课时2.3 活化能与有效碰撞理论-2021-2022学年高二化学选择性必修1精品讲义（人教版2019）

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课时 2.3 活化能与有效碰撞理论

【学习目标】

1、了解基元反应与反应历程

2、掌握活化能的含义，会用活化能理论解释化学反应速率的影响因素

【主干知识梳理】

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===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：A2＋B===A2B是分两个基元

步骤完成的

第一步 A2―→2A (慢反应)

第二步 2A+B―→A2B (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

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－―→HOBr＋H2O (慢反应)

HOBr＋Br－＋H+ ―→Br2＋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，但是并不是每一次分子

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

以“打篮球”为例 HI 的分解反应：2HI H2＋I2，可能有以下几种碰

撞

在(1)中，运动员没有提供足够的能量，球没有

落入篮筐；在(2)中，球虽然具有足够的能量，

但没有合适的取向，球也没有落入篮筐；在(3)

中，球具有足够的能量和合适的取向，球落入

篮筐，这与导致发生反应的分子或离子间的碰

撞类似

在(1)中，HI 分子没有足够的能量，因此碰撞过轻，两

个分子又彼此弹离；在(2)中，由于碰撞没有合适的取

向，因此两个分子也彼此弹离；在(3)中，分子具有足

够的能量且碰撞取向合适，因此导致 H—I 键的断裂及

H—H 键和 I—I 键的形成，即发生分解反应，生成了 H2

和I2

在某个化学反应中，那么多的反应物分子，其能量高低各不相同。并且，在通常状况下，能量相对较高

的分子所占的比例较小，能量相对较低的分子所占的较大。研究证明，只有能量高度达到某一定值的分

子，才能在碰撞以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。我们把能够发生化学反

应的分子碰撞叫做有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。(但是活化分子也并不是每次碰

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＋C―→[A…B…C]―→A＋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。如：一溴甲烷与 NaOH 溶液反应的历程可以表示为：

CH3Br＋OH－―→[Br…CH3…OH]―→Br－＋CH3OH

反应物　　过渡态　　　产物

【对点训练 1】

1、某反应过程中体系的能量变化如图所示，下列说法错误的是(　　)

A．反应过程可表示为

B．E1为反应物的能量与过渡态的能量差，称为正反应的活化能

C．正反应的热效应为 ΔH=E1−E2，且 E2>E1，所以正反应为放热反应

D．此图中逆反应的热效应为 ΔH=E1−E2，逆反应为吸热反应

2、一定温度下，反应 H2＋Cl2===2HCl 中的某一基元反应 H2＋Cl===HCl＋H，其能量变化如下图所示。H…H…

Cl 表示反应物分子旧化学键没有完全断裂、新化学键没有完全形成的过渡态。该基元反应的活化能为ç ç ç ç

ç ç ç ç ç ç ç ç kJ·mol－1，ΔH为ç ç ç ç ç ç ç ç kJ·mol－1

二、利用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响

1、影响化学速率的内因——活化能大小不同所致，活化能小的化学反应速率快，活化能大的反应速率慢

活化能大小主要是由反应物自身的性质决定的(改变外界条件也可以改变反应的活化能，如：加入催化

剂)，即反应物自身的性质影响着化学反应所需的活化能，从而影响化学反应速率的大小

如：活化能小→普通分子容易变成活化分子→活化分子百分数大→单位体积内活化分子数多→单位时间、单

位体积内有效碰撞次数多→化学反应速率大(内因对化学反应速率的影响)

2、反应物的浓度与有效碰撞次数

在其他条件不变时，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，因此，单位体

积内活化分子的数目与单位体积内反应物的分子的总数成正比，也就是和反应物的浓度呈正比。如：原来每

单位体积里有100 个反应物分子，其中只有5个活化分子，活化分子百分数为 5%，如果每单位内的反应物分

子增加到 200 个，其中必定有 10 个活化分子，那么单位时间内有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率就增

大。因此，增大反应物浓度可以增大化学反应速率

3、化学反应速率与分子间的有效碰撞频率有关，所有能够改变内能、运动速率，以及碰撞几率的方法，都可以

用来改变、控制反应的速率，即活化分子百分数和单位体积活化分子数增大时，化学反应速率也就增大

，

4、用图示法分析浓度、压强、温度、催化剂对化学反应速率的影响

图示法分析浓度对化学反应速率的影响

甲乙

已知甲图有 10 个分子，其中有 3个是活化分子(用

“ ”表示)，因此活化分子数为 30%，保持体

积不变，再充入10 个分子，相当于增加反应物的

浓度(如乙图)，此时活化分子百分数不变，活化分

子数增多，单位体积活化分子数增多，单位时间内

有效碰撞的次数增加，反应速率增大

(1)浓度对化学反应速率影响的微观解释

反应物浓度增大→反应物分子总数增多→由于活化分子百分数不变→活化分子总数增多→单位体积内活化分

子数增多→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢

(2)压强对化学反应速率影响的微观解释

增大压强→气体体积缩小→活化分子总数不变→活化分子百分数不变→但单位体积内活化分子数增多→单位

时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小

即压强对化学反应速率的影响，可转化成浓度对化学反应速率的影响

(3)温度对化学反应速率影响的微观解释

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→活化分子总数增多→活化分

子的百分数增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反

应速率减小

(4)催化剂对化学反应速率影响的微观解释

使用催化剂→改变了反应的历程(如下图)，反应的活化能降低→活化分子总数增多→活化分子的百分数增大

→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞的几率增加→反应速率加快

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