2021年高考化学反应原理复习《催化剂、活化能、反应机理》

1、催化剂、活化能、反应机理2021年热门考点基于真实情境，考查学生综合运用知识的能力 ， 与化工生产关系密切的催化剂 ， 主要从反应历程 、 活化能 、 速率 、 平衡移动等，考查催化剂对反应的影响 。 从试题形式上看 ， 常常融合图像 、 表格等信息呈现形式 ，考查学生吸收和整合陌生信息的能力 。催化剂如何影响化学反应 ？例如： Cu 催化乙醇的氧化反应：2Cu + O2 =2C u O；CH3CH2OH + CuO = CH3CHO + Cu + H2O催化剂 Cu 先参与反应后又重新生成，它经历了 Cu-CuO-Cu 的变化历程。 01.催化剂与反应历程 例 1 用 NaCIO3、 H2O

2、2 和稀硫酸制备 CIO2 ，反应开始时加入少量盐酸 ，CIO2 的生成速率大大提高 ( CI- 对反应有催化作用 ) 。 该过程可能经两步反应完成 ， 将其补充完整 ： _（ 用离子方程式表示 ）； H2O2 + CI2 =2CI +O2 + 2H+解析：第步中 CI2 生成 CI, 可知催化制 CI 的变化历程是: CI_CI2 CI, 即 CI 在第步中变成 CI2 由题给信息及氧化还原知识可知 ， 氧化剂是 CIO3, 且 CIO3反应后生成CIO2 , 离子方程式 ：2CIO3 + 2CI +4H+ =2CIO2 +CI2 + 2H2O例 2. 在 Cu/ZnO 催化剂存在下 ， C

3、02 和 H2 可发生两个平行反应 ： . CO2(g) + 3H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g) ； .CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) 某实验室控制 C02 和 H2 初始投料比为 1 : 2.2 , 在相同压强下 ， 经过相同时间测得实验数据如下表所示 。 在图中分别画出反应 I 在无催化剂 、 有 Cat.1和有 Cat.2 三种情况下反应过程一能量示意图 02.催化剂与活化能 、 焓变催化剂通过降低反应的活化能，从而加快反应速率 。 催化剂的性能越好 ， 反应的活化能越低 。反应过程 解析.据表中的数据可以算出生成 CH 3 OH 的 C

4、O2 占全部 C02 的百分比 。 543K, Cat.1 作用下是 ：12.3%x42.3% = 5.20%, Cat.2 作用下是：10.9%x72.7% = 7.92%。 所以 Cat.2 的催化选择性要好于 Cat.1, 即在 Cat.2的作用下反应的活化能低。反应过程能量02.催化剂与活化能 、 焓变 归纳小结 ：作图注意：催化剂不能改变反应物 、 生成物的总能量 、焓变， 所以曲线的起点 、 终点应相同。例例3 3（20192019全国全国I I卷卷2828）（3 3）我国学者结合实验与计算机模拟结果，研究我国学者结合实验与计算机模拟结果，研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历程

5、，如图所示，其中吸附在金催了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物种用化剂表面上的物种用小黑点小黑点标注。标注。02.催化剂与活化能 、 焓变可知水煤气变换的H_0（填“大于”“等于”或“小于”），该历程中最大能垒（活化能）E正=_eV，写出该步骤的化学方程式_。 (1)根据水煤气变换CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)并结合水煤气变换的反应历程相对能量可知，CO(g)+H2O(g)的能量（-0.32eV）高于CO2(g)+H2(g)的能量（-0.83eV），故水煤气变换的H小于0； （2）活化能即反应物状态达到活化状态所需能量。根据变换历程

6、的相对能量可知，最大差值为：其最大能垒（活化能） E正= 1.86-(-0.16)eV = 2.02eV；该步骤的反应物为：COOH*+H*+H2O*COOH*+2H*+OH*；因反应前后COOH*和1个H*未发生改变，也可以表述成：H2O*H*+OH*；02.催化剂与活化能 、 焓变例 4.密闭容器中发生反应 ： 2N0(g) + 2CO(g)=N2(g) + 2CO2(g) H 0 。 研究表明:在使用等质量同种催化剂时，增大催化剂比表面积可提高 反应速率 。 某同学设计了下表所示的三组实验 。 请在图中画出三个实验中，NO 随时间变化的趋势曲线 ， 并标明编号。03.催化剂与反应速率 、

7、平衡移动催化剂能加快反应速率， 缩短到达平衡所需时间。 催化剂的活性越好 ， 所需时间越短 。 但催化剂不能使化学平衡发生移动 。 解析：（1）先比较实验 、 ： 实验 的催化剂比表面积大 ， 故实验 的反应速率大 ； 因催化剂不影响平衡移动 ， 故达到平衡后 ， 实验 、 的 c(NO) 相同 。 （2）再比较 、 ： 实验 的温度高 ， 故实验 的反应速率大 ； 因温度升高, 平衡左移 ，故平衡时 dNO) 较大。03.催化剂与反应速率 、 平衡移动催化剂具有一定范围的活化温度 ， 过高或过低 ， 都会导致催化剂的活性降低。 如生物催化剂酶 ， 对温度就非常敏感 。04.温度与催化剂活性例

8、 5.（ 2017天津） H2S 和 SO2 会对环境和人体健康带来极大的危害 ， 工业上采取多种方法减少这些有害气体的排放生物脱 H2S 的原理为 H2S + Fe2(SO4)3 =S + 2FeSO4 + H2SO4 4FeSO4 + 02 + 2H2SO4 =2Fe2(SO4)3 + 2H2O硫杆菌存在时 ， FeSO4 被氧化的速率是无菌时的 5x105 倍 ，该菌的作用是_；若反应温度过高 ，反应速率下降 ，其原因是_；解析：反应的催化剂； 催化剂硫杆菌因蛋白质变性而失去了催化性能。 例 6.向三颈烧瓶中加入一定量的 MnO2 和水 ， 搅拌 ， 通入 SO2 和 N2 混合气体 ，

9、 恒温下发生反应 ： MnO2 +H2SO3 =MnSO4 +H2O ；若将 N2换成空气 ， 测得 C(Mn2+ ) 、 C(SO42) 随时间 t 的变化如图所示 。 导致 C(Mn2+ ) 、 C(SO42) 变化产生明显差异的原因是_；05.催化剂的来源问题化学中有一类特殊反应 ， 叫自催化反应 ， 该类反应中的生成物对反应有催化作用 。 它的特点之一是开始反应速率很小 ， 随着起催化作用的产物的积累速率迅速增大 。解析：由图可知 ， N2 换成空气发生了副反应 ： O2 + 2H2SO3=2H2SO4 表示 C(SO42) 的曲线斜率逐渐增大 ， 说明 SO42 的生成速率逐渐增大，

10、 因反应物浓度 、 压强 、 温度 、 接触面积等维持不变 ， 所以导致 SO42 的生成速率加快的因素应是催化削 ， 而且催化剂是某种生成物 ， 应是 Mn2+ 答案 Mn2+ 对： O2 + 2H2SO3=2H2SO4 的反应有催化作用 05.催化剂的来源问题归纳小结 ： 判断一个化学反应是否是自催化反应 ， 先要排除温度 、 浓度 、 压强 、 接触面积等的影响 ， 然后再分析是何种生成物具有催化作用。 06.催化剂 、 温度对平衡的综合影响例 6. NH3 催化还原氮氧化物技术是目前应用最广泛的烟气脱氮技术 ： 4NH3(g) + 6NO(g) = 5N2(g) + 6H2O(g) H

11、 0. 密闭容器中 ， 在相同时间内，在催化剂 A 作用下脱氮率随温度变化如图所示 。 现改用催化能力稍弱的催化剂 B 进行实验， 请在图中画出在催化剂 B 作用下的脱氮率随温度变化的曲线 (不考虑温度对催化剂活性的影响) 脱氮率解析：(1) 先分析催化剂 A 作用下的脱氧率为什么会先增大后减小 ？ 低于300C 时 ， 温度越高，反应速率越快，相同时间内消耗的 NO 越多 ， 所以脱氮率增大；高于 300C 时 ， 因为温度升高 ，平衡逆向移动，消耗的 NO 减小，所以脱氮率下降。 (2)改用催化剂B，就涉及催化剂和温度两个变量： B催化下，随着温度的升高， 脱策率也应先增大后减小；达到曲线

12、最高点之前，B的催化能力弱，相同温 度时的脱氛率要小于 A，即所画曲线应在 A 的下方。 B催化下在相同时间内 达到平衡，则曲线最高点应出现在高于300C 的位置。当 A、B均达到平 衡后，平衡脱氮率只与温度有关，所以两条曲线重合。 06.催化剂 、 温度对平衡的综合影响 概括整合I 催化剂通过参与化学反应， 改变反应历程， 从而降低活化能，加快反应速率，到达平衡所需的时间减少。 但催化剂不能改变焓变， 也不能使平衡移动，催化剂的催化性能也会受外界条件的影响，如温度 、 表面积等。1.利用NH3的还原性可以消除氮氧化物的污染， 其中除去NO的主要反应如下：4NH3(g)6NO(g)5N2(g)

13、6H2O(l)H0已知该反应速率v正k正c4(NH3)c6 (NO)， v逆k逆cx(N2)cy(H2O) (k正、 k逆分别是正、 逆反应速率常数)， 该反应的平衡常数Kk正/k逆， 则x_， y_502.N2O是一种强温室气体，且易形成颗粒性污染物，研究N2O的分解对环境保护有重要意义。碘蒸气的存在能大幅度提高N2O的分解速率，反应历程为：第一步I2(g)2I(g) (快反应)第二步I(g)N2O(g) N2(g)IO(g) (慢反应)第三步IO(g)N2O(g) N2(g)O2(g)I(g)(快反应)实验表明，含碘时N2O的分解速率方程vkc(N2O)c0.5(I2)(k为速率常数)。下

14、列表述正确的是_(填字母)。A.I2浓度与N2O分解速率无关B.第二步对总反应速率起决定作用C.第二步活化能比第三步小 D.IO为反应的中间产物BD解析N2O分解反应中，实验表明，含碘时N2O的分解速率方程vkc(N2O)c0.5(I2)(k为速率常数)和碘蒸气浓度有关，故A错误；第二步I(g)N2O(g) N2(g)IO(g)(慢反应)，在整个反应过程中对总反应速率起到决定性作用，故B正确；第二步反应慢说明活化能比第三步大，故C错误。3.化学动力学上将一步完成的反应称为基元反应。对于基元反应：aAbB cCdD，其速率方程为vkca(A)cb(B)(k为只与温度有关的速率常数)，复杂反应(由

15、几个基元反应构成)的速率取决于慢的基元反应。(1)已知反应NO2(g)CO(g)NO(g)CO2(g)H0，在温度低于250 时是由两个基元反应构成的复杂反应，该反应的速率方程为vkc2(NO2)，则其两个基元反应分别为：._=NO3_；.略，这两个反应中活化能较小的是_。2NO2NO解析温度低于250 时，该反应的速率方程式为vkc2(NO2)，说明NO2和CO不参与同一个基元反应，且NO2参与的基元反应为慢反应，决定了该反应的反应速率，基元反应中产物有NO3，根据元素守恒可知该基元反应反应物应为NO2，则该基元反应为：2NO2=NO3NO; 活化能越大，反应速率越慢，基元反应决定整个反应速

16、率，说明反应活化能较大，即反应活化能较小。(2)某科研小组测得380 时该反应的c(NO2)、c(CO)与生成CO2的速率v(CO2)的关系如下：c(CO)/(molL1)0.0250.050.025c(NO2)/(molL1)0.040.040.12v(CO2)/(molL1s1)2.21044.41046.6104则该温度下的反应速率常数k_Lmol1s1。0.22解析根据表格分析可知CO和NO2的浓度均会影响反应速率，由于该反应不是基元反应，由题意可设该反应的正反应速率vkc(NO2)c(CO)，将表格中相应数据代入有2.2104 molL1s1k0.04 molL1 0.025 mol

17、L1，可解得k0.22 Lmol1s1。4.(1)温度为T1 时，将等物质的量的CO2和H2充入体积为1 L的密闭容器中发生反应：CO2(g)H2(g)HCOOH(g)H31.4 kJmol1K2实验测得：v正k正c(CO2)c(H2)，v逆k逆c(HCOOH)，k正、k逆为速率常数。T1 时，k逆_(以k正表示)。0.5k正(2)当温度改变为T2 时，k正1.9k逆，则T2 时平衡压强_T1 时平衡压强(填“”“”或“”)，理由是_。CO2(g)H2(g)HCOOH(g)为放热反应，温度升高，平衡常数减小，平衡左移，气体的物质的量增加，总压强增大；温度升高，总压强增大5.已知在一定温度下的可

18、逆反应N2O4(g)2NO2(g)中，v正k正c(N2O4)，v逆k逆c2(NO2)(k正、k逆只是温度的函数)。若该温度下的平衡常数K10，则k正_k逆。升高温度，k正增大的倍数_(填“大于”“小于”或“等于”)k逆增大的倍数。10大于1.碰撞理论碰撞理论 反应物分子反应物分子(或原子、离子或原子、离子)之间必须相互碰撞，才有可能发生化学之间必须相互碰撞，才有可能发生化学反应。但是反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。反应。但是反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。活化分子：活化分子：是指一些动能特大是指一些动能特大,且能发生有效碰撞的分子。且能发生有效碰撞的分子。活化能活化能(

19、Ea)：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差，活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差， 即即 ：Ea活化分子活化分子Ea* 普通分子普通分子E 注意：注意： (1)一般化学反应的活化能约在一般化学反应的活化能约在40400KJ.mol-1之间；之间； (2)一定温度，反应活化能一定温度，反应活化能(Ea)越大，活化分子百分数越小，越大，活化分子百分数越小， 反应速度越慢；反之反应速度越慢；反之Ea越小，活化分子所占的百分数越大，越小，活化分子所占的百分数越大， 反应速度越快。反应速度越快。 反应速率理论简介 过渡状态理论认为：化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就过渡状态理论

20、认为：化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，即首先形成一能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，即首先形成一种活性集团种活性集团(活化配合物活化配合物) A + B-C ABC A-B + C 活化络合物活化络合物快快慢慢活化络合物不稳定，或是恢复为反应物，或是变成产物。活化络合物不稳定，或是恢复为反应物，或是变成产物。若产物分子能量比一般反应物分子低，多余能量便以热的若产物分子能量比一般反应物分子低，多余能量便以热的形式释放出来，就是放热反应；反之，即是吸热反应形式释放出来，就是放热反应；反之，即是吸热反应（2）过渡状态理论反应

21、进程反应进程势能势能反应热与活化能的关系反应热与活化能的关系: :A2 + B2 A2B2 2AB H= Ea - Ea A2+B22ABA BA BEaEa H正反应的正反应的活化能活化能逆反应的逆反应的活化能活化能反应热反应热活化能的特征活化能的特征1.均为正值，一般在：40400kJmol-1， Ea400,慢得难以觉察。2.2.活化能的大小仅由反应物本性及反应的途径决定，活化能的大小仅由反应物本性及反应的途径决定， 与反应物的浓度无关，在温度变化不大时，也与温度无关与反应物的浓度无关，在温度变化不大时，也与温度无关3.一般地，Ea愈小，活化分子数愈多， 单位体积内碰撞次数愈多，其反应速

22、率愈大 40，CCl4中中N2O5分解反应的分解反应的 ：c( N2O5 )化学反应速率方程化学反应速率方程N2O5的分解速率与的分解速率与N2O5浓度的比值是恒定的，浓度的比值是恒定的，即反应速率即反应速率与与c(N2O5)成正比。成正比。(1) (1) 基元反应的速率方程基元反应的速率方程 反应物分子在有效碰撞中一步直接转化为产物的反应称为基元反应。反应物分子在有效碰撞中一步直接转化为产物的反应称为基元反应。（由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应）。（由一个基元反应构成的化学反应称为简单反应）。对一般基元反应，则对一般基元反应，则 v v = = kckca a(A)(A)c cb b

23、(B). (B). ( (质量作用定律）质量作用定律）k k 为速率常数为速率常数 ： 与与T T 有关，与有关，与c c无关无关 n n= a+b+= a+b+( (反应级数反应级数) ) （2 2）由两个或多个基元反应的反应：）由两个或多个基元反应的反应： 实际是两步完成：实际是两步完成： 如：如： H H2 2(g) + I(g) + I2 2(g) =2HI(g)(g) =2HI(g)I I2 2(g) = I(g) + I(g)(g) = I(g) + I(g)H H2 2(g) + I(g) + I (g) + I(g) = HI(g) + HI(g)(g) + I(g) = HI

24、(g) + HI(g)反应级数越大，则反应物浓度对反应速率的影响越大。（3 3）在多相反应中）在多相反应中, , 固态反应物的浓度和固态反应物的浓度和 不互溶的纯液体反应物的浓度不写入速率方程。不互溶的纯液体反应物的浓度不写入速率方程。C(s) + OC(s) + O2 2(g) (g) COCO2 2(g)(g) 2 Na(l) + 2 H2 Na(l) + 2 H2 2O(l) O(l) 2 NaOH(aq) + H 2 NaOH(aq) + H2 2(g)(g) 速率方程分别为：反应速率速率方程分别为：反应速率 = = k ck c(O(O2 2) ) 反应速率反应速率 = = k k（

25、4 4）对气相反应和有气相参与的反应）对气相反应和有气相参与的反应, , 速率方程中浓度项可用分压代替。速率方程中浓度项可用分压代替。 碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为：碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为：反应速率反应速率 = = k k p p(O(O2 2) )（显然（显然k k不是不是k k）（4 4） 阿仑尼乌斯阿仑尼乌斯(Arrhenius)(Arrhenius)经验公式经验公式 A A：反应的特征常数，称为指前因子：反应的特征常数，称为指前因子e e：自然对数的底数，：自然对数的底数，2.7182.718R R：气体常数，为气体常数，为 8.314 Jmol8.3

26、14 Jmol-1-1KK-1-1T：热力学温度 ( K )Ea：活化能 ( kJ mol-1 )K=A.eEaEaRTRT催化剂催化剂: :存在少量就能显著改变反应速率，反应结束时，存在少量就能显著改变反应速率，反应结束时， 其自身的质量、组成和化学性质基本不变的物质。其自身的质量、组成和化学性质基本不变的物质。 催化特点催化特点 ：(5) 催化剂与催化作用催化剂与催化作用高效性，可以大大地加快反应速率。高效性，可以大大地加快反应速率。选择性，反应不同，催化剂不同。同等程度地加快正、逆反应的速率。不能改变反应的可能性和平衡常数。【例例】已知乙醛的催化分解与非催化分解反应分别为已知乙醛的催化分解与非催化分解反应分别为: : CH CH3 3CHO = CHCHO = CH4 4+CO E+CO Ea a催催=136 kJmol=136 kJm