有效碰撞和活化分子
高中化学考点37 化学反应速率-备战2022年高考化学考点一遍过
考点37 化学反应速率一、化学反应速1．定义化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
2．表示方法通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。
数学表达式为v＝ct∆∆，单位为mol/(L·min)、mol/(L·s)或mol/(L·h)。
3．化学反应速率与化学计量数的关系：对于已知反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，其化学反应速率可用不同的物质来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于方程式中各物质的化学计量数之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
例如：在一个2 L的容器中发生反应：3A(g)＋B(g)2C(g)，加入2 mol A，1 s后剩余1.4 mol，则v(A)＝0.3 mol·L−1·s−1，v(B)＝0.1 mol·L−1·s−1，v(C)＝0.2 mol·L−1·s−1。
过关秘籍（1）在同一化学反应中，无论选用反应物还是生成物表示化学反应速率，其值均为正值。
（2）化学反应速率通常是指在某一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。
（3）同一化学反应中，在相同的反应时间内，不同的物质表示的反应速率的数值可能不同。
但表示的意义相同。
因此表示化学反应速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质作依据。
（4）固体或纯液体的浓度恒为常数，不能用固体或纯液体的浓度表示化学反应速率。
但是化学反应速率与固体和纯液体参与反应的表面积有关，因此，通常增大固体或纯液体参与反应的表面积（如将固体粉碎，将液体变成雾状，加速搅拌等）可加快化学反应速率。
（5）同一化学反应中，各物质表示的化学反应速率之比=化学方程式中各物质的化学计量数之比=各物质的浓度变化量之比。
4．化学反应速率的测定（1）测定原理测定不同反应时刻反应物或生成物的浓度，可通过观察和测量体系中的某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算达到测定目的。
《化学反应原理》知识点大全
《化学反应原理》知识点大全第一章、化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章、化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度和生成物浓度的变化来表示。
表达式：___________ 。
其常用的单位是__________ 、或__________ 。
2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1-E2。
【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。
《化学反应原理》复习知识清单1-4章
第一章化学反应的热效应考点1: 吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系。
2、常见的放热反应①燃烧反应；②活泼金属与酸或水的反应；③酸碱中和反应；④铝热反应；⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③C与CO2、H2O的反应，H2还原金属氧化物的反应等也是吸热反应;④ HCl与NaHCO3的反应⑤水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算: 反应热与各物质的物质的量成正比。
2H2(g) + O2(g) === 2H2O(l) ΔH = -571.6 kJ/mol2.根据反应物和生成物的总能量计算: ΔH= E(生成物) - E(反应物)3.根据键能计算:ΔH=反应物的总键能E1 - 生成物的总键能E2=反应物断键吸收的总能量- 生成物成键放出的总能量4.根据盖斯定律计算:化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
如图：ΔH 1=ΔH 2+ΔH 3盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
5.根据物质燃烧热进行计算6.中和热测定实验原理：中和热ΔH =-第二章 化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率 1、化学反应速率的表示方法其常用的单位是mol/(L·min) 或 mol/(L·s) 2、影响化学反应速率的因素1)内因(主要因素)：反应物本身的性质。
2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)3、理论解释——有效碰撞理论 (1)活化分子、活化能、有效碰撞①活化分子：具有足够能量、能引发有效碰撞的分子。
②活化能：E 1为正反应的活化能，E 2为逆反应的活化能 E 3为使用催化剂时的活化能反应热ΔH =E 1-E 2。
2021人教版高中化学选修4第二章同步课时(导)学案2.2 影响化学反应速率的因素
第二章化学反应速率和化学平衡第二节影响化学反应速率的因素学习目标1．初步运用有效碰撞理论和活化分子等知识解释外界条件对化学反应速率的影响。
难点2．理解外界条件浓度、温度、压强、催化剂等对化学反应速率的影响。
重点知识点一有效碰撞理论基础知识整理1．有效碰撞2．活化分子与活化能（1）活化分子：能够发生的分子。
（2）活化能：活化分子比普通分子多出的那部分能量。
错误!（3）解释化学反应的过程=互动探究（1）活化分子间的碰撞一定能发生化学反应吗？（2）普通分子间的碰撞有时也能发生化学反应，这句话对吗？（3）活化分子比普通分子具有的能量低？（4）化学反应的实质是分子的重新组合？归纳总结1．活化分子与有效碰撞的关系能够发生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定发生有效碰撞。
并不是反应物分子之间的任何一次直接碰撞都能发生反应，只有那些能量相当高的分子之间的直接碰撞才能发生反应。
2．单位体积内的活化分子数与活化分子百分数单位体积内的活化分子数就是指单位体积内能量达到一定要求的活化分子的总数；而活化分子百分数是活化分子数与总分子数的比值，总分子数包含：活化分子数以及普通分子的个数。
3．活化能与化学反应速率的关系活化能大小主要是由反应物自身的性质决定的改变外界条件也可以改变反应的活化能，如加入催化剂，即反应物自身的性质影响着化学反应所需的活化能，从而影响化学反应速率的大小。
例如：活化能小→普通分子容易变成活化分子→活化分子百分数大→单位体积内活化分子数多→单位时间、单位体积内有效碰撞次数多→化学反应速率大内因对化学反应速率的影响。
即时训练1．有效碰撞是指A．反应物分子间的碰撞B．反应物活化分子间的碰撞C．反应物分子发生合适取向的碰撞D．活化分子之间发生合适取向的碰撞2．下列说法正确的是①活化分子间的碰撞一定能发生化学反应；②普通分子间的碰撞有时也能发生化学反应；③反应物活化能越大，反应越快；④化学反应的实质是原子的重新组合；⑤化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程；⑥化学反应的实质是活化分子有合适取向时的有效碰撞。
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：
第2章第1节课时2影响化学反应速率的因素-导学案-2021-2022学年高二化学人教版选择性必修1
第二课时影响化学反应速率的因素学习目标：1.运用有效碰撞和活化分子模型描述和解释化学反应速率的影响因素。
(难点)2.理解浓度、温度、压强、催化剂等外因对化学反应速率的影响。
(重点)一、有效碰撞理论1．有效碰撞（1）概念：能够的碰撞。
（2）条件：具有足够的和合适的。
（3）与反应速率的关系：碰撞的频率越高，反应速率越。
2．活化分子与活化能(1)活化分子：能够发生碰撞的分子。
(2)活化能：活化分子比普通分子多出的那部分能量。
E1是E1—E2是关系：普通分子+ 成为活化分子(3)解释化学反应的过程二、影响化学反应速率的因素1．浓度影响规律。
其它条件不变时，增大反应物浓度，增大反应物浓度，单位体积内活化分子总数，有效碰撞几率，反应速率。
2．压强影响规律：对于有气体参加的化学反应，在相同温度下，缩小容器体积，气体压强增大，气体分子浓度，有效碰撞几率，反应速率。
相反减小气体压强，反应速率。
(2)理论解释。
压强增大→单位体积内活化分子总数→反应速率。
3．温度(1)影响规律。
其他条件不变时，反应速率，降低温度反应速率。
(2)理论解释。
温度升高，使普通分子吸收能量成为分子，因而活化分子百分数，有效碰撞的几率，反应速率。
4．催化剂(1)影响规律。
其他条件不变时，使用合适的催化剂，可化学反应速率。
(2)理论解释。
使用催化剂，改变反应途径，正催化剂降低反应的活化能，使活化分子百分数，有效碰撞的几率，反应速率。
5．其他因素对化学反应速率的影响如光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨、增大反应物接触面积等，均会对化学反应速率产生影响。
例题1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)随温度升高活化分子百分数增大，反应速率一般逐渐加快。
()(2)锌与稀H2SO4反应时，硫酸的浓度越大，产生H2的速率越快。
()(3)化学反应中，催化剂不参加化学反应，但可以改变反应速率。
()(4)密闭容器中反应A(g)＋B(s)===C(g)＋D(s)，加入B物质后反应速率会加快。
新课程高考化学高中化学重难点复习教案化学反应速率及影响因素之活化能影响化学反应速率的因素
化学反应速率及影响因素之活化能影响化学反应速率的因素1．影响化学反应速率的因素：(1)内因(主要因素)：反应物本身的__性质__。
(2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)。
2．理论解释——有效碰撞理论：(1)活化分子、活化能、有效碰撞。
①活化分子：能够发生__有效碰撞__的分子。
②活化能(如下图)：图中E1为__活化能__，使用催化剂时的活化能为__E3__，反应热为__E2－E1__。
③有效碰撞：活化分子之间能够引发__化学__反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系。
特别提醒：(1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意：①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。
②升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。
③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。
但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。
(2)压强对反应速率的影响情况：压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。
①恒温时，压缩体积――→引起压强增大――→引起反应物浓度增大――→引起反应速率加快。
②恒温时，对于恒容密闭容器。
a ．充入气体反应物――→引起气体反应物浓度增大(压强也增大)――→引起反应速率加快。
b ．充入“惰性”气体――→引起总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。
③恒温恒压时。
充入“惰性”气体――→引起体积增大――→引起气体反应物浓度减小――→引起反应速率减小。
3．化学反应速率图象及应用 (1)全程速率—时间图象①如Zn 与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况原因解释：AB 段(v 渐大)，因为该反应为__放热__反应，随着反应的进行，__温度__逐渐升高，导致反应速率__逐渐增大__；BC 段(v 渐小)，则主要原因随着反应的进行，溶液中__c (H＋)__逐渐减小，导致反应速率__逐渐减小__。
化学反应分子有效碰撞理论
有效碰撞目录有效碰撞之一能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞。
如果反应物分子间任何一次碰撞均能发生反应，例如，H2与I2反应在常温下，当两者浓度均为1mol·L-1时，根据分子运动论可以算出每毫升、每秒内反应物分子可以发生约为1028次碰撞，仅需10-5s的时间，即可完成反应。
换言之，反应可以在瞬间内完成。
但从测定其反应速率知道，其中发生反应的只有1015次·mL·s-1，可见，差不多在1013次碰撞中仅有一次发生反应。
能发生反应的碰撞显然是活化分子间的碰撞；那些大量的未能引起反应的碰撞叫无效碰撞，或弹性碰撞。
未能引起反应的碰撞，显然是非活化分子(或普通分子)间的碰撞。
有效碰撞之二能够发生化学反应的分子(或原子)的碰撞叫做有效碰撞。
在化学反应中，反应物分子不断发生碰撞，在千百万次碰撞中，大多数碰撞不发生反应，只有少数分子的碰撞才能发生化学反应，能发生有效碰撞的分子是活化分子。
而活化分子的碰撞也不一定都能发生有效碰撞。
发生有效碰撞的分子有能量的因素，还有空间因素，只有同时满足这两者的要求才能发生有效碰撞。
编辑本段有效碰撞理论其基本假设（1）分子为硬球型；（2）反应分子A和B必须碰撞才能发生反应；（3）只有那些能量超过普通分子的平均能量且空间方位适宜的活化分子的碰撞，即“有效碰撞”才能起反应。
据此结合气体分子运动论，导出气相双分子反应的速率常数（k）有如下定量公式：k=N0（rA+rB）2[8πRT（1/MA+1/MB）]1/2e-E/RT=BT1/2e-E/RT 其中N0为阿佛伽德罗(Avogadro)常量，rA、rB为分子半径，MA、MB为分子质量，E为临界能（或称阈能），R为理想气体常量，T为热力学温度，B 是与温度无关的常数。
具有足够能量的反应粒子互相碰撞并且分解化学键才会产生化学反应，这就是碰撞理论，如果没有这种能量，粒子们只不过是互不伤害地跳来蹦去而已。
早在1918年，路易斯运用气体运动论的成果，提出了反应速度的碰撞理论。
高二化学人教版选择性必修1第二章第一节第二课时影响化学反应速率的因素
V↑
a.充入反应物气体 压强 C↑ V↑
②恒温恒容 b.充入惰性气体
压强
C反不变 V不变
a.充入反应物气体 ③恒温恒压
V
P不变 C不变
V不变
b.充入惰性气体 V P不变 C反 V
减小压强，气体体积增大，浓度减小，反应速率减慢。
对无气体参加的化学反应，改变压强时，化学反应
速率基本不变。如MgO＋2HCl===MgCl2＋H2O。
【注意】
①P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小。
②压强只对于有气体参加的反应的速率有影响。
例题．增大压强(缩小反应容器体积)对下列反应
的反应速率几乎无影响的是( )
C1
压强增大
C2
V1
n1
V2=1/2V1
V2 n2
（Ⅰ）
（Ⅱ）
C1=n1/V1
C2=n2/V2=n1/（1/2）V1=2C1
压强增大 →浓度增大 →单位体积内n活↑ →有效碰撞↑
【结论】
压强 增大
体积Байду номын сангаас小 其他条件不变
→C增大 →V↑
【规律】
对于有气体参加的反应，在其他条件不变时，
增大压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快；
答案：（1）（3）
2021/7/29
20
温度对化学反应速率的影响
【实验2-3】 试验中发生了如下反应： Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O 实验现象： 温度高的溶液先出现浑浊。
实验结论∶
1.其他条件不变，温度升高，反应速率加快。
【规律】
2、一般说来，温度每升高10℃，反应速率 增加2-4倍。
活化分子活化能量催化剂浓度温度压强的关系
第一节重要内容加压和增大浓度，都是增加碰撞机会，从而使得总的有效碰撞次数增多，而反应加快。
温度升高有两个作用：1、温度升高，微粒运动速度加快，碰撞机会总体增多；2、温度升高，微粒具有的运动速率加快，碰撞有力，有效碰撞的比例也增大。
所以温度升高对反应速率的影响更为明显。
而且对于吸热和放热反应都有加快反应的效果。
但是温度升高不能改变活化能。
好比说跳高的及格标准没有变化，但是大家身体素质好了，跑得快，跳得高，因此及格人数增多了。
1.什么是有效碰撞?在碰撞的分子很多，但是碰撞后发生反应的那些分子是有效的碰撞2.什么是活化分子?活化分子，其实就是原子或者原子团。
比如，氢气分解成氢原子才能参加反应，分解的那些分子就是活化分子。
3.什么是活化能?分解分子需要的能量。
4.有效碰撞,活化分子,活化能三者之间有什么关系分子获得足够的能量（活化能），变成活化分子，然后发生有效碰撞，发生反应。
5.温度,气压和活化能有什么关系?温度高分子能量高，运动速率快，发生碰撞的几率大，气压大分子之间的间隔小，分子碰撞的几率大。
活化能随温度气压的变化而变化6.为什么活化分子百分数只跟温度和催化剂有关?分子的能量只受温度影响，温度升高，分子的能量增大。
在反应所需最低能量不变的情况下，因分子的能量增大，因而活化分子总数增大，则活化分子百分数增大。
催化剂能改变反应所需最低能量，可使原本不是不具备活化分子最低能量的分子成为活化分子，所以活化分子总数增加，即活化分子百分数增大。
其他条件不能改变分子的能量，又不能改变反应所需的最低能量当然不能改变没有化分子百分数了。
7.催化剂能提高活化分子百分数吗？增加浓度呢？为什么？能。
催化剂能降低成为活化分子所需要的能量，加入催化剂后，原有的分子中的一部分分子就会成为活化分子，百分比就提高了8.反应物浓度增加为什么活化分子百分数不变活化分子百分数与温度有关，温度不变时，活化分子百分数不变。
反应物浓度增加，活化分子百分数不变，但活化分子数增加。
化学反应动力学
①m+n≠p+q时，总压强一定 平衡 ②m+n=p+q时，总压强一定 ① 一定时，只有当m+n≠p+q ②一定，但m+n=p+q时 不一定 不一定 平衡
混合气 体的平 均分子 量
温
度 Mr
体系温度一定时 ρ密度一定
平衡 不一定
体系的密度
例、可逆反应2NO2
2NO＋O2在恒定容积密闭容器中反
应，达到平衡状态的标志是： A B C D E 单位时间内生成nmolO2的同时生成2nmolNO2。 反应容器内，物质的分子总数不随时间的变化而变化 用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为 2：2：1。 混合气体的颜色不再改变的状态。 混合气体的密度不再改变的状态。
（２）若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为放热反应
6、使用平衡常数应注意的几个问题： (1)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物 的浓度无关。
(2)在平衡常数表达式中：水(l)的浓度、固体物质的 浓度不写
CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) K=c(CO2) CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(l) K=c(CO)/[c(CO2) · 2)] c(H
原因：
温度升高
分子获得更 高的能量
活化分子 百分数提高
有效碰撞 次数提高 反应速率加快 注意：温度的改变对速率的影响与反应 是吸热还是放热无关。
典型例题
【例6】在10℃时，某化学反应速率为 0.1mol· —1· —1，若温度每升高10℃，反 L s 应速率增加到原来的2倍，为了把该反应速 率提高到1.6mol· —1· —1，则该反应需要 L s 在什么温度下进行 （ ） C A、30℃ B、40℃ C、50℃ D、60℃
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。
使用适当的催化剂可以降低化学反应所需要的活化能，也就等于提高了活化分子的百分数，从而提高了有效碰撞的频率。
二、〖基础知识巩固〗1.下列叙述正确的是（）A.化学反应除了生成新的物质外，还伴随着能量的变化B.物质燃烧一定是放热反应C.放热的化学反应不需要加热就能发生D.吸热反应不加热就不会发生2.下列过程属于放热反应的是（）A．用石灰石烧制石灰B．在生石灰中加水C．浓硫酸的稀释D．硝酸铵与氢氧化钙的反应3．下列反应中，生成物总能量大于反应物总能量的是（）A．氢气在氧气中燃烧B．铁丝在氧气中燃烧C．硫在氧气中燃烧D．石灰石烧制石灰4．关于化学反应的本质的说法正确的是（）A.化学反应都有新物质生成B.化学反应都有能量变化C.化学反应是旧键断裂新键形成的过程D.化学反应的发生都需要在一定条件下5.下列过程中，需吸收能量的是（）A.H + H →H2B.H + Cl→ HClC.I2→ I + ID.S + O2→SO26．吸热反应一定是（ ）A ．反应物总能量高于生成物总能量B ．释放能量C ．反应物总能量低于生成物总能量D ．贮存能量7.已知反应：X + Y = M + N 为放热反应，对该反应的下列说法正确的是（ ）A. X 能量一定高于M C. X 和Y 的总能量一定高于M 和N 的总能量B. Y 的能量一定高于N D. 因该反应为放热反应，故不必加热就可发生8.已知氢气在氯气中燃烧时产生苍白色火焰。
2020届高考化学总复习提升方案——化学反应速率及其影响因素 (1)
2020届高考化学总复习提升方案——化学反应速率及其影响因素考点一化学反应速率(频数：★★☆难度：★☆☆)导语化学反应速率在高考中主要在二卷中设项考查，考查角度有以下几个方面：(1)速率影响因素分析。
(2)根据图表信息求算化学反应速率。
(3)根据图表信息比较反应速率大小。
(4)根据信息求算某一反应的正逆速率。
1.化学反应速率计算反应速率时，我们往往忽略溶液的体积，特别是给出的是物质的量的变化量时，一定要先转化为物质的量浓度的变化量，再进行计算。
2.化学反应速率与化学计量数的关系(1)内容：对于已知反应m A(g)＋n B(g)===p C(g)＋q D(g)，其化学反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于方程式中各物质的化学计量数之比，即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
(2)实例：一定温度下，在密闭容器中发生反应：3A(g)＋B(g)2C(g)。
已知v(A)＝0.6 mol·L－1·s－1，则v(B)＝0.2 mol·L－1·s－1，v(C)＝0.4 mol·L－1·s－1。
当比较用不同物质表示同一反应速率的相对大小时，必须做到两个统一：即按照化学计量数关系换算成同一物质、同一单位表示，再比较数值大小。
3.求解反应速率的解题模式：“三段式”法对于反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，起始时A的浓度为a mol·L－1，B 的浓度为b mol·L－1，反应进行至t1时，A消耗了x mol·L－1，则化学反应速率可计算如下：v(A)＝xt1mol·L－1·s－1，v(B)＝nxmt1mol·L－1· s－1，v(C)＝pxmt1mol·L－1·s－1，v(D)＝qxmt1mol·L－1·s－1。
人教版高中化学选修四第二节影响化学反应速率的因素
高中化学学习材料金戈铁骑整理制作第二节影响化学反应速率的因素名师导航知识梳理1.有效碰撞和活化分子化学反应的实质是反应物分子中________，生成物分子中________的过程。
即反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，而反应物分子发生碰撞时并不都能发生反应，有的碰撞能发生化学反应，有的不能。
化学反应速率与分子间的________频率有关，因此所有能够改变________、________，以及________的外界条件，都可以用来________、________反应的速率。
________、________、________等都可以改变反应速率。
2.影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素分为内因和外因两个方面。
内因是指反应物本身的性质，如金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。
影响化学反应速率的决定因素是内因。
外因是指外界条件如________、________、________、________等。
改变了这些条件，可以改变化学反应速率，其根本原因是改变了单位体积内________的数目，也就改变了分子间发生________的机会，从而改变了化学反应速率。
其他条件：除上述四种常见的反应条件外，还有光、超声波、激光、放射线、电磁波等均可改变化学反应速率。
3.浓度对反应速率的影响分析实验2-2的数据，表明______________________________________。
结论：在其他条件相同时，增大反应物的浓度，化学反应速率________；减小反应物浓度，化学反应速率________。
在其他条件不变时，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，因此单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比，也就是与反应物的浓度成正比。
当反应物浓度增大时，单位体积内分子总数________，活化分子数也相应________，单位时间内有效碰撞次数________，化学反应速率加快。
有效碰撞和活化分子
单位体积内反应物中活化分子 的多少有关。
⑶、在化学上，把能够发生有效碰撞的分子叫活化 分子，特点是： ①、活化分子具有较高的能量，能量不足的分子获 取能量后才能变成活化分子
②、在温度不变时，对某一个反应来说，活化 分子在反应物中所占的百分数是恒定的，且与 温度呈正比。
活化分子百分数： （活化分子数/反应物分子数）×100%
问题：
为什么有的碰撞可以发生反应， 而有的不能发生反应?与哪些因 素有关系？
类比法：借鉴投篮——获得灵感
没足够的能量
没合适的取向
足够的能量
+合适的取向
一、有效碰撞理论
1、什么是有效碰撞？
➢引起分子间的化学反应的碰撞。
分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件
结论：
而有效碰撞是发生化学反应的充分条件
特点： ——有比反应物分子平均动能高的能量
图形表示——“爬山坡”
能量
❖单位体积内活化分子数越多，反应速 率越快
活化分子具有的最低能量
单位体积内活化分子数(n活) 反应物分子总数(n总)
活化分子百分数(活%)
==
反应物平均能量 生成物平均能量
结论：
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关， 活化能的大小是由反应物分子的性质决定。
推论：某一化学反应的速率大小与
单位时间内有效碰撞的次数有关
2、发生有效碰撞的条件
1）发生碰撞的分子具有较高的能量。 2）分子在一定的方向上发生碰撞。
二、活化分子和活化能理论
1、什么是活化分子？
➢具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
结论：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。
[新版]活化分子活化能量催化剂浓度温度压强的关系
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第一节重要内容加压和增大浓度，都是增加碰撞机会，从而使得总的有效碰撞次数增多，而反应加快。
温度升高有两个作用：1、温度升高，微粒运动速度加快，碰撞机会总体增多；2、温度升高，微粒具有的运动速率加快，碰撞有力，有效碰撞的比例也增大。
所以温度升高对反应速率的影响更为明显。
而且对于吸热和放热反应都有加快反应的效果。
但是温度升高不能改变活化能。
好比说跳高的及格标准没有变化，但是大家身体素质好了，跑得快，跳得高，因此及格人数增多了。
1.什么是有效碰撞?在碰撞的分子很多，但是碰撞后发生反应的那些分子是有效的碰撞2.什么是活化分子?活化分子，其实就是原子或者原子团。
比如，氢气分解成氢原子才能参加反应，分解的那些分子就是活化分子。
3.什么是活化能?分解分子需要的能量。
4.有效碰撞,活化分子,活化能三者之间有什么关系分子获得足够的能量（活化能），变成活化分子，然后发生有效碰撞，发生反应。
5.温度,气压和活化能有什么关系?温度高分子能量高，运动速率快，发生碰撞的几率大，气压大分子之间的间隔小，分子碰撞的几率大。
活化能随温度气压的变化而变化6.为什么活化分子百分数只跟温度和催化剂有关?分子的能量只受温度影响，温度升高，分子的能量增大。
在反应所需最低能量不变的情况下，因分子的能量增大，因而活化分子总数增大，则活化分子百分数增大。
催化剂能改变反应所需最低能量，可使原本不是不具备活化分子最低能量的分子成为活化分子，所以活化分子总数增加，即活化分子百分数增大。
其他条件不能改变分子的能量，又不能改变反应所需的最低能量当然不能改变没有化分子百分数了。
7.催化剂能提高活化分子百分数吗？增加浓度呢？为什么？能。
催化剂能降低成为活化分子所需要的能量，加入催化剂后，原有的分子中的一部分分子就会成为活化分子，百分比就提高了8.反应物浓度增加为什么活化分子百分数不变活化分子百分数与温度有关，温度不变时，活化分子百分数不变。
反应物浓度增加，活化分子百分数不变，但活化分子数增加。
碰撞理论分析酶促反应 第一学期高中生物学必修一
碰撞理论分析酶促反应化学反应速率理论包括碰撞理论和过渡态理论等。
过渡态理论更复杂，在此不做介绍。
一、碰撞理论1、有效碰撞和弹性碰撞1889年Arrhenius提出了著名的碰撞理论，他把能发生反应的碰撞称为有效碰撞(effective collision),而大部分不发生反应的碰撞称为弹性碰撞(elastic collision)。
要发生有效碰撞,反应物的分子或离子必须具备两个条件：（1）具有足够的能量,如动能，这样才能克服外层电子之间的斥力而充分接近并发生化学反应；（2）要有合适的方向,要正好碰撞在能起反应的部位,如果碰撞的部位不合适，即使反应物分子具有足够的能量，也不会起反应。
2、活化分子与活化能在一定温度下,分子具有一定的平均动能,但并非每个分子的动能都一样8,由于碰撞等原因分子间不断进行能量的重新分配,每个分子的能量并不固定。
但从统计的观点看,具有一定能量的分子数目是不随时间改变的。
以分子的动能E为横坐标，以具有一定动能间隔(∆E)的分子分数(∆N/N)与能量间隔之比为纵坐标作图，如图所示：图所示为一定温度下气体分子能量分布曲线。
E平是分子的平均能量,E′为活化分子所具有的能量，活化能 E=E a-E′,N 为分子总数,∆N为具有动能为E和E+∆E区间的分子数,若在横坐标上取一定的能量间隔∆E,则纵坐标∆N/(N∆E)乘以∆E得∆N/N,即为动能在E和E+∆E区间的分子数在整个分子总数中所占的比值。
曲线下包括的总面积表示各种能量分子分数的总和等于1。
相应地,E ′右边阴影部分的面积与整个曲线下总面积之比，即是活化分子在分子总数中所占的比值,即活化分子分数。
如果f表示一定温度下活化分子分数，而能量分布又符合Maxwell-Boltzmann分布，则在碰撞理论中，f又称为能量因子。
f=e-Ea/RT （1）于是反应速率v可表示为：v=fz （2）(2)式z中为单位体积内的碰撞频率。
如果再考虑到碰撞时的方位，则在式(2)中还应增加个因子p,p称为方位因子。
活化能与有效碰撞理论-2021-2022学年高二化学选修4精品讲义
第 1 页 共 11课时2.3 活化能与有效碰撞理论【学习目标】1、了解基元反应与反应历程2、掌握活化能的含义，会用活化能理论解释化学反应速率的影响因素 【主干知识梳理】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===H 2＋I 2的2个基元反应为2HI―→H2＋2I·、2I ·―→I 2(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：A 2＋B===A 2B 是分两个基元步骤完成的第一步 A 2―→2A (慢反应) 第二步 2A+B―→A 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 －―→Br 2 + 2H 2O反应机理为H 2O 2＋H +＋Br －―→HOBr ＋H 2O (慢反应)HOBr ＋Br －＋H + ―→Br 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，但是并不是每一次分子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以“打篮球”为例HI 的分解反应：2HIH 2＋I 2，可能有以下几种碰撞在(1)中，运动员没有提供足够的能量，球没有落入篮筐；在(2)中，球虽然具有足够的能量，但没有合适的取向，球也没有落入篮筐；在(3)中，球在(1)中，HI 分子没有足够的能量，因此碰撞过轻，两个分子又彼此弹离；在(2)中，由于碰撞没有合适的取向，因此第 2 页 共 11具有足够的能量和合适的取向，球落入篮筐，这与导致发生反应的分子或离子间的碰撞类似两个分子也彼此弹离；在(3)中，分子具有足够的能量且碰撞取向合适，因此导致H—I 键的断裂及H—H 键和I—I 键的形成，即发生分解反应，生成了H 2和I 2在某个化学反应中，那么多的反应物分子，其能量高低各不相同。
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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， 结论：
但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。
推论： 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。
问题:
活化分子的多少又与什么有关？
2、活化能
活化分子高出反应物分子平均能量 的部分
其中E1为活化能
E2-E1是反应热
结论：
活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关， 活化能的大小是由反应物分子的性质决定。
内因
推论:
活化能越小则一般分子成为活化分子越容易， 则活化分子越多， 则单位时间内有效碰撞越多， 发生反应， 而有的不能发生反应?与哪些因 素有关系？
一、有效碰撞理论
1、什么是有效碰撞？
引起分子间的化学反应的碰撞。
结论：
某一化学反应的速率大小与
单位时间内有效碰撞的次数有关
2、发生有效碰撞的条件
1）发生碰撞的分子具有较高的能量。 2）分子在一定的方向上发生碰撞。
二、活化分子和活化能理论