Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης- μεταβολή της ποσότητας μιας από τις αντιδρώντες ουσίες ανά μονάδα χρόνου σε μια μονάδα χώρου αντίδρασης.

Οι ακόλουθοι παράγοντες επηρεάζουν τον ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης:

• τη φύση των αντιδρώντων·
• συγκέντρωση αντιδρώντων·
• επιφάνεια επαφής των αντιδρώντων (σε ετερογενείς αντιδράσεις).
• θερμοκρασία;
• η δράση των καταλυτών.

Θεωρία ενεργών συγκρούσεωνεπιτρέπει την εξήγηση της επίδρασης ορισμένων παραγόντων στο ρυθμό μιας χημικής αντίδρασης. Οι κύριες διατάξεις αυτής της θεωρίας:

• Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν συγκρούονται σωματίδια αντιδρώντων που έχουν συγκεκριμένη ενέργεια.
• Όσο περισσότερα σωματίδια αντιδραστηρίου, όσο πιο κοντά βρίσκονται το ένα στο άλλο, τόσο πιο πιθανό είναι να συγκρουστούν και να αντιδράσουν.
• Μόνο οι αποτελεσματικές συγκρούσεις οδηγούν στην αντίδραση, δηλ. εκείνα στα οποία καταστρέφονται ή αποδυναμώνονται «παλαιοί δεσμοί» και επομένως μπορούν να σχηματιστούν «νέοι». Για να γίνει αυτό, τα σωματίδια πρέπει να έχουν επαρκή ενέργεια.
• Η ελάχιστη περίσσεια ενέργειας που απαιτείται για την αποτελεσματική σύγκρουση των αντιδρώντων σωματιδίων ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης Εα.
• Η δραστηριότητα των χημικών ουσιών εκδηλώνεται στη χαμηλή ενέργεια ενεργοποίησης των αντιδράσεων που τις περιλαμβάνουν. Όσο χαμηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, τόσο υψηλότερος είναι ο ρυθμός αντίδρασης.Για παράδειγμα, στις αντιδράσεις μεταξύ κατιόντων και ανιόντων, η ενέργεια ενεργοποίησης είναι πολύ χαμηλή, επομένως τέτοιες αντιδράσεις προχωρούν σχεδόν αμέσως.

Επίδραση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων στον ρυθμό αντίδρασης

Καθώς η συγκέντρωση των αντιδρώντων αυξάνεται, ο ρυθμός της αντίδρασης αυξάνεται. Για να εισέλθουν σε μια αντίδραση, δύο χημικά σωματίδια πρέπει να πλησιάσουν το ένα το άλλο, επομένως ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τον αριθμό των συγκρούσεων μεταξύ τους. Η αύξηση του αριθμού των σωματιδίων σε έναν δεδομένο όγκο οδηγεί σε συχνότερες συγκρούσεις και σε αύξηση του ρυθμού αντίδρασης.

Μια αύξηση στην πίεση ή μια μείωση στον όγκο που καταλαμβάνεται από το μίγμα θα οδηγήσει σε αύξηση του ρυθμού της αντίδρασης που λαμβάνει χώρα στην αέρια φάση.

Με βάση πειραματικά δεδομένα το 1867, οι Νορβηγοί επιστήμονες K. Guldberg και P Vaage, και ανεξάρτητα από αυτούς το 1865, ο Ρώσος επιστήμονας N.I. Ο Beketov διατύπωσε τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής, που καθιερώνει εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων ουσιών -

Νόμος της μαζικής δράσης (LMA):

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων, λαμβανομένων σε δυνάμεις ίσες με τους συντελεστές τους στην εξίσωση της αντίδρασης. (Η «ενεργούσα μάζα» είναι συνώνυμο της σύγχρονης έννοιας της «συγκέντρωσης»)

aA +bB =cC +ηδ,όπου κείναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης

Το ZDM εκτελείται μόνο για στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις που συμβαίνουν σε ένα στάδιο. Εάν η αντίδραση προχωρήσει διαδοχικά σε πολλά στάδια, τότε ο συνολικός ρυθμός ολόκληρης της διαδικασίας καθορίζεται από το πιο αργό μέρος της.

Εκφράσεις για ρυθμούς διαφόρων τύπων αντιδράσεων

Το ZDM αναφέρεται σε ομοιογενείς αντιδράσεις. Εάν η αντίδραση είναι ετερογενής (τα αντιδραστήρια βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), τότε μόνο υγρά ή μόνο αέρια αντιδραστήρια εισέρχονται στην εξίσωση MDM και τα στερεά εξαιρούνται, επηρεάζοντας μόνο τη σταθερά ταχύτητας k.

Μοριακότητα αντίδρασηςείναι ο ελάχιστος αριθμός μορίων που εμπλέκονται σε μια στοιχειώδη χημική διεργασία. Κατά μοριακότητα, οι στοιχειώδεις χημικές αντιδράσεις χωρίζονται σε μοριακές (A →) και διμοριακές (A + B →). οι τριμοριακές αντιδράσεις είναι εξαιρετικά σπάνιες.

Ρυθμός ετερογενών αντιδράσεων

• Εξαρτάται από επιφάνεια επαφής ουσιών, δηλ. σχετικά με τον βαθμό λείανσης των ουσιών, την πληρότητα της ανάμειξης των αντιδραστηρίων.
• Ένα παράδειγμα είναι η καύση ξύλων. Ένα ολόκληρο κούτσουρο καίγεται σχετικά αργά στον αέρα. Εάν αυξήσετε την επιφάνεια επαφής του ξύλου με τον αέρα, χωρίζοντας το κούτσουρο σε ροκανίδια, ο ρυθμός καύσης θα αυξηθεί.
• Ο πυροφορικός σίδηρος χύνεται σε ένα φύλλο διηθητικού χαρτιού. Κατά τη διάρκεια της πτώσης, τα σωματίδια σιδήρου ζεσταίνονται και βάζουν φωτιά στο χαρτί.

Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης

Τον 19ο αιώνα, ο Ολλανδός επιστήμονας Van't Hoff ανακάλυψε πειραματικά ότι όταν η θερμοκρασία αυξάνεται κατά 10 ° C, οι ρυθμοί πολλών αντιδράσεων αυξάνονται κατά 2-4 φορές.

Ο κανόνας του Van't Hoff

Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ◦ C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2–4.

Εδώ γ (ελληνικό γράμμα "γάμα") - ο λεγόμενος συντελεστής θερμοκρασίας ή συντελεστής van't Hoff, παίρνει τιμές από 2 έως 4.

Για κάθε συγκεκριμένη αντίδραση, ο συντελεστής θερμοκρασίας προσδιορίζεται εμπειρικά. Δείχνει ακριβώς πόσες φορές αυξάνεται ο ρυθμός μιας δεδομένης χημικής αντίδρασης (και η σταθερά του ρυθμού της) με κάθε 10 μοίρες αύξηση της θερμοκρασίας.

Ο κανόνας van't Hoff χρησιμοποιείται για να προσεγγίσει τη μεταβολή της σταθεράς ταχύτητας μιας αντίδρασης με αύξηση ή μείωση της θερμοκρασίας. Μια πιο ακριβής σχέση μεταξύ της σταθεράς ρυθμού και της θερμοκρασίας καθιερώθηκε από τον Σουηδό χημικό Svante Arrhenius:

Πως περισσότεροΕ μια συγκεκριμένη αντίδραση, η πιο λιγο(σε μια δεδομένη θερμοκρασία) θα είναι η σταθερά ταχύτητας k (και η ταχύτητα) αυτής της αντίδρασης. Μια αύξηση στο Τ οδηγεί σε αύξηση της σταθεράς ρυθμού, αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι μια αύξηση της θερμοκρασίας οδηγεί σε ταχεία αύξηση του αριθμού των «ενεργητικών» μορίων ικανών να ξεπεράσουν το φράγμα ενεργοποίησης Ea.

Επίδραση ενός καταλύτη στον ρυθμό αντίδρασης

Είναι δυνατή η αλλαγή του ρυθμού αντίδρασης χρησιμοποιώντας ειδικές ουσίες που αλλάζουν τον μηχανισμό αντίδρασης και τον κατευθύνουν σε μια ενεργειακά πιο ευνοϊκή διαδρομή με χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης.

Καταλύτες- Πρόκειται για ουσίες που συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση και αυξάνουν την ταχύτητά της, αλλά στο τέλος της αντίδρασης παραμένουν αμετάβλητες ποιοτικά και ποσοτικά.

Αναστολείς- Ουσίες που επιβραδύνουν τις χημικές αντιδράσεις.

Η αλλαγή του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης ή της κατεύθυνσης της με τη βοήθεια ενός καταλύτη ονομάζεται κατάλυση .

Θέματα του κωδικοποιητή USE:Ταχύτητα αντίδρασης. Η εξάρτησή του από διάφορους παράγοντες.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης δείχνει πόσο γρήγορα συμβαίνει μια αντίδραση. Η αλληλεπίδραση συμβαίνει όταν τα σωματίδια συγκρούονται στο διάστημα. Σε αυτή την περίπτωση, η αντίδραση δεν συμβαίνει με κάθε σύγκρουση, αλλά μόνο όταν τα σωματίδια έχουν την κατάλληλη ενέργεια.

Ταχύτητα αντίδρασης είναι ο αριθμός των στοιχειωδών συγκρούσεων αλληλεπιδρώντων σωματιδίων, που καταλήγουν σε χημικό μετασχηματισμό, ανά μονάδα χρόνου.

Ο προσδιορισμός του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης σχετίζεται με τις συνθήκες για την υλοποίησή της. Αν η αντίδραση ομοιογενής– δηλ. τα προϊόντα και τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια φάση - τότε ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης ορίζεται ως η μεταβολή της ουσίας ανά μονάδα χρόνου:

υ = ∆C / ∆t.

Εάν τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις και η σύγκρουση των σωματιδίων συμβαίνει μόνο στη διεπιφάνεια, τότε η αντίδραση ονομάζεται ετερογενήςκαι η ταχύτητά του καθορίζεται από την αλλαγή στην ποσότητα της ουσίας ανά μονάδα χρόνου ανά μονάδα της επιφάνειας της αντίδρασης:

υ = Δν / (S Δt).

Πώς να κάνετε τα σωματίδια να συγκρούονται πιο συχνά, δηλ. πως αύξηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης?

1. Ο ευκολότερος τρόπος είναι η αύξηση θερμοκρασία . Όπως πρέπει να γνωρίζετε από το μάθημά σας στη φυσική, η θερμοκρασία είναι ένα μέτρο της μέσης κινητικής ενέργειας της κίνησης των σωματιδίων της ύλης. Αν ανεβάσουμε τη θερμοκρασία, τότε τα σωματίδια οποιασδήποτε ουσίας αρχίζουν να κινούνται πιο γρήγορα, και επομένως συγκρούονται πιο συχνά.

Ωστόσο, με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων αυξάνεται κυρίως λόγω του γεγονότος ότι αυξάνεται ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων. Καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων που μπορούν να ξεπεράσουν το ενεργειακό φράγμα της αντίδρασης αυξάνεται απότομα. Αν χαμηλώσουμε τη θερμοκρασία, τα σωματίδια αρχίζουν να κινούνται πιο αργά, ο αριθμός των ενεργών σωματιδίων μειώνεται και ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων ανά δευτερόλεπτο μειώνεται. Με αυτόν τον τρόπο, Όταν η θερμοκρασία αυξάνεται, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης αυξάνεται και όταν η θερμοκρασία πέφτει, μειώνεται..

Σημείωση! Αυτός ο κανόνας λειτουργεί το ίδιο για όλες τις χημικές αντιδράσεις (συμπεριλαμβανομένων των εξώθερμων και των ενδόθερμων). Ο ρυθμός αντίδρασης δεν εξαρτάται από το θερμικό αποτέλεσμα. Ο ρυθμός των εξώθερμων αντιδράσεων αυξάνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και μειώνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας. Ο ρυθμός των ενδόθερμων αντιδράσεων αυξάνεται επίσης με την αύξηση της θερμοκρασίας και μειώνεται με τη μείωση της θερμοκρασίας.

Επιπλέον, τον 19ο αιώνα, ο Ολλανδός φυσικός van't Hoff ανακάλυψε πειραματικά ότι οι περισσότερες αντιδράσεις αυξάνονται περίπου με τον ίδιο ρυθμό (περίπου 2-4 φορές) με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ° C. Ακούγεται ο κανόνας του Van't Hoff όπως αυτό: μια αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 ° C οδηγεί σε αύξηση του ρυθμού μιας χημικής αντίδρασης κατά 2-4 φορές (αυτή η τιμή ονομάζεται συντελεστής θερμοκρασίας του ρυθμού χημικής αντίδρασης γ). Η ακριβής τιμή του συντελεστή θερμοκρασίας προσδιορίζεται για κάθε αντίδραση.

εδώ v είναι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης,

Γ Α και Γ Β — συγκεντρώσεις των ουσιών Α και Β, αντίστοιχα, mol/l

κ είναι ο συντελεστής αναλογικότητας, η σταθερά ταχύτητας της αντίδρασης.

Για παράδειγμα, για την αντίδραση σχηματισμού αμμωνίας:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ο νόμος της μαζικής δράσης μοιάζει με αυτό:

- αυτό είναι ΧΗΜΙΚΕΣ ΟΥΣΙΕΣσυμμετέχοντας σε μια χημική αντίδραση, αλλάζοντας την ταχύτητα και την κατεύθυνση της, αλλά μη αναλώσιμοκατά τη διάρκεια της αντίδρασης (στο τέλος της αντίδρασης δεν αλλάζουν ούτε σε ποσότητα ούτε σε σύσταση). Ένας κατά προσέγγιση μηχανισμός για τη λειτουργία ενός καταλύτη για μια αντίδραση του τύπου Α + Β μπορεί να απεικονιστεί ως εξής:

Α+Κ=ΑΚ

ΑΚ + Β = ΑΒ + Κ

Η διαδικασία αλλαγής του ρυθμού αντίδρασης όταν αλληλεπιδρά με έναν καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Οι καταλύτες χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία όταν είναι απαραίτητο να αυξηθεί ο ρυθμός μιας αντίδρασης ή να κατευθυνθεί σε μια συγκεκριμένη διαδρομή.

Ανάλογα με τη φάση φάσης του καταλύτη, διακρίνονται η ομογενής και η ετερογενής κατάλυση.

ομοιογενής κατάλυση - αυτό συμβαίνει όταν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται στην ίδια φάση (αέριο, διάλυμα). Τυπικοί ομοιογενείς καταλύτες είναι τα οξέα και οι βάσεις. οργανικές αμίνες κ.λπ.

ετερογενής κατάλυση - αυτό συμβαίνει όταν τα αντιδρώντα και ο καταλύτης βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Κατά κανόνα, οι ετερογενείς καταλύτες είναι στερεά. Επειδή Η αλληλεπίδραση σε τέτοιους καταλύτες συμβαίνει μόνο στην επιφάνεια της ουσίας, μια σημαντική απαίτηση για τους καταλύτες είναι η μεγάλη επιφάνεια. Οι ετερογενείς καταλύτες χαρακτηρίζονται από υψηλό πορώδες, το οποίο αυξάνει την επιφάνεια του καταλύτη. Έτσι, η συνολική επιφάνεια ορισμένων καταλυτών μερικές φορές φτάνει τα 500 τετραγωνικά μέτραανά 1 g καταλύτη. Η μεγάλη επιφάνεια και το πορώδες εξασφαλίζουν αποτελεσματική αλληλεπίδραση με τα αντιδραστήρια. Οι ετερογενείς καταλύτες περιλαμβάνουν μέταλλα, ζεόλιθους - κρυσταλλικά ορυκτά της ομάδας αργιλοπυριτικών (ενώσεις πυριτίου και αλουμινίου) και άλλα.

Παράδειγμαετερογενής κατάλυση - σύνθεση αμμωνίας:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Ως καταλύτης χρησιμοποιείται πορώδης σίδηρος με προσμίξεις Al 2 O 3 και K 2 O.

Ο ίδιος ο καταλύτης δεν καταναλώνεται κατά τη διάρκεια της χημικής αντίδρασης, αλλά άλλες ουσίες συσσωρεύονται στην επιφάνεια του καταλύτη, οι οποίες δεσμεύουν τα ενεργά κέντρα του καταλύτη και εμποδίζουν τη λειτουργία του ( καταλυτικά δηλητήρια). Πρέπει να αφαιρούνται τακτικά με αναγέννηση του καταλύτη.

Οι καταλύτες είναι πολύ αποτελεσματικοί στις βιοχημικές αντιδράσεις. ένζυμα. Οι ενζυματικοί καταλύτες δρουν εξαιρετικά αποτελεσματικά και επιλεκτικά, με εκλεκτικότητα 100%. Δυστυχώς, τα ένζυμα είναι πολύ ευαίσθητα στην αύξηση της θερμοκρασίας, στη μέση οξύτητα και σε άλλους παράγοντες· επομένως, υπάρχουν ορισμένοι περιορισμοί για τη βιομηχανική κλίμακα εφαρμογή διαδικασιών με ενζυματική κατάλυση.

Οι καταλύτες δεν πρέπει να συγχέονται με εμπνευστέςδιαδικασία και αναστολείς. Για παράδειγμα, για να ξεκινήσει μια ριζική αντίδραση χλωρίωσης μεθανίου, είναι απαραίτητη η υπεριώδης ακτινοβολία. Δεν είναι καταλύτης. Ορισμένες ριζικές αντιδράσεις ξεκινούν από ρίζες υπεροξειδίου. Επίσης δεν είναι καταλύτες.

Αναστολείςείναι ουσίες που επιβραδύνουν μια χημική αντίδραση. Οι αναστολείς μπορούν να καταναλωθούν και να συμμετέχουν σε μια χημική αντίδραση. Σε αυτή την περίπτωση, οι αναστολείς δεν είναι καταλύτες, το αντίστροφο. Η αντίστροφη κατάλυση είναι κατ' αρχήν αδύνατη - η αντίδραση σε κάθε περίπτωση θα προσπαθήσει να ακολουθήσει την ταχύτερη διαδρομή.

5. Περιοχή επαφής αντιδρώντων. Για ετερογενείς αντιδράσεις, ένας τρόπος για να αυξηθεί ο αριθμός των αποτελεσματικών συγκρούσεων είναι να αυξηθεί επιφάνεια της αντίδρασης . Πως περισσότερη περιοχήη επιφάνεια επαφής των φάσεων αντίδρασης, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα μιας ετερογενούς χημικής αντίδρασης. Ο ψευδάργυρος σε σκόνη διαλύεται πολύ πιο γρήγορα σε οξύ από τον κοκκώδη ψευδάργυρο του ίδιου βάρους.

Στη βιομηχανία, για να αυξήσουν την περιοχή της επιφάνειας επαφής των αντιδρώντων, χρησιμοποιούν μέθοδος ρευστοποιημένης κλίνης. Για παράδειγμα, στην παραγωγή θειικού οξέος με τη μέθοδο της στρώσης βρασμού, ο πυρίτης καβουρδίζεται.

6. Η φύση των αντιδρώντων . Αν και άλλα πράγματα είναι ίσα, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων επηρεάζεται επίσης από Χημικές ιδιότητες, δηλ. τη φύση των αντιδρώντων. Λιγότερες δραστικές ουσίες θα έχουν υψηλότερο φράγμα ενεργοποίησης και θα αντιδρούν πιο αργά από τις περισσότερες δραστικές ουσίες. Οι πιο δραστικές ουσίες έχουν χαμηλότερη ενέργεια ενεργοποίησης και είναι πολύ πιο εύκολο και πιο πιθανό να εισέλθουν σε χημικές αντιδράσεις.

Σε χαμηλές ενέργειες ενεργοποίησης (λιγότερες από 40 kJ/mol), η αντίδραση προχωρά πολύ γρήγορα και εύκολα. Ένα σημαντικό μέρος των συγκρούσεων μεταξύ των σωματιδίων καταλήγει σε χημικό μετασχηματισμό. Για παράδειγμα, οι αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων συμβαίνουν πολύ γρήγορα υπό κανονικές συνθήκες.

Σε υψηλές ενέργειες ενεργοποίησης (πάνω από 120 kJ/mol), μόνο ένας μικρός αριθμός συγκρούσεων καταλήγει σε χημικό μετασχηματισμό. Ο ρυθμός τέτοιων αντιδράσεων είναι αμελητέος. Για παράδειγμα, το άζωτο πρακτικά δεν αλληλεπιδρά με το οξυγόνο υπό κανονικές συνθήκες.

Σε μεσαίες ενέργειες ενεργοποίησης (από 40 έως 120 kJ/mol), ο ρυθμός αντίδρασης θα είναι μέσος όρος. Τέτοιες αντιδράσεις προχωρούν και υπό κανονικές συνθήκες, αλλά όχι πολύ γρήγορα, ώστε να μπορούν να παρατηρηθούν με γυμνό μάτι. Αυτές οι αντιδράσεις περιλαμβάνουν την αλληλεπίδραση του νατρίου με το νερό, την αλληλεπίδραση του σιδήρου με το υδροχλωρικό οξύ κ.λπ.

Ουσίες που είναι σταθερές υπό κανονικές συνθήκες τείνουν να έχουν υψηλές ενέργειες ενεργοποίησης.

Μερικές χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν σχεδόν αμέσως (έκρηξη ενός μείγματος οξυγόνου-υδρογόνου, αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων σε υδατικό διάλυμα), η δεύτερη - γρήγορα (καύση ουσιών, αλληλεπίδραση ψευδαργύρου με οξύ) και άλλες - αργά (σκουριά σιδήρου, αποσύνθεση των οργανικών υπολειμμάτων). Είναι τόσο γνωστές οι αργές αντιδράσεις που ένα άτομο απλά δεν μπορεί να τις παρατηρήσει. Για παράδειγμα, η μετατροπή του γρανίτη σε άμμο και άργιλο λαμβάνει χώρα εδώ και χιλιάδες χρόνια.

Με άλλα λόγια, οι χημικές αντιδράσεις μπορούν να εξελιχθούν με διαφορετικό τρόπο Ταχύτητα.

Αλλά τι είναι αντίδραση ταχύτητας? Τι είναι ακριβής ορισμόςδεδομένης αξίας και, κυρίως, της μαθηματικής έκφρασής του;

Ο ρυθμός μιας αντίδρασης είναι η μεταβολή της ποσότητας μιας ουσίας σε μια μονάδα χρόνου σε μια μονάδα όγκου. Μαθηματικά, αυτή η έκφραση γράφεται ως:

Οπου n 1 και n 2- την ποσότητα της ουσίας (mol) τη χρονική στιγμή t 1 και t 2, αντίστοιχα, σε ένα σύστημα με όγκο V.

Ποιο πρόσημο συν ή πλην (±) θα σταθεί πριν από την έκφραση της ταχύτητας εξαρτάται από το αν εξετάζουμε μια αλλαγή στην ποσότητα ποιας ουσίας - ενός προϊόντος ή ενός αντιδρώντος.

Προφανώς, κατά την πορεία της αντίδρασης, τα αντιδραστήρια καταναλώνονται, δηλαδή ο αριθμός τους μειώνεται, επομένως, για τα αντιδραστήρια, η έκφραση (n 2 - n 1) έχει πάντα τιμή μικρότερη από το μηδέν. Δεδομένου ότι η ταχύτητα δεν μπορεί να είναι αρνητική τιμή, σε αυτήν την περίπτωση, πρέπει να τοποθετηθεί ένα σύμβολο μείον πριν από την έκφραση.

Εάν εξετάζουμε τη μεταβολή της ποσότητας του προϊόντος και όχι του αντιδρώντος, τότε το σύμβολο μείον δεν απαιτείται πριν από την έκφραση για τον υπολογισμό του ρυθμού, καθώς η έκφραση (n 2 - n 1) σε αυτή την περίπτωση είναι πάντα θετική , επειδή η ποσότητα του προϊόντος ως αποτέλεσμα της αντίδρασης μπορεί μόνο να αυξηθεί.

Η αναλογία της ποσότητας της ουσίας nστον όγκο στον οποίο βρίσκεται αυτή η ποσότητα της ουσίας, που ονομάζεται μοριακή συγκέντρωση ΑΠΟ:

Έτσι, χρησιμοποιώντας την έννοια της μοριακής συγκέντρωσης και τη μαθηματική έκφρασή της, μπορούμε να γράψουμε έναν άλλο τρόπο για τον προσδιορισμό του ρυθμού αντίδρασης:

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι η μεταβολή της μοριακής συγκέντρωσης μιας ουσίας ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης σε μία μονάδα χρόνου:

Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό αντίδρασης

Είναι συχνά εξαιρετικά σημαντικό να γνωρίζουμε τι καθορίζει τον ρυθμό μιας συγκεκριμένης αντίδρασης και πώς να την επηρεάσουμε. Για παράδειγμα, η βιομηχανία διύλισης πετρελαίου κυριολεκτικά παλεύει για κάθε επιπλέον μισό τοις εκατό του προϊόντος ανά μονάδα χρόνου. Εξάλλου, δεδομένης της τεράστιας ποσότητας επεξεργασμένου πετρελαίου, ακόμη και το μισό τοις εκατό ρέει σε μεγάλο ετήσιο οικονομικό κέρδος. Σε ορισμένες περιπτώσεις, είναι εξαιρετικά σημαντικό να επιβραδύνει οποιαδήποτε αντίδραση, ιδιαίτερα τη διάβρωση των μετάλλων.

Από τι εξαρτάται λοιπόν ο ρυθμός μιας αντίδρασης; Εξαρτάται, παραδόξως, από πολλές διαφορετικές παραμέτρους.

Για να κατανοήσουμε αυτό το ζήτημα, πρώτα απ 'όλα, ας φανταστούμε τι συμβαίνει ως αποτέλεσμα μιας χημικής αντίδρασης, για παράδειγμα:

Η εξίσωση που γράφτηκε παραπάνω αντικατοπτρίζει τη διαδικασία κατά την οποία τα μόρια των ουσιών Α και Β, συγκρούοντας μεταξύ τους, σχηματίζουν μόρια των ουσιών C και D.

Δηλαδή, αναμφίβολα, για να γίνει η αντίδραση είναι απαραίτητη τουλάχιστον μια σύγκρουση των μορίων των αρχικών ουσιών. Προφανώς, αν αυξήσουμε τον αριθμό των μορίων ανά μονάδα όγκου, ο αριθμός των συγκρούσεων θα αυξηθεί με τον ίδιο τρόπο που θα αυξηθεί η συχνότητα των συγκρούσεων με επιβάτες σε ένα γεμάτο λεωφορείο σε σύγκριση με ένα μισοάδειο.

Με άλλα λόγια, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης των αντιδρώντων.

Στην περίπτωση που ένα ή περισσότερα από τα αντιδρώντα είναι αέρια, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται με την αύξηση της πίεσης, καθώς η πίεση ενός αερίου είναι πάντα ευθέως ανάλογη με τη συγκέντρωση των μορίων που το αποτελούν.

Ωστόσο, η σύγκρουση των σωματιδίων είναι απαραίτητη αλλά όχι επαρκής συνθήκη για να προχωρήσει η αντίδραση. Το γεγονός είναι ότι, σύμφωνα με υπολογισμούς, ο αριθμός των συγκρούσεων των μορίων των αντιδρώντων ουσιών στην λογική συγκέντρωση τους είναι τόσο μεγάλος που όλες οι αντιδράσεις πρέπει να προχωρήσουν σε μια στιγμή. Ωστόσο, αυτό δεν συμβαίνει στην πράξη. Τι συμβαίνει?

Το γεγονός είναι ότι δεν θα είναι απαραίτητα αποτελεσματική κάθε σύγκρουση μορίων αντιδραστηρίων. Πολλές συγκρούσεις είναι ελαστικές - τα μόρια αναπηδούν το ένα από το άλλο σαν μπάλες. Για να γίνει η αντίδραση πρέπει τα μόρια να έχουν επαρκή κινητική ενέργεια. Η ελάχιστη ενέργεια που πρέπει να έχουν τα μόρια των αντιδρώντων για να γίνει η αντίδραση ονομάζεται ενέργεια ενεργοποίησης και συμβολίζεται ως Ε α. Σε ένα σύστημα που αποτελείται από μεγάλο αριθμό μορίων, υπάρχει κατανομή ενέργειας μορίων, μερικά από αυτά έχουν χαμηλή ενέργεια, άλλα έχουν υψηλή και μέση ενέργεια. Από όλα αυτά τα μόρια, μόνο ένα μικρό κλάσμα των μορίων έχει ενέργεια μεγαλύτερη από την ενέργεια ενεργοποίησης.

Όπως είναι γνωστό από την πορεία της φυσικής, η θερμοκρασία είναι στην πραγματικότητα ένα μέτρο της κινητικής ενέργειας των σωματιδίων που αποτελούν την ουσία. Δηλαδή, όσο πιο γρήγορα κινούνται τα σωματίδια που απαρτίζουν την ουσία, τόσο υψηλότερη είναι η θερμοκρασία της. Έτσι, προφανώς, αυξάνοντας τη θερμοκρασία ουσιαστικά αυξάνουμε την κινητική ενέργεια των μορίων, με αποτέλεσμα να αυξάνεται η αναλογία των μορίων με ενέργειες που υπερβαίνουν το Ea και η σύγκρουσή τους να οδηγεί σε χημική αντίδραση.

Γεγονός θετική επίδρασηΗ θερμοκρασία επί του ρυθμού της αντίδρασης τον 19ο αιώνα καθορίστηκε εμπειρικά από τον Ολλανδό χημικό Van't Hoff. Με βάση την έρευνά του, διατύπωσε έναν κανόνα που εξακολουθεί να φέρει το όνομά του και ακούγεται ως εξής:

Ο ρυθμός οποιασδήποτε χημικής αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 φορές με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 βαθμούς.

Η μαθηματική αναπαράσταση αυτού του κανόνα γράφεται ως:

όπου V 2και V 1είναι η ταχύτητα σε θερμοκρασία t 2 και t 1, αντίστοιχα, και γ είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας της αντίδρασης, η τιμή του οποίου τις περισσότερες φορές βρίσκεται στην περιοχή από 2 έως 4.

Συχνά ο ρυθμός πολλών αντιδράσεων μπορεί να αυξηθεί χρησιμοποιώντας καταλύτες.

Οι καταλύτες είναι ουσίες που επιταχύνουν μια αντίδραση χωρίς να καταναλωθούν.

Πώς καταφέρνουν όμως οι καταλύτες να αυξήσουν τον ρυθμό μιας αντίδρασης;

Θυμηθείτε την ενέργεια ενεργοποίησης E a . Μόρια με ενέργειες μικρότερες από την ενέργεια ενεργοποίησης δεν μπορούν να αλληλεπιδράσουν μεταξύ τους απουσία καταλύτη. Οι καταλύτες αλλάζουν τη διαδρομή κατά την οποία προχωρά η αντίδραση, παρόμοια με το πώς ένας έμπειρος οδηγός θα ανοίξει τη διαδρομή της αποστολής όχι απευθείας μέσω του βουνού, αλλά με τη βοήθεια μονοπατιών παράκαμψης, με αποτέλεσμα ακόμη και εκείνοι οι δορυφόροι που δεν είχαν αρκετό ενέργεια για να ανέβει στο βουνό θα είναι σε θέση να μετακινηθεί σε μια άλλη πλευρά της.

Παρά το γεγονός ότι ο καταλύτης δεν καταναλώνεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, εντούτοις συμμετέχει ενεργά σε αυτήν, σχηματίζοντας ενδιάμεσες ενώσεις με αντιδραστήρια, αλλά στο τέλος της αντίδρασης επιστρέφει στην αρχική του κατάσταση.

Εκτός από τους παραπάνω παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό αντίδρασης, εάν υπάρχει διεπαφή μεταξύ των αντιδρώντων ουσιών (ετερογενής αντίδραση), ο ρυθμός αντίδρασης θα εξαρτηθεί επίσης από την περιοχή επαφής των αντιδρώντων. Για παράδειγμα, φανταστείτε έναν κόκκο από μεταλλικό αλουμίνιο που έχει πέσει σε έναν δοκιμαστικό σωλήνα που περιέχει ένα υδατικό διάλυμα υδροχλωρικού οξέος. Το αλουμίνιο είναι ένα ενεργό μέταλλο που μπορεί να αντιδράσει με μη οξειδωτικά οξέα. Με το υδροχλωρικό οξύ, η εξίσωση της αντίδρασης έχει ως εξής:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Το αλουμίνιο είναι ένα στερεό, που σημαίνει ότι αντιδρά μόνο με το υδροχλωρικό οξύ στην επιφάνειά του. Προφανώς, αν αυξήσουμε το εμβαδόν της επιφάνειας τυλίγοντας πρώτα τον κόκκο αλουμινίου σε φύλλο αλουμινίου, παρέχουμε έτσι έναν μεγαλύτερο αριθμό ατόμων αλουμινίου διαθέσιμα για αντίδραση με το οξύ. Ως αποτέλεσμα, ο ρυθμός αντίδρασης θα αυξηθεί. Ομοίως, μια αύξηση στην επιφάνεια ενός στερεού μπορεί να επιτευχθεί με άλεση σε σκόνη.

Επίσης, ο ρυθμός μιας ετερογενούς αντίδρασης, στην οποία ένα στερεό αντιδρά με ένα αέριο ή υγρό, συχνά επηρεάζεται θετικά από την ανάδευση, η οποία οφείλεται στο γεγονός ότι ως αποτέλεσμα της ανάδευσης, τα συσσωρευμένα μόρια των προϊόντων της αντίδρασης απομακρύνονται από η ζώνη αντίδρασης και ένα νέο τμήμα των μορίων του αντιδραστηρίου «αναφέρεται».

Το τελευταίο πράγμα που πρέπει να σημειωθεί είναι επίσης η τεράστια επίδραση στον ρυθμό της αντίδρασης και στη φύση των αντιδραστηρίων. Για παράδειγμα, όσο χαμηλότερο είναι το αλκαλιμέταλλο στον περιοδικό πίνακα, τόσο πιο γρήγορα αντιδρά με το νερό, το φθόριο μεταξύ όλων των αλογόνων αντιδρά πιο γρήγορα με το αέριο υδρογόνο κ.λπ.

Συνοπτικά, ο ρυθμός αντίδρασης εξαρτάται από τους ακόλουθους παράγοντες:

1) η συγκέντρωση των αντιδραστηρίων: όσο μεγαλύτερη, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.

2) θερμοκρασία: με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο ρυθμός οποιασδήποτε αντίδρασης αυξάνεται.

3) η περιοχή επαφής των αντιδρώντων: όσο μεγαλύτερη είναι η περιοχή επαφής των αντιδρώντων, τόσο μεγαλύτερη είναι η ταχύτητα αντίδρασης.

4) η ανάδευση, εάν η αντίδραση συμβεί μεταξύ ενός στερεού και ενός υγρού ή αερίου, η ανάδευση μπορεί να την επιταχύνει.

Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης εξαρτάται από πολλούς παράγοντες, συμπεριλαμβανομένης της φύσης των αντιδρώντων, της συγκέντρωσης των αντιδρώντων, της θερμοκρασίας και της παρουσίας καταλυτών. Ας εξετάσουμε αυτούς τους παράγοντες.

1). Η φύση των αντιδρώντων. Εάν υπάρχει αλληλεπίδραση μεταξύ ουσιών με ιοντικό δεσμό, τότε η αντίδραση προχωρά ταχύτερα από ότι μεταξύ ουσιών με ομοιοπολικό δεσμό.

2.) Συγκέντρωση αντιδραστηρίου. Για να πραγματοποιηθεί μια χημική αντίδραση, τα μόρια των αντιδρώντων πρέπει να συγκρουστούν. Δηλαδή, τα μόρια πρέπει να έρχονται τόσο κοντά το ένα στο άλλο, ώστε τα άτομα του ενός σωματιδίου να βιώνουν τη δράση των ηλεκτρικών πεδίων του άλλου. Μόνο σε αυτή την περίπτωση θα είναι δυνατές οι μεταπτώσεις ηλεκτρονίων και οι αντίστοιχες ανακατατάξεις των ατόμων, με αποτέλεσμα να σχηματίζονται μόρια νέων ουσιών. Έτσι, ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων είναι ανάλογος με τον αριθμό των συγκρούσεων που συμβαίνουν μεταξύ των μορίων και ο αριθμός των συγκρούσεων, με τη σειρά του, είναι ανάλογος με τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Με βάση το πειραματικό υλικό, οι Νορβηγοί επιστήμονες Guldberg και Waage και, ανεξάρτητα από αυτούς, ο Ρώσος επιστήμονας Beketov το 1867 διατύπωσαν τον βασικό νόμο της χημικής κινητικής - νόμος της μαζικής δράσης(ZDM): σε σταθερή θερμοκρασία, ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων προς την ισχύ των στοιχειομετρικών τους συντελεστών. Για τη γενική περίπτωση:

ο νόμος της μαζικής δράσης έχει τη μορφή:

Ο νόμος της μαζικής δράσης για μια δεδομένη αντίδραση ονομάζεται η κύρια κινητική εξίσωση της αντίδρασης. Στη βασική κινητική εξίσωση, k είναι η σταθερά του ρυθμού αντίδρασης, η οποία εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων και τη θερμοκρασία.

Οι περισσότερες χημικές αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες. Κατά τη διάρκεια τέτοιων αντιδράσεων, τα προϊόντα τους, καθώς συσσωρεύονται, αντιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν τις αρχικές ουσίες:

Ταχύτητα μπροστινής αντίδρασης:

Ποσοστό ανάδρασης:

Την ώρα της ισορροπίας:

Από εδώ, ο νόμος των ενεργών μαζών σε κατάσταση ισορροπίας θα πάρει τη μορφή:

όπου Κ είναι η σταθερά ισορροπίας της αντίδρασης.

3) Η επίδραση της θερμοκρασίας στον ρυθμό αντίδρασης. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων, κατά κανόνα, αυξάνεται κατά την υπέρβαση της θερμοκρασίας. Ας το εξετάσουμε χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης του υδρογόνου με το οξυγόνο.

2H 2 + O 2 \u003d 2H 2 O

Στους 20 0 C, ο ρυθμός αντίδρασης είναι σχεδόν μηδενικός και θα χρειαστούν 54 δισεκατομμύρια χρόνια για να περάσει η αλληλεπίδραση κατά 15%. Στους 500 0 C, χρειάζονται 50 λεπτά για να σχηματιστεί νερό και στους 700 0 C, η αντίδραση προχωρά αμέσως.

Η εξάρτηση του ρυθμού αντίδρασης από τη θερμοκρασία εκφράζεται ο κανόνας του van't Hoff: με αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10 περίπου η ταχύτητα αντίδρασης αυξάνεται κατά 2 - 4 φορές. Ο κανόνας του Van't Hoff είναι γραμμένος:

4) Επιρροή καταλυτών. Ο ρυθμός των χημικών αντιδράσεων μπορεί να ελεγχθεί από καταλύτες- ουσίες που αλλάζουν τον ρυθμό της αντίδρασης και παραμένουν αμετάβλητες μετά την αντίδραση. Η μεταβολή του ρυθμού μιας αντίδρασης παρουσία καταλύτη ονομάζεται κατάλυση. Διακρίνω θετικός(αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης) και αρνητικός(ο ρυθμός αντίδρασης μειώνεται) κατάλυση. Μερικές φορές ο καταλύτης σχηματίζεται κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τέτοιες διαδικασίες ονομάζονται αυτοκαταλυτικές. Διάκριση μεταξύ ομογενούς και ετερογενούς κατάλυσης.

Στο ομοιογενήςΣτην κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται στην ίδια φάση. Για παράδειγμα:

Στο ετερογενήςΣτην κατάλυση, ο καταλύτης και τα αντιδρώντα βρίσκονται σε διαφορετικές φάσεις. Για παράδειγμα:

Η ετερογενής κατάλυση σχετίζεται με ενζυματικές διεργασίες. Όλες οι χημικές διεργασίες που συμβαίνουν στους ζωντανούς οργανισμούς καταλύονται από ένζυμα, τα οποία είναι πρωτεΐνες με ορισμένες εξειδικευμένες λειτουργίες. Σε διαλύματα στα οποία λαμβάνουν χώρα ενζυματικές διεργασίες, δεν υπάρχει τυπικό ετερογενές μέσο, ​​λόγω της απουσίας μιας σαφώς καθορισμένης διεπαφής φάσης. Τέτοιες διαδικασίες αναφέρονται ως μικροετερογενής κατάλυση.

Ταχύτητα αντίδρασηςκαθορίζεται από τη μεταβολή της μοριακής συγκέντρωσης ενός από τα αντιδρώντα:

V \u003d ± ((C 2 - C 1) / (t 2 - t 1)) \u003d ± (DC / Dt)

Όπου C 1 και C 2 είναι οι μοριακές συγκεντρώσεις των ουσιών στις χρονικές στιγμές t 1 και t 2, αντίστοιχα (σύμβολο (+) - εάν ο ρυθμός προσδιορίζεται από το προϊόν της αντίδρασης, σύμβολο (-) - από την αρχική ουσία).

Οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν τα μόρια των αντιδρώντων συγκρούονται. Η ταχύτητά του καθορίζεται από τον αριθμό των συγκρούσεων και την πιθανότητα να οδηγήσουν σε μετασχηματισμό. Ο αριθμός των συγκρούσεων καθορίζεται από τις συγκεντρώσεις των ουσιών που αντιδρούν και η πιθανότητα μιας αντίδρασης καθορίζεται από την ενέργεια των μορίων που συγκρούονται.
Παράγοντες που επηρεάζουν τον ρυθμό των χημικών αντιδράσεων.
1. Η φύση των αντιδρώντων. Σημαντικό ρόλο παίζει η φύση των χημικών δεσμών και η δομή των μορίων των αντιδραστηρίων. Οι αντιδράσεις προχωρούν προς την κατεύθυνση της καταστροφής λιγότερο ισχυρών δεσμών και του σχηματισμού ουσιών με ισχυρότερους δεσμούς. Έτσι, απαιτούνται υψηλές ενέργειες για τη διάσπαση των δεσμών στα μόρια H 2 και N 2. τέτοια μόρια δεν είναι πολύ αντιδραστικά. Για να σπάσουν οι δεσμοί σε πολύ πολικά μόρια (HCl, H 2 O), απαιτείται λιγότερη ενέργεια και ο ρυθμός αντίδρασης είναι πολύ υψηλότερος. Οι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών προχωρούν σχεδόν ακαριαία.
Παραδείγματα
Το φθόριο αντιδρά εκρηκτικά με το υδρογόνο θερμοκρασία δωματίου, το βρώμιο αλληλεπιδρά με το υδρογόνο αργά και όταν θερμαίνεται.
Το οξείδιο του ασβεστίου αντιδρά έντονα με το νερό, απελευθερώνοντας θερμότητα. οξείδιο του χαλκού - δεν αντιδρά.

2. Συγκέντρωση. Με αύξηση της συγκέντρωσης (ο αριθμός των σωματιδίων ανά μονάδα όγκου), οι συγκρούσεις των μορίων των αντιδρώντων συμβαίνουν συχνότερα - ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται.
Ο νόμος των ενεργών μαζών (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Ο ρυθμός μιας χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το προϊόν των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Η σταθερά ταχύτητας αντίδρασης k εξαρτάται από τη φύση των αντιδρώντων, τη θερμοκρασία και τον καταλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τις συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Η φυσική έννοια της σταθεράς ταχύτητας είναι ότι είναι ίση με την ταχύτητα αντίδρασης σε μοναδιαίες συγκεντρώσεις των αντιδρώντων.
Για ετερογενείς αντιδράσεις, η συγκέντρωση της στερεάς φάσης δεν περιλαμβάνεται στην έκφραση του ρυθμού αντίδρασης.

3. Θερμοκρασία. Για κάθε αύξηση της θερμοκρασίας κατά 10°C, ο ρυθμός αντίδρασης αυξάνεται κατά 2-4 (κανόνας Van't Hoff). Με αύξηση της θερμοκρασίας από t 1 σε t 2, η αλλαγή στον ρυθμό αντίδρασης μπορεί να υπολογιστεί από τον τύπο:

(όπου Vt 2 και Vt 1 είναι οι ρυθμοί αντίδρασης σε θερμοκρασίες t 2 και t 1, αντίστοιχα, g είναι ο συντελεστής θερμοκρασίας αυτής της αντίδρασης).
Ο κανόνας του Van't Hoff ισχύει μόνο σε στενό εύρος θερμοκρασίας. Πιο ακριβής είναι η εξίσωση Arrhenius:

• e-Ea/RT

όπου
Το Α είναι μια σταθερά ανάλογα με τη φύση των αντιδρώντων.
R είναι η καθολική σταθερά αερίου.

Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, δηλ. την ενέργεια που πρέπει να έχουν τα συγκρουόμενα μόρια προκειμένου η σύγκρουση να οδηγήσει σε χημικό μετασχηματισμό.
Ενεργειακό διάγραμμα χημικής αντίδρασης.

A - αντιδραστήρια, B - ενεργοποιημένο σύμπλοκο (κατάσταση μετάβασης), C - προϊόντα.
Όσο υψηλότερη είναι η ενέργεια ενεργοποίησης Ea, τόσο περισσότερο αυξάνεται ο ρυθμός αντίδρασης με την αύξηση της θερμοκρασίας.

4. Η επιφάνεια επαφής των αντιδρώντων. Για ετερογενή συστήματα (όταν οι ουσίες βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσωμάτωσης), όσο μεγαλύτερη είναι η επιφάνεια επαφής, τόσο πιο γρήγορα προχωρά η αντίδραση. Η επιφάνεια των στερεών μπορεί να αυξηθεί με την άλεση τους και για τις διαλυτές ουσίες με τη διάλυσή τους.

5. Κατάλυση. Οι ουσίες που συμμετέχουν στις αντιδράσεις και αυξάνουν τον ρυθμό της, παραμένοντας αμετάβλητες στο τέλος της αντίδρασης, ονομάζονται καταλύτες. Ο μηχανισμός δράσης των καταλυτών σχετίζεται με μείωση της ενέργειας ενεργοποίησης της αντίδρασης λόγω του σχηματισμού ενδιάμεσων ενώσεων. Στο ομοιογενής κατάλυσητα αντιδραστήρια και ο καταλύτης αποτελούν μία φάση (βρίσκονται στην ίδια κατάσταση συσσωμάτωσης), με ετερογενής κατάλυση- διαφορετικές φάσεις (βρίσκονται σε διαφορετικές καταστάσεις συσσώρευσης). Σε ορισμένες περιπτώσεις, η πορεία των ανεπιθύμητων χημικών διεργασιών μπορεί να επιβραδυνθεί δραστικά με την προσθήκη αναστολέων στο μέσο αντίδρασης (το φαινόμενο αρνητική κατάλυση").