
粤` 荪溉嘿 ;黑」仃
:
、
:; ’ i) ,
E
e
有效碰撞数总的碰撞次数
=
q =
e
一
丽
……
( 8 )
9
石` 。
一
韩山师专学报 ( 自然科学版
)
1
9
年
而称为玻兹曼因子
,
.
若将一定温定下气体分子运动速度 ( 即分子动能的分布规律
.
)
用图形表示出来
就得到等温能量曲线
.
能量分布曲线就是说明在一定温度下
9 6
韩山师专学报 ( 自然科学版 )

化学反应速率速率常数和反应活化能的计算

化学反应速率速率常数和反应活化能的计算在化学反应中，我们经常关注的一个重要指标是反应速率。

反应速率是指单位时间内反应物消失或产物生成的量，通常用物质的浓度或压力随时间的变化率来表示。

反应速率常数是描述反应速率与反应物浓度之间关系的一个数值常数。

一、反应速率常数的定义和计算反应速率常数（k）定义为在反应物浓度为单位浓度时，单位时间内产物生成或反应物消失的量。

反应速率常数与反应物浓度的幂次数有关，根据速率方程式的形式可以确定。

对于简单的一阶反应，反应速率方程式可以写作：r = -d[A]/dt = k[A]其中，r为反应速率，[A]为反应物A的浓度，t为时间，k为反应速率常数。

反应速率常数的计算可以通过实验数据进行。

在实验中，我们可以通过测量反应物浓度随时间的变化来确定反应速率常数。

通过选择不同的反应物浓度和观察相应的反应速率，我们可以使用速率方程式中的数据来计算反应速率常数。

二、反应活化能的定义和计算反应活化能（Ea）是指使反应物转变为产品所需的最小能量差，又称为反应的能垒。

反应活化能是评价化学反应难易程度的重要指标，也是反应速率常数与温度之间关系的重要因素。

反应活化能可以通过阿伦尼乌斯方程来计算。

阿伦尼乌斯方程表达了反应速率常数与温度之间的关系：k = Ae^(-Ea/RT)其中，k为反应速率常数，A为指前因子，Ea为反应活化能，R为理想气体常量，T为绝对温度。

通过实验数据可以得到一组反应速率常数与温度的对应值。

利用阿伦尼乌斯方程，我们可以通过线性回归分析计算出反应活化能的数值。

三、实例分析：反应速率常数和反应活化能的计算以一阶反应为例，假设有以下反应：A → B通过在不同的温度下进行实验，并测定反应速率常数与温度的对应值，我们可以得到如下数据：温度（K）反应速率常数（s^-1）300 1.25310 2.01320 3.14330 4.85根据阿伦尼乌斯方程，我们可以进行线性回归分析来计算反应活化能的数值。

高中教学中如何讲授化学反应的活化能

这里ＮＡ是阿伏加德罗常数。最后，过渡态理论给出的反应速率常数与温度Ｔ的关系式：
ｋ—ＡＴｍｆ丽Ｅ０（７）
且在不太高的反应温度条件下，３者的数值相当接
近。表２对比了这３者之问的差异。
把它与阿伦尼乌斯公式对比，得到：
表２项目
Ｅ。、Ｅ。、Ｅｏ的对比［６—７］阈能
Ｅ。
阿伦尼乌斯活化能
Ｅａ
能垒Ｂ
Ｔ一０
Ｅ。（丁）＝＜Ｅｒ（活化分子）＞一＜Ｅｒ（反应物分子）＞统计平均。在以上３种解释中，只有托尔曼从统计力学提供的解释最准确、最合理。因为人们平时观测到的化学反应不是几个、几十个、几百个、甚至成千上万个微观粒子（分子、原子、离子、自由基）的行为，而是高达万亿亿个或更多数量的微观粒子行为的统计平均结果（注意：１ｔｏｏｌ物质有６．０２２×１０２３个微粒，即６千万亿亿个微粒）。因此，我们不能采用牛顿力学描述单个或几个粒子的方法，只能用统计方法来理解化学反应的实验规律。１００多年来，出现过许多种描述化学反应的速率理论。它们必然要对从实验数据总结和归纳得到的阿伦尼乌斯方程做出解释。不同的速率理论，提供不同的理解。下面简单介绍碰撞理论和过渡态理论。
（Ｔｏｌｍａｎ）），即：
这与阿伦尼乌斯公式相比，可估算活化能：Ｅ—Ｅｃ＋ｌＲｒ
（５）
式中阈能Ｅｃ与温度无关，因为它仅是０Ｋ时的量。它可用交叉分子束技术等技术测量。按经典碰撞理论，当分子碰撞的相对平动能大于某阈值，化学反应才发生。所以化学反应需要活化能。
５过渡态速率理论与活化能
２０世纪３０年代，艾林（Ｅｙｒｉｎｇ）等人在统计力学和量子力学发展的基础上提出过渡态理论。过渡态理论的大意是，化学反应不是只通过简单碰撞就变成产物，而是要经过一个由反应物分子以一定的构型存在的过渡状态，形成这个过渡态需要一定的活化能，过渡态与反应物分子间建立化学平衡，总反应的速率由过渡态转化为产物的速率决定。以简单反应为例：

关于化学反应表观活化能和指前因子的教学讨论

关于化学反应表观活化能和指前因子的教学讨论王新平;王旭珍;王新葵;刘泽群;牛家豪【摘要】讨论催化剂的活性中心数、催化剂活性结构改变与Arrhenius方程中指前因子和活化能变化的关系.由Arrhenius方程出发,讨论给出了实验室测定多相催化反应活化能的简易方法.建议本科生的反应动力学教学围绕催化过程和催化剂为中心进行.【期刊名称】《大学化学》【年(卷),期】2011(026)003【总页数】5页(P33-37)【关键词】Arrhenits;方程;活化能;指前因子;速率系数;催化剂【作者】王新平;王旭珍;王新葵;刘泽群;牛家豪【作者单位】大连理工大学化学学院,辽宁大连,116024;大连理工大学化学学院,辽宁大连,116024;大连理工大学化学学院,辽宁大连,116024;大连理工大学化学学院,辽宁大连,116024;大连理工大学化学学院,辽宁大连,116024【正文语种】中文在世界范围内,人们已经发现并利用于工业过程的化学反应，90%以上是借助催化剂实现的[1]。

而且，催化反应在工业反应中所占的比例，还在逐年增加，其中多相催化反应尤为重要。

本科物理化学的反应动力学内容包括以下几个方面：反应速率与反应物浓度的关系(反应级数的确定)，反应速率与温度的关系(表观活化能的测定)，反应机理的提出及多相催化剂的基础知识等。

基于上述催化反应过程的发展趋势，我们认为，关于反应动力学的本科生教学，应围绕催化过程和催化剂为中心展开，使学生掌握关于催化过程的化学反应动力学基础。

对于多相催化反应，当催化剂改变时，反应速率系数随之改变，但反应机理、反应活化能以及反应级数是否会改变，则与催化剂的活性中心结构是否改变直接相关。

该内容是催化反应动力学创新思维的基础，但在以往的物理化学教材中却不够突出。

经过对多年物理化学教学进行总结，我们认为，虽然在化学动力学中关于多相催化剂的基础知识涉及不多，但将其与Arrhenius方程中的指前因子和活化能相联系，则利于学生建立关于催化反应动力学创新思维，培养其创新能力。

反应速率常数和指前因子

反应速率常数和指前因子1. 引言1.1 引言概述反应速率常数和指前因子是化学反应动力学中重要的概念，它们在描述反应速率和影响反应进程方面发挥着关键作用。

在化学反应中，反应速率常数是一个可以描述反应速率的参数，它反映了单位时间内反应物转化为产物的速度。

反应速率常数的大小取决于反应物的浓度、温度等因素，不同反应的速率常数也会有所不同。

与反应速率常数相似，指前因子也是一个影响反应速率的重要因素。

指前因子描述了在反应过程中反应物在碰撞时转化为产物的频率，它受温度、反应物的能量等因素的影响。

指前因子的大小直接影响了反应速率的快慢。

本文将围绕反应速率常数和指前因子展开讨论，探讨它们的定义、影响因素以及二者之间的关系。

通过深入了解这两个概念，我们可以更好地理解化学反应的动力学过程，为实验设计和工业生产提供理论指导和参考依据。

1.2 研究背景反应速率常数和指前因子是化学反应动力学中非常重要的两个参数。

在化学反应中，反应速率常数是描述反应速率与各个反应物浓度之间关系的一个常数，它反映了反应进行的快慢程度。

而指前因子则是描述了反应发生的概率，是一个在反应速率中起关键作用的参数。

在实际的化学反应中，研究反应速率常数和指前因子对于理解反应过程、优化反应条件等具有重要意义。

通过对这两个参数的研究，可以深入了解反应动力学规律，为合成新材料、制备新药物等提供理论指导。

反应速率常数和指前因子的影响因素也是研究的重点之一。

不同反应条件下，这两个参数的数值会有所不同，了解这些影响因素对于控制和调节反应速率至关重要。

通过对反应速率常数和指前因子的深入研究，可以更好地理解化学反应的规律，为实验设计和反应机理的研究提供有力支持。

【研究背景】2. 正文2.1 反应速率常数的定义反应速率常数是描述化学反应速率快慢的一个重要参数。

它表示单位时间内反应物转化为生成物的速率与各反应物浓度之积的关系。

具体来说，当反应速率常数为一个较大的数值时，表示反应发生得较快；当反应速率常数为一个较小的数值时，表示反应发生得较慢。

高中教学中如何讲授化学反应的活化能

６有关化学反应活化能的教学建议
６．１在教学中强调化学反应的多步性、复杂性
常见的化学反应（ｉＮ氖气与氯气的反应，氢气
与氧气的反应，甲烷在空气中的燃烧），都不是分子间直接碰撞而完成的。它们都要通过许多单个反应步骤才最后变成产物分子。这好比，我们每日ｉ餐吃饭都是一口一口地进食；我们从开始读小学到高中毕业、到进一步技能学习和职业培训、或学术深造，必需经过许多步骤才能如愿以偿。在化学科学中，把每单一步骤的化学反应叫基元反应，常见的化学反应实际是许多基元反应组合后的结果，即总包反应。例如，平时书写的如下反应都是总包反应：
１提出问题
在讨论化学反应速率时，活化能是一个非常重要的概念。《普通高中化学课程标准（实验）》的要求是“知道活化能的涵义及其对化学反应速率的影
响”［川。但是，在目前的教材中，对活化能有不同阐述。我们对比了人教版‘２Ｉ、苏教版Ｅ３１以及鲁科版‘４１等教材中有关活化能教学的重要内容（见表
１）。
表１人教版、苏教版、鲁科版中有关活化能阐述的ｂｂ较
万方数据
化学教育
２０１２年第１０期
中的Ｅ。，即该化学反应的活化能。
某临界值（阈能）Ｅ。的碰撞，才是有效碰撞，才
引起化学反应［７］。经典碰撞理论给出反应速率常数与温度Ｔ的关系式：
ｋ—ＡＴｖ：ｅ－爵（４）
３活化能的种种解释
阿伦尼乌斯首先解释了为什么化学反应需要活化能。他指出：“并不是所有的反应物分子都能进行反应而转化为产物分子，只有少数能量较高的所谓活化分子，才能进行反应转化为产物分子。Ｅ。就是一摩尔活化分子比一般的非活化分子所高出的能量值。”［５１如何准确地理解阿伦尼乌斯活化能？这是１００多年来有强烈吸引力的科学问题之一。随着科学的日新月异，对化学反应需要活化能的理解也经历了巨大变化。例如，对基元反应，这样的理解历经了如下主要观点的变迁１６ｊ：（１）活化能是由非活化分子转变为活化分子的能量（阿伦尼乌斯）；（２）具有完成化学反应最小的、必须的能量（路易斯（Ｌｅｗｉｓ））；（３）在反应温度Ｔ时，全部活化分子的平均能量与全部反应物分子平均能量之差（托尔曼

高中化学教学中有关“活化能”概念的误区

高中化学教学中有关“活化能”概念的误区作者：朱碧雯包朝龙来源：《化学教学》2015年第07期摘要：通过2011年海南省一道化学高考题，分析高中阶段学生在学习活化能概念时易走入的误区，探讨高中阶段接触的反应的温度效应和活化能类型，比较三个版本的高中教材对活化能的定义，提出在相关概念教学及命题时的希冀，以期帮助教师和学生正确理解活化能的概念。

关键词：化学教学；活化能；高考题文章编号：1005–6629（2015）7–0089–03 中图分类号：G633.8 文献标识码：B活化能是化学动力学中的重要概念，是教师教学、学生学习的难点内容，也是近年来高考命题的热门选择。

目前的大部分高中化学教材给出的活化能的定义，给读者的信息都是，一个化学反应的活化能既不可能是零，更不可能是小于零的负值，活化能是负值在理论上是没有意义的，相应地，高考命题时也默认了活化能只有正值。

正如2011年海南省理综高考11题：某反应的ΔH=+100 kJ·mol-1，下列有关该反应的叙述正确的是（）A.正反应的活化能小于100 kJ·mol-1B.逆反应的活化能一定小于100 kJ·mol-1C.正反应的活化能不小于100 kJ·mol-1D.正反应的活化能比逆反应活化能大100 kJ·mol-1再看C选项，在与学生交流的过程中发现，学生通常认为，如图1所示的反应物A→生成物C时，必须要经过一个吸收一定的能量达到活化状态B的过程，只有比反应物的平均能量EA高出E1（或E1以上）的数值时，才能越过能峰，变成产物的分子，也就是说，活化能一定是正值，因此正反应活化能一定大于100 kJ·mol-1，而不是C选项中的不小于（即大于或等于）100 kJ·mol-1，因此C选项错误。

这种解释在高中阶段似乎没有什么错误，甚至能提出此解释的往往是成绩较好的学生。

但是，我们知道，常见的化学反应，其实都不是分子间直接碰撞而完成的，它们都要通过许多单个反应步骤才最后变成产物分子，这每一步骤的化学反应就是基元反应。

高中化学_化学反应速率第三课时活化能教学设计学情分析教材分析课后反思

第一节化学反应速率第3课时活化能教学设计【教学目标】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。

2．深度解析温度、浓度、压强和催化剂对化学反应速率的影响。

【教学重难点】简单碰撞理论、活化能【教学过程】1.新课导入[师]展示图片，烟花、爆炸，这样的化学反应瞬间完成。

而钢铁的生锈、溶洞的形成过程却非常缓慢。

同样是化学反应，为什么有的反应瞬间完成，有的反应进行的非常缓慢呢。

从化学反应的本质上考虑，化学反应的本质是旧键的断裂和新键的形成。

那么旧键的断裂和新键的形成又是如何发生的呢？本节课我们从活化能和分子碰撞理论的角度去解析一下。

2.新课讲授[板书]一、化学反应速率-活化能一、活化能[师]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，222HI H I =+实际上是经过下列两步反应完成的，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222HI H I =+的反应历程。

反应历程又称反应机理。

[师]基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。

以气体的反应为例，任何气体中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1 mol/L时，在每立方厘米、每秒内反应物分子的碰撞可达到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10-5s就可以完成。

换言之，任何气体的反应均可瞬间完成。

但实际并非如此。

这就说明并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。

[设疑]为什么分子碰撞时有的能发生化学反应，有的不能呢？[师]以篮球队员投篮为例，不能投进篮筐有哪些情况？有可能力量不够，或是投不准，也就是说只有力量足够，并且投的准，也就是有合适的取向，才能投的好球。

那么在化学反应的过程中，反应物分子必须具有一定的能量，碰撞时还要有合适的取向，这样的碰撞我们称为有效碰撞。

发生有效碰撞的分子叫做活化分子，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。

arrhenius公式中活化能和指前因子求法的讨论

arrhenius公式中活化能和指前因子求法的讨论
Arrhenius公式用来描述反应速率与温度的变化。

热力学定理认为，取决于反应物彼此之间的能量之差，每一种反应都必须要有一个特定的能量水平（活化能）。

Arrhenius公式根据反应物关系指出，反应速率与温度成正比，可以用活化能（Ea）与指前因子（A）来表示。

活化能是反应需要突破的能量门槛，它反映了反应产物的总能量和反应的性质。

虽然活化能对反应的影响是显著的，但是活化能很难测定，因为它受到很多因素的影响，如反应物的形状和大小，以及结合方式的变化。

指前因子是一个概率因子，可以理解为反应的发生的概率，因此它可以反映环境壁垒以及化学介质，以及每个动力学步骤中反应物之间发生相互作用的可能性。

指前因子受到很多因素的影响，例如溶剂，在反应过程中，溶液可以影响指前因子，但温度和压力对指前因子的影响相对较小。

Arrhenius 的公式是由两个特定参数（活化能和指前因子）组合而成的，它代表了反应速率和温度之间的变化。

活化能表示反应的性质，指前因子表示反应的概率，它们是反应速率随着温度变化的主要因素。

表观活化能和基元反应活化能关系

表观活化能和基元反应活化能关系
表观活化能是指一个化学反应所需的最小能量，而基元反应活化能是指在一个反应机理中涉及到的最小能量。

表观活化能和基元反应活化能之间存在着一个密切的关系，因为一个化学反应通常是由多个基元反应组成的，而这些基元反应的活化能的总和就构成了表观活化能。

具体地说，表观活化能可以表示为各个基元反应的活化能之和，即：
Ea = ∑Ea,i
其中，Ea表示表观活化能，Ea,i表示第i个基元反应的活化能。

这个公式表明，一个化学反应的表观活化能可以通过各个基元反应的活化能之和来计算。

因此，如果我们知道了一个反应机理中各个基元反应的活化能，就可以计算出这个反应的表观活化能。

需要注意的是，表观活化能和基元反应活化能的单位通常是焦耳/mol或千焦/mol。

在实际应用中，我们常常使用反应速率常数来描
述化学反应的速率，而反应速率常数和表观活化能之间有密切的关系，即：
k = A·exp(-Ea/RT)
其中，k表示反应速率常数，A表示指前因子，R表示气体常数，T表示温度。

这个公式表明，反应速率常数和表观活化能之间呈负指数关系，即表观活化能越大，反应速率常数就越小。

因此，降低反应的表观活化能是提高反应速率的有效方法之一。

总之，表观活化能和基元反应活化能之间存在着密切的关系，通过研究这种关系，我们可以更好地理解化学反应的机理和速率规律，为实现更高效、可持续的化学合成提供科学依据。

高中化学教学教案：化学反应速率与活化能的关系

活化能的概念及作用
活化能的定义：反应物分子获得足够能量，克服势能屏障，转化为产物所需的最小能量
活化能的作用：决定了反应速率，活化能越大，反应速率越慢
活化能的影响因素：温度、压力、催化剂等
活化能与反应速率的关系： Arrhenius公式，k=Ae^(-Ea/RT)，其中Ea为活化能，T为热力学温度，k为速率常数
掌握化学反应速率的概念和计算方法
理解活化能的概念和意义
学会设计实验探究化学反应速率与活化能的关系
学会分析实验数据，得出结论
教学内容
03
化学反应速率的定义与计算方法
化学反应速率的定义：反应物浓度随时间的变化率
应用：预测反应的进行程度和方向，优化反应条件
影响因素：温度、压力、催化剂等
计算方法：通过实验数据拟合得到
讨论主题：化学反应速率与活化能的关系
讨论目的：引导学生深入理解化学反应速率与活化能的关系
讨论方法：分组讨论，每组提出一个问题，然后共同讨论解答
讨论成果：每组分享讨论成果，教师进行点评和总结
教学过程
05
导入：通过实例引入化学反应速率与活化能的关系
添加标题
添加标题
添加标题
添加标题
实验目的：通过实验理解化学反应速率与活化能的关系
化学反应速率与活化能的关系
汇报人：XX
目录
01
单击添加目录项标题
04
教学方法与手段
02
教学目标
03
教学内容
05
教学过程
06
作业与要求
添加章节标题
01
教学目标
02
理解化学反应速率的概念
化学反应速率的定义：反应物浓度随时间的变化率
化学反应速率的表示方法：用v表示，单位为mol/L·s或mol/L·min

活化能教案高中化学

活化能教案高中化学
1. 了解活化能的概念和重要性
2. 掌握活化能的计算方法
3. 能够应用活化能概念解释化学反应速率的变化
教学重点和难点：
重点：活化能的概念和计算方法
难点：理解活化能对化学反应速率的影响
教学准备：
1. PowerPoint课件
2. 活化能计算实验器材
3. 活化能相关实验指导书
教学过程：
一、导入（5分钟）
通过提问引入话题，引导学生了解活化能的重要性和意义。

二、讲解活化能的概念和计算方法（15分钟）
1. 使用PPT简要介绍活化能的定义和作用
2. 讲解活化能的计算方法，包括活化能的定义公式和应用实例
三、实验操作（20分钟）
1. 分发活化能实验指导书，组织学生进行活化能的实验操作
2. 学生根据实验结果计算活化能的数值，并进行数据分析和讨论
四、讨论和总结（10分钟）
1. 结合实验结果，讨论活化能对化学反应速率的影响
2. 总结活化能的概念和计算方法，并解决学生提出的问题
五、作业布置（5分钟）
布置相关练习题，巩固学生对活化能的理解和计算能力。

教学反思：
本节课通过实验操作和讨论，帮助学生深入理解活化能的概念和计算方法，并提高了他们分析和解决问题的能力。

在今后的教学中，可以结合更多的实例讲解活化能的应用，激发学生的学习兴趣，提高他们的学习效果。

表观活化能和基元反应活化能关系

表观活化能和基元反应活化能关系
表观活化能是指在反应过程中需要克服的能量障碍，它与基元反应活化能有很大的关系。

基元反应是指反应中最小的能量过渡态，是反应的基本步骤。

在反应机理中，通常需要经过多个基元反应才能完成整个反应过程。

表观活化能是指整个反应过程中需要克服的能量障碍，包括了所有基元反应的活化能。

因此，表观活化能与基元反应活化能之间存在直接的关系。

当反应中某个基元反应的活化能较高时，整个反应过程的表观活化能也会相应地增加。

了解表观活化能和基元反应活化能之间的关系，可以帮助我们更好地理解反应的机理和动力学过程。

此外，通过对基元反应的研究，可以进一步探索反应速率的影响因素，为反应的优化和控制提供理论基础。

- 1 -。

2.1.2活化能教学设计2023-2024学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

2.活化能与反应机理：通过实例分析，了解活化能与反应机理的关系，进一步深化对活化能概念的理解。
3.活化能与化学反应动力学：探讨活化能对化学反应动力学的影响，学习相关动力学方程，掌握活化能动力学的应用。
教学内容与学生已有知识的联系：
学生在初中阶段已经学习了化学反应的基本概念，对化学反应有一定的认识。在此基础上，本节课将进一步引导学生深入理解化学反应的本质，通过活化能的概念，将已有知识进行延伸和拓展。同时，本节课的内容也为后续学习化学反应机理和化学反应动力学打下基础。
-实验测定活化能：活化能也可以通过实验测定，如通过测定不同温度下的反应速率，利用阿伦尼乌斯方程求解活化能。
3.活化能与反应机理：
-活化能与反应机理的关系：活化能与反应机理密切相关，反应机理决定了活化能的大小。通过分析反应机理，可以推测活化能的大小。
-中间体的概念：在反应机理中，中间体是反应过程中暂时存在的化学物质，其能量高于反应物和低于产物。活化能与中间体的能ห้องสมุดไป่ตู้有关，中间体能量越低，活化能越小。
2.1.2活化能教学设计2023-2024学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1
学校
授课教师
课时
授课班级
授课地点
教具
教学内容分析
本节课的主要教学内容来自于人教版（2019）选择性必修1化学教材的第二章第一节，主题是“活化能”。具体内容包括：
1.活化能的定义与计算：学习活化能的基本概念，理解活化能与反应速率的关系，掌握活化能的计算方法。
-通过拓展学习，拓宽学生的知识视野和思维方式。
-通过反思总结，帮助学生发现自己的不足并提出改进建议，促进自我提升。
知识点梳理
本节课的主要教学内容涉及到活化能的基本概念、活化能的计算方法、活化能与反应机理以及活化能与化学反应动力学的关系。以下是详细的知识点梳理：

一复杂反应的表观速率系数(速率常数)k与各基元反应的速率系数

一复杂反应的表观速率系数(速率常数)k与各基元反应的速率系数表观速率系数（速率常数）k是描述化学反应速率的重要参数之一，它表示单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。

对于复杂反应来说，其表观速率系数的计算需要考虑各个基元反应的速率系数。

基元反应是指构成复杂反应的一系列简单反应步骤，每个基元反应都有自己的速率系数。

在化学反应中，复杂反应往往可以分解为多个基元反应。

每个基元反应都可以用速率方程来描述，其中包括反应物浓度或分压的影响。

而基元反应的速率系数则与反应物的浓度、温度等因素有关。

在确定复杂反应的表观速率系数时，一般采用速率常数法。

速率常数法是通过实验测定不同条件下的反应速率，然后根据实验数据拟合得到的速率方程来计算表观速率系数。

以一个简单的化学反应为例，A与B反应生成C和D，其整体反应可以分解为两个基元反应：A与B生成中间体E，E再与B发生反应生成C和D。

根据速率常数法，可以得到以下速率方程：r1 = k1[A][B]r2 = k2[E][B]其中，r1和r2分别表示基元反应1和基元反应2的速率，k1和k2分别表示两个基元反应的速率系数。

为了计算复杂反应的表观速率系数k，需要将基元反应的速率方程带入整体反应的速率方程中，并根据实验数据进行拟合。

通过拟合得到的整体反应速率方程，可以得到表观速率系数k。

在实际计算中，还需要考虑温度对速率系数的影响。

根据阿伦尼乌斯方程，速率常数k与温度T之间满足指数关系：k = A * exp(-Ea/RT)其中，A为指前因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。

通过测定不同温度下的反应速率，并根据实验数据进行拟合，可以得到活化能Ea和指前因子A。

总结起来，复杂反应的表观速率系数k与各个基元反应的速率系数有密切关系。

通过测定不同条件下的实验数据，并利用速率常数法进行拟合，可以得到复杂反应的表观速率系数k。

同时，还需要考虑温度对速率系数的影响，并根据阿伦尼乌斯方程计算活化能和指前因子。

专题突破06反应历程活化能-高二化学重难点专题突破(人教版2019选择性必修1)

[变式训练1]已知反应：2NO(g)＋Br2(g) ⇌ 2NOBr(g) ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)，其反应机理如下：
①NO(g)＋Br2(g) ⇌ NOBr2(g) 快
②NO(g)＋NOBr2(g) ⇌ 2NOBr(g) 慢
下列有关该反应的说法正确的是( )
C
A．该反应的速率主要取决于①的快慢
微判断
(1)大多数化学反应都是基元反应。( × ) (2)活化分子的碰撞都是有效碰撞。(× ) (3)催化剂能降低反应的活化能,增大单位体积内的活化分子数。√( ) (4)缩小容积增大压强,可使反应物的活化分子百分数增加。(× ) (5)催化剂能改变反应的历程,使本来不能反应的物质发生化学反应。×(
①概念:反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应。 ②特点:没有任何中间产物生成。
举例:反应CO+NO2==CO2+NO是一步完成的,属于基元反应,
而反应H2(g)+I2(g)==2HI(g),经过I2==2I、H2+2I==2HI两步基元反应完成,就不属于基元反应
③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，但是并不是每一次分子碰撞都能发生化学反应。
AD
A．使用催化剂活化分子百分数增多
B．使用催化剂，反应物分子的能量变高
C．使用催化剂可以有效减少反应放出的
热量
D．无论是反应物还是生成物，转化为
活化配合物都要吸收能量
解析：使用催化剂，反应物活化能降低，活化分子百分数增多，但反应物分子能量不变，也不改变反应热，B、C错误。
[变式训练4]反应CO2(g)＋3H2(g)⇌ CH3OH(g)＋H2O(g)，使用不同催化剂的调控中，研究人员发现，一定条件下，Pt 单原子催化剂有着高达 90.3%的甲醇选择性。反应历程如图，其中吸附在催化剂表面上的物种用*表示，TS 表示过渡态。

再谈什么是活化能_Arrhenius活化能的定义_解释_以及容易混淆的物理量

摘要介绍 IU PAC ( 1996) 推荐的活化能定义, 它源于反应速率常数与温度关系的 A rrhenius 图。对基元反应, 活化能的 T o lm an解释最准确; 对总包反应, 活化能仅是表观量。以基元反应 D + H2为例, 强调了活化能与许多相似物理量的区别。在较宽温度范围内, 该 A rrhenius图是弯曲的, 这表示反应活化能随温度而变化。讨论为什么少数基元反应的活化能可能是负值甚至是零。
1 简单的 A rrhen ius方程与活化能的准确定义
温度对许多化学反应速率有非常大的影响。 1889年, 瑞典科学家 S. A. A rrhen ius在研究蔗糖水解的速率与温度的关系时, 受 van t' H o ff类似工作的启发, 用速率常数 k 的自然对数 lnk
对温度的倒数 1 /T 作图, 得到一条直线。在科学文献上, lnk (或 logk ) 对 1 /T 作图, 简称 A rrhe n ius图。A rrhenius图上的线性关系可表示为:
的准确定义是 A rrhen ius图上该直 (曲 ) 线在温度 T 下的斜率 [ 1] :
Ea=
-R
d lnk d( 1 /T )
( 4)
从活化能的定义 ( 式 ( 4) ) 看, 反应温度 T 升高, 速率常数 k 相应增加, 活化能 E a 必为正
35
值。我们称它为正温度效应。绝大多数化学反应呈正温度效应。反之, 称为负温度效应, 对应于负活化能 ( 见本文第 5节和图 3) 。实验发现, 在极少数情况下, 某一很小的温度范围内, 温度升高或降低, 反应速率常数不变化, 这对应于零活化能 ( 见图 3) 。
( 0 原子间有相互作用 ( 0 反应途径上有能垒