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
高二化学活化能知识点总结
高二化学活化能知识点总结活化能是化学反应发生的最低能量阈值，它是影响化学反应速率的重要因素。
本文将对高二化学中与活化能相关的知识点进行总结。
一、活化能的概念活化能是指化学反应从物质初态到过渡态所需的最小能量差，通常用 Ea 表示。
物质分子在化学反应中需要克服一定的能垒才能形成中间状态，最终形成产物。
二、活化能与反应速率活化能与反应速率密切相关。
活化能越高，反应速率越慢；活化能越低，反应速率越快。
只有当反应物的能量大于活化能时，化学反应才能发生。
三、影响活化能的因素1. 温度：提高温度会增加分子的平均动能，使分子更容易克服活化能，从而增加反应速率。
2. 反应物浓度：反应物浓度的增加会增加碰撞的频率，从而增加分子间的碰撞机会，加快反应速率。
3. 催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，加快反应速率，但在反应结束后能够恢复原状。
四、活化能的计算活化能的计算可通过 Arrhenius 方程进行。
Arrhenius 方程表示了反应速率常数与温度之间的关系，可以用来估算活化能的数值。
五、活化能与化学平衡活化能与化学平衡密切相关。
当反应物的能量大于活化能时，反应就会发生，但并不意味着反应会进行到底。
在化学平衡中，反应物和生成物之间的活化能相等，保持动态平衡状态。
六、活化能与催化剂催化剂是一种能够提供新反应路径并降低反应活化能的物质。
催化剂可以提高反应速率，但本身在反应结束后不参与化学反应，可以反复使用。
七、活化能在生活中的应用活化能的概念在生活中有广泛应用。
例如，食物的加热过程中会发生化学反应，而温度的控制可以影响反应速率，从而保证食物的熟化效果。
此外，活化能还与催化剂有关，许多工业生产过程中使用催化剂来加速反应速率，提高生产效率。
总结：活化能是化学反应发生的最低能量阈值，影响化学反应的速率。
它与反应速率密切相关，受温度、浓度和催化剂等因素影响。
活化能的计算可以通过 Arrhenius 方程进行。
催化剂可以降低反应活化能，加快反应速率。
能量的守恒定律和化学反应
能量的守恒定律和化学反应能量守恒定律是物理学中的基本原理之一，它指出在一个封闭系统中，能量不能被创造或销毁，只能从一种形式转化为另一种形式。
这个定律可以表述为：能量不能被创造或销毁，只能从一种形式转化为另一种形式，在转化或转移的过程中，能量的总量保持不变。
能量守恒定律在化学反应中的应用可以从以下几个方面来理解：1.化学反应中的能量变化：化学反应中，反应物和生成物之间的能量差称为反应热。
如果反应物的能量高于生成物，则反应是放热的；如果反应物的能量低于生成物，则反应是吸热的。
这个能量差可以转化为热能、光能等形式。
2.化学键的形成和断裂：化学反应中，化学键的形成和断裂伴随着能量的吸收和释放。
当化学键形成时，会释放能量；当化学键断裂时，需要吸收能量。
这个能量的变化符合能量守恒定律。
3.能量的转化：在化学反应中，能量可以从一种形式转化为另一种形式。
例如，化学能可以转化为热能、电能等形式。
这种能量的转化也符合能量守恒定律。
化学反应中的能量守恒定律有助于我们理解和预测化学反应的行为，对于化学研究和应用具有重要意义。
在中学生的学习过程中，理解和掌握能量守恒定律对于培养科学思维和解决实际问题具有重要作用。
习题及方法：1.习题：一个热力学系统在绝热条件下与外界没有能量交换，如果系统内部发生化学反应，系统的内能会发生什么变化？解题思路：根据能量守恒定律，系统内部的能量变化等于系统从外界吸收的热量减去系统对外界做的功。
由于系统与外界没有能量交换，即Q=0，所以系统内部的能量变化只取决于系统内部发生的化学反应。
答案：系统的内能会增加，因为化学反应中反应物的能量高于生成物，所以系统会释放能量，使得内能增加。
2.习题：一定量的理想气体在恒压条件下发生等温膨胀，气体对外做功，根据能量守恒定律，气体的内能会发生什么变化？解题思路：根据能量守恒定律，系统内部的能量变化等于系统从外界吸收的热量减去系统对外界做的功。
在这个问题中，气体对外做功，即W<0，而等温膨胀意味着系统内部的温度不变，所以Q=0。
街采冷知识
高温活化能
高温通常与活化能和化学反应速率有密切关系。
活化能（Activation Energy, Ea）是分子从初始状态转变为活性状态进而发生化学反应所需的最小能量。
在讨论高温与活化能的关系时，我们关注以下几个方面：
1. 温度对反应速率的影响：
- 当温度升高时，分子的平均动能增加，有更多的分子能够达到或超过活化能门槛，从而增加了有效碰撞的频率，导致化学反应速率加快。
- 升高温度并不会直接改变活化能本身，但会增加分子具有足够能量来克服活化能的比例，即活化分子的浓度增加。
2. 特殊情况下的活化能变化：
- 对于某些特定系统，例如半导体材料中的载流子迁移或其他物理过程，活化能可能会随着温度的变化而有所变化，可能是由于温度影响了缺陷状态或者晶格振动模式等因素，使得在不同温度下参与反应的机制发生变化，从而表现为活化能的增减。
3. 化学反应机理：
- 在不同的温度区间，反应可能通过不同的途径进行，每个途径对应的活化能可能不同。
当温度上升，原本次要的反应路径可能
变得重要起来，这时反应的活化能可能是整个反应机理变化后的结果。
第06讲 活化能(原卷版)2024年新高二化学暑假讲义+习题(人教版选修1)
第06讲活化能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；知道催化剂可以改变反应历程。
2.能用简单碰撞理论说明反应条件对化学反应速率的影响，体会理论模型的建构过程，强化模型认知意识。
一、有效碰撞理论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。
其中都称为基元反应。
如2HI===H2＋I2的2个基元反应为2HI―→H2＋2I·、2I·―→I2。
2．反应机理先后进行的反映了化学反应的反应历程，反应历程又称。
3．基元反应发生的先决条件反应物的分子必须发生，但是并不是每一次碰撞都能发生化学反应。
4．有效碰撞5．活化能和活化分子(1)活化分子：能够发生的分子。
对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是的。
(2)活化能：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。
6．反应物、生成物的能量与活化能的关系图7．基元反应发生经历的过程二、有效碰撞理论影响化学反应速率因素的解释1．浓度反应物浓度增大→单位体积内活化分子数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。
2．压强增大压强→气体体积缩小→反应物浓度→单位体积内活化分子数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。
压强对化学反应速率的影响，可转化成对化学反应速率的影响。
3．温度升高温度→活化分子的百分数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率；反之，化学反应速率。
4．催化剂使用催化剂→改变了反应的历程(如下图)，反应的活化能→活化分子的百分数→单位时间内有效碰撞的次数→化学反应速率。
【归纳总结】活化分子、有效碰撞与反应速率的关系考点01 活化分子与有效碰撞理论【例1】下列关于有效碰撞理论的说法一定正确的是A．催化剂在化学反应过程中参与了反应，使用催化剂单位体积内活化分子数增大，反应速率加快B．增大浓度，活化分子百分数增大，反应速率加快C．升高温度，反应的活化能降低，反应速率加快D．增大压强，所有反应的有效碰撞概率增大，反应速率加快【变式1-1】下列关于活化能和简单碰撞理论说法正确的是A．活化分子间的碰撞都是有效碰撞B．催化剂之所以能改变化学反应速率，是因为它能改变反应历程，改变反应的焓变C．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，叫做活化能D．升高温度和增加反应物浓度，都能加快反应速率，是因为增加了活化分子百分数，使单位时间内的有效碰撞次数增加，从而增加化学反应速率【变式1-2】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，使有效碰撞次数增大B ．升高温度可降低化学反应活化能，提高了活化分子百分数，加快化学反应速率C ．催化剂能降低反应活化能，增大反应物分子的活化分子百分数，只加快正反应速率D ．有气体参加的反应中，增大压强(缩小体积)能使单位体积内的反应物活化分子数增大 考点02 化学反应历程能量探析 【例2】反应()()()()122222H N 2H O Δ752NO g g g g H kJ mol -++=-⋅的反应机理如下．下列说法错误的是 ①()()222NO g N O g （快）①()()()()22222N O g H g N O g H O g ++（慢） ①()()()()2222N O g H g N g H O g ++（快）A ．①反应的活化能最大B ．①中22N O 与2H 的碰撞仅部分有效C ．22N O 和2N O 是该反应的催化剂D ．总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大【变式2-1】氢气和氧气在催化剂作用下发生爆炸式反应生成水，主要反应机理如下。
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。
活化能 课件 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
1. 了解活化能、活化分子的概念； 2. 运用简单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。
一 活化能
2HI = H2 + I2 实际上是经过下列两步反应完成的： 反应历程(反应机理）
基元反应
① 2HI → H2 + 2I· 自由基：带有单电子的原子或原子团。
(每一步反应) ② 2I· → I2
4.用简单碰撞理论解释催化剂对化学反应速率的影响
其他条件相同时，使用催化剂，改变反应历程，降低反应活化能，单位体积内 活化分子数目增多，单位体积内活化分子百分数增多，单位时间内有效碰撞次 数增多，化学反应速率增大。
未使用催化剂时：反应的活化能为Ea
使用催化剂K后，反应分两步 第一步：活化能为Eal 第二步：活化能为Ea2
1. 下列说法错误的是( B )
①碰撞理论认为，反应物分子间进行碰撞才可能发生化学反应
②活化分子间的碰撞一定是有效碰撞
③催化剂加快反应速率的本质是降低了反应的活化能
④只有增加活化分子的百分含量才能加快反应速率
⑤对于基元反应而言，温度升高，反应速率一定增加
A. ①④ B. ②④
C. ③⑤ D. ②⑤
2.用简单碰撞理论解释压强对化学反应速率的影响
体积缩小
其他条件相同时，增大反应体系压强，相当于增大反应物浓度，单位体积内活化分子 数目增多，单位体积内活化分子百分数不变，单位时间内有效碰撞次数增多，化学反 应速率增大。
注意： 1. 压强影响，只适用于讨论有气体参加的反应，若压强变化能引起参与反应物质的浓 度发生变化时，化学反应速率才能发生变化
2. 注意“真”变和“假”变：若体系的压强变化而使反应物或生成物的浓度发生变化 即“真”变，否则是“假”变。
第二章 第一节 第3课时 活化能(讲义及解析)-2024-2025学年高二化学选择性必修1(人教版
第3课时 活化能思考与交流：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2＋2I ·、2I 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 2A (慢反应)第二步 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2 mol H 2和1 mol O 2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？如：过氧化氢H2O2在水溶液中把溴化氢HBr氧化为溴Br2的反应：H2O2 + 2H+ +2Br Br2 + 2H2O 反应机理为H2O2＋H+＋Br＋H2O (慢反应)HOBr＋Br－＋H+ 2＋H2O (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在(1)中，HI分子没有足够的能量，因此碰撞过轻，两撞都能引起化学反应的发生)(2)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②条件：具有足够的能量；具有合适的取向③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②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③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④反应物、生成物的能量与活化能的关系图E1：正反应的活化能E2：活化分子变成生成物分子放出的能量，也可认为是逆反应的活化能E1－E2：反应热，即ΔH＝E1－E2(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。