高中 化學 選擇性必修1 第二章 化學反應速率與化學平衡《第一節(jié) 第3課時 活化能》教學設計VIP

第3課時活化能[課程標準]1.了解有效碰撞理論。2.知道活化能的含義及其對化學反應速率的影響。3.了解催化劑在生產(chǎn)、生活和科學研究領域中的重大作用。任務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?；磻恼麄€過程一般分為始態(tài)→過渡態(tài)→終態(tài)(或中間體、中間產(chǎn)物)。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。某化學反應是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)該反應的總反應的方程式為__________________________________________________________________________________________________________________。(2)該反應的催化劑是________。答案：(1)2Ce4＋＋Ti＋=2Ce3＋＋Ti3＋(2)Mn2＋解析：催化劑是在化學反應里能改變反應物的化學反應速率(既能提高也能降低)，而本身的質量和化學性質在化學反應前后都沒有發(fā)生改變的物質。從三個反應可以看出Ce4＋最終變?yōu)镃e3＋，Ti＋變?yōu)門i3＋，Mn2＋沒變，故為催化劑。2.甲烷氣相熱分解反應的化學方程式為2CH4→CH3—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，故確定其反應原理為·CH3＋CH4→CH3—CH3＋H·。3.利用某分子篩作催化劑，NH3可脫除廢氣中的NO和NO2，生成兩種無毒物質，其反應歷程如圖所示：(1)X是____________。(2)上述歷程的總反應為________________________________。(3)由反應歷程可知，[(NH4)(HNO2)]＋是該反應的____________。答案：(1)N2、H2O(2)2NH3＋NO＋NO2eq\o(=,\s\up7(催化劑))2N2＋3H2O(3)中間產(chǎn)物解析：(1)圖示反應可以生成X的反應為[(NH4)2(NO2)]2＋＋NO=[(NH4)(HNO2)]＋＋X＋H＋，由原子守恒判斷X為N2和H2O。(2)由反應歷程圖可知，氨氣、二氧化氮和一氧化氮是反應物，氮氣與水是生成物，所以總反應為2NH3＋NO＋NO2eq\o(=,\s\up7(催化劑))2N2＋3H2O。(3)由反應歷程可知，[(NH4)(HNO2)]＋是該反應的中間產(chǎn)物。任務二有效碰撞理論1.有效碰撞2.活化分子和活化能(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。3.反應物、生成物的能量與活化能的關系圖4.有效碰撞理論影響化學反應速率因素的解釋(1)濃度反應物濃度增大→單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多→單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)增加→化學反應速率增大；反之，化學反應速率減小。(2)壓強增大壓強→氣體體積縮小→反應物濃度增大→單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多→單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)增加→化學反應速率增大；反之，化學反應速率減小。壓強對化學反應速率的影響，可轉化成濃度對化學反應速率的影響。(3)溫度升高溫度，反應物分子的能量增加→使一部分原來能量較低的分子變成活化分子→活化分子的百分數(shù)增大→單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)增加→化學反應速率增大；反之，化學反應速率減小。(4)催化劑使用催化劑→改變了反應歷程(如下圖)，反應的活化能降低→更多的反應物分子成為活化分子→活化分子的百分數(shù)增大→單位時間內(nèi)有效碰撞的次數(shù)增加→化學反應速率增大。1.判斷正誤，錯誤的說明其原因。(1)活化能大的反應一定是吸熱反應。________________________________________________________________________答案：錯誤；吸熱反應的判據(jù)與活化能大小無關。(2)有效碰撞次數(shù)越多，反應速率越快。________________________________________________________________________答案：錯誤；單位體積，單位時間內(nèi)，有效碰撞次數(shù)越多，反應速率越快。(3)催化劑能降低反應所需的活化能，ΔH也會發(fā)生變化。________________________________________________________________________答案：錯誤；催化劑能降低反應所需的活化能，但不能改變ΔH。(4)只要條件合適，普通分子之間的碰撞也可能是有效碰撞。________________________________________________________________________答案：錯誤；活化分子之間發(fā)生的碰撞才有可能是有效碰撞。2.甲酸被認為是理想的氫能載體，我國科技工作者運用DFT計算研究單分子HCOOH在催化劑表面分解產(chǎn)生H2的反應歷程如圖所示，其中吸附在催化劑表面的物種用*標注?；卮鹣铝袉栴}：(1)該歷程中決定正反應速率步驟的能壘(活化能)E正＝________eV，該步驟的反應方程式為______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)該歷程中甲酸分解制氫氣的熱化學方程式_______________________________________________________________________________________________________________。答案：(1)0.98HCOOH*=HCOO*＋H*(2)HCOOH(g)=CO2(g)＋H2(g)ΔH＝－0.15NAeV·mol－1解析：(1)反應的活化能越大，反應速率越慢，化學反應速率取決于最慢的一步，由圖可知，HCOOH*轉化為HCOO*和H*的反應的活化能最大，反應速率最慢，則該歷程中決定正反應速率步驟的反應方程式為HCOOH*=HCOO*＋H*，能壘(活化能)E正＝0.77eV－(－0.21)eV＝0.98eV。(2)由圖可知，甲酸分解生成二氧化碳和氫氣的反應為放熱反應，反應熱ΔH＝－0.15NAeV·mol－1，則反應的熱化學方程式為HCOOH(g)=CO2(g)＋H2(g)ΔH＝－0.15NAeV·mol－1。歸納總結活化分子、有效碰撞與反應速率的關系1.乙炔在Pd表面選擇加氫的反應機理如圖(吸附在Pd表面上的物種用*標注)，下列錯誤的是()A.該反應歷程中最大能壘(活化能)為85kJ/molB.乙炔催化加氫反應的ΔH＜0C.Pd為固體催化劑，一般其表面積越大，催化效果越好D.C2Heq\o\al(*,2)＋H*→C2Heq\o\al(*,3)的過程中只有化學鍵的形成答案：D解析：根據(jù)圖示，該反應歷程中最大能壘(活化能)為85kJ/mol，故A正確；根據(jù)圖示，乙炔和氫氣的總能量大于乙烯的能量，乙炔催化加氫反應的ΔH＜0，故B正確；Pd為固體催化劑，反應物吸附在催化劑表面反應，一般其表面積越大，催化效果越好，故C正確；C2Heq\o\al(*,2)＋H*→C2Heq\o\al(*,3)的過程中有碳碳鍵的斷裂和碳氫鍵的形成，故D錯誤；選D。2.下列關于有效碰撞理論與影響速率因素之間關系不正確的是()A.活化分子間所發(fā)生的部分碰撞為有效碰撞B.增大反應物濃度能夠增大活化分子數(shù)，化學反應速率增大C.升高溫度，活化分子百分數(shù)增大，化學反應速率增大D.選用適當?shù)拇呋瘎?，分子運動加快，增加了碰撞頻率，故反應速率增大答案：D解析：活化分子間所發(fā)生的引起反應的碰撞稱為有效碰撞，故A正確；增大反應物濃度可以增大單位體積分子數(shù)，從而增多活化分子數(shù)，導致反應速率增大，故B正確；升高溫度可以導致活化分子數(shù)增多，故增大了活化分子百分數(shù)，反應速率增大，故C正確；選用適當?shù)拇呋瘎┛梢越档头磻幕罨?，導致活化分子百分?shù)增多從而導致有效碰撞增多，反應速率增大，故D錯誤。3.我國科學家研究了不同含金化合物催化乙烯加氫[C2H4(g)＋H2(g)=C2H6(g)ΔH＝akJ·mol－1]的反應歷程如下圖所示，下列說法正確的是()A.1molC2H4(g)與1molH2(g)具有的能量之和小于1molC2H6(g)的能量B.過渡態(tài)物質的穩(wěn)定性：過渡態(tài)1>過渡態(tài)2C.該反應的焓變：ΔH＝－129.6kJ·mol－1D.相應的活化能：催化劑AuF<催化劑AuPFeq\o\al(＋,3)答案：C解析：由題圖可知，該反應為反應物總能量高于生成物總能量的放熱反應，故A錯誤；由題圖可知，過渡態(tài)1的相對能量高于過渡態(tài)2，物質的能量越高，越不穩(wěn)定，所以過渡態(tài)1的穩(wěn)定性小于過渡態(tài)2，故B錯誤；由題圖可知，反應的焓變ΔH＝－[0－(－129.6kJ·mol－1)]＝－129.6kJ·mol－1，故C正確；由題圖可知，催化劑AuF、催化劑AuPFeq\o\al(＋,3)的活化能分別為109.34kJ·mol－1、26.3kJ·mol－1，則催化劑AuF的活化能大于催化劑AuPFeq\o\al(＋,3)，故D錯誤。課時測評6活化能(本欄目內(nèi)容，在學生用書中以獨立形式分冊裝訂！)題點一活化分子與有效碰撞理論1.在體積可變的容器中發(fā)生反應N2＋3H22NH3，當增大壓強使容器體積縮小時，化學反應速率加快，其主要原因是()A.分子運動速率加快，使反應物分子間的碰撞機會增多B.反應物分子的能量增加，活化分子百分數(shù)增大，有效碰撞次數(shù)增多C.活化分子百分數(shù)未變，但單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增加，有效碰撞次數(shù)增多D.分子間距離減小，使所有的活化分子間的碰撞都成為有效碰撞答案：C解析：A項，由于溫度不變，因此分子運動速率不變，錯誤；B項，由于溫度不變，因此反應物分子的能量不變，錯誤；D項，增大壓強使容器體積縮小時，單位體積內(nèi)反應物濃度增大，單位體積內(nèi)活化分子間的碰撞不一定都是有效碰撞，只有取向合適才能發(fā)生反應，才是有效碰撞，錯誤。2.下列說法不正確的是()A.增大反應物濃度，活化分子百分數(shù)增大，有效碰撞次數(shù)增多B.增大壓強，單位體積內(nèi)氣體的活化分子數(shù)增多，有效碰撞次數(shù)增多C.升高溫度，活化分子百分數(shù)增加，分子運動速度加快，有效碰撞次數(shù)增多D.催化劑能降低反應的活化能，提高活化分子百分數(shù)，有效碰撞次數(shù)增多答案：A解析：增大反應物濃度，活化分子數(shù)目增多，但活化分子百分數(shù)不變。題點二化學反應歷程能量探析3.我國科研人員提出了由CO2和CH4轉化為高附加值產(chǎn)品CH3COOH的催化反應歷程。該歷程如圖所示。下列說法不正確的是()A.該反應中正反應的活化能比逆反應的小B.反應涉及的物質中，過渡態(tài)物質最不穩(wěn)定C.①→②放出能量并形成了C—C鍵D.該反應中斷裂反應物的化學鍵所需能量總和比形成生成物的化學鍵釋放的能量總和大答案：D解析：根據(jù)圖中信息得到該反應是放熱反應，正反應的活化能比逆反應的小，故A正確；根據(jù)能量越低越穩(wěn)定分析，反應涉及的物質中，過渡態(tài)物質最不穩(wěn)定，故B正確；①→②是反應物到生成物，反應放出能量并形成了C—C鍵，故C正確；該反應是放熱反應，因此該反應中斷裂反應物的化學鍵所需能量總和比形成生成物的化學鍵釋放的能量總和小，故D錯誤。綜上所述，答案為D。4.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；第一步反應斷裂化學鍵，需要吸收能量，故C項正確；反應速率主要取決于慢反應的速率，故D項錯誤。5.已知分解1molH2O2放出熱量98kJ，在含少量I－的溶液中，H2O2分解的機理為H2O2＋I－=H2O＋IO－(慢)、H2O2＋IO－=H2O＋O2＋I－(快)。下列有關該反應的說法不正確的是()A.總反應中v(H2O2)∶v(O2)＝2∶1B.H2O2的分解速率與I－的濃度有關C.該反應的催化劑是I－，而不是IO－D.由于催化劑的加入降低了反應的活化能，使該反應活化能低于98kJ·mol－1答案：D解析：總反應為2H2O2=2H2O＋O2↑，速率之比等于化學計量數(shù)之比，則總反應中v(H2O2)∶v(O2)＝2∶1，A正確；I－為催化劑，則H2O2的分解速率與I－的濃度有關，B正確；IO－為中間產(chǎn)物，該反應的催化劑是I－，C正確；催化劑可降低反應的活化能，但其活化能的大小不能確定，與ΔH更無任何必然聯(lián)系，D錯誤。題點三有關活化能的圖像分析6.如圖(Ea表示活化能)是CH4與Cl2生成CH3Cl的部分反應過程中各物質的能量變化關系圖，下列說法正確的是()A.Cl·可由Cl2在高溫條件下生成，是CH4與Cl2反應的中間產(chǎn)物B.升高溫度，反應速率加快，但活化分子的百分數(shù)不變C.增大Cl2的濃度，既可提高反應速率，又可減小ΔHD.第一步反應的速率大于第二步反應答案：A解析：CH4與Cl2生成CH3Cl的反應方程式為：CH4＋Cl2eq\o(→,\s\up7(光照))CH3Cl＋HCl。Cl·由Cl2在光照條件下生成，是CH4與Cl2反應的“中間體”，選項A正確；Ea1、Ea2分別為第一步反應、第二步反應所需活化能，升高溫度，反應所需活化能不變，即Ea1、Ea2不變，但活化分子的百分數(shù)增多，反應速率加快，選項B錯誤；Cl2是該反應的反應物，增大反應物的濃度，反應速率增大，而反應的ΔH和反應的途徑無關，只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，即增大氯氣的濃度不影響ΔH的大小，選項C錯誤；第一步反應所需活化能Ea1大于第二步反應所需活化能Ea2，第一步反應單位體積內(nèi)活化分子百分數(shù)低于第二步反應，故第二步反應速率更大，選項D錯誤。答案選A。7.在含F(xiàn)e3＋的S2Oeq\o\al(2－,8)和I－的混合溶液中，反應S2Oeq\o\al(2－,8)(aq)＋2I－(aq)=2SOeq\o\al(2－,4)(aq)＋I2(aq)的分解機理及反應過程中的能量變化為步驟①：2Fe3＋(aq)＋2I－(aq)=I2(aq)＋2Fe2＋(aq)步驟②：2Fe2＋(aq)＋S2Oeq\o\al(2－,8)(aq)=2Fe3＋(aq)＋2SOeq\o\al(2－,4)(aq)下列有關該反應的說法正確的是()A.反應速率與Fe3＋的濃度有關B.Fe2＋是該反應的催化劑C.v(S2Oeq\o\al(2－,8))＝v(I－)＝v(I2)D.若不加Fe3＋，則正反應的活化能比逆反應的大答案：A解析：由題中信息知Fe3＋為該反應的催化劑，所以反應速率與Fe3＋的濃度有關，A正確、B錯誤；由反應S2Oeq\o\al(2－,8)(aq)＋2I－(aq)=2SOeq\o\al(2－,4)(aq)＋I2(aq)可知，S2Oeq\o\al(2－,8)～2I－～I2，則2v(S2Oeq\o\al(2－,8))＝v(I－)＝2v(I2)，C錯誤；由圖像可知該反應是放熱反應，則正反應的活化能比逆反應的小，D錯誤。8.N2O和CO是環(huán)境污染性氣體，可在Pt2O＋表面轉化為無害氣體，其反應原理為N2O(g)＋CO(g)CO2(g)＋N2(g)ΔH，有關化學反應的物質變化過程及能量變化過程分別如圖甲、乙所示。下列說法不正確的是()A.ΔH＝ΔH1＋ΔH2B.ΔH＝－226kJ·mol－1C.該反應正反應的活化能小于逆反應的活化能D.為了實現(xiàn)轉化，需不斷向反應器中補充Pt2O＋和Pt2Oeq\o\al(＋,2)答案：D解析：①N2O(g)＋Pt2O＋(s)=Pt2Oeq\o\al(＋,2)(s)＋N2(g)ΔH1，②Pt2Oeq\o\al(＋,2)(s)＋CO(g)=Pt2O＋(s)＋CO2(g)ΔH2，根據(jù)蓋斯定律，①＋②得到N2O(g)＋CO(g)CO2(g)＋N2(g)ΔH＝ΔH1＋ΔH2，故A正確；由圖示分析可知，反應物的總能量高于生成物的總能量，反應為放熱反應，反應焓變ΔH＝134kJ·mol－1－360kJ·mol－1＝－226kJ·mol－1，故B正確；正反應的活化能Ea＝134kJ·mol－1，小于逆反應的活化能Eb＝360kJ·mol－1，故C正確；反應過程中Pt2O＋和Pt2Oeq\o\al(＋,2)參與反應后又生成，不需要補充，故D錯誤。9.H2和CO在催化劑作用下，可以合成多種烴類化合物，該反應部分歷程和相對能量關系如圖所示(*表示物質處于吸附態(tài)，TS表示過渡態(tài))。下列說法錯誤的是()A.使用高活性催化劑可以降低反應的最大能壘(活化能)C.在途徑①中*CHOH與*2H反應生成*CH與*OH與*2H的過程中只有化學鍵的斷裂D.*CHOH＋2*H→*CH2OH＋*H過程中有極性鍵和非極性鍵的形成答案：D解析：催化劑改變反應歷程，降低了反應的活化能，使用高活性催化劑可以降低反應的最大能壘(活化能)，A正確；過渡態(tài)物質的總能量與反應物總能量的差值為活化能，即圖中峰值越大則活化能越大，峰值越小則活化能越小，活化能越小反應越快，活化能越大反應越慢，決定總反應速率的是慢反應，據(jù)圖可知在途徑②中，*CH2OH與*H反應生成*CH2、*OH和*H的過程是*CO＋4*H→*CH2＋*OH＋*H的決速步驟，B正確；*CHOH＋*2H→*CH＋*OH＋*2H過程中，只有碳氧鍵的斷裂，C正確；*CHOH＋2*H→*CH2OH＋*H過程中有碳氫極性鍵的形成，沒有非極性鍵的形成，D錯誤。10.用氫氣還原氮氧化物的反應為2H2＋2NO=2H2O＋N2，該反應速率與反應物濃度之間滿足關系：v＝k·cm(H2)·cn(NO)，其中k是一個常數(shù)，m、n的值可由實驗測定。科研團隊測定了該反應在不同投料關系時N2起始反應速率，數(shù)據(jù)列于下表：實驗編號起始濃度/(×10－3mol·L－1)N2反應速率/(×10－3mol·L－1·s－1)NOH216.001.003.1926.002.006.3831.006.000.4842.006.001.92下列說法正確的是()A.m＝2、n＝1B.實驗2中NO的平均反應速率約為1.28×10－3mol·L－1·s－1C.增大反應物濃度，活化分子百分數(shù)增大，有效碰撞幾率增大D.與H2相比，NO濃度的變化對反應速率影響更為顯著答案：D解析：利用編號1和2的實驗數(shù)據(jù)，eq\f(1,2m)＝eq\f(3.19,6.38)，可以求出m＝1，利用編號3和4的實驗數(shù)據(jù)，eq\f(1,2n)＝eq\f(0.48,1.92)，可以求出n＝2，故A項錯誤；化學反應速率之比等于化學計量數(shù)之比，2v(N2)＝v(NO)，則NO的平均反應速率約為1.28×10－2mol·L－1·s－1，故B項錯誤；增大反應物濃度，活化分子數(shù)目增多，但是活化分子百分數(shù)不變，有效碰撞幾率增大，故C項錯誤；n＝2，指數(shù)較大，對速率影響較大，或者經(jīng)過數(shù)據(jù)對比，也可以得知，NO濃度的變化對反應速率影響更為顯著，故D項正確。11.回答下列問題。(1)已知1molN2(g)與適量O2(g)反應生成NO(g)，需吸收68kJ的熱量，該反應的熱化學方程式為________________________________