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高中化学|《简单碰撞理论 活化能》课堂教学
高中化学|《简单碰撞理论 活化能》课堂教学
一、化学反应的微观本质：碰撞理论 1. 前提 化学反应的发生，离不开反应物分子的相互碰撞。 但并不是所有分子碰撞都能发生反应，只有满足特定条件的碰撞，才能引发化学反应。 2. 概念 （1）普通分子 常规能量的反应物分子，碰撞能量不足、取向不对，碰撞后不会发生反应，属于无效碰撞。 （2）活化分子 能量较高、超过反应所需最低能量的分子。 只有活化分子，才具备发生反应的能量基础。 （3）有效碰撞 活化分子 + 合适碰撞取向 = 有效碰撞 ✅ 结论：化学反应速率 = 单位时间内有效碰撞的次数 有效碰撞次数越多，反应速率越快。 3. 反应历程 普通分子（能量不足） → 吸收能量变为活化分子 → 取向合适发生有效碰撞 → 发生化学反应 提醒： 活化分子如果碰撞取向不合适，依然是无效碰撞，无法发生反应 二、活化能 1. 定义 活化能（Eₐ）：活化分子的平均能量与 普通反应物分子平均能量的差值。 2. 规律 1. 每一个化学反应的活化能是固定的，由反应本身决定； 2. 活化能越低：相同条件下活化分子越多，反应越容易进行，反应速率越快； 3. 活化能越高：反应越难发生，反应速率越慢。 3. 能量图像 - E₁：正反应活化能 - E₂：逆反应活化能 - 反应热：ΔH = E₁ − E₂ 4. 辨析：活化能 ≠ 键能 - 活化能：反应达到过渡态需要的最低能量，化学键只是被拉长、弱化，没有完全断裂； - 键能：将化学键完全断裂所需要的能量。 ✅ 总结：活化能数值远小于键能，二者不能等同！ 
三、外界条件影响反应速率的微观解释 1. 浓度对反应速率的影响 变化规律：增大反应物浓度，化学反应速率加快；减小浓度，速率减慢。 微观本质 增大浓度 → 单位体积内活化分子总数增多 → 单位时间有效碰撞次数增加 → 反应速率加快 ⚠️ 关键考点：活化分子百分数不变！ 浓度改变，只改变单位体积活化分子数量，不改变分子能量，百分数保持恒定。 拓展：有气体参与的反应，增大压强等同于增大气体浓度，速率变化规律一致。 2. 温度对反应速率的影响 变化规律：升高温度，反应速率加快；降低温度，速率减慢。 微观本质 升高温度 → 分子整体能量升高，部分普通分子变为活化分子 → 活化分子百分数增大 → 有效碰撞次数增加，反应速率显著加快 ✅ 温度是对反应速率影响最显著的外界条件，无论吸热、放热反应，升温速率均加快。 3. 催化剂对反应速率的影响 变化规律：加入正催化剂，快速加快反应速率。 微观本质 催化剂不改变分子能量，不改变反应热，只改变反应历程，降低反应的活化能 活化能降低 → 原本大量普通分子变成活化分子 → 活化分子百分数增大 → 有效碰撞增多，反应速率加快 补充知识点： 催化剂参与反应过程，但最终会等量生成，反应前后质量、化学性质不变。 四、小结 1. 反应速率快慢微观标准：单位时间有效碰撞次数 2.浓度/压强：改变【活化分子数目】，不改变活化分子百分数 3. 温度/催化剂：改变【活化分子百分数】，同时改变活化分子数目 4. 活化能由反应本身决定，ΔH = 正反应活化能 − 逆反应活化能 5. 活化能≠键能，过渡态未完全断键 
高中化学选择性必修一化学反应原理
第二章第一节第三课时：简单碰撞理论 活化能