第3課時活化能理論解釋外因?qū)瘜W反應速率的影響[核心素養(yǎng)發(fā)展目標]1.知道化學反應是有歷程的，認識基元反應活化能對化學反應速率的影響；知道催化劑可以改變反應歷程。2.能用有效碰撞理論說明反應條件對化學反應速率的影響，體會理論模型的建構過程，強化模型認知意識。一、基元反應與反應歷程1.基元反應大多數(shù)的化學反應往往經(jīng)過多個反應步驟才能實現(xiàn)。其中每一步反應都稱為基元反應。如2HI=H2+I2的兩步基元反應為2HI→H2+2I·、2I·→I2。2.反應機理先后進行的基元反應反映了化學反應的反應歷程，反應歷程又稱反應機理。1.由反應物微粒一步直接實現(xiàn)的化學反應稱為基元反應。某化學反應通過三步基元反應實現(xiàn)：①Ce4++Mn2+Ce3++Mn3+；②Ce4++Mn3+Ce3++Mn4+；③Ti++Mn4+Ti3++Mn2+。由此可知：(1)Mn2+反應前后都存在，是該反應的。

(2)該反應的中間體有。

(3)該反應的總反應方程式為。

答案(1)催化劑(2)Mn3+、Mn4+(3)2Ce4++Ti+=2Ce3++Ti3+2.甲烷氣相熱分解反應的化學方程式為2CH4CH3—CH3+H2，該反應的機理如下：①CH4→·CH3+H·；②；

③CH4+H·→·CH3+H2；④·CH3+H·→CH4。補充反應②的方程式。答案·CH3+CH4→CH3—CH3+H·解析烷烴的熱分解反應是典型的自由基反應，自由基反應一般經(jīng)歷鏈引發(fā)、鏈傳遞、鏈終止的過程，故第二步反應屬于鏈傳遞環(huán)節(jié)，產(chǎn)物中還有自由基生成，且生成物有乙烷，故確定反應②為·CH3+CH4→CH3—CH3+H·。3.據(jù)文獻報道，我國學者提出O2氧化HBr生成Br2的反應歷程如圖所示。用化學用語表示三步基元反應的歷程：反應①：。

反應②：。

反應③：。

答案HBr+O2=HOOBrHOOBr+HBr=2HOBrHBr+HOBr=H2O+Br2反應機理中間體、催化劑的判斷(1)中間體(中間產(chǎn)物)只在反應過程中出現(xiàn)，初始反應物和反應產(chǎn)物中均不存在。(2)反應前后存在，反應過程中不存在的物質(zhì)是催化劑。二、有效碰撞理論解釋外因?qū)Ψ磻俾实挠绊?.有效碰撞理論(1)基元反應發(fā)生的先決條件反應物的分子必須發(fā)生碰撞，但是并不是每一次碰撞都能發(fā)生化學反應。(2)有效碰撞(3)活化能和活化分子①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。對于某一化學反應來說，在一定條件下，反應物分子中活化分子的百分數(shù)是一定的。②活化能：活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差，叫做反應的活化能。(4)反應物、生成物的能量與活化能的關系圖2.有效碰撞與反應速率的關系3.用有效碰撞理論解釋影響化學反應速率的因素(1)濃度、壓強對化學反應速率的影響(2)溫度、催化劑對化學反應速率的影響(1)當碰撞的分子具有足夠的能量和適當?shù)娜∠驎r才能發(fā)生化學反應()(2)減小反應物的濃度，使活化分子百分數(shù)減小，化學反應速率減小()(3)溫度不變，減小氣體的壓強，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)減小，化學反應速率一定減小()(4)降低放熱反應體系的溫度，活化分子百分數(shù)減小，化學反應速率一定減小()(5)催化劑能改變反應歷程，降低反應的活化能，使用催化劑可增大化學反應速率()(6)在酶催化淀粉水解反應中，溫度越高淀粉水解速率越快()(7)使用催化劑能夠降低化學反應的反應熱(ΔH)()(8)化學反應中反應速率最慢的一步基元反應決定了整個反應速率()答案(1)√(2)×(3)√(4)√(5)√(6)×(7)×(8)√1.如圖是表示某化學反應歷程圖像，其中TS表示中間過渡態(tài)(活化分子)。回答下列問題：(1)A+BE+F的反應機理可表示為第一步：，第二步：。

(2)A+BE+F的焓變ΔH=kJ·mol-1，中間產(chǎn)物是。

(3)通常用Ea表示基元反應的活化能。第一步反應的活化能Ea1=kJ·mol-1；

第二步反應的活化能Ea2=kJ·mol-1。

(4)一般認為，活化能越大，基元反應的反應速率越小。觀察上圖判斷，決定總反應快慢的步驟是。

答案(1)A+B→CC→E+F(2)E3-E1C(3)E4-E1E5-E2(4)第一步2.一定溫度下，反應N2(g)+O2(g)2NO(g)在密閉容器中進行，回答下列措施對化學反應速率的影響(填“增大”“減小”或“不變”)。(1)縮小體積使壓強增大：，原因是

。

(2)恒容充入He：，原因是

。

答案(1)增大單位體積內(nèi)活化分子數(shù)目增多，有效碰撞的次數(shù)增加(2)不變單位體積內(nèi)活化分子數(shù)不變課時對點練[分值：100分][1~9題，每小題7分]題組一有效碰撞理論、活化能概念1.下列有關有效碰撞理論說法不正確的是()A.能發(fā)生有效碰撞的分子一定是活化分子B.有效碰撞是發(fā)生化學反應的充要條件C.改變溫度可以改變反應的活化能D.活化分子間的碰撞不一定是有效碰撞答案C2.下列說法正確的是()A.活化能接近零的反應，當反應物相互接觸時，反應瞬間完成，而且溫度對其反應速率幾乎沒有影響B(tài).升高溫度和增大壓強(減小容器容積)都是通過增大活化分子百分數(shù)來加快化學反應速率的C.人們把能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子，把活化分子具有的能量叫做活化能D.活化能的大小不僅意味著一般分子成為活化分子的難易，也會對化學反應前后的能量變化產(chǎn)生影響答案A解析增大壓強增加了單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目，不改變活化分子百分數(shù)，B錯誤；活化能指活化分子具有的平均能量與反應物分子具有的平均能量之差，C錯誤；活化能的大小對化學反應前后的能量變化無影響，D錯誤。題組二有效碰撞理論對影響化學反應速率因素的微觀解釋3.升高溫度反應速率加快的主要原因是()A.分子運動速率加快B.活化能增加C.體系能量增加D.活化分子的百分數(shù)增大答案D解析升高溫度，活化分子數(shù)目增多，分子之間的有效碰撞次數(shù)增加，化學反應速率加快，D正確。4.下列關于化學反應速率的說法正確的是()A.升高溫度可降低化學反應的活化能，加快化學反應速率B.反應物濃度增大，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多，有效碰撞的幾率增加，反應速率增大C.催化劑能增大反應的活化能，從而加快反應速率D.有氣體參加的化學反應，若增大壓強(即縮小反應容器的容積)，可增加活化分子的百分數(shù)，從而使反應速率加快答案B解析升高溫度使分子的內(nèi)能增加，提高了活化分子百分數(shù)，可加快化學反應速率，但不能降低化學反應的活化能，A不正確；有氣體參加的化學反應，若增大壓強(即縮小反應容器的容積)，可增加單位體積內(nèi)活化分子的數(shù)目，從而使反應速率加快，但活化分子的百分數(shù)不變，D不正確。5.下列對有關事實的解釋不正確的是()編號事實解釋①鋅與稀硫酸反應，加入硫酸鈉固體，速率加快增大了硫酸根離子的濃度，反應速率加快②鋅與稀硫酸反應，滴入較多硫酸銅溶液，生成氫氣的速率減慢鋅置換銅的反應干擾了鋅置換氫的反應，致使生成氫氣的速率變慢③5%的H2O2溶液中加入二氧化錳粉末，分解速率迅速加快降低了反應的焓變，活化分子數(shù)增多，有效碰撞次數(shù)增多，反應速率加快④面粉生產(chǎn)車間容易發(fā)生爆炸固體表面積增大，反應速率加快A.①④ B.②③ C.①②③ D.①②④答案C解析①加入硫酸鈉固體，H+的濃度不變，反應速率不變，錯誤；③二氧化錳為過氧化氫分解反應的催化劑，可降低反應的活化能，但不能改變反應的焓變，錯誤。題組三基元反應與反應歷程6.(2024·河南南陽月考)甲烷與氯氣在光照條件下存在如下反應歷程(“·”表示電子)：①Cl22Cl·(慢反應)②CH4+Cl·→·CH3+HCl(快反應)③·CH3+Cl2→CH3Cl+Cl·(快反應)④·CH3+Cl·→CH3Cl(快反應)已知在一個分步反應中，較慢的一步反應控制總反應的速率。下列說法不正確的是()A.上述過程的總反應方程式為CH4+Cl2→CH3Cl+HClB.光照的主要作用是促進反應①的進行從而使總反應速率加快C.反應②~④都是由微粒通過碰撞而發(fā)生的反應D.反應①是釋放能量的反應答案D解析由反應歷程可知A正確；光照能加快反應速率，促進反應①的進行從而使總反應速率加快，B正確；反應②~④都是由微粒通過有效碰撞而發(fā)生的反應，C正確；反應①是破壞氯氣分子中的共價鍵形成氯原子的過程，應吸收能量，D錯誤。7.對于反應2NO(g)+2H2(g)N2(g)+2H2O(g)，科學家根據(jù)光譜研究提出如下反應歷程：第一步：2NO(g)N2O2(g)快反應第二步：N2O2(g)+H2(g)→N2O(g)+H2O(g)慢反應第三步：N2O(g)+H2(g)→N2(g)+H2O(g)快反應上述反應中可近似認為第二步反應不影響第一步反應的平衡。下列敘述不正確的是()A.總反應的速率由第二步反應決定B.N2O2是反應的中間產(chǎn)物C.第二步反應的活化能最大D.若第一步反應的ΔH<0，則升高溫度，第一步反應的正反應速率減少，逆反應速率增大答案D解析總反應的速率由慢反應決定，第二步反應是慢反應，故總反應的速率由第二步反應決定，A正確；由總反應可知，NO、H2是反應物，N2和H2O是生成物，N2O和N2O2都是反應的中間產(chǎn)物，B正確；化學反應速率越慢，對應的反應活化能越大，故第二步反應的活化能最大，C正確；升高溫度，第一步反應的正、逆反應速率都增大，D錯誤。題組四化學反應歷程與能量變化圖8.2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)反應過程中能量變化如圖所示(圖中E1表示正反應的活化能，E2表示逆反應的活化能)。下列有關敘述正確的是()A.該反應為吸熱反應B.升高溫度，不改變活化分子百分數(shù)C.使用催化劑會使該反應的反應熱發(fā)生改變D.ΔH=-(E2-E1)答案D解析由圖像可知，反應物總能量高于生成物總能量，該反應是放熱反應，A錯誤；升高溫度，活化分子百分數(shù)增大，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)增多，所以反應速率增大，B錯誤；催化劑只能改變反應途徑，降低反應的活化能，因此對反應的焓變無影響，C錯誤；ΔH=正反應活化能-逆反應活化能=E1-E2，D正確。9.科學家在研究甲醇與水蒸氣重整制氫氣反應機理時，得到甲醇在Pd(Ⅲ)表面發(fā)生解離時的路徑與相對能量關系如圖所示，其中附在Pd(Ⅲ)表面的物種用*標注。下列說法錯誤的是()A.②中包含C—H的斷裂過程B.該歷程中能壘(反應活化能)最小的是③C.該反應的決速步驟為CHO*+3H*→CO*+4H*D.由此歷程可知：CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)ΔH>0答案C解析1個CH3O*中含3個C—H和1個C—O，1個CH2O*中含2個C—H和1個C—O，則②中CH3O*→CH2O*+H*包含C—H的斷裂過程，A項正確；從題圖可看出，該歷程中③的反應活化能最小，B項正確；總反應速率由反應速率最慢的一步基元反應決定，由題圖可知，反應歷程中能壘最大的是⑤，所以該反應的決速步驟是4H*→2H2，C項錯誤；從題圖中找到反應物和生成物，觀察反應物和生成物的相對能量可知，CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)ΔH>0，D項正確。[10~11題，每小題8分]10.過渡態(tài)理論認為：化學反應不是通過反應物分子的簡單碰撞完成的。在反應物分子生成產(chǎn)物分子的過程中，首先生成一種高能量的活化配合物，高能量的活化配合物再進一步轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物分子。按照過渡態(tài)理論，NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g)的反應歷程如下，下列有關說法正確的是()A.第二步活化配合物之間的碰撞一定是有效碰撞B.活化配合物的能量越高，第一步的反應速率越快C.第一步反應需要吸收能量D.該反應的反應速率主要取決于第二步反應答案C解析活化分子之間的碰撞不一定能發(fā)生反應，不一定是有效碰撞，故A項錯誤；活化配合物的能量越高，單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)目越少，有效碰撞的幾率越小，第一步反應速率越慢，故B項錯誤；反應速率主要取決于第一步慢反應的速率，故D項錯誤。11.(2024·山東煙臺月考)H2在石墨烯負載型Pd單原子催化劑(Pd/SVG)上還原NO生成N2和NH3的路徑機理及活化能Ea(單位為kJ·mol-1)如圖所示。下列說法錯誤的是()A.H2還原NO生成N2的決速步為反應⑥B.Pd/SVG上H2還原NO，更容易生成NH3，不容易生成N2C.根據(jù)如圖數(shù)據(jù)可計算NO+5H=NH3+H2O的ΔHD.由圖可知，相同催化劑下反應可能存在多種反應歷程答案C解析活化能最大的一步為決速步，則H2還原NO生成N2的決速步為反應⑥，A正確；由題圖知，Pd/SVG上H2還原NO，經(jīng)過①到⑤即可生成NH3，經(jīng)過①到⑦才能生成N2，而反應⑥的活化能在①到⑦中最大，更容易生成NH3，不容易生成N2，B正確；根據(jù)題圖數(shù)據(jù)可計算NO+5H=NH3+H2O的正反應的活化能，不知道逆反應的活化能，不能計算ΔH，C錯誤；由題圖可知，相同催化劑下反應可能存在多種反應歷程，可能得到不同產(chǎn)物，D正確。12.(9分)SO2歧化反應的化學方程式為3SO2+2H2O=2H2SO4+S↓，I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑，可能的催化過程如下。將ⅱ補充完整。(1)ⅰ.SO2+4I-+4H+=S↓+2I2+2H2Oⅱ.I2+2H2O+=++2I-

(2)探究ⅰ、ⅱ化學反應速率與SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將18mLSO2飽和溶液加入2mL下列試劑中，密閉放置觀察現(xiàn)象(已知：I2易溶解在KI溶液中)。序號ABCD試劑組成0.4mol·L-1KI溶液amol·L-1KI溶液；0.2mol·L-1H2SO4溶液0.2mol·L-1H2SO4溶液0.2mol·L-1KI溶液；0.0002molI2實驗現(xiàn)象溶液變黃，一段時間后出現(xiàn)渾濁溶液變黃，出現(xiàn)渾濁較A快無明顯現(xiàn)象溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現(xiàn)渾濁較A快①B是A的對比實驗，則a=。

②比較A、B、C，可得出的結(jié)論是

。

③實驗表明，SO2的歧化反應速率：D>A。結(jié)合ⅰ、ⅱ化學反應速率解釋原因：

。

答案(1)SO2SO42-4H+(2)①0.4②I-是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以增強I-的催化效果③反應ⅱ比ⅰ快；D中由反應ⅱ產(chǎn)生的H+使反應ⅰ解析(1)SO2歧化反應的離子方程式為3SO2+2H2O=4H++2SO42-+S↓，反應ⅱ可由(SO2歧化反應的離子方程式-反應ⅰ)×12得到，則反應ⅱ的離子方程式為I2+2H2O+SO2=SO42-+4H++2I-。(2)①由于B是A的對比實驗，所以兩組實驗中KI溶液的濃度必須相同，即a=0.4。②A說明I-能催化SO2發(fā)生歧化反應。C中無明顯現(xiàn)象，說明H+單獨存在時不具有催化作用，不能使SO2歧化反應速率加快。B中溶液變黃，出現(xiàn)渾濁較A快，結(jié)合C可知，增強溶液的酸性，可增強I-的催化效果。③由于I-催化SO2的歧化反應是ⅰ與ⅱ兩個過程分步進行，所以兩個反應中任何一個反應的速率都會影響總反應的速率。D中直接加入I2，故反應ⅱ可立即發(fā)生，而由反應ⅱ產(chǎn)生的H+可使反應ⅰ13.(12分)氨氣是一種重要的化工產(chǎn)品，有廣泛用途，工業(yè)上可由氫氣和氮氣合成氨氣?；卮鹣铝袉栴}：(1)已知：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH=-92.4kJ·mol-1，該反應過程中的能量變化如圖1所示。正反應的活化能Ea(正)=kJ·mol-1；NH3(g)12N2(g)+32H2(g)ΔH