高中化学复习知识点：碰撞理论及活化能
高中化学知识点总结—化学反应与能量变化
高中化学知识点总结—化学反应与能量变化1、有效碰撞理论（1）有效碰撞：使分子间发生反应的碰撞．（2）活化分子：具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子．（3）活化能：活化分子高出反应物分子平均能量的那部分能量E1--正反应活化能；E2--逆反应活化能；2、化学反应能量转化的原因化学反应的实质就是反应物分子中化学键断裂，形成新的化学键的过程．旧键断裂需要吸收能量，新键形成需要放出能量．而一般化学反应中，旧键的断裂所吸收的总能量与新键形成所放出的总能量是不相等的，而这个差值就是反应中能量的变化，所以化学反应过程中会有能量的变化．3、反应热和焓变的概念（1）反应热：在化学反应过程中，当反应物和生成物具有相同温度时，所吸收或放出的热量成为化学反应的反应热（2）焓变：焓是与内能有关的物理量，符号用H表示，反应在一定条件下是吸热还是放热由生成物和反应物的焓值差即焓变（△H）决定的，恒压条件下的反应热等于焓变。
单位一般采用kJ/mol4、吸热反应与放热反应（1）吸热反应的概念：反应物的总能量小于生成物的总能量的化学反应．常见的吸热反应或部分物质的溶解过程：大部分分解反应，NH4Cl固体与Ba（OH）2•8H2O固体的反应，炭与二氧化碳反应生成一氧化碳，炭与水蒸气的反应，一些物质的溶解（如硝酸铵的溶解），弱电解质的电离，水解反应等．（2）放热反应的概念：反应物的总能量大于生成物的总能量的化学反应．常见的放热反应：①燃烧反应；②中和反应；③物质的缓慢氧化；④金属与水或酸反应；⑤部分化合反应．吸热反应和放热反应的能量变化图如图所示：注意：（1）反应放热还是吸热主要取决于反应物和生成物所具有的总能量的相对大小；（2）放热反应与吸热反应与反应条件无关5、热化学反应方程式（1）定义：表明反应放出或吸收的热量的化学方程式叫做热化学方程式．（2）意义：热化学方程式不仅表示了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化．（3）热化学方程式的书写①要注明温度、压强，但中学化学中所用的△H数据一般都是25℃、101kPa 下的数据，因此可不特别注明．②必须注明△H的“+”与“-”③要注明反应物和生成物的聚集状态．g表示气体，l表示液体，s表示固体，热化学方程式中不用气体符号或沉淀符号．④热化学方程式各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数．因此热化学方程式中化学计量数可以是整数也可以是分数．⑤热化学方程式的数值与化学计量数有关，对于相同的物质反应，当化学计量数不同，其△H也不同．当化学计量数加倍时，△H也加倍．当反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反．⑥对于化学式形式相同的同素异形体，还必须在化学是后面标明其名称．如C（s，石墨）⑦可逆反应的反应热指的是反应物完全反应后放出或吸收的热量，不是达到平衡时的．6、中和反应反应热测定（1）实验原理：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1 mol水时的反应热叫做中和热（2）计算方法：（强酸和强碱反应）Q=mC△t（3）注意事项①大小烧杯杯口相平，可使盖板把杯口尽量盖严，从而减少热量损失；填碎纸条的作用是为了达到保温隔热、减少实验过程中热量损失的目的．②温度计上的酸要用水冲洗干净，冲洗后的溶液不能倒入小烧杯③酸、碱混合时，要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入④实验中所用HCl和NaOH的物质的量比不是1：1，而是NaOH过量知识点小结1、熟记反应热ΔH 的基本计算公式ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和2、规避两个易失分点：旧化学键的断裂和新化学键的形成是同时进行的，缺少任何一个过程都不是化学变化。
【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。
化学反应的碰撞理论
注意： 该规律适用于任何反应。
一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
例2、对于反应M+N→P，如果温度每升高10℃，反 应速率增加为原来的3倍。在10℃时完成反应的10% 需要54min，将温度提高到40℃完成反应的10%需要 的时间为 ( ) A.2min B.3min C.6min D.9min
正催化剂 →降低反应的活化能 →活%↑ → n活↑ →V↑ n总不变
能量
活化分子具有能量
无催化剂
反应物平均能量
生成物平均能量
钻 隧 道
有催化剂
反应物平均能量
活化分子能 量
生成物平均能量
注意：
使用催化剂同等程度的增大（减慢）、正逆反应速
率，从而改变反应到达平衡所需时间。
没特别指明一般指正催化剂
催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应 无作用 催化剂具有一定的选择性
压强对反应速率的影响
练 3 ：
若将物质的量相等的HI气体分别放在等容积的两个针桶中，一个 保持体积不变，另一个压缩为原来的1/2。其它条件不变，则HI 的分解反应速率谁快？
2、压强
其他条件不变，增大压强，气体体积缩小，浓度 增大，反应速率加快。
压强增大 → 体积减小 →C增大 →V↑ 其他条件不变 压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的 P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小（紧扣对C的影响） 此规律只适用于有气体参加的反应。
回忆：化学反应的碰撞理论： ⑴、化学反应的实质是： 旧的化学键断裂，新的化学键形成 ⑵、化学反应发生的先决条件： 反应物分子相互接触和碰撞 注意：反应物分子之间的碰撞次数很大，但并 不是每一次碰撞均可发生化学反应。
单介绍关于活化能的定义`碰撞理论 `过渡状态理论,以图更好地
εi kBT
2
exp(−
εi kBT
ki
exp(−
εi kBT
)
)
−
i
εi kBT
2
exp(−
εi kBT
)
exp(− ε i )
=
Ea RT 2
=
Ea kB N AT 2
i
kBT
(18)
也就有
∑ ∑ kiε i ni
ε i ni
∑ ∑ Ea = N A ( i
−i ki ni
ni ) = N A (ε活化分子 − ε分子）= E活化分子 − E
exp RT
(10)
式中E0为绝对零度时势能面上活化络合体与反应物内能之差。
4
按式(1)，得活化能
Ea = E0 + nRT
(11)
E0值并不能直接得到，因为位能面得到的位垒Eb是在位能面上沿最低能量途
径上鞍点与反应物分子势能底部的位能差值。关系为
∑ ∑ E0 = Eb +1/ 2(
hν
≠ 0
−
hν 0 )N A
浅谈活化能
徐立谦
（西北大学化学系 05 级材料化学专业 西安 710069）
摘 要：活化能是一个非常重要但其本质的解释却模糊不清的概念。本文通过简 单介绍关于活化能的定义、碰撞理论 、过渡状态理论，以图更好地理解活化能 这一概念。 关键字：反应速率 活化能 碰撞理论 过渡状态理论
一 引 言[1]
活化能是 1889 年前瑞典科学家阿仑尼乌斯(Arrhenius)最早提出的概念，它 在化学中具有重要的意义。但就其定义和本质，不同学者意见不同。例如，关于 对活化能概念的解释，至少有三类意见：
化学反应的碰撞理论
数据可视化
利用图表、图像等方式将数据可视化 ，以便更直观地观察数据特征和规律 。
结果讨论和误差分析
结果讨论
根据实验数据和现象，对化学反应的碰撞理论进行验证和 讨论。比较实验数据与理论预测的差异，分析可能的原因 和影响因素。
不确定度评估
对实验结果的不确定度进行评估。根据实验数据的分布情 况和测量精度，计算结果的置信区间和不确定度范围。
02 分子间作用力与碰撞
分子间作用力类型
01
02
03
范德华力
存在于所有分子之间，与 分子的极性和大小有关， 包括取向力、诱导力和色 散力。
氢键
一种特殊的分子间作用力 ，存在于含有氢原子的分 子之间，如HF、H2O等 。
离子键
带相反电荷的离子之间的 相互作用力，如NaCl等离 子晶体中的离子键。
碰撞过程中能量转化
碰撞频率越高，反应速率越快。
并非所有碰撞都能引发化学反应 ，只有满足一定条件的碰撞才是
有效碰撞。
有效碰撞条件
01
能量因素
分子必须具备一定的能量才能发生有效碰撞，即分子的 动能必须达到或超过某一临界值（活化能）。
02
方向因素
分子在碰撞时其相对取向必须合适，才能发生原子间的 相互作用。
03
频率因素
单位时间内发生有效碰撞的次数越多，反应速率越快。
进行实验操作
按照实验步骤进行操作，记录实验现象和数 据。
D
数据收集和处理技巧
选择合适的数据收集工具
根据实验需要，选择合适的数据收集 工具，如光电倍增管、分光光度计等 。
确定数据收集参数
设定合适的数据收集参数，如采样频 率、积分时间等，以确保数据的准确 性和可靠性。
【高中化学】高中化学知识点：活化分子活化能有效碰撞
【高中化学】高中化学知识点：活化分子活化能有效碰撞【高中化学】高中化学知识点：活化分子、活化能、有效碰撞有效碰撞与活化分子：1．化学反应过程就是反应物分子对立成原子，原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键脱落、生成物分子中化学键构成的过程。
2．旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子(或离子)的相互碰撞来实现的。
反应物分子(或离子)问的碰撞是化学反应发生的先决条件，但并不是反应物分子的每次碰撞都能发生化学反应。
3．能出现化学反应的分子相撞叫作有效率相撞，把能出现有效率相撞的分子叫作活化分子。
活化分子具备比普通分子(非活化分子)更高的能量。
活化分子在相撞后有可能并使原子反问的化学键脱落，从而引致化学反应的出现。
但并不是活化分子的每次相撞都能够引发化学反应。
4．分子间的自由碰撞必然会有不同的碰撞取向。
研究发现，有效的分子碰撞，分子除了要有足够的能量以外，还要有合适的碰撞取向。
从分子能量的方面来看，活化分子具备发生有效碰撞的条件。
从分子碰撞取向的方向来看，活化分子的某次碰撞并不一定能引发化学反应。
若活化分子碰撞取向合适，才能发生化学反应；若活化分子碰撞取向不合适，则化学反应不能发生。
也就是说，只有活化分子以合适的取向发生碰撞，才能使分子内的化学键断裂，从而引发化学反应。
或者说，具有较高能量的活化分子按照合适的取向所发生的有效碰撞才能引发化学反应。
5．为了把“有效率相撞”概念抽象化，人们把能出现有效率相撞的分子叫作活化分子，同时把活化分子所多出的那部分能量叫作活化能，因此活化能就是活化分子平均值能量与普通反应物分子平均值能量的差值。
6．活化能相当于化学反应的“门槛”，对于同一化学反应，其活化能越低，反应速率越快。
催化剂就是通过参与反应，改变反应历程，降低反应的活化能来提高反应速率的。
2021届新高考化学冲刺复习 有效碰撞理论和话化能
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。
二、活化分子和活化能
发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种 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。
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。
活化分子具有的高能量从何来?
①吸收外界能量 （如加热、光照等） ②分子间碰撞时，能量交换不均衡而出现较高能量的分子。
2、活化能
活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分 子所需要的能量)。活化能的大小是由反应物分子的性质 决定。
能
反应的
量
活化能
活化分子
E1
内因起主要 决定作用
活化分子变成生 成物分子放出的 能量（或逆反应 的活化能）
E2
该反应是吸热反
反应物
反应热
应还是放热反应?
生成物
E1-E2是反应热
反应过程
力量不够
取向不好
好球！有效碰撞
推断：一定与分子本身的性质和能量有关。
2、发生有效碰撞的条件
（1）发生碰撞的分子必须有足够高的能量 （2）分子发生碰撞时必须有合理的取向
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。
化学反应一般需要一个活化的过程，即能发生反应的分子， 必须是先吸收能量后形成活化分子。
化学反应中的碰撞理论
化学反应中的碰撞理论化学反应是物质之间发生的一系列变化，其中的碰撞理论是解释化学反应速率的重要理论。
碰撞理论指出，在化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能产生反应，而且只有能量足够高的碰撞才能使反应发生。
本文将重点介绍化学反应中的碰撞理论及其基本原理。
一、碰撞理论的基本原理碰撞理论是由麦克斯韦和玻尔兹曼等科学家提出的。
根据碰撞理论，化学反应的发生需要满足以下条件：1. 反应物颗粒的相互碰撞：化学反应中，反应物粒子必须相互碰撞才能发生反应。
只有当反应物之间发生碰撞，它们的原子、离子或分子之间才能发生重新排列，形成新的化学物质。
2. 碰撞具有一定的能量：不是所有的碰撞都能引发化学反应，只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应物发生化学变化。
碰撞能量较小的碰撞，只能导致反应物分子之间振动、转动等微小变化。
3. 碰撞具有一定的方向性：碰撞理论还考虑了碰撞的方向性，即碰撞要发生在适当的空间方向上。
不同的反应需要不同的方向性碰撞才能实现。
二、碰撞频率与反应速率关系碰撞频率是指单位时间内发生的反应物碰撞次数。
根据碰撞频率理论，反应速率与反应物的碰撞频率成正比。
但是并非所有碰撞都能成功产生化学反应，成功碰撞的频率称为有效碰撞频率。
只有具有足够高的能量的碰撞才能使反应发生。
增加反应物浓度会增加反应物的碰撞频率，从而提高反应速率。
此外，增加温度亦可增加碰撞频率，因为温度升高会使分子运动速度增加，从而增加碰撞发生的机会，提高反应速率。
此外，还有增加表面积、添加催化剂等方法也能提高碰撞频率，促进反应速率的增加。
三、活化能与反应速率活化能是指反应物在反应过程中必须达到的最低能量。
在碰撞理论中，反应物分子之间的碰撞能量需要超过活化能阈值，才能使反应发生。
反应速率与活化能密切相关。
活化能越低，反应速率越高。
活化能的降低可以通过提高温度来实现，因为温度升高会增加反应物分子的平均能量，使更多的分子具备足够的能量超过活化能阈值，从而加速反应速率。
化学反应中的活化能
化学反应中的活化能活化能是化学反应过程中必须克服的能量障碍。
它是指在反应中分子碰撞所需的最小能量，以使反应发生并形成新的化学物质。
活化能的概念在化学反应动力学中占据重要地位，它对于理解反应速率的变化以及控制化学反应过程有着重要的意义。
一、什么是活化能活化能是指反应物分子在反应进行过程中形成过渡态所需要的最小能量。
在反应物分子碰撞后，如果能量不够高，分子无法穿越能垒，反应就不会发生。
只有当反应物分子获得足够高的能量时，才能克服能垒，形成过渡态并发生反应。
二、活化能的测定方法活化能的测定方法有多种，常见的方法包括：1. 碰撞理论：根据分子碰撞的概率和能量分布，推导出反应速率与温度的关系，从而确定活化能。
2. 焓变法：通过测量反应物与产物之间的焓变，计算出活化能的数值。
3. 动力学法：通过实验测定反应速率与温度的关系，利用阿伦尼乌斯方程求解活化能。
三、活化能与反应速率活化能与反应速率有密切的关系。
可以通过阿伦尼乌斯方程来理解二者之间的关系。
阿伦尼乌斯方程可以表达为：k = Ae^(-Ea/RT)，其中k为反应速率常数，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。
根据该方程可知，活化能越大，反应速率越慢；温度越高，反应速率越快。
四、降低活化能的方法降低活化能可以提高反应速率，有以下几种方法：1. 增加温度：增加温度可以提供更多的热能，使分子具有更高的能量，从而克服能垒，加快反应速率。
2. 添加催化剂：催化剂是一种可以降低反应活化能的物质，通过提供新的反应路径，使反应过程更加顺利。
催化剂不会被反应消耗，可以反复使用。
3. 增加浓度：增加反应物的浓度可以增加分子碰撞的频率，从而增加反应速率。
4. 提高压力：对于气相反应，通过增加压力可以增加反应物的浓度，从而提高反应速率。
五、活化能的应用活化能的概念在化学工业中有着广泛的应用。
可以通过调节反应条件，控制活化能来实现对化学反应的控制。
例如，合成某些有机化合物需要高温条件下进行，以提供足够的活化能；而在制备催化剂时，可以通过调节反应温度和添加助剂来降低活化能，提高催化剂的效率。
活化分子、活化能、有效碰撞
活化分子、活化能、有效碰撞一、活化分子、活化能、有效碰撞（1）据理论计算，如果分子之间的碰撞每次都能发生化学反应的话，那么，在通常状况下，以体积比2：1混合的氢气和氧气的混合气体就会在瞬间反应成水。
但实际却不是这样，这说明什么并不是所有的碰撞都是有效的。
于是有了“有效碰撞”的概念反应物之间如果发生反应，首先满足反应物分子之间能够发生碰撞，这只是必要条件。
根据我们对分子的认识，不难想到，一种分子要转变为另一种分子，首先应当破坏或减弱分子内原子之间的化学键。
有效碰撞应当是那些本身具有较高的能量（可以通过吸收外界提供的能量，或者分子之间在碰撞时能量的不均衡交换产生）的分子之间的碰撞。
为了把“有效碰撞”概念具体化，人们把能够发生有效碰撞的分子叫活化分子，同时把活化分子所多出的那部分能量称做活化能。
一百多年以来，为了正确认识活化能的科学意义，并力争从理论上进行计算，科学家一直在进行探讨，并提出了若干化学反应速率理论，其中，最著名的是基元反应碰撞理论和基元反应过度态理论。
基元反应碰撞理论认为，化学反应之所以能发生，是反应物分子碰撞的结果，但只有能量超过某一限度Ec（相当于活化能）并满足一定方向要求的活化分子之间的碰撞，才是真正的发生反应的碰撞。
这个理论解释了温度、活化能对化学反应速率的影响。
例如：低温时，活化分子少，有效碰撞少，化学反应速率就低；高温时，活化分子多，有效碰撞多，化学反应速率就高。
1889年瑞典化学家阿伦尼乌斯提出了活化能这一概念。
（2）如果点燃气体或对其光照，则反应瞬间完成，你认为这些反应条件改变了什么？（3）如果向氢气和氧气的混合气体中插入铂丝（催化剂），则会产生爆炸。
你认为从反应原理上讲，铂丝改变了什么？说出理由。
高二化学活化能知识点讲解
高二化学活化能知识点讲解活化能是化学反应中最重要的概念之一，它在反应速率和反应机理中起着至关重要的作用。
在本文中，我们将对高二化学中的活化能进行深入讲解。
一、活化能的定义和意义活化能是指在化学反应中，反应物从反应前的能量状态到达过渡态所需要的能量差。
简单来说，它是指使反应发生的最低能量要求。
活化能在化学反应中起到了至关重要的作用。
首先，它可以影响反应速率。
反应物分子必须拥有足够的能量才能克服活化能的阻碍，达到过渡态进一步反应。
因此，活化能越低，反应速率越快。
其次，活化能还可以揭示反应的反应机理和反应途径。
通过研究活化能，我们可以了解反应发生的具体过程和控制因素。
二、活化能的计算方法活化能的计算主要分为两种方法：从反应速率常数和Arrhenius 方程出发计算、从反应焓变和活化熵变计算。
1. 从反应速率常数和Arrhenius方程计算活化能根据Arrhenius方程，反应速率常数k与反应温度T之间存在以下关系：k = A * e^(-Ea/RT)其中，k表示反应速率常数，A为碰撞频率因子，Ea为活化能，R为气体常数，T为温度。
通过实验测定不同温度下的反应速率常数，我们可以利用Arrhenius方程来计算活化能。
2. 从反应焓变和活化熵变计算活化能化学反应的活化能可以通过反应焓变和活化熵变计算得到，即：ΔG ≠ = ΔH ≠ - TΔS ≠其中，ΔG≠表示化学反应的活化自由能，ΔH≠表示反应焓变，ΔS≠表示反应活化熵变。
通过实验测定反应焓变和活化熵变，我们可以计算得到反应的活化能。
三、影响活化能的因素活化能受到多种因素的影响，其中最主要的因素包括温度、浓度、催化剂和反应物特性等。
1. 温度温度是影响活化能的最重要因素之一。
根据Arrhenius方程，温度升高会导致反应速率常数增大，活化能降低。
这是因为温度升高会使反应物分子的动能增加，增加了克服活化能的可能性，从而提高了反应速率。
2. 浓度浓度对活化能的影响主要体现在反应速率上。
化学反应中的活化能与碰撞理论的实际应用
化学反应中的活化能与碰撞理论的实际应用化学反应是物质转化的过程，其中涉及到分子之间的相互作用和碰撞。
活化能和碰撞理论是解释化学反应速率的重要概念，也是实际应用中的关键因素。
一、活化能：化学反应速率的限制因素活化能是指化学反应中反应物必须具备的能量，才能使反应发生。
在化学反应中，反应物分子需要克服一定的能量障碍才能转化成产物。
活化能的大小决定了反应的速率，活化能越高，反应速率越慢。
活化能的概念最早由阿伦尼乌斯·恩斯特·魏尔斯特拉斯在19世纪提出。
他观察到不同反应的速率不同，推测反应速率与反应物分子的能量有关。
后来，通过实验测定和理论推导，人们得出了活化能的具体定义和计算方法。
活化能的大小与反应物分子的能量分布有关。
在反应物分子中，只有能量大于等于活化能的分子才能发生有效碰撞并转化成产物。
因此，活化能可以看作是反应物分子能量分布曲线中的最低能量点。
二、碰撞理论：解释反应速率的关键理论碰撞理论是解释化学反应速率的重要理论，它认为化学反应的速率取决于反应物分子的碰撞频率和碰撞能量。
根据碰撞理论，只有具备一定能量的分子碰撞才能有效地转化成产物。
碰撞的能量越高，反应速率越快。
同时，碰撞的频率也是影响反应速率的重要因素。
碰撞频率越高，反应速率也越快。
碰撞理论还提出了活化能的概念。
只有具备大于等于活化能的碰撞才能使反应发生。
因此，活化能可以看作是反应物分子碰撞所需的最小能量。
三、活化能与碰撞理论的实际应用活化能和碰撞理论在实际应用中有着广泛的应用。
首先，它们可以用来解释化学反应速率的差异。
对于不同的反应，反应物分子的能量分布和碰撞频率都不相同，从而导致反应速率的差异。
通过活化能和碰撞理论的分析，可以预测不同反应的速率和反应机理。
其次，活化能和碰撞理论也可以应用于催化反应的研究。
催化剂可以降低反应的活化能，从而提高反应速率。
催化剂通过提供新的反应路径，使反应物分子更容易达到活化能，从而促进反应的进行。
有效碰撞理论解释影响因素 活化能--高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
学习任务二：化学反应是怎样进行的——简单碰撞理论
1.基元反应： 能够通过碰撞一步完成的反应。 又如： 2HI ＝H2 + I2 是分两步进行的： ① 2HI → 2I• + H2 ；② 2I• → I2 2.反应历程(反应机理): 基元反应构成的反应序列。 化学反应速率取决于最慢(活化能最大)的基元反应。
B. H2ClO3+、XClO2、ClO2− ，是中间产物 C. 反应的活化能：②＜③，且反应②控制总反应速率
D. X− 和 H2ClO3+ 的碰撞仅部分是有效碰撞
小本115 7
变 式 练 1－1 [ 安 徽 芜 湖 2021 高 二 期 末 ] 已 知 Cl2(g) ＋ CO(g) COCl2(g) 的 速 率 方 程 为 v ＝
B．光照的主要作用是促进反应①的进行从而使总反应速率加快 C．反应②～④都是由微粒通过碰撞而发生的反应 D．反应①是释放能量的反应
变 式 练 1－1 [ 安 徽 芜 湖 2021 高 二 期 末 ] 已 知 Cl2(g) ＋ CO(g) COCl2(g) 的 速 率 方 程 为 v ＝
(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：
总反应： O3+O•→2O
2
氯催化臭氧分解历程示意图
催化反应： ①O3+ Cl• → O2+ ClO• ② ClO• + O• → Cl• + O2
总反应： O3+O•→2O2
题型1 基元反应
例 1 [浙江温州十校联合体 2021 高二期中联考]甲烷与氯气在光照条件下存在如下反应历程(“·”表示电
题型诀
题型2 应用有效碰撞理论、活化能分析化学反应 例 2 如图所示是 298 K 时，N2 与 H2 反应过程中能量变化的曲线图，下列叙述中错误的是( A ) A．在温度、容积一定的条件下，通入 1 mol N2 和 3 mol H2 反应后放出的热量为 92 kJ B．a 曲线是加入催化剂时的能量变化曲线，催化剂能降低反应的活化能，使单位体积内活化分子百分 数增加 C．加入催化剂能增大有效碰撞次数，但不能提高 N2 的转化率 D．该反应的热化学方程式为 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92 kJ·mol－1
化学反应速率理论简介-碰撞理论-大修改
如元反应： CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)
(a) 弹性碰撞 基础化学
(b) 有效碰撞
有效碰撞（effective collision）发生的条件为： a. 有足够的能量 b. 有合适的方向
基础化学
2) 碰撞理论对活化能的解释 化学反应的“能垒”又称活化能，体现了反应本性 对反应速率的影响。 活化能的定义为：由普通分子转化为活化分子所需能量。 其统计解释为：活化分子的平均能量E≠与反应物分子
基础化学
由于断键要克服成键原子间的吸引力，形成新键前又要克 服原子间价电子的排斥力。这种吸引和排斥作用构成了原 子重排过程中必须克服的“能垒”。因此，反应物分子之 间的碰撞并不是每一次都能发生反应，发生反应的分子必 须具有足够的能量，其最低值称为临界能Ec，只有互相碰 撞的分子的动能E≥Ec时，才有可能越过“能垒”，从而导 致反应的发生。 这种强有力的、能发生化学反应的 碰撞称为有效碰撞（effective collision）。 能够发生有效碰撞的反应物分子称 为活化分子（effective molecule）。 活化分子的能量≥Ec。
基础化学
次数，可代表反应速率。而浓度一定时，单位时间和 单位体积内反应物分子间的总碰撞次数Z一定，则反应 速率v又可用速率常数k代替，即：
k = Z× f
并不是每次活化分子碰撞都能导致反应，必须考虑活
化分子碰撞方位的因素。因此 k = Zf 中还应乘上一个
小于1的因子p，才为单位时间和单位体积内反应物分
子的有效碰撞次数，则反应速率常数k最终可表达为：
的平均能量 E之差。即
Ea= E≠－ E
Ea越小，反应速率越快。 Ea越大，反应速率越慢。
第二章第一节第3课时活化能(讲义及解析)高二化学选择性必修1(人教版2019)
第3课时活化能思考与交流：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，整个容器中的氢气和氧气将在极短的时间内全部变成水。
然而事实并非如此，为什么呢？那么，如何定性与定量研究影响化学反应速率的因素呢？一、活化能与简单碰撞理论1．基元反应与反应历程(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，其中每一步反应都称为基元反应如：2HI===H2＋I2的2个基元反应为2＋2I·、2I2(2)反应机理：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(3)许多化学反应都不是基元反应，而是由两个或多个基元步骤完成的。
假设反应：A2＋B===A2B是分两个基元步骤完成的第一步A(慢反应)第二步2B (快反应)对于总反应来说，决定反应速率的肯定是第一个基元步骤，即这种前一步的产物作为后一步的反应物的连串反应的。
决定速率的步骤是最慢的一个基元步骤如：过氧化氢H 2O 2在水溶液中把溴化氢HBr 氧化为溴Br 2的反应：H 2O 2 + 2H + +2Br 2 + 2H 2O反应机理为 H 2O 2＋H +＋Br＋H 2O (慢反应) HOBr ＋Br －＋H +2＋H 2O (快反应)决定速率的就是第一个反应，且这个反应中HBrO 不是最终产物，称为反应的中间产物或中间体 (4)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，但并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生化学反应 2．有效碰撞与活化能 (1)化学反应与有效碰撞①概念：把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞①条件：具有足够的能量；具有合适的取向①与反应速率的关系：碰撞的频率越高，则反应速率越快(3)活化能和活化分子①活化分子：把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子①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①活化分子的特点：活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量，活化分子在碰撞后有可能使原子间的化学键断裂从而导致化学反应的发生①反应物、生成物的能量与活化能的关系图(4)基元反应发生经历的过程3．基元反应过渡状态理论(1)基元反应过渡状态理论认为，基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态AB＋＋BC反应物过渡态产物(2)过渡态是处在反应过程中具有最高能量的一种分子构型，过渡态能量与反应物的平均能量的差值相当于活化能。
活化能碰撞理论
第一课时
化学反应的碰撞理论：
1、化学反应发生的前提条件： 反应物分子相互接触和碰撞
2、有效碰撞：在化学上，把能够发生化学反应的 碰撞叫有效碰撞
3、活化分子 具有较高能量，有可能发生有效碰撞的分子
4、活化能： 活化分子所多出普通分子的那部分能量E1。
借鉴投篮——获得灵感
• B.有效碰撞次数与单位体积活内化分子数 的多少有关。
多C.少单位有体关积。内的活化分子数与 活化能 有关
D.活化能的大小取决于反应物本身的性质 。
活化分子百分数： （活化分子数/反应物分子数）×100%
E1为反应物的活化能
活化分子和活化能理论
活化分子
➢具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
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。
化学反应发生的条件
Байду номын сангаас
分子 运动
相互 碰撞
分子具有足 够的能量
活化 分子
有合适的取向
有效碰撞
发生化学反应
• A.化学反应速率与单位时间内分子间的 有效碰撞 次数有关。
没足够 的能量
没合适 足够的能量 的取向 合适的取向
化学反应的本质: 旧键的断裂和新键的生成
如何实现?
化学反应的先决条件: 反应物分子间的相互碰撞
碰撞过轻
取向不好
在其他条件不变时, 对某一反应来说,活 化分子所占的百分
数是一定的
有效碰撞 化学反应的发生
活化分子: 能够发生有效碰撞的分子
活化能
➢活化分子高出反应物分子平均能量 的部分
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可以增大活化分子百分数的途径除了升高温度之外，另一个途径就是加入合适的催化剂。催化剂可以降低反应的活化能，这样可以使很多非活化分子变为活化分子。
10．C
【解析】
【分析】
升高温度、加入催化剂可增大活化分子的百分数，而增大压强、增大浓度，可增大单位体积活化分子的数目，但百分数不变，以此解答该题。
A．对于气体反应来说，增大压强（减小容器体积），可使单位体积内活化分子数增加，因而反应速率加快
B．活化分子之间发生的碰撞不一定为有效碰撞
C．升高温度，一般可使活化分子的百分数增大，因而反应速率加快
D．加入适宜的催化剂，可使分子获得更高的能量，从而提高活化分子的百分数，反应速率增大
3．合金ThNi5可催化反应CO（g）+3H2（g）=CH4（g）+H2O（g），在一定温度下，反应过程中有无催化剂的能量变化如图。下列叙述正确的是
A．使用催化剂时反应的速率主要决定于第②步
B．缩小体积可加快该反应速率，是因为增大了活化分子百分数
C．使用催化剂降低反应的焓变，降低温度有利于产物的生成
D．升高温度，平衡常数减小
4．汽车尾气无害化处理反应为2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH＜0。下列说法正确的是
A．升高温度可使该反应的正反应速率增大，逆反应速率减小
(4) 时，在一体积为2L的恒容刚性密闭容器中发生反应： 。改变反应的一个条件，在Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ阶段体系中各物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示：
① 内， ________ 。
② 时，第Ⅰ阶段的平衡常数 为________ 保留2位有效数字 。
③第Ⅱ阶段平衡时 与 的物质的量之比为________。
④比较第Ⅱ阶段平衡常数 和第Ⅲ阶段平衡常数 的大小： ________ 填“ ”“ ”或“ ” ，判断的依据是____________________。
C.升高温度，降低反应所需的活化能，活化分子的百分数增大，所以反应速率加快，故C正确；
D.使用催化剂，分子本身的能量不变，但改变反应的途径，降低反应所需的活化能，活化分子的百分数大大增加，显然分子的能量不会增加，故D错误；
故答案选：D。
3．D
【解析】
【分析】
【详解】
A．催化剂可降低反应的活化能，活化能越小，反应速率越快，且慢反应决定整个反应速率，则使用催化剂时反应的速率主要决定于第①步，故A错误；
a.2NO2(g) N2(g)+2O2(g) K=6.7×1016
b.2NO(g) N2(g)+O2(g) K=2.2×1030
分解反应趋势较大的反应是___________(填“a”或“b”)；反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的K=___________。
（3）已知反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的正反应速率v正=k1cm(NO)cn(O2)，其中k为速率常数，该反应的历程为：
C．第二步的活化能比第一步的活化能高
D．第二步中N2O2与O2的碰撞100%有效
II.氯氨是氯气遇到氨气反应生成的一类化合物，是常用的饮用水二级消毒剂，主要包括一氯氨、二氯氨和三氯氨(NH2Cl、NHCl2和NCl3)，副产物少于其它水消毒剂。工业上可利用反应2C12(g)+NH3(g) NHCl2(l)+HCl(g)制备二氯胺。
B．铁离子发生水解，500mL1mol/L氯化铁溶液中Fe3+的数目小于0.5NA，故B错误；
C．测定pH时，不能将pH试纸浸入溶液中，应用玻璃棒蘸取溶液，故C错误；
D．2.8g铁(即0.05mol)与0.05molCl2充分反应生成FeCl3，反应过程中Fe过量，故转移电子数依据Cl2计算，Cl元素化合价从0价降低至-1价，0.05molCl2充分反应转移0.1NA电子，故D正确；
A．增大反应物浓度，可增大单位体积内活化分子的百分数，从而使有效碰撞次数增大
B．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
C．升高温度能使化学反应速率增大，主要原因是增加了反应物分子中活化分子的百分数
D．催化剂不影响反应活化能但能增大单位体积内活化分子百分数，从而增大反应速率
C.升高温度，正反应速率增大，逆反应速率增大，故C错误；
D.若将容器的体积压缩，可增大单位体积内活化分子数目，但活化分子百分数不变，有效碰撞次数增大，速率加快，故D错误。
综上所述，答案为A。
【点睛】
改变压强一定先看浓度是否发生改变，浓度不变，速率不会改变。
9．B
【解析】
【详解】
A.增大压强可以增大反应物的浓度，可以增大单位体积空间内的活化分子的数目，但是活化分子百分数不变；
高中化学复习知识点：碰撞理论及活化能
一、单选题
1．研究化学反应的热效应有利于更好的利用化学能。下列说法正确的是
A．升高温度可以增加分子的活化能
B．放热反应任何条件下一定能自发进行
C．生成物的键能总和大于反应物的键能总和的反应为放热反应
D．生成物总能量高于反应物总能量的反应为放热反应
2．下列说法中有明显错误的是
B．升高温度，能提高活化分子百分数，故B正确；
C．增加反应物浓度，增大体系压强只增大单位体积活化分子的数目，百分数不变，故C错误；
D．使用催化剂可降低活化能，提高单位体积活化分子百分数，故D正确；
答案选C。
6．D
【解析】
【分析】
【详解】
A．增大压强，单位体积活化分子数目增多，但活化分子百分数不变，故A错误；
B．增大压强，可以使NO和CO完全转为为无污染的N2和CO2，而消除污染
C．该反应反应物总能量小于生成物总能量
D．使用高效催化剂可降低反应的活化能，增大活化分子百分数，反应速率增大
5．下列有关活化分子和活化能的说法不正确的是
A．发生有效碰撞的分子一定是活化分子
B．升高温度，可增加单位体积活化分子数
C．增加气体反应物的浓度，可以提高活化分子百分数
参考答案
1．C
【解析】
【详解】
A.升高温度，增加活化分子的数目和百分数，但不能改变分子的活化能，A选项错误；
B.放热反应△H＜0，若在高温条件下的熵增加的反应，△H-T△S＞0，反应不能自发进行，所以在任何条件下不一定能自发进行，B选项错误；
C.放热反应中，反应物的內能总和大于生成物的內能总和，反应物的键能总和小于生成物的键能总和，C选项正确；
4．D
【解析】
【分析】
A.升高温度可使该反应的正、逆反应速率均增大；
B.增大压强，可以使NO和CO的可逆反应正向进行，无法完全生成N2和CO2；
C.反应为放热反应，则反应物总能量大于生成物总能量；
D.使用高效催化剂可降低反应的活化能，增大活化分子百分数，增大有效碰撞的几率；
【详解】
A.升高温度可使该反应的正、逆反应速率均增大，A错误；
B.增大压强，可以使NO和CO的可逆反应正向进行，无法完全生成N2和CO2，B错误；
C.该反应为放热反应，则反应物总能量大于生成物总能量，C错误；
D.使用高效催化剂可降低反应的活化能，增大活化分子百分数，增大有效碰撞的几率，使反应速率增大，D正确；
答案为D。
5．C
【解析】
【分析】
【详解】
A．能发生化学反应的碰撞是有效碰撞，活化分子之间的碰撞不一定能发生反应，发生有效碰撞的分子一定是活化分子，故A正确；
B.升高温度可以使非活化分子获取能量变为活化分子，故可以提高反应物中活化分子百分数；
C.加入SO2可以增大其浓度，可以增大单位体积空间内的SO2活化分子的数目，但是其活化分子百分数不变；
D.减小反应物浓度，可以减小单位体积空间内的活化分子的数目，但是其活化分子百分数不变。
综上所述，可以提高反应物中活化分子百分数的是B。
D.根据能量守恒定理，生成物总能量高于反应物总能量，则反应吸热，D选项错误；
答案选C。
2．D
【解析】
【分析】
【详解】
A.对有气体参加的化学反应，压强增大，体积减小，则单位体积内活化分子数目增加，所以反应速率加快，故A正确；
B.活化分子发生碰撞不一定发生化学反应，发生化学反应的碰撞为有效碰撞，即活化分子之间发生的碰撞不一定为有效碰撞，故B正确；
B．缩小体积，浓度增大，可加快该反应速率，是因为增大了单位体积内活化分子数目，故B错误；
C．催化剂只改变反应活化能，不改变整个反应焓变，故C错误；
D．图中反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，故D正确；
故选：D。
【点睛】
增大浓度与缩小体积增大压强可增大反应体系中单位体积活化分子的数目，则反应速率加快；温度与催化剂可增大反应体系中活化分子的百分数。
二、综合题
11．氨在国民经济中占有重要地位。
(1)已知：
则 的 ________。
(2) 的活化能 ，则氨分解反应： 的活化能 ________。
(3)我国科学家以 为催化剂，在不同电解质溶液中实现常温电催化合成氨，其反应历程与相对能量模拟计算结果如图。
在________ 填“ ”或“ ” 溶液中催化效果更好；在 溶液与 或“一样大” 。
D．2.8g铁与0.05molCl2充分反应，转移0.1NA电子
7．据报道，科学家开发出了利用太阳能分解水的新型催化剂。下列有关水分解过程的能量变化示意图正确的是
A． B．
C． D．
8．某温度下，体积一定的密闭容器中进行如下反应： △H＞0，下列叙述正确的是()
A．在容器中加入氩气，反应速率不变
B．加入少量W，逆反应速率增大
7．B
【解析】
【分析】
【详解】
水分解是吸热反应，反应物总能量低于生成物总能量，催化剂能降低反应的活化能，但反应热不变，图像B符合，答案选B。