Brzina hemijske reakcije

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora. To je ključni koncept u hemijskoj kinetici. Brzina kemijske reakcije je uvijek pozitivna vrijednost, stoga, ako je određena početnom tvari (čija koncentracija opada tijekom reakcije), tada se rezultirajuća vrijednost množi sa -1.

Na primjer za reakciju:

izraz za brzinu će izgledati ovako:

. Brzina kemijske reakcije u bilo kojem trenutku proporcionalna je koncentracijama reaktanata podignutih na snage jednake njihovim stehiometrijskim koeficijentima.

Za elementarne reakcije, eksponent koncentracije svake supstance često je jednak njenom stehiometrijskom koeficijentu; za složene reakcije ovo se pravilo ne poštuje. Pored koncentracije, na brzinu hemijske reakcije utiču i sledeći faktori:

• priroda reaktanata,
• prisustvo katalizatora,
• temperatura (van't Hoffovo pravilo),
• pritisak,
• površina reagujućih supstanci.

Ako uzmemo u obzir najjednostavniju hemijsku reakciju A + B → C, to ćemo primijetiti instant Brzina hemijske reakcije nije konstantna.

Književnost

• Kubasov A. A. Kemijska kinetika i kataliza.
• Prigogine I., Defey R. Hemijska termodinamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 str.
• Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Kinetički modeli katalitičkih reakcija, Novosibirsk: Nauka (Sib. Department), 1983. - 255 str.

Wikimedia Foundation. 2010.

Pogledajte šta je "Brzina hemijske reakcije" u drugim rječnicima:

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina hemijske reakcije se meri promenom broja molova reagovane supstance (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promenom koncentracije bilo koje od polaznih supstanci... Veliki enciklopedijski rječnik

BRZINA HEMIJSKE REAKCIJE- osnovni koncept hemije. kinetika, izražavajući odnos količine reagovane supstance (u molovima) i vremenskog perioda tokom kojeg je došlo do interakcije. Budući da se koncentracije reaktanata mijenjaju tokom interakcije, brzina je obično ... Velika politehnička enciklopedija

brzina hemijske reakcije- veličina koja karakteriše intenzitet hemijske reakcije. Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog proizvoda kao rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako je reakcija homogena) ili po ... ...

Osnovni koncept kemijske kinetike. Za jednostavne homogene reakcije, brzina hemijske reakcije se meri promenom broja molova reagovane supstance (pri konstantnoj zapremini sistema) ili promenom koncentracije bilo koje od polaznih supstanci... enciklopedijski rječnik

Količina koja karakteriše intenzitet hemijske reakcije (vidi Hemijske reakcije). Brzina formiranja produkta reakcije je količina ovog produkta koja je rezultat reakcije po jedinici vremena po jedinici volumena (ako ... ...

Basic koncept hemije kinetika. Za jednostavne homogene reakcije S. x. R. mjereno promjenom broja molova izreagovanog u va (sa konstantnom zapreminom sistema) ili promjenom koncentracije bilo kojeg od početnih in va ili produkta reakcije (ako je volumen sistema ...

Za složene reakcije koje se sastoje od nekoliko faze (jednostavne ili elementarne reakcije), mehanizam je skup faza, kao rezultat kojih se polazni materijali pretvaraju u proizvode. Molekuli mogu djelovati kao intermedijari u ovim reakcijama..... Prirodna nauka. enciklopedijski rječnik

- (eng. nucleophilic substitution response) supstitucijske reakcije u kojima se napad izvodi nukleofilnim reagensom koji nosi usamljeni elektronski par. Odlazeća grupa u reakcijama nukleofilne supstitucije naziva se nukleofuga. Sve... Wikipedia

Transformacija nekih supstanci u druge, različite od originalnih po hemijskom sastavu ili strukturi. Ukupan broj atoma svakog elementa, kao i sami hemijski elementi koji čine supstance, ostaju u R. x. nepromijenjen; ovaj R. x... Velika sovjetska enciklopedija

brzina crtanja- linearna brzina kretanja metala na izlazu iz kalupa, m/s. Na modernim mašinama za crtanje brzina izvlačenja dostiže 50-80 m/s. Međutim, čak i pri izvlačenju žice, brzina u pravilu ne prelazi 30-40 m/s. U… … Enciklopedijski rečnik metalurgije

Brzina hemijskih reakcija. Hemijska ravnoteža

Plan:

1. Koncept brzine hemijske reakcije.

2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije.

3. Hemijska ravnoteža. Faktori koji utječu na ravnotežu pomaka. Le Chatelierov princip.

Hemijske reakcije se odvijaju različitom brzinom. Reakcije se odvijaju vrlo brzo u vodenim otopinama. Na primjer, ako se isprazne otopine barij hlorida i natrijum sulfata, odmah se taloži bijeli talog barijum sulfata. Etilen brzo, ali ne odmah, obezbojava bromnu vodu. Rđa se polako stvara na željeznim predmetima, plak se pojavljuje na bakrenim i bronzanim proizvodima, a lišće trune.

Nauka proučava brzinu hemijske reakcije, kao i identifikaciju njene zavisnosti od uslova procesa - hemijska kinetika.

Ako se reakcije odvijaju u homogenom mediju, na primjer, u otopini ili plinskoj fazi, tada se interakcija reaktanata događa u cijelom volumenu. Takve reakcije se nazivaju homogena.

Ako se reakcija dogodi između supstanci u različitim agregacijskim stanjima (na primjer, između čvrste tvari i plina ili tekućine) ili između tvari koje nisu sposobne formirati homogeni medij (na primjer, između dvije tekućine koje se ne miješaju), tada se odvija samo na dodirnoj površini supstanci. Takve reakcije se nazivaju heterogena.

υ homogene reakcije određuje se promjenom količine tvari po jedinici po jedinici volumena:

υ =Δn / Δt ∙V

gdje je Δ n promjena broja molova jedne od tvari (najčešće originalne, ali može biti i produkt reakcije), (mol);

V – zapremina gasa ili rastvora (l)

Budući da je Δ n / V = ​​ΔC (promjena koncentracije), onda

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogene reakcije određuje se promjenom količine tvari u jedinici vremena na jediničnoj površini dodira tvari.

υ =Δn / Δt ∙ S

gdje je Δ n – promjena količine tvari (reagensa ili proizvoda), (mol);

Δt – vremenski interval (s, min);

S – površina kontakta tvari (cm 2, m 2)

Zašto stope različitih reakcija nisu iste?

Da bi hemijska reakcija započela, molekuli reagujućih supstanci moraju da se sudare. Ali ne rezultira svaki sudar hemijskom reakcijom. Da bi sudar doveo do hemijske reakcije, molekuli moraju imati dovoljno veliku energiju. Čestice koje mogu proći hemijsku reakciju prilikom sudara nazivaju se aktivan. Imaju višak energije u odnosu na prosječnu energiju većine čestica – energiju aktivacije E act. U supstanci ima mnogo manje aktivnih čestica nego sa prosečnom energijom, pa da bi mnoge reakcije započele, sistemu se mora dati nešto energije (blesak svetlosti, grejanje, mehanički udar).

Energetska barijera (vrijednost E act) je različit za različite reakcije, što je niži, to se reakcija odvija lakše i brže.

2. Faktori koji utiču na υ(broj sudara čestica i njihova efikasnost).

1) Priroda reaktanata: njihov sastav, struktura => energija aktivacije

▪ što manje E act, što je veće υ;

Ako E act < 40 кДж/моль, то это значит, что значительная часть столкновений между частицами реагирующих веществ приводит к их взаимодействию, и скорость такой реакции очень большая. Все реакции ионного обмена протекают практически мгновенно, т.к. в этих реакциях участвуют разноименнозаряженные частицы, и энергия активации в этих случаях ничтожно мала.

Ako E act> 120 kJ/mol, to znači da samo mali dio sudara između čestica u interakciji dovodi do reakcije. Stopa takvih reakcija je vrlo niska. Na primjer, hrđanje željeza, ili

pojavu reakcije sinteze amonijaka na uobičajenim temperaturama gotovo je nemoguće primijetiti.

Ako E act imaju srednje vrijednosti (40 – 120 kJ/mol), tada će brzina takvih reakcija biti prosječna. Takve reakcije uključuju interakciju natrijuma s vodom ili etanolom, promjenu boje bromne vode s etilenom itd.

2) Temperatura: na t za svakih 10 0 C, υ 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Na t, broj aktivnih čestica (s E act) i njihove aktivne kolizije.

Zadatak 1. Brzina određene reakcije na 0 0 C je jednaka 1 mol/l ∙ h, temperaturni koeficijent reakcije je 3. Kolika će biti brzina ove reakcije na 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) koncentracija:što više, to češće dolazi do sudara i υ. Pri konstantnoj temperaturi za reakciju mA + nB = C prema zakonu djelovanja mase:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

gdje je k konstanta brzine;

C – koncentracija (mol/l)

Zakon masovne akcije:

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije.

Z.d.m. ne uzima u obzir koncentraciju reagujućih supstanci u čvrstom stanju, jer reaguju na površinama i njihove koncentracije obično ostaju konstantne.

Zadatak 2. Reakcija se odvija prema jednačini A + 2B → C. Koliko puta i kako će se promijeniti brzina reakcije kada se koncentracija tvari B poveća za 3 puta?

Rješenje:υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ = k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ b 2

υ 2 = k ∙ a ∙ 3 u 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 = 1/9

Odgovor: povećaće se 9 puta

Za gasovite supstance, brzina reakcije zavisi od pritiska

Što je pritisak veći, to je veća brzina.

4) Katalizatori– supstance koje menjaju mehanizam reakcije, redukuju E act => υ .

▪ Katalizatori ostaju nepromijenjeni nakon završetka reakcije

▪ Enzimi su biološki katalizatori, proteini po prirodi.

▪ Inhibitori – supstance koje ↓ υ

5) Za heterogene reakcije, υ takođe zavisi:

▪ o stanju kontaktne površine reagujućih supstanci.

Uporedite: jednake količine rastvora sumporne kiseline sipane su u 2 epruvete i istovremeno je u jednu ubačen gvozdeni ekser, a u drugu gvozdene strugotine.Mlevenje čvrste supstance dovodi do povećanja broja njenih molekula koji mogu istovremeno da reaguju . Stoga će u drugoj epruveti brzina reakcije biti veća nego u prvoj.

U životu se susrećemo sa različitim hemijskim reakcijama. Neki od njih, poput rđanja gvožđa, mogu trajati nekoliko godina. Za druge, kao što je fermentacija šećera u alkohol, potrebno je nekoliko sedmica. Drva za ogrjev u peći izgore za nekoliko sati, a benzin u motoru izgori u djeliću sekunde.

Da bi smanjili troškove opreme, hemijska postrojenja povećavaju brzinu reakcija. I neki procesi, na primjer, kvarenje hrane i korozija metala, moraju se usporiti.

Brzina hemijske reakcije može se izraziti kao promjena količine materije (n, modulo) po jedinici vremena (t) - uporedi brzinu tijela u pokretu u fizici kao promjenu koordinata po jedinici vremena: υ = Δx/Δt. Da brzina ne zavisi od zapremine posude u kojoj se reakcija odvija, izraz podelimo sa zapreminom reagujućih supstanci (v), tj. promjena količine tvari u jedinici vremena po jedinici volumena, ili promjena koncentracije jedne od tvari u jedinici vremena:

n 2 − n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δs/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

gdje je c = n / v koncentracija supstance,

Δ (čitaj “delta”) je općenito prihvaćena oznaka za promjenu vrijednosti.

Ako tvari imaju različite koeficijente u jednadžbi, brzina reakcije za svaku od njih izračunata pomoću ove formule bit će različita. Na primjer, 2 mola sumpor-dioksida potpuno su reagirala s 1 molom kisika za 10 sekundi u 1 litri:

2SO2 + O2 = 2SO3

Stopa kiseonika će biti: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Brzina za sumpor dioksid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- ovo ne treba pamtiti i govoriti na ispitu, dat je primjer da ne bude zabune ako se pojavi ovo pitanje.

Brzina heterogenih reakcija (koje uključuju čvrste tvari) često se izražava po jedinici površine dodirnih površina:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcije se nazivaju heterogene kada su reaktanti u različitim fazama:

• čvrsta supstanca s drugom čvrstom tvari, tekućinom ili plinom,
• dve tečnosti koje se ne mešaju
• tečnost sa gasom.

Homogene reakcije se javljaju između supstanci u jednoj fazi:

• između dobro izmešanih tečnosti,
• gasovi,
• supstance u rastvorima.

Uslovi koji utiču na brzinu hemijskih reakcija

1) Brzina reakcije zavisi od priroda reaktanata. Jednostavno rečeno, različite tvari reagiraju različitom brzinom. Na primjer, cink reagira burno sa hlorovodoničnom kiselinom, dok željezo reagira prilično sporo.

2) Što je veća brzina reakcije, to je brže koncentracija supstance. Cink će mnogo duže reagovati sa jako razblaženom kiselinom.

3) Brzina reakcije značajno raste sa povećanjem temperatura. Na primjer, da bi gorivo sagorjelo, potrebno ga je zapaliti, odnosno povećati temperaturu. Za mnoge reakcije, povećanje temperature za 10°C je praćeno povećanjem brzine 2-4 puta.

4) Brzina heterogena reakcije se povećavaju sa povećanjem površine reagujućih supstanci. Čvrste materije se obično melju u tu svrhu. Na primjer, da bi željezo i sumporni prah reagirali kada se zagrijavaju, željezo mora biti u obliku fine piljevine.

Imajte na umu da se u ovom slučaju formula (1) podrazumijeva! Formula (2) izražava brzinu po jedinici površine, stoga ne može ovisiti o površini.

5) Brzina reakcije zavisi od prisustva katalizatora ili inhibitora.

Katalizatori- supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije, ali se sami ne konzumiraju. Primjer je brza razgradnja vodikovog peroksida uz dodatak katalizatora - mangan (IV) oksida:

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Mangan(IV) oksid ostaje na dnu i može se ponovo koristiti.

Inhibitori- supstance koje usporavaju reakciju. Na primjer, inhibitori korozije se dodaju u sistem grijanja vode kako bi se produžio vijek trajanja cijevi i baterija. U automobilima se inhibitori korozije dodaju kočionoj i rashladnoj tečnosti.

Još nekoliko primjera.

Brzina hemijske reakcije- promjena količine jedne od reagujućih supstanci u jedinici vremena u jedinici reakcionog prostora.

Na brzinu hemijske reakcije utiču sledeći faktori:

• priroda reagujućih supstanci;
• koncentracija reaktanata;
• kontaktna površina reagujućih supstanci (u heterogenim reakcijama);
• temperatura;
• djelovanje katalizatora.

Teorija aktivnog sudara omogućava nam da objasnimo uticaj određenih faktora na brzinu hemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju kada se sudare čestice reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reaktanta, što su one bliže jedna drugoj, veća je vjerovatnoća da će se sudariti i reagirati.
• Samo efektivni sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su “stare veze” uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati “nove”. Da bi to učinili, čestice moraju imati dovoljno energije.
• Minimalni višak energije potreban za efikasan sudar čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Aktivnost hemijske supstance očituje se u niskoj energiji aktivacije reakcija koje ih uključuju. Što je energija aktivacije manja, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona, energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije događaju gotovo trenutno

Utjecaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije se povećava. Da bi došlo do reakcije, dvije kemijske čestice se moraju spojiti, tako da brzina reakcije ovisi o broju sudara između njih. Povećanje broja čestica u datom volumenu dovodi do češćih sudara i povećanja brzine reakcije.

Povećanje brzine reakcije koja se dešava u gasnoj fazi će biti rezultat povećanja pritiska ili smanjenja zapremine koju zauzima smeša.

Na osnovu eksperimentalnih podataka 1867. godine, norveški naučnici K. Guldberg i P. Waage, a nezavisno od njih 1865. godine, ruski naučnik N.I. Beketov je formulisao osnovni zakon hemijske kinetike, uspostavljajući ovisnost brzine reakcije od koncentracije reaktanata -

Zakon masovne akcije (LMA):

Brzina hemijske reakcije je proporcionalna proizvodu koncentracija reagujućih supstanci, uzetih u snagama jednakim njihovim koeficijentima u jednadžbi reakcije. (“efektivna masa” je sinonim za moderni koncept “koncentracije”)

aA +bB =cS +dD, Gdje k– konstanta brzine reakcije

ZDM se izvodi samo za elementarne hemijske reakcije koje se odvijaju u jednoj fazi. Ako se reakcija odvija uzastopno kroz nekoliko faza, tada je ukupna brzina cijelog procesa određena njegovim najsporijim dijelom.

Izrazi za stope različitih tipova reakcija

ZDM se odnosi na homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena (reagensi su u različitim agregacijskim stanjima), onda ZDM jednadžba uključuje samo tekuće ili samo plinovite reagense, a čvrsti su isključeni, utječući samo na konstantu brzine k.

Molekularnost reakcije je minimalni broj molekula uključenih u elementarni hemijski proces. Na osnovu molekularnosti, elementarne hemijske reakcije se dele na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); trimolekularne reakcije su izuzetno rijetke.

Brzina heterogenih reakcija

• Zavisi od površina kontakta između supstanci, tj. o stepenu mljevenja tvari i potpunosti miješanja reagensa.
• Primjer je spaljivanje drva. Cijeli balvan gori relativno sporo na zraku. Ako povećate površinu kontakta između drva i zraka, cijepajući trupce na strugotine, brzina gorenja će se povećati.
• Piroforno željezo se sipa na list filter papira. Tokom pada, čestice gvožđa postaju vruće i zapaljuju papir.

Utjecaj temperature na brzinu reakcije

U 19. vijeku, holandski naučnik Van't Hoff eksperimentalno je otkrio da se s povećanjem temperature za 10 o C, stope mnogih reakcija povećavaju 2-4 puta.

Van't Hoffovo pravilo

Za svakih 10 ◦ C porasta temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta.

Ovdje γ (grčko slovo "gama") - takozvani temperaturni koeficijent ili van't Hoffov koeficijent, uzima vrijednosti od 2 do 4.

Za svaku specifičnu reakciju, temperaturni koeficijent se određuje eksperimentalno. Pokazuje tačno koliko puta se brzina date hemijske reakcije (i njena konstanta brzine) povećava sa svakih 10 stepeni povećanja temperature.

Van't Hoffovo pravilo se koristi za aproksimaciju promjene konstante brzine reakcije s povećanjem ili smanjenjem temperature. Precizniji odnos između konstante brzine i temperature uspostavio je švedski hemičar Svante Arrhenius:

Kako više E specifična reakcija, dakle manje(na datoj temperaturi) će biti konstanta brzine k (i brzina) ove reakcije. Povećanje T dovodi do povećanja konstante brzine, što se objašnjava činjenicom da povećanje temperature dovodi do brzog povećanja broja "energetskih" molekula sposobnih da prevladaju aktivacijsku barijeru Ea.

Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije

Brzinu reakcije možete promijeniti korištenjem posebnih supstanci koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju ga energetski povoljnijim putem sa nižom energijom aktivacije.

Katalizatori- to su supstance koje učestvuju u hemijskoj reakciji i povećavaju njenu brzinu, ali na kraju reakcije kvalitativno i kvantitativno ostaju nepromenjene.

Inhibitori– supstance koje usporavaju hemijske reakcije.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njenog smjera pomoću katalizatora naziva se kataliza .

Brzina reakcija određuje se promjenom molarne koncentracije jednog od reaktanata:

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

Gdje su C 1 i C 2 molarne koncentracije tvari u vremenima t 1 i t 2, respektivno (znak (+) - ako je brzina određena produktom reakcije, znak (-) - početnom tvari).

Reakcije nastaju kada se molekuli reagujućih supstanci sudare. Njegova brzina je određena brojem sudara i vjerovatnoćom da će oni dovesti do transformacije. Broj sudara određen je koncentracijama supstanci koje reaguju, a vjerovatnoća reakcije određena je energijom sudarajućih molekula.
Faktori koji utiču na brzinu hemijskih reakcija.
1. Priroda supstanci koje reaguju. Priroda hemijskih veza i struktura molekula reagensa igraju važnu ulogu. Reakcije se odvijaju u pravcu razaranja manje jakih veza i stvaranja supstanci sa jačim vezama. Dakle, prekid veza u molekulima H 2 i N 2 zahtijeva visoke energije; takvi molekuli su blago reaktivni. Prekidanje veza u visoko polarnim molekulima (HCl, H 2 O) zahtijeva manje energije, a brzina reakcije je mnogo veća. Reakcije između jona u otopinama elektrolita odvijaju se gotovo trenutno.
Primjeri
Fluor reaguje sa vodonikom eksplozivno na sobnoj temperaturi; brom reaguje sa vodonikom sporo kada se zagreje.
Kalcijum oksid reaguje sa vodom snažno, oslobađajući toplotu; bakreni oksid - ne reaguje.

2. Koncentracija. S povećanjem koncentracije (broja čestica po jedinici volumena), sudari molekula reagujućih supstanci se češće javljaju - brzina reakcije se povećava.
Zakon masovne akcije (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Brzina hemijske reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reaktanata.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Konstanta brzine reakcije k ovisi o prirodi reaktanata, temperaturi i katalizatoru, ali ne ovisi o koncentraciji reaktanata.
Fizičko značenje konstante brzine je da je jednaka brzini reakcije pri jediničnim koncentracijama reaktanata.
Za heterogene reakcije, koncentracija čvrste faze nije uključena u izraz brzine reakcije.

3. Temperatura. Za svakih 10°C porasta temperature, brzina reakcije se povećava 2-4 puta (van't Hoffovo pravilo). Kako temperatura raste od t 1 do t 2, promjena brzine reakcije može se izračunati pomoću formule:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(gdje su Vt 2 i Vt 1 brzine reakcije na temperaturama t 2 i t 1, respektivno; g je temperaturni koeficijent ove reakcije).
Van't Hoffovo pravilo je primjenjivo samo u uskom temperaturnom rasponu. Tačnija je Arrheniusova jednačina:

• e -Ea/RT

Gdje
A je konstanta koja zavisi od prirode reaktanata;
R je univerzalna plinska konstanta;

Ea je energija aktivacije, tj. energija koju molekuli u sudaru moraju imati da bi sudar doveo do hemijske transformacije.
Energetski dijagram hemijske reakcije.

Egzotermna reakcija	Endotermna reakcija

A - reagensi, B - aktivirani kompleks (prijelazno stanje), C - proizvodi.
Što je energija aktivacije Ea veća, brzina reakcije se više povećava s povećanjem temperature.

4. Kontaktna površina reagujućih supstanci. Za heterogene sisteme (kada su supstance u različitim agregacionim stanjima), što je veća kontaktna površina, reakcija se odvija brže. Površina čvrstih tvari može se povećati njihovim mljevenjem, a za topljive tvari njihovim otapanjem.

5. Kataliza. Supstance koje sudjeluju u reakcijama i povećavaju njihovu brzinu, ostajući nepromijenjene na kraju reakcije, nazivaju se katalizatori. Mehanizam djelovanja katalizatora povezan je sa smanjenjem energije aktivacije reakcije zbog stvaranja međuspojeva. At homogena kataliza reagensi i katalizator čine jednu fazu (u istom su agregatnom stanju), sa heterogena kataliza- različite faze (u različitim agregatnim stanjima). U nekim slučajevima, pojava nepoželjnih hemijskih procesa može se naglo usporiti dodavanjem inhibitora u reakcioni medij ("fenomen" negativna kataliza").