化学反应 分子有效碰撞理论
用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素
用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素化学反应速率内容理论性强，学生不易理解。
特别是在学习影响化学反应速率的因素时，课本是用碰撞理论来解释的，学生初学时更是难懂，下面我结合自己的教学实际，谈几点体会，以帮助学生理解。
一、碰撞理论的要点（1）反应得以进行的先决条件是反应物分子间必须发生碰撞，分子间碰撞的频率越高，则反应速率越快。
（2）反应物分子间并非每次碰撞都会导致反应的发生，只有少数碰撞会导致反应的发生，多数分子间的碰撞并不发生反应，能发生反应的碰撞称为有效碰撞。
（3）能发生有效碰撞的分子能量高于一般分子的能量，这些能量高的分子发生碰撞时，能发生化学反应，称为活化分子。
（4）发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子只有在合适取向时发生的碰撞才称为有效碰撞二、用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的主要因素是内因，是反应物本身的性质；但是，外界条件对化学反应速率也有一定的影响。
（1）浓度对化学反应速率的影响。
在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率。
这是因为在温度一定时，对某一化学反应来说，反应物中的活化分子百分数是一定的。
如果设单位体积内分子总数为M，活化分子百分数为x%，活化分子数为n，则可以用公式表示为n=M×x%当增大反应物浓度后，虽然活化分子百分数x%没有变化，但单位体积内分子数M增多了，由n=M×x%知，活化分子数n增多了，从而增加了单位时间内反应物分子间的有效碰撞次数，导致化学反应速率加快。
即增大反应物浓度→活化分子数n增多→有效碰撞次数增多→化学反应速率加快；同理，易推知，在其他条件不变时，减小反应物浓度，可以减慢化学反应速率。
（2）压强对化学反应速率的影响对于有气体参加的反应来说，增大压强，可以加快化学反应速率。
增大压强即减小反应容器的体积，导致反应物浓度增大，化学反应速率加快。
所以压强对化学反速率的影响最终应归结为浓度对化学反应速率的影响。
1.碰撞理论
r q ZAB ZAB exp(Ec / RT )
4. 考虑到分子空间构型因素对反应的影响，需添加 一个空间因子P （Steric Factor）以校正；
r P ZAB exp(Ec / RT )
A与B分子互碰频率
考虑当所有B分子静止时，一个A分子与B分子的碰撞频率
反应
Ea kJ·mol-1
2NOCl→2NO+Cl2
107.9
NO+O3→NO2+O2
9.6
Br＋H2→HBr＋H
73.6
CH3＋H2→CH4＋H
41.8
CH3+CHCl3→CH4+C Cl3
24.3
2－环戊二烯→二聚物 60.7
K+Br2→KBr+Br
0.0
lg(A/m3·mol-1·s-1)
实验值
计算值
9.51
9.47
7.80
9.90
9.31
10.23
7.25
10.27
6.10
10.18
3.39
9.91
12.0
11.3
空间因子
1.1 0.008 0.12 9.5×10-4 8.3×10-5 3×10-7
4.8
空间因子（Steric factor）
由于简单碰撞理论所采用的模型过于简单， 没有考虑分子的结构与性质，所以用空间因子 来校正理论计算值与实验值的偏差。
碰撞理论计算速率常数的公式
k
dA2B
(
8kBT
)1/ 2
exp(
c
kBT
)
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。
碰撞理论的基本概念及应用
碰撞理论的基本概念及应用碰撞理论是一种用于研究分子和反应动力学的重要工具。
这种理论已经发展了数十年，并且是一种被广泛采用的方法来描述复杂的化学反应。
在本文中，我们将介绍碰撞理论的基本概念以及它在化学反应中的应用。
1. 碰撞理论的基本概念碰撞理论是一种关于反应速率的想法，认为反应的速率与反应物分子之间碰撞的频率和能量有关。
在碰撞理论中，反应只有在分子之间相互碰撞并且具有足够的能量时才会发生。
碰撞理论中有一个重要概念叫做活化能。
活化能是指反应物必须具有的最小能量，以便在其间发生反应。
当反应物碰撞时，它们需要一定的能量才能使他们到达一个足够的能量水平，以克服反应物之间的吸引力，从而克服其反应阈值。
这个能量称为活化能。
只有当反应物碰撞并具有这种能量时，反应才会发生。
2. 碰撞理论的应用应用碰撞理论的一个主要领域是化学动力学。
化学反应的速率取决于反应物之间相互碰撞的次数和能量。
碰撞理论将反应速率与温度，反应物浓度和反应物的能量有关。
例如，我们考虑一个具有两个不同气体的反应体系。
当这些气体相互碰撞时，反应就会发生。
反应发生的速度比较慢，原因是反应只有在两种气体分子确实相遇并且具有足够的能量时才会发生。
在实际应用中，化学反应通常是在化学反应器中进行。
反应器通常是一个带有内部加热器的容器，可以使反应物达到需要的温度。
化学反应的速率还可以通过调整反应物浓度和反应物的相对速度来控制。
另一个应用碰撞理论的领域是表面化学。
当分子吸附到固体表面时，它们将与表面上的其他分子相互作用。
表面上发生的反应速率取决于分子的相互碰撞次数和能量。
因此，表面化学反应也可以用碰撞理论来描述。
更进一步的应用是在分子碰撞反应中的仿真和计算化学。
这种技术可以用机器进行复杂的化学反应中分子之间的碰撞和反应的模拟。
这种方法非常有用，因为它可以帮助我们更好地理解反应性质，并为设计新的化学反应提供有用的见解。
3. 碰撞理论的局限性碰撞理论在描述某些化学反应时具有局限性。
(完整版)有效碰撞理论
有效碰撞理论
一、几个基本概念
1、有效碰撞
化学反应发生的先决条件是反应物分子必须发生碰撞;但不是任何两种反应物分子之间的碰撞都能发生反应,只有少数分子的碰撞能发生反应,这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞.
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（活化分子
）
②分子在一定方向上发生碰撞
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
3、活化分子
具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子
4、活化能
化分子高出反应物分子平均能量的部分
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 活化能高，活化分子的百分数低，反应难； 活化能低，活化分子的百分数高，反应易。
活化分子百分数=活化分子数÷反应分子总数×100%
活化能越小，则单位体积中活化分子数越多，单位时间内的有效碰撞越多，反应速率
越快。
活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，则反应条件越简单。
5、催化剂（触媒）
在化学反应中能改变其他物质的反应速率，而本身质量和化学性质在反应前后不变的物质。
下列说法错误的是
A.当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时,才能发生化学反应
B.发生有效碰撞的分子一定是活化分子
C.活化分子间的碰撞一定是有效碰撞
D.活化分子间每次碰撞都发生化学反应
E.能发生有效碰撞的分子必须具有相当高的能量
F.活化能指活化分子多出反应物分子平均能量的那部分能量
G.使用催化剂能改变分子的活化能
H.催化剂能使不起反应的物质间发生反应。
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。
化学反应速率与碰撞效应理论
化学反应速率与碰撞效应理论化学反应速率是描述化学反应进行快慢的物理量，它是指单位时间内反应物消失或产物生成的量。
在化学反应中，反应物分子之间的碰撞是引发反应的基本原因。
碰撞效应理论是解释化学反应速率的重要理论之一。
一、化学反应速率的定义和表达式化学反应速率是指反应物消失或产物生成的速度。
通常用反应物浓度的变化来表示反应速率。
对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，反应速率可以用以下表达式表示：v = -1/a(d[A]/dt) = -1/b(d[B]/dt) = 1/c(d[C]/dt) = 1/d(d[D]/dt)其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和产物C、D的浓度，t表示反应时间。
a、b、c和d分别表示反应物和产物的摩尔系数。
二、碰撞理论的基本原理碰撞效应理论是描述化学反应速率的重要理论之一。
根据碰撞理论，只有具有一定能量的分子碰撞才能引发化学反应。
碰撞效应理论主要包括以下几个方面的内容：1. 分子碰撞的必要性：化学反应是由分子之间的碰撞引发的。
只有分子之间发生碰撞，才有可能改变分子的构型和能量，从而引发化学反应。
2. 碰撞的能量要求：分子碰撞只有在一定的能量条件下才能引发化学反应。
这是因为分子在碰撞时需要克服反应物分子之间的排斥力和克服反应物分子的活化能才能发生反应。
3. 碰撞的几何要求：分子碰撞必须满足一定的几何构型要求才能引发化学反应。
这是因为分子之间的碰撞需要使得反应物分子之间的键断裂和新键形成，这需要一定的几何构型。
4. 碰撞的方向性要求：分子碰撞需要满足一定的方向性要求才能引发化学反应。
这是因为反应物分子之间的键断裂和新键形成需要一定的方向性，只有具有一定方向性的碰撞才能引发化学反应。
三、碰撞频率和反应速率的关系根据碰撞效应理论，碰撞频率与反应速率之间存在一定的关系。
碰撞频率是指单位时间内分子碰撞的次数。
根据碰撞效应理论，碰撞频率与反应速率之间的关系可以用以下公式表示：v = Z * f * P其中，v表示反应速率，Z表示碰撞频率，f表示分子碰撞的有效因子，P表示反应的概率。
碰撞理论
分子总数 活化分子数
化学 反应 速率
增大反应物 浓度 增大压强
升高温度
增加 增加 不变 不变
增加 增加
增加 加快 增加
加快
加快
增加
增加
增加
增加
正催化剂
加快
增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ A ） 对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因 是（ A ） 升高温度使反应速率加快的主要原因是（ C ） 使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ D） A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的 总数 B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加 C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加 D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于固 体 或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数， 因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。 b、一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率 越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。 c、随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐 减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。
一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2 反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行 （ AD ） A、增加HCl的浓度 B、加水 C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末
在恒温、恒容的密闭容器中进行反应 A(g)=B(g)+C(g)。若反应物的浓度从3mol/L降至 1.8mol/L需30s,那么反应物浓度由0.8mol/L降至 0.2mol/L所需反应的时间为（ B ） A.15s B.大于15s C.小于15s D.无法确定
将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变 的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 （ BG ） A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍 B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少 到原来一半 C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量 D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍 E、加入CaCl2溶液 F、加入CaCl2固体 G、将CaCO3用CaCO3粉末代替
2020-2021年高考化学专题复习《反应速率：碰撞理论与过渡态理论》
一、有效碰撞理论1918年，英国化学家路易斯在研究分子运动论时，就提出了碰撞理论。
当时认为反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。
反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越大。
在实际的化学反应里，每秒发生的碰撞次数巨大，但是真正能发生反应的碰撞有限，以碘化氢分解为例，实际速率与理论碰撞速率相差1012倍，因此只有极少数碰撞是有效的。
为什么会发生这样的现象，碰撞理论认为，碰撞中能发生反应的一组分子（下面简称分子组）首先必具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分子中的原子重排，即发生化学反应。
我们把具有足够能量的分子组称为活化分子组。
活化分子组在全部分子中所占有的比例以及活化分子组所完成的碰撞次数占碰撞总数的比例，都是符合特定的分布规律（马克斯尔－波耳兹曼分布）。
当然，能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。
在拥有能量后，还要当活化分子组中的各个分子采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。
如NO2 + CO——→NO + CO2只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞的这种取向则不会发生氧原子的转移（图截选自无机化学第三版）。
此时可以反应速率可以表示为可以看出，能量Ea越高，反应速率越小。
因为Ea越高即对分子组的能量要求越高，故活化分子组所占的比例越少，有效撞次数所占的比例也就越小，故反应速率越小。
而这个能量Ea，就是活化能。
最初的时候，阿伦尼乌斯定义：有效碰撞反应物的最低能量与反应物分子的平均能量之差就是活化能。
活化能属于一种能量限制，对于不同的反应，活化能是不同的，每摩尔几十到几百千焦之间都有，它的大小对各类反应的速率有着重要影响。
截止到次，如果用无机化学中的大学知识来阐释，反应速率与碰撞频率Z，能量因子（分子有效碰撞分数）f，以及方位因子p有关。
（1）碰撞频率Z反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总次数是N A(阿佛加德罗常数)的倍数，Z =分子间碰撞的总次数/N A (次数/摩尔)。
第三讲化学反应的碰撞理论作业
第三讲化学反应的碰撞理论作业一、有效碰撞理论1．有效碰撞：。
2．活化分子：。
3．活化能：。
4．指出下图中有关能量E的含义E1E2E1－E2二、影响反应速率的因素影响外界条件改变单位体积内反应速率分子总数活化分子数活化分子百分数增大反应物浓度增大压强升高温度使用催化剂三、结合碰撞理论，叙述一个反应要发生一般要经历的过程反应物知识点一有效碰撞的有关概念1．下列说法正确的是( )A．活化分子间的碰撞一定是有效碰撞B．活化分子具有的能量是活化能C．活化分子的总数越多，反应速率越快D．单位时间内有效碰撞次数越多，反应速率越快2．下列关于碰撞理论的基本观点，描述不正确的选项是（）A．反应物分子之间发生相互碰撞是发生化学反应的必要条件B．活化分子是指具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子C．活化分子之间的碰撞一定是有效碰撞D．发生有效碰撞的条件是分子具有较高能量并且有合适的碰撞取向3．下列说法正确的是 ( )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加B．对于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)，可增大活化分子的百分数，从而使反应速率增大C．改变条件能使化学反应速率增大的主要原因是增大了反应物分子中活化分子的有效碰撞几率D．催化剂参与化学反应，降低反应的热效应4．在气体反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大的方法是（）①增大反应物的浓度②升高温度③移去生成物④增大压强⑤加入催化剂A．①③B．②④C．②⑤D．①⑤5．判断正误：打“√”or“×”A．当碰撞的分子具有足够的能量和适当的取向时，才能发生化学反应( )B．分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件( )C．活化分子间每次碰撞都发生化学反应( )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( )E．活化能的大小决定这个化学反应前后的能量变化大小( )F．使用催化剂能改变分子的活化能( )G．催化剂能使不起反应的物质间发生反应( )H．实验室制氢气时，若向稀硫酸中加几滴硫酸铜溶液，则产生氢气的速率加快，该反应中硫酸铜是催化剂( )6．在N2＋3H22NH3反应中，当其它条件不变时，仅改变如下一个条件，该反应的速率将如何改变？(用“加快”、“减慢”、“不变”填空)(1)增大容器的体积________； (2)保持容积不变充入N2________；(3)保持容积不变充入He________； (4)保持容积压强不变充入He________。
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年高中化学·强化讲义 第34节 有效碰撞理论简介
第34节 有效碰撞理论简介大部分化学反应的发生，需要反应物的分子之间产生有效碰撞，即有足够的能量及适当的碰撞方向，其碰撞才能反应。
因此化学反应速率也就与有效碰撞的频率有关。
空气中的氧气与氮气在1atm 时，其碰撞频率虽然很大，但是几乎不发生反应。
因为常温时，氮气与氧气分子的动能不够，不能进行有效碰撞22N (g)O (g)+→常温不反应。
同学们可以想象如果N 2与O2能够在常温常压下能较快发生反应，我们所生活的地球上的大气成分不会像现在一样了。
反应中，各反应微粒的运动速率常有所不同，如图7-5所示，即为微粒动能分布图。
根据气体分子运动论的能量分布图可知，在一定温度下，气体分子所具有的能量（指平均动能）是各不相同的，有些分子的能量较高，有些分子的能量较低，但能量较高或较低的分子都比较少，大多数分子的能量接近于平均能量E ，它们服从麦克斯韦一玻尔兹曼（Maxwell -boltzmann ）统计分布，可用图7-5的能量分布曲线表示。
由图7-5可知，只有极少数分子（图中阴影面积中的分子）的能量比平均能量高，这些分子就是活化分子，它们之间的碰撞才能发生化学反应。
0E 为活化分子的平均能量。
图7-5能量分布曲线图7-6反应位能图如图7-6所示，a E 为正反应活化能。
a F '为逆反应活化能，正反应活化能与逆反应活化能的差即为此反应的反应热()H ∆。
活化能()H ∆()a E 越大，反应越困难，反应速率越小。
反应速率的大小，不仅须具备足够能量分子的碰撞，还要碰撞方向正确才会发生有效碰撞，才能使反应发生。
图7-7为H 2分子和Cl 2分子碰撞的方向、能量与反应的关系示意。
图7-7 H 2分子和Cl 2分子碰撞的方向、能量与反应的关系示意你知道阿累尼乌斯公式吗研究222HI(g)H (g)I (g)+的化学反应速率与HI 浓度(1)n -次，依此类推。
碰撞总次数用等差数列求和公式求和：碰撞总数=项数2(11)(1)(1)222n n n n n -+--=≈（因为n 很大1n n -≈，又因为，单位体积内n 个分子可用浓度c （H Ⅰ来代替，因此，将12并入常数，得到2(HI)v kc =。
有效碰撞理论
有效碰撞几率提高,反应速率增大.
改变反应的路径,使发生反应所需的活化能降低 提高了反应体系中活化分子百分数
各因素原理解释——催化剂
加入正催化剂,有效碰撞几率提高,反应速率增大.
【有效碰撞理论】
化学反应发生的先决条件是反应物分子必须发生碰 撞;但不是任何两种反应物分子之间的碰撞都能发 生反应,只有少数分子的碰撞能发生反应,这种能够 发生反应的碰撞称为有效碰撞. 能发生有效碰撞的分子所具有的能量比整个体系内 分子的平均能量要高出很多.这种分子称为活化分子. 化学反应的速率主要取决于有效碰撞的几率.
所有能够改变内能,运动速率,以及碰撞几率 的方法,都可以用来改变、控制反应的速率.
各因素原理解释——浓度
对某一反应来说,在一定条件下,反应物中活化 分子的百分数是一定的. 单位体积内活化分子的数目与单位体积内反 应物的总数(浓度)成正比.
反应物浓度增大,单位体积内活化分子的数 目增多,有效碰撞几率提高,反应速率增大.
压强对反应速率的影响
对于气体反应:增大压强(减小容器容积)相 当于增大反应物的浓度,反应速率加快. 对于只有固体或液体参加的反应,压强的变 化对反应速率的影响可以忽略不计.
各因素原理解释——温度
一方面,升高温度使分子获得更高的能量,活化 分子百分数提高; 另一方面,升高温度,
人教选修4化学反应原理：序言(有效碰撞理论)(共34张PPT)
（1）化学反应是怎样发生的 （2）为什么有的反应快、有的反应慢 （3）它遵循怎样的规律 （4）如何控制化学反应才能为人所用
人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT)
人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT)
那么如何来研究一个反应，研究化学反应原理
人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT) 人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT)
绪言
化学的精髓和魅力所在是:
化学反应原理（规律）
什么是化学？
著名科学家R·布里斯罗在就任美国化学会会长期间写了一部经典的著作， 名为《化学的今天和明天》。在该书的副标题中，化学被神圣地定义为“一 门中心的、实用的、创造性的科学”。
的基本方法和思路是怎样？
二、研究化学反应原理的思路与方法 ——简化概念模型法
请仔细阅读课本绪言P2--4页内容
简化后的有效碰撞模型
人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT)
人教选修4化学反应原理：序言（有效 碰撞理 论）( 共34张P PT)
（一）设想
气体分子之间通常存在着比气体分子本身的体积要大得多的空间， 忽略了分子与分子之间的相互作用力，分子之间不存在牵制关系，因 此，在常温常压下，可以认为气体分子的运动是自由的，因而，它们 之间的碰撞可以视为是随机的。
反应物间接触才能发生化学反应
分子不停运动
接触
碰撞
有效碰撞 无效碰撞
【假设1】反应物分子之间只要相互碰撞就能发生化学反应。
事实：研究结果表明，从分子的热运动看，分子发生碰撞的机
会很多。如在常温常压下每个H2、O2自身或它们之间的碰撞频 率为2.355×1010次/s。假如每次碰撞都能发生化学反应，则化
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
有效碰撞概念
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。
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。
5-6化学动力学-碰撞理论
化学动力学----碰撞理论主讲人：唐浩东本节课主要内容◆碰撞理论假设；◆碰撞理论结论；◆碰撞理论和与阿伦尼乌斯方程的比较◆碰撞理论优缺点；气体反应的碰撞理论简单碰撞理论基于以下假设：分子为硬球，两球接触前无相互作用；分子和分子要发生反应，它们间必须发生碰撞；只有那些沿两碰撞分子中心连线的相对动能超过某一阈值e 的碰撞才能发生反应。
反应过程中，分子速率始终满足玻尔兹曼平衡分布。
反应速率单位时间，单位体积分子碰撞的总数沿碰撞分子中心连线的相对动能超过e c碰撞分子所占分数´=()122B AB A B A B 8k TZ r r C C m 骣p 琪=+琪琪桫c e E R Tq -=碰撞截面2A B r r s =p +()平均相对速率12B AB 8k Tu m骣琪=琪桫pC A ，C B 单位体积中的分子数─ 分子数浓度；。
c cE Le =因此，用单位时间单位体积反应掉的反应物的分子个数表示的速率方程为()c 122B A A B A B8d e d E R T k TC r r C C t m -骣p 琪-=+琪琪桫A ，B 分子相同时(同类双分子反应)：c 12B A 22A A A d 16e d E R T k TC r Ct m -骣p 琪-=琪琪桫碰撞理论与阿伦尼乌斯方程的比较仍以异类双分子反应为例。
A AC Lc =()c 122B A A B A B8d e d ER T k T C L r r c c t m -骣p 琪-=+琪琪桫()c 122B A A B A B8d e d ER T kTC r r C C t m -骣p 琪-=+琪琪桫B B C Lc =令AB AB A B AB A Bz Z Lc c Z L C C ==碰撞频率因子单位：311m mol s --鬃对异类双分子反应()122B AB A B 8k Tz L r r m骣p 琪=+琪琪桫由，可知A A B d d c kcc t -=c AB e E R T k z -=c e E R Tk A -=()c 122BA B 8e E R Tk T k L r r m -骣p 琪=+琪琪桫c c22d 1112d 2k E R TE T T R T R T +=?=ln ()与活化能定义对比，a 2d d k E t R T =ln a c 12E E R T=+z AB 和按实验测定数据求得的指前因子A ，两者并不相符，引入概率因子或方位因子P ：ABP A z =相比较得Ea =EC+1/2RT , Ea>EC∵EC摩尔临界能，对一定的反应是一（无法测定的）常数，当然与T无关。
高中化学有效碰撞理论
有效碰撞理论高考频度：★★★☆☆难易程度：★☆☆☆☆典例在线F列说法正确的是A.增大压强，活化分子数增加，化学反应速率一定增大B.升高温度，活化分子百分数增加，化学反应速率一定增大C.活化分子间所发生的分子间的碰撞为有效碰撞D.加入反应物，使活化分子百分数增加，化学反应速率增大【参考答案】B【試题解析】増犬压强，单位体积内的活化分子数熾口，单位时间內' 单位体积內有效碰損次数増苏优学反应速率壇大，A顶错误4开高温度，活化分子百分数壇加，单位时间內、单位体积内有效碰撞次数增备*化学反应速率一定増犬-R项正处活化分子所岌生的分子间的碰撞，只有能发生反应的迈撞才是有效碰赢C项错误入反应物，活化分子百分数不变，但活化分子总数增加化学反应速率增大》D项错误*【备注】（1）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做活化分子，同时把活化分子所多出来的那部分能量叫做活化能，因此活化能是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值。
（2）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，反应速率越大。
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化学反应速率的。
（3）活化分子百分数（浓度）增加，化学反应速率一定增大。
解题必备1.有效碰撞劭施够境工化学怔应的僵撞!輛1星飾的施址条一1日I合适的取向"勺)t命1碰櫃艘OS庙■朗湎快2•活化分子与活化能(1)活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
(2)解释化学反应的过程学霸推荐1 .下列说法正确的是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.催化剂不影响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D.升温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2.下列说法正确的是A.升高温度和使用催化剂都可以改变反应的活化能，增大化学反应速率B.反应物活化分子间的碰撞一定是有效碰撞C.增大压强，可以使单位体积内活化分子数增多，有效碰撞几率增大。
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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。
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。
该理论认为，反应物分子间的碰撞是反应进行的先决条件。
反应物
分子碰撞的频率的越高，反应速率越大。
下面以碘化氢气体的分解为例，对碰撞理论进行讨论。
2HI(g)----H2(g)+I2(g)
通过理论计算，浓度为1×10^-3mol·L^-3的HI气体，在973K时分子碰撞次数约为3.5×10^28L^-3·s^-1。
如果每次碰撞都发生反应，反应速
率应约为5.8×10^4mol·L^-3·s^-1.但实验测得，在这种条件下实际反应速率约为1.2×10^-8mol·L^-3·s^-1.这个数据告诉我们，在为数众多的
碰撞中，大多数的碰撞并不能引起反应，只有极少数碰撞是有效的。
碰撞理论认为，碰撞中能发生一组分子（下面简称分子组）首先必须
具备足够的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而导致分
子中的原子重排，即发生化学反应。
我们把具有足够能量的分子组成为活
化分子组。
活化分子组在全部分子占有的比例以及活化分子组所完成的碰
撞次数占总数的比例，都是符合麦克斯韦—玻尔兹曼分布的，
故有： f=e^[-Ea/(RT)]
式中F成为能量因子，其意义是能量满足要求的碰撞占总碰撞次数的
分数；e为自然对数的底；R为气体常数；T为绝对温度；Ea等于能发生有效碰撞的活化分子组所具有的最低能量的NA倍（NA是阿弗加德罗常数）。
能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。
只有当活化分子组中的
各个分支采取合适的取向进行碰撞时，反应才能发生。
一下面反应说明这
个问题。
NO2+CO----NO+CO2
只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰的这种取向，则不会发生氧原子的转移。
因此，真的有效碰撞次数，应该在总碰撞次数上再乘以一个校正因子，即取向因子P。
反应物分子之间在单位时间内单位体积中所发生的碰撞的总数是NA
（阿弗加德罗常数）的Z倍，则平均反应速率ν可表示为
ν=ZPf=ZPe^(-Ea/RT) （代号为*）
这就是阿仑尼斯公式（又称阿累尼乌斯公式）的原型，因为如果ν表示的时间段无限小则表示某一时刻的瞬时速度，由于ν=k[A]^a[B]^b……，而“[A]^a[B]^b……”为常数，所以*(上面的代号）式两边同除
“[A]^a[B]^b……”则可得：k={[A]^a[B]^b……}ZPe^(-Ea/RT),由于“[A]^a[B]^b……}ZP”为中均为常数，所以他们相乘仍为常数，即A(阿累尼乌斯公式中的A)
另外阿累尼乌斯公式,虽然说是阿累尼乌斯（Arrhenius)总结，但事实是对上述公式的验证，并非纯粹的经验公式。
影响有效碰撞条件
（1）浓度：增大反应物浓度→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。
（2）温度：温度升高时，分子运动速率加快，有效碰撞机会增多，反应速率加快。
（三）压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变，增加压强时，气体俄体积减小，浓度增大，分子间的有效碰撞机会增多，故反应速率加快。
（4）催化剂：催化剂能极大的降低反应的活化能，从而增大活化分子百分数，使反应速率加快。