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课件网) 第一节 第二课时 活化能 [目标]1.知道化学反应是有历程的。 2.能说出基元反应活化能对化学反应速率的影响。 [重点]活化能 碰撞理论 [难点]碰撞理论模型的应用 一、目标导学 二、自主学习 [时间]15min [内容]详细阅读教材p.27-29、讲义p.178-190，勾画重点 三、合作学习 一、基元反应 大多数化学反应要经过多个反应步骤才能实现。 2HI→H2+2I [例]2HI=H2+I2，实际上是经过下列两步反应完成的： 基元反应1: 基元反应2: 反应历程 反应机理 2I →I2 基元反应发生的先决条件：反应物的分子必须发生碰撞。 [问题]怎么理解该图像？ 有几个基元反应？ 二、碰撞理论 力量不够 取向不好 好球！有效碰撞 [思考讨论]是不是所有的碰撞都能引发化学反应？ [类比迁移] 碰撞时能量不足 碰撞时取向不对 有效碰撞，发生反应 （一）有效碰撞 能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。 有效碰撞的条件 ①发生碰撞的分子必须有足够的能量； ②分子发生碰撞时必须有合适的取向。 （二）活化分子 具有足够的能量，能发生有效碰撞的分子。 ①发生有效碰撞的分子一定是活化分子； ②活化分子的碰撞不一定是有效碰撞； （三）活化能 能量 反应进程 生成物 反应物 E2 E1 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。 E1：正反应活化能 E2：逆反应活化能 ΔH=E1-E2 ΔH [反思总结] ①活化能由物质本身的性质决定； ②不同反应的活化能不一样； ③活化能越低，活化分子数越多，有效碰撞越多，速率越快； 活化分子百分数= 活化分子数 反应物分子数 ×100% ④活化能越低，化学反应越容易进行。 [解释1]浓度对反应速率的影响 增大浓度 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大浓度 增加 增加 增加 加快 不变 活化分子 [解释2]压强对反应速率的影响 增大压强 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大压强 增加 增加 增加 加快 不变 活化分子 [解释3]温度对反应速率的影响 影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率 升高温度 不变 增加 增加 加快 增加 升高温度 活化分子 [解释4]催化剂对反应速率的影响 能量 反应过程 E1 无催化剂 E2 有催化剂 影响 外因 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 有效碰撞次数 化学反应速率 升高温度 不变 增加 增加 加快 增加 催化剂会降低反应物活化能。 ①只改变化学反应速率 ②本身性质和质量不变 ③生成物不变，ΔH不变 影响 外因 单位体积内 有效碰撞次数 化学反应速率 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 加催化剂 增加 增加 不变 增加 加快 增加 增加 不变 增加 加快 不变 增加 增加 增加 加快 不变 增加 增加 增加 加快 [小结]影响化学反应速率的外因 四、复述检测 [达标检测1]判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。 (1)大多数化学反应都是基元反应。( ) (2)反应物分子一经碰撞就能发生化学反应。( ) (3)活化分子的碰撞都是有效碰撞。( ) (4)催化剂能降低反应的活化能,增大单位体积内的活化分子数。( ) (5)缩小体积增大压强,可使反应物的活化分子百分数增加。( ) [达标检测2](1)某反应过程的能量变化如图1所示,E1表示 , E2表示 ,E1-E2表示 。 (2)某反应过程的能量变化如图2所示, (填“a”或“b”)表示催化反应;该反应是 (填“吸热”或“放热”)。 [达标检测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多 B.有气体参加的化学反应,若增大压强(缩小反应容器的容积),可增大单位 ... ...
