Химичните реакции протичат с различни скорости: с ниска скорост - по време на образуването на сталактити и сталагмити, със средна скорост - при готвене на храна, незабавно - по време на експлозия. Реакциите във водни разтвори протичат много бързо.

Определянето на скоростта на химичната реакция, както и изясняването на нейната зависимост от условията на процеса, е задача на химичната кинетика - науката за законите, управляващи хода на химичните реакции във времето.

Ако химичните реакции протичат в хомогенна среда, например в разтвор или в газова фаза, тогава взаимодействието на реагиращите вещества се извършва в целия обем. Такива реакции се наричат хомогенен.

(v homog) се определя като промяната в количеството вещество за единица време за единица обем:

където Δn е промяната в броя молове на едно вещество (най-често първоначалното, но може да бъде и продуктът на реакцията); Δt - интервал от време (s, min); V е обемът газ или разтвор (l).

Тъй като отношението на количеството вещество към обема е моларната концентрация С, тогава

По този начин скоростта на хомогенна реакция се определя като промяна в концентрацията на едно от веществата за единица време:

ако обемът на системата не се променя.

Ако възникне реакция между вещества в различни агрегатни състояния(например между твърдо вещество и газ или течност), или между вещества, които не са в състояние да образуват хомогенна среда (например между несмесващи се течности), тогава преминава само върху контактната повърхност на веществата. Такива реакции се наричат разнородни.

Определя се като промяна в количеството вещество за единица време на единица повърхност.

където S е повърхността на контакт на веществата (m 2, cm 2).

Промяната в количеството на веществото, по което се определя скоростта на реакцията, е външен факторнаблюдаван от изследователя. Всъщност всички процеси се извършват на микро ниво. Очевидно, за да реагират някои частици, те трябва преди всичко да се сблъскат, и то ефективно: не да се разпръснат като топки в различни посоки, а по такъв начин, че „старите връзки“ в частиците да бъдат унищожени или отслабени и „ могат да се образуват нови, като за целта частиците трябва да имат достатъчно енергия.

Изчислените данни показват, че например в газовете сблъсъците на молекули при атмосферно налягане са милиарди за 1 секунда, тоест всички реакции трябва да са минали моментално. Но не е. Оказва се, че само много малка част от молекулите имат необходимата енергия, за да предизвикат ефективен сблъсък.

Минималният излишък на енергия, който една частица (или двойка частици) трябва да притежава, за да възникне ефективен сблъсък, се нарича активираща енергияЕа.

Така по пътя на всички частици, влизащи в реакцията, има енергийна бариера, равна на енергията на активиране E a . Когато е малък, има много частици, които могат да го преодолеят, а скоростта на реакцията е висока. В противен случай се изисква "натискане". Когато донесете кибрит, за да запалите спиртна лампа, вие придавате допълнителна енергия E a , необходима за ефективния сблъсък на молекулите на алкохола с молекулите на кислорода (преодоляване на бариерата).

Скоростта на химичната реакция зависи от много фактори. Основните са: естеството и концентрацията на реагентите, налягането (при реакции с участието на газове), температурата, действието на катализаторите и повърхността на реагентите в случай на хетерогенни реакции.

температура

С повишаването на температурата в повечето случаи скоростта на химичната реакция се увеличава значително. През 19 век Холандският химик J. X. Van't Hoff формулира правилото:

Повишаването на температурата на всеки 10 °C води до повишаване наскорост на реакция от 2-4 пъти(тази стойност се нарича температурен коефициент на реакцията).

С повишаване на температурата средната скорост на молекулите, тяхната енергия и броят на сблъсъците се увеличават леко, но делът на "активните" молекули, участващи в ефективни сблъсъци, които преодоляват енергийната бариера на реакцията, рязко нараства. Математически тази зависимост се изразява чрез отношението:

където v t 1 и v t 2 са реакционните скорости, съответно, при крайните t 2 и началните t 1 температури, а γ е температурният коефициент на скоростта на реакцията, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с всяко увеличение от 10 ° C в температурата.

Въпреки това, за да се увеличи скоростта на реакцията, повишаването на температурата не винаги е приложимо, тъй като изходните материали могат да започнат да се разлагат, разтворителите или самите вещества могат да се изпарят и т.н.

Ендотермични и екзотермични реакции

Известно е, че реакцията на метан с атмосферния кислород е придружена от отделяне на голямо количество топлина. Поради това се използва в ежедневието за готвене, загряване на вода и отопление. Природен газ, влизайки в къщата през тръби, 98% се състои от метан. Реакцията на калциев оксид (CaO) с вода също е придружена от отделяне на голямо количество топлина.

Какво могат да говорят тези факти? Когато е нов химически връзкиосвободени в продуктите на реакцията Повече ▼енергия, отколкото е необходима за разкъсване на химичните връзки в реагентите. Излишната енергия се освобождава под формата на топлина и понякога светлина.

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + 2H 2 O + Q (енергия (светлина, топлина));

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + Q (енергия (топлина)).

Такива реакции трябва да протичат лесно (както камъкът лесно се търкаля надолу).

Реакциите, при които се отделя енергия, се наричат ЕКЗОТЕРМИЧЕН(от латинското "exo" - навън).

Например, много редокс реакции са екзотермични. Една от тези красиви реакции е вътрешномолекулно окисление-редукция, протичащо в същата сол - амониев дихромат (NH 4) 2 Cr 2 O 7:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O + Q (енергия).

Друго нещо е обратната реакция. Те са подобни на търкаляне на камък нагоре. Все още не е възможно да се получи метан от CO 2 и вода и е необходимо силно нагряване, за да се получи негасена вар CaO от калциев хидроксид Ca (OH) 2. Такава реакция възниква само при постоянен приток на енергия отвън:

Ca (OH) 2 \u003d CaO + H 2 O - Q (енергия (топлина))

Това предполага, че разкъсването на химични връзки в Ca(OH) 2 изисква повече енергия, отколкото може да бъде освободена по време на образуването на нови химични връзки в CaO и H 2 O молекули.

Реакциите, при които се поглъща енергия, се наричат ЕНДОТЕРМИЧЕН(от "ендо" - вътре).

Концентрация на реагента

Промяната в налягането с участието на газообразни вещества в реакцията също води до промяна в концентрацията на тези вещества.

За да възникне химическо взаимодействие между частиците, те трябва ефективно да се сблъскат. Колкото по-голяма е концентрацията на реагентите, толкова повече сблъсъци и съответно по-висока скорост на реакцията. Например ацетиленът гори много бързо в чист кислород. Това развива температура, достатъчна за стопяване на метала. Въз основа на голям експериментален материал през 1867 г. норвежците К. Гулденберг и П. Вааге и независимо от тях през 1865 г. руският учен Н. И. Бекетов формулират основния закон на химичната кинетика, който установява зависимостта на реакцията скорост на концентрацията на реагиращите вещества.

Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на техните коефициенти в уравнението на реакцията.

Този закон се нарича още законът за масовото действие.

За реакцията A + B \u003d D този закон ще бъде изразен, както следва:

За реакцията 2A + B = D този закон се изразява по следния начин:

Тук C A, C B са концентрациите на веществата A и B (mol / l); k 1 и k 2 - коефициенти на пропорционалност, наречени константи на скоростта на реакцията.

Физическият смисъл на константата на скоростта на реакцията е лесен за установяване - тя е числено равна на скоростта на реакцията, при която концентрациите на реагентите са 1 mol / l или произведението им е равно на единица. В този случай е ясно, че константата на скоростта на реакцията зависи само от температурата и не зависи от концентрацията на веществата.

Закон за действащите маси не отчита концентрацията на реагентите в твърдо състояние, тъй като те реагират на повърхности и техните концентрации обикновено са постоянни.

Например, за реакцията на горене на въглища, изразът за скоростта на реакцията трябва да бъде написан, както следва:

т.е. скоростта на реакцията е само пропорционална на концентрацията на кислород.

Ако уравнението на реакцията описва само цялостната химическа реакция, която протича на няколко етапа, тогава скоростта на такава реакция може да зависи по сложен начин от концентрациите на изходните вещества. Тази зависимост се определя експериментално или теоретично въз основа на предложения механизъм на реакция.

Действието на катализаторите

Възможно е да се увеличи скоростта на реакцията чрез използване на специални вещества, които променят механизма на реакцията и я насочват по енергийно по-благоприятен път с по-ниска енергия на активиране. Те се наричат ​​катализатори (от латински katalysis - разрушаване).

Катализаторът действа като опитен гид, превеждайки група туристи не през висок проход в планината (преодоляването му изисква много усилия и време и не е достъпен за всеки), а по познатите му обходни пътеки, по които можете да преодолеете планината много по-лесно и по-бързо.

Вярно е, че по заобиколен път можете да стигнете не точно там, където води основният проход. Но понякога точно това ви трябва! Така действат катализаторите, които се наричат ​​селективни. Ясно е, че няма нужда да се изгарят амоняк и азот, но азотният оксид (II) намира приложение в производството на азотна киселина.

Катализатори- Това са вещества, които участват в химична реакция и променят нейната скорост или посока, но в края на реакцията остават непроменени количествено и качествено.

Промяната на скоростта на химическа реакция или нейната посока с помощта на катализатор се нарича катализа. Катализаторите се използват широко в различни индустрии и в транспорта (каталитични конвертори, които превръщат азотните оксиди в изгорелите газове на автомобилите в безвреден азот).

Има два вида катализа.

хомогенна катализа, при което и катализаторът, и реагентите са в едно и също агрегатно състояние (фаза).

хетерогенна катализакъдето катализаторът и реагентите са в различни фази. Например, разлагането на водороден пероксид в присъствието на твърд катализатор манганов (IV) оксид:

Самият катализатор не се изразходва в резултат на реакцията, но ако на повърхността му се адсорбират други вещества (те се наричат ​​каталитични отрови), тогава повърхността става неработеща и е необходима регенерация на катализатора. Следователно, преди провеждане на каталитичната реакция, изходните материали се пречистват напълно.

Например, при производството на сярна киселина чрез контактен метод се използва твърд катализатор - ванадиев (V) оксид V 2 O 5:

При производството на метанол се използва твърд катализатор "цинк-хром" (8ZnO Cr 2 O 3 x CrO 3):

Биологичните катализатори – ензимите – действат много ефективно. от химическа природатова са катерици. Благодарение на тях сложните химични реакции протичат с висока скорост в живите организми при ниски температури.

Известни са и други интересни вещества – инхибитори (от лат. inhibere – забавям). Те реагират с активни частици с висока скорост, за да образуват неактивни съединения. В резултат на това реакцията рязко се забавя и след това спира. Инхибиторите често се добавят специално към различни вещества, за да предотвратят нежелани процеси.

Например, разтворите на водороден прекис се стабилизират с инхибитори.

Естеството на реагентите (техният състав, структура)

Значение активираща енергияе факторът, чрез който се влияе влиянието на природата на реагиращите вещества върху скоростта на реакцията.

Ако енергията на активиране е ниска (< 40 кДж/моль), то это означает, 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, ибо в этих ре­акциях участвуют разноименно заряженные ионы, и энергия активации в данных случаях ничтожно мала.

Ако енергията на активиране е висока(> 120 kJ/mol), това означава, че само незначителна част от сблъсъците между взаимодействащи частици водят до реакция. Следователно скоростта на такава реакция е много бавна. Например, развитието на реакцията на синтез на амоняк при обикновена температура е почти невъзможно да се забележи.

Ако енергиите на активиране на химичните реакции са междинни стойности(40120 kJ/mol), тогава скоростите на такива реакции ще бъдат средни. Тези реакции включват взаимодействието на натрий с вода или етилов алкохол, обезцветяване на бромна вода с етилен, взаимодействие на цинк със солна киселина и др.

Контактна повърхност на реагентите

Скоростта на реакциите, протичащи на повърхността на веществата, т.е. хетерогенните, зависи, при равни други условия, от свойствата на тази повърхност. Известно е, че тебеширът на прах се разтваря много по-бързо в солна киселина, отколкото парче тебешир с еднаква маса.

Увеличаването на скоростта на реакция се дължи предимно на увеличаване на контактната повърхност на изходните вещества, както и редица други причини, например нарушение на структурата на "правилното" кристална решетка. Това води до факта, че частиците на повърхността на образуваните микрокристали са много по-реактивни от същите частици на "гладка" повърхност.

В промишлеността за провеждане на хетерогенни реакции се използва „кипящ слой“ за увеличаване на контактната повърхност на реагентите, доставяне на изходни материали и отстраняване на продуктите. Например, при производството на сярна киселина с помощта на "кипящ слой", пиритът се пече.

Справочен материал за преминаване на теста:

периодичната таблица

Таблица за разтворимост

Скорост химична реакция. Химично равновесие

план:

1. Концепцията за скоростта на химичната реакция.

2. Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция.

3. Химически баланс. Фактори, влияещи върху преместващия баланс. Принцип на Льо Шателие.

Химичните реакции протичат с различна скорост. Реакциите във водни разтвори протичат много бързо. Например, ако разтворите на бариев хлорид и натриев сулфат се отцедят, веднага се утаява бяла утайка от бариев сулфат. Етиленът обезцветява бромната вода бързо, но не моментално. Ръждата бавно се образува върху железни предмети, плака се появява върху медни и бронзови продукти, листата гният.

Науката се занимава с изучаването на скоростта на химичната реакция, както и с идентифицирането на нейната зависимост от условията на процеса - химична кинетика.

Ако реакциите протичат в хомогенна среда, например в разтвор или газова фаза, тогава взаимодействието на реагиращите вещества се осъществява в целия обем. Такива реакции се наричат хомогенен.

Ако възникне реакция между вещества, които са в различни агрегатни състояния (например между твърдо вещество и газ или течност) или между вещества, които не са способни да образуват хомогенна среда (например между две несмесващи се течности), тогава тя протича само върху контактната повърхност на веществата. Такива реакции се наричат разнородни.

υ на хомогенна реакция се определя от промяната в количеството вещество на единица на единица обем:

υ \u003d Δ n / Δt ∙ V

където Δ n е промяната в броя на моловете на едно от веществата (най-често първоначалното, но може да бъде и реакционният продукт), (mol);

V - обем газ или разтвор (l)

Тъй като Δ n / V = ​​​​ΔC (промяна в концентрацията), тогава

υ \u003d Δ C / Δt (mol / l ∙ s)

υ на хетерогенна реакция се определя от промяната в количеството вещество за единица време на единица контактна повърхност на веществата.

υ \u003d Δ n / Δt ∙ S

където Δ n е промяната в количеството на веществото (реагент или продукт), (mol);

Δt е интервалът от време (s, min);

S - повърхност на контакт на веществата (cm 2, m 2)

Защо скоростите на различните реакции не са еднакви?

За да започне химическа реакция, молекулите на реагентите трябва да се сблъскат. Но не всеки сблъсък води до химическа реакция. За да може сблъсъкът да доведе до химическа реакция, молекулите трябва да имат достатъчно висока енергия. Наричат ​​се частици, които се сблъскват една с друга, за да претърпят химическа реакция активен.Те имат излишна енергия спрямо средната енергия на повечето частици - енергията на активиране Д акт.В дадено вещество има много по-малко активни частици, отколкото със средна енергия, следователно, за да започнат много реакции, системата трябва да бъде снабдена с известна енергия (светлинна светкавица, нагряване, механичен удар).

Енергийна бариера (стойност Д акт) на различните реакции е различно, колкото по-ниско е, толкова по-лесно и по-бързо протича реакцията.

2. Фактори, влияещи върху υ(брой сблъсъци на частици и тяхната ефективност).

1) Естеството на реагентите:техният състав, структура => енергия на активиране

▪ толкова по-малко Д акт, толкова повече υ;

Ако Д акт < 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.

Ако Д акт> 120 kJ/mol, това означава, че само незначителна част от сблъсъците между взаимодействащите частици водят до реакцията. Честотата на такива реакции е много ниска. Например ръждясването на желязото или

протичането на реакцията на синтез на амоняк при обикновена температура е почти невъзможно да се забележи.

Ако Д актимат междинни стойности (40 - 120 kJ / mol), тогава скоростта на такива реакции ще бъде средна. Такива реакции включват взаимодействието на натрий с вода или етанол, обезцветяване на бромна вода с етилен и др.

2) температура: при t за всеки 10 0 C, υ 2-4 пъти (правило на van't Hoff).

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

При t, броят на активните частици (s Д акт) и техните активни сблъсъци.

Задача 1.Скоростта на определена реакция при 0 0 C е 1 mol/l ∙ h, температурният коефициент на реакцията е 3. Каква ще бъде скоростта на тази реакция при 30 0 C?

υ 2 \u003d υ 1 ∙ γ Δt / 10

υ 2 \u003d 1 ∙ 3 30-0 / 10 \u003d 3 3 \u003d 27 mol / l ∙ h

3) Концентрация:колкото повече, толкова по-често възникват сблъсъци и υ. При постоянна температура за реакцията mA + nB = C съгласно закона за масовото действие:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

където k е константата на скоростта;

С – концентрация (mol/l)

Закон за действащите маси:

Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на техните коефициенти в уравнението на реакцията.

W.d.m. не отчита концентрацията на реагиращите вещества в твърдо състояние, т.к те реагират на повърхности и техните концентрации обикновено остават постоянни.

Задача 2.Реакцията протича по уравнението A + 2B → C. Колко пъти и как ще се промени скоростта на реакцията с увеличаване на концентрацията на вещество B с 3 пъти?

Решение: υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ \u003d k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ в 2

υ 2 \u003d k ∙ a ∙ 3 в 2

υ 1 / υ 2 \u003d a ∙ in 2 / a ∙ 9 in 2 \u003d 1/9

Отговор: увеличете с 9 пъти

При газообразните вещества скоростта на реакцията зависи от налягането

Колкото по-голямо е налягането, толкова по-висока е скоростта.

4) КатализаториВещества, които променят механизма на реакцията Д акт => υ .

▪ Катализаторите остават непроменени в края на реакцията

▪ Ензимите са биологични катализатори, протеини по природа.

▪ Инхибитори – вещества, които ↓ υ

5) За хетерогенни реакции υ също зависи от:

▪ върху състоянието на контактната повърхност на реагентите.

Сравнете: равни обеми разтвор на сярна киселина се изсипват в 2 епруветки и едновременно се спускат в едната - железен гвоздей, в другата - железни стърготини Смилането на твърдо вещество води до увеличаване на броя на неговите молекули, които могат едновременно да реагират. Следователно скоростта на реакцията във втората епруветка ще бъде по-висока, отколкото в първата.

Скоростта на химичната реакция зависи от следните фактори:

1) Естеството на реагентите.

2) Контактната повърхност на реагентите.

3) Концентрацията на реагентите.

4) Температура.

5) Наличие на катализатори.

Скоростта на хетерогенните реакции също зависи от:

а) големината на повърхността на разделяне на фазите (с увеличаване на повърхността на разделяне на фазите се увеличава скоростта на хетерогенните реакции);

б) скоростта на подаване на реагентите към интерфейса и скоростта на отстраняване на реакционните продукти от нея.

Фактори, влияещи върху скоростта на химичната реакция:

1. Естеството на реагентите. Важна роля играе естеството на химичните връзки в съединенията, структурата на техните молекули. Например, освобождаването на водород от цинк от разтвор на солна киселина става много по-бързо, отколкото от разтвор на оцетна киселина, тъй като полярността на връзката H-C1 е по-голяма от връзката O-H в молекулата CH 3 COOH, в други думи, поради факта, че Hcl - силен електролит, и CH 3 COOH е слаб електролит във воден разтвор.

2. Контактна повърхност с реагент. Колкото по-голяма е контактната повърхност на реагентите, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхност твърди веществаможе да се увеличи чрез смилането им, а за разтворимите вещества - чрез разтварянето им. Реакциите в разтворите протичат почти мигновено.

3. Концентрацията на реагентите. За да възникне взаимодействие, частиците на реагентите в хомогенна система трябва да се сблъскат. С увеличение концентрации на реагентитескоростта на реакциите се увеличава. Това се обяснява с факта, че с увеличаване на количеството вещество на единица обем се увеличава броят на сблъсъците между частиците на реагиращите вещества. Броят на сблъсъците е пропорционален на броя на частиците на реагентите в обема на реактора, т.е. на техните моларни концентрации.

Количествено се изразява зависимостта на скоростта на реакцията от концентрацията на реагентите закон за действащите маси (Гулдберг и Вааге, Норвегия, 1867): скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

За реакция:

aA + bB ↔ cC + dD

скоростта на реакция в съответствие със закона за масовото действие е равна на:

υ = k[А]υ а[б]υ b,(9)

където [A] и [B] са концентрациите на изходните вещества;

к-константа на скоростта на реакцията, която е равна на скоростта на реакцията при концентрации на реагентите [A] = [B] = 1 mol/l.

Константата на скоростта на реакцията зависи от естеството на реагентите, температурата, но не зависи от концентрацията на веществата.

Извиква се израз (9). кинетичното уравнение на реакцията. Кинетичните уравнения включват концентрациите на газообразни и разтворени вещества, но не включват концентрациите на твърди вещества:

2SO 2 (g) + O 2 (g) \u003d 2SO 3 (g); υ = к 2 · [02];

CuO (tv.) + H 2 (g) \u003d Cu (tv) + H 2 O (g); υ = k.

Според кинетичните уравнения е възможно да се изчисли как се променя скоростта на реакцията с промяна в концентрацията на реагентите.

Влияние на катализатора.

5. Реакционна температура.Теория на активните сблъсъци

За да се осъществи елементарен акт на химично взаимодействие, реагиращите частици трябва да се сблъскат една с друга. Въпреки това, не всеки сблъсък води до химическо взаимодействие. Химическото взаимодействие възниква, когато частиците се приближават на разстояния, при които е възможно преразпределението на електронната плътност и появата на нови химични връзки. Взаимодействащите частици трябва да имат достатъчно енергия, за да преодолеят силите на отблъскване, които възникват между техните електронни обвивки.

преходно състояние- състоянието на системата, при което разрушаването и създаването на връзка са балансирани. Системата е в преходно състояние за кратко (10 -15 s) време. Енергията, необходима за привеждане на системата в преходно състояние, се нарича активираща енергия. При многоетапни реакции, които включват няколко преходни състояния, енергията на активиране съответства на най-висока стойностенергия. След преодоляване на преходното състояние, молекулите се разлитат отново с разрушаване на стари връзки и образуване на нови или с трансформация на първоначалните връзки. И двата варианта са възможни, тъй като се случват с освобождаването на енергия. Има вещества, които могат да намалят енергията на активиране на дадена реакция.

Активните молекули A 2 и B 2 при сблъсък се комбинират в междинен активен комплекс A 2 ... B 2 с отслабване и след това разрушаване на връзките A-A и B-B и укрепване на връзките A-B.

„Енергията на активиране“ на реакцията на образуване на NI (168 kJ/mol) е много по-малка от енергията, необходима за пълно разкъсване на връзката в първоначалните молекули H 2 и I 2 (571 kJ/mol). Следователно пътят на реакцията през формацията активен (активиран) комплексенергийно по-благоприятен от пътя през пълното разкъсване на връзките в изходните молекули. По-голямата част от реакциите протичат чрез образуването на междинни активни комплекси. Разпоредбите на теорията на активния комплекс са разработени от Г. Айринг и М. Поляни през 30-те години на ХХ век.

Активираща енергияпредставлява излишъкът на кинетичната енергия на частиците спрямо средната енергия, необходима за химическата трансформация на сблъскващите се частици. Реакциите се характеризират с различни стойности на енергията на активиране (E a).В повечето случаи енергията на активиране на химичните реакции между неутралните молекули варира от 80 до 240 kJ/mol. Стойности за биохимични процеси E ачесто по-ниски - до 20 kJ / mol. Това може да се обясни с факта, че по-голямата част от биохимичните процеси протичат през етапа на ензимно-субстратните комплекси. Енергийните бариери ограничават реакцията. Поради това по принцип възможните реакции (при Q< 0) практически всегда не протекают или замедляются. Реакции с энергией активации выше 120 кДж/моль настолько медленны, что их протекание трудно заметить.

За да се осъществи реакция, молекулите трябва да са ориентирани по определен начин и да имат достатъчно енергия при сблъсък. Вероятността за правилна ориентация при сблъсък се характеризира с ентропия на активиране ∆S a. Преразпределението на електронната плътност в активния комплекс се благоприятства от условието, че при сблъсък молекулите A 2 и B 2 са ориентирани, както е показано на фиг. 3а, докато с ориентацията, показана на фиг. 3b, вероятността за реакция е все още много по-малка - на фиг. 3в.

Ориз. Фиг. 3. Благоприятни (a) и неблагоприятни (b, c) ориентации на A 2 и B 2 молекули при сблъсък

Уравнението, характеризиращо зависимостта на скоростта и реакцията от температурата, енергията на активиране и ентропията на активиране има формата:

(10)

където к-константа на скоростта на реакцията;

НО- в първото приближение общият брой сблъсъци между молекули за единица време (секунда) на единица обем;

д- база от естествени логаритми;

Р- универсална газова константа;

T- абсолютна температура;

E а- енергия на активиране;

∆S a- промяна в ентропията на активиране.

Уравнение (11) е изведено от Арениус през 1889 г. Предекспоненциален множител НОпропорционално на общия брой сблъсъци между молекули за единица време. Неговата размерност съвпада с размерността на константата на скоростта и зависи от общия ред на реакцията.

Изложителе равна на частта от активните сблъсъци от техните общ брой, т.е. сблъскващите се молекули трябва да имат достатъчна енергия на взаимодействие. Вероятността за желаната им ориентация в момента на удара е пропорционална на .

При обсъждането на закона за действието на масата за скоростта (9) беше специално уточнено, че константата на скоростта е постоянна стойност, която не зависи от концентрациите на реагентите. Предполага се, че всички химични трансформации протичат при постоянна температура. В същото време скоростта на химическата трансформация може да се промени значително с намаляване или повишаване на температурата. От гледна точка на закона за действието на масата тази промяна в скоростта се дължи на температурната зависимост на константата на скоростта, тъй като концентрациите на реагентите се променят само леко поради термично разширение или свиване на течността.

Повечето добре известен факте увеличаването на скоростта на реакциите с повишаване на температурата. Този вид температурна зависимост на скоростта се нарича нормално (фиг. 3а). Този вид зависимост е характерен за всички прости реакции.

Ориз. 3. Видове температурна зависимост на скоростта на химичните реакции: а - нормална;

b - ненормален; в - ензимен

Понастоящем обаче са добре известни химични трансформации, чиято скорост намалява с повишаване на температурата; този тип температурна зависимост на скоростта се нарича аномален . Пример за това е газофазовата реакция на азотен (II) оксид с бром (фиг. 3b).

От особен интерес за лекарите е температурната зависимост на скоростта на ензимните реакции, т.е. реакции, включващи ензими. Почти всички реакции, протичащи в тялото, принадлежат към този клас. Например, при разлагането на водороден пероксид в присъствието на ензима каталаза, скоростта на разлагане зависи от температурата. В диапазона 273-320 Да сетемпературната зависимост е нормална. С повишаване на температурата скоростта се увеличава, а с понижаване на температурата намалява. Когато температурата се повиши над 320 Да сеима рязък аномален спад в скоростта на разлагане на пероксида. Подобна картина се наблюдава и при други ензимни реакции (фиг. 3в).

От уравнението на Арениус за кясно е, че тъй като Tвключена в показателя, скоростта на химичната реакция е много чувствителна към промените в температурата. Зависимостта на скоростта на хомогенна реакция от температурата може да се изрази чрез правилото на Ван Хоф, според което с повишаване на температурата за всеки 10 °, скоростта на реакцията се увеличава 2-4 пъти;се нарича числото, показващо колко пъти се увеличава скоростта на дадена реакция с повишаване на температурата с 10 ° температурен коефициент на скоростта на реакцията -γ.

Това правило се изразява математически със следната формула:

(12)

където γ е температурният коефициент, който показва колко пъти се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата с 10 0; υ 1 -t 1; υ 2 -скорост на реакция при температура t2.

Когато температурата се повиши в аритметична прогресияскоростта нараства експоненциално.

Например, ако γ = 2,9, тогава с повишаване на температурата със 100 ° скоростта на реакцията се увеличава с коефициент 2,9 10, т.е. 40 хиляди пъти. Отклоненията от това правило са биохимични реакции, чиято скорост се увеличава десетократно с леко повишаване на температурата. Това правило е валидно само в грубо приближение. Реакциите с участието на големи молекули (протеини) се характеризират с голям температурен коефициент. Скоростта на денатурация на протеин (овалбумин) се увеличава 50 пъти при повишаване на температурата с 10 °C. След достигане на определен максимум (50-60 °C) скоростта на реакцията рязко намалява в резултат на термична денатурация на протеина.

За много химични реакции законът за действието на масата за скоростта е неизвестен. В такива случаи може да се използва следният израз за описание на температурната зависимост на степента на преобразуване:

предекспонент А сне зависи от температурата, а зависи от концентрацията. Мерната единица е mol/l∙s.

Теоретичната зависимост дава възможност да се изчисли предварително скоростта при всяка температура, ако са известни енергията на активиране и предекспоненциалната. По този начин се предвижда влиянието на температурата върху скоростта на химичната трансформация.

Сложни реакции

Принципът на независимостта.Всичко, обсъдено по-горе, се отнася до относително прости реакции, но така наречените сложни реакции често се срещат в химията. Тези реакции включват тези, обсъдени по-долу. При извеждането на кинетичните уравнения за тези реакции се използва принципът на независимост: ако в системата протичат няколко реакции, то всяка от тях е независима от останалите и нейната скорост е пропорционална на произведението на концентрациите на нейните реагенти.

Паралелни реакцииса реакции, протичащи едновременно в няколко посоки.

Термичното разлагане на калиев хлорат протича едновременно в две реакции:

Последователни реакцииса реакции, протичащи на няколко етапа. В химията има много такива реакции.

.

Свързани реакции.Ако в системата протичат няколко реакции и една от тях не може да се случи без другата, тогава тези реакции се наричат спрегнати , и самото явление чрез индукция .

2HI + H 2 CrO 4 → I 2 + Cr 2 O 3 + H 2 O.

Тази реакция практически не се наблюдава при нормални условия, но ако FeO се добави към системата, тогава възниква следната реакция:

FeO + H 2 CrO 4 → Fe 2 O 3 + Cr 2 O 3 + H 2 O

и първата реакция върви заедно с него. Причината за това е образуването във втората реакция на междинни продукти, участващи в първата реакция:

FeO 2 + H 2 CrO 4 → Cr 2 O 3 + Fe 5+;

HI + Fe 5+ → Fe 2 O 3 + I 2 + H 2 O.

Химическа индукция- явление, при което една химична реакция (вторична) зависи от друга (първична).

A+ AT- първиченреакция,

A + C- вториреакция,

тогава А е активатор, AT- индуктор, C - акцептор.

При химическата индукция, за разлика от катализата, концентрациите на всички участници в реакцията намаляват.

Фактор на индукциясе определя от следното уравнение:

.

В зависимост от стойността на коефициента на индукция са възможни следните случаи.

I> 0 - процес на избледняване. Скоростта на реакцията намалява с времето.

аз < 0 - ускоряющийся процесс. Скорость реакции увеличи­вается со временем.

Явлението индукция е важно, тъй като в някои случаи енергията на първичната реакция може да компенсира енергията, изразходвана във вторичната реакция. Поради тази причина, например, е термодинамично възможно да се синтезират протеини чрез поликондензация на аминокиселини.

Верижни реакции.Ако химическата реакция протича с образуването на активни частици (йони, радикали), които, влизайки в последващи реакции, предизвикват появата на нови активни частици, тогава такава последователност от реакции се нарича верижна реакция.

Образуването на свободни радикали е свързано с изразходването на енергия за разкъсване на връзките в молекулата. Тази енергия може да бъде предадена на молекулите чрез осветяване, електрически разряд, нагряване, облъчване с неутрони, α- и β-частици. За провеждане на верижни реакции при ниски температури в реакционната смес се въвеждат инициатори - вещества, които лесно образуват радикали: натриеви пари, органични пероксиди, йод и др.

Реакцията на образуване на хлороводород от прости съединения, активирани от светлина.

Обща реакция:

H 2 + C1 2 2HC1.

Отделни етапи:

Сl 2 2Сl∙ фотоактивация на хлор (иницииране)

Cl ∙ + H 2 \u003d Hcl + H ∙ развитие на веригата

H ∙ + Cl 2 \u003d Hcl + Cl ∙ и т.н.

H ∙ + Cl ∙ \u003d Hcl отворена верига

Тук H∙ и Сl∙ са активни частици (радикали).

В този реакционен механизъм могат да се разграничат три групи от елементарни стъпки. Първата е фотохимична реакция произход на веригата. Молекулите на хлора, погълнали квант светлина, се дисоциират на свободни атоми с висока реактивност. По този начин, когато една верига е нуклеирана, свободните атоми или радикали се образуват от валентно наситени молекули. Процесът на генериране на веригата също се нарича посвещение. Атомите на хлора, които имат несдвоени електрони, могат да реагират с молекулярен водород, образувайки молекули на хлороводород и атомен водород. Атомарният водород от своя страна взаимодейства с молекула хлор, в резултат на което отново се образуват молекула хлороводород и атомен хлор и т.н.

Тези процеси, характеризиращи се с повторение на едни и същи елементарни стъпки (връзки) и протичащи със запазване на свободните радикали, водят до изразходване на изходни материали и образуване на реакционни продукти. Тези групи реакции се наричат реакции на развитие (или продължение) на веригата.

Стъпката във верижната реакция, при която се унищожават свободните радикали, се нарича прекъсване на веригата. Прекъсването на веригата може да възникне в резултат на рекомбинация на свободни радикали, ако освободената в този случай енергия може да бъде предадена на някое трето тяло: стената на съда или молекулите на инертни примеси (етапи 4, 5). Ето защо скоростта на верижните реакции е много чувствителна към наличието на примеси, към формата и размерите на съда, особено при ниско налягане.

Броят на елементарните звена от момента на раждането на веригата до нейното прекъсване се нарича дължина на веригата. В разглеждания пример за всеки светлинен квант се образуват до 10 5 HCl молекули.

Наричат ​​се верижни реакции, по време на които няма "умножаване" на броя на свободните радикали неразклонен или прости верижни реакции . Във всеки елементарен етап от неразклонения верижен процес един радикал "ражда" една молекула от продукта на реакцията и само един нов радикал (фиг. 41).

Други примери за прости верижни реакции: а) хлориране на парафинови въглеводороди Cl ∙ + CH 4 → CH 3 ∙ + HC1; CH 3 ∙ + Cl - → CH 3 Cl + Cl ∙ и т.н.; б) реакции на радикална полимеризация, например полимеризация на винилацетат в присъствието на бензоил пероксид, който лесно се разлага на радикали; в) взаимодействието на водород с бром, протичащо по механизъм, подобен на реакцията на хлор с водород, само с по-къса дължина на веригата поради нейната ендотермичност.

Ако в резултат на акта на растеж се появят две или повече активни частици, тогава тази верижна реакция е разклонена.

През 1925 г. Н. Н. Семенов и неговите сътрудници откриват реакции, съдържащи елементарни етапи, в резултат на които възникват не една, а няколко химически активни частици, атоми или радикали. Появата на няколко нови свободни радикала води до появата на няколко нови вериги, т.е. една верига вилици. Такива процеси се наричат ​​верижно-разклонени реакции (фиг. 42).

Пример за силно разклонен верижен процес е окислението на водород при ниско налягане и температура около 900°C. Механизмът на реакцията може да бъде написан по следния начин.

1. H 2 + O 2 OH∙ + OH∙ започване на веригата

2. OH ​​​​∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ развитие на веригата

3. H ∙ + O 2 → OH ∙ + O: разклоняване на веригата

4. O: + H 2 → OH ∙ + H ∙

5. OH ∙ + H 2 → H 2 O + H ∙ продължение на веригата

6. H∙ + H∙ + стена → H 2 отворена верига на стената на съда

7. H ∙ + O 2 + M → HO 2 ∙ + M прекъсване на веригата в насипно състояние.

М е инертна молекула. Радикалът HO 2 ∙, който се образува при троен сблъсък, е неактивен и не може да продължи веригата.

На първия етап от процеса се образуват хидроксилни радикали, които осигуряват развитието на проста верига. В третия етап в резултат на взаимодействие с изходната молекула на един радикал се образуват два радикала, а кислородният атом има две свободни валенции. Това осигурява разклоняване на веригата.

В резултат на разклоняването на веригата скоростта на реакцията бързо се увеличава в началния период от време и процесът завършва с верижно запалване-експлозия. Разклонените верижни реакции обаче завършват с експлозия само когато скоростта на разклоняване е по-голяма от скоростта на прекъсване на веригата. В противен случай процесът е бавен.

При промяна на условията на реакцията (промени в налягането, температурата, състава на сместа, размера и състоянието на стените на реакционния съд и др.) може да се получи преход от бавна реакция към експлозия и обратно. По този начин при верижните реакции има ограничаващи (критични) състояния, при които възниква верижно запалване, от което трябва да се разграничи термичното запалване, което възниква при екзотермични реакции в резултат на непрекъснато нарастващо нагряване на реагиращата смес с лошо отвеждане на топлината.

По механизма на разклонената верига възникват окислени пари на сяра, фосфор, въглероден оксид (II), въглероден дисулфид и др.

Съвременната теория на верижните процеси е разработена от лауреати Нобелова награда(1956) от съветския академик Н. Н. Семенов и английския учен Хиншелвуд.

Верижните реакции трябва да се разграничават от каталитичните реакции, въпреки че последните също са циклични по природа. Най-съществената разлика между верижните реакции и каталитичните е, че при верижен механизъм реакцията може да протече в посока на увеличаване на енергията на системата поради спонтанни реакции. Катализаторът не предизвиква термодинамично невъзможна реакция. В допълнение, в каталитичните реакции няма такива етапи на процеса като нуклеация на веригата и прекъсване на веригата.

полимеризационни реакции.Специален случай на верижна реакция е реакцията на полимеризация.

Полимеризацияе процес, при който реакцията на активни частици (радикали, йони) със съединения с ниско молекулно тегло (мономери) се придружава от последователно добавяне на последните с увеличаване на дължината на материалната верига (дължината на молекулата), т.е., с образуването на полимер.

Мономериса органични съединения, като правило, съдържащи ненаситени (двойни, тройни) връзки в състава на молекулата.

Основните етапи на процеса на полимеризация:

1. Посвещение(под действието на светлина, топлина и др.):

A: A→А" + А"- хомолитично разлагане с образуване на радикали (активни валентно-ненаситени частици).

А: Б→ A - + B +- хетеролитично разлагане с образуване на йони.

2. Растеж на веригата: A "+ M→ сутринта"

(или А - + М→ сутрин",или AT + + М→ VM +).

3. Отворена верига: AM" + AM"→ полимер

(или AM" + B +→ полимер, VM + + A"→ полимер).

Скоростта на верижен процес винаги е по-голяма от тази на неверижен процес.

Скоростта на химична реакция- промяна в количеството на едно от реагиращите вещества за единица време в единица реакционно пространство.

Следните фактори влияят на скоростта на химичната реакция:

• естеството на реагентите;
• концентрация на реагенти;
• контактна повърхност на реагентите (при хетерогенни реакции);
• температура;
• действието на катализаторите.

Теория на активните сблъсъципозволява да се обясни влиянието на някои фактори върху скоростта на химичната реакция. Основните положения на тази теория:

• Реакциите възникват, когато частици от реагенти, които имат определена енергия, се сблъскат.
• Колкото повече частици реагент, колкото по-близо са една до друга, толкова по-вероятно е да се сблъскат и да реагират.
• Само ефективните сблъсъци водят до реакцията, т.е. тези, при които "старите връзки" са разрушени или отслабени и следователно могат да се образуват "нови". За целта частиците трябва да имат достатъчна енергия.
• Нарича се минималната излишна енергия, необходима за ефективен сблъсък на частиците на реагентите енергия на активиране Ea.
• Дейност химически веществасе проявява в ниската енергия на активиране на реакциите с тяхно участие. Колкото по-ниска е енергията на активиране, толкова по-висока е скоростта на реакцията.Например при реакции между катиони и аниони енергията на активиране е много ниска, така че такива реакции протичат почти мигновено.

Влияние на концентрацията на реагентите върху скоростта на реакцията

С увеличаване на концентрацията на реагентите скоростта на реакцията се увеличава. За да влязат в реакция, две химически частици трябва да се доближат една до друга, така че скоростта на реакцията зависи от броя на сблъсъците между тях. Увеличаването на броя на частиците в даден обем води до по-чести сблъсъци и до увеличаване на скоростта на реакцията.

Увеличаването на налягането или намаляването на обема, зает от сместа, ще доведе до увеличаване на скоростта на реакцията, протичаща в газовата фаза.

Въз основа на експериментални данни през 1867 г. норвежките учени К. Гулдберг и П. Вааге и независимо от тях през 1865 г. руският учен Н.И. Бекетов формулира основния закон на химичната кинетика, който установява зависимост на скоростта на реакцията от концентрациите на реагиращите вещества -

Закон за масовото действие (LMA):

Скоростта на химичната реакция е пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите, взети в степени, равни на техните коефициенти в уравнението на реакцията. („действаща маса“ е синоним на модерна концепция"концентрация")

aA +bB =cC +дд,където ке константата на скоростта на реакцията

ZDM се извършва само за елементарни химични реакции, протичащи в един етап. Ако реакцията протича последователно през няколко етапа, тогава общата скорост на целия процес се определя от най-бавната му част.

Изрази за скоростта на различни видове реакции

ZDM се отнася до хомогенни реакции. Ако реакцията е хетерогенна (реагентите са в различни агрегатни състояния), тогава само течни или само газообразни реагенти влизат в уравнението на MDM, а твърдите се изключват, засягайки само константата на скоростта k.

Молекулярност на реакциятае минималният брой молекули, участващи в елементарен химичен процес. По молекулярност елементарните химични реакции се разделят на молекулярни (A →) и бимолекулни (A + B →); тримолекулярните реакции са изключително редки.

Скорост на хетерогенните реакции

• Зависи от повърхността на контакт на веществата, т.е. от степента на смилане на веществата, пълнотата на смесване на реагентите.
• Пример е изгарянето на дърва. Цял дънер гори относително бавно на въздух. Ако увеличите повърхността на контакт на дървото с въздуха, разделяйки трупа на чипове, скоростта на горене ще се увеличи.
• Пирофорното желязо се изсипва върху лист филтърна хартия. По време на падането железните частици се нагорещяват и подпалват хартията.

Ефектът на температурата върху скоростта на реакцията

През 19 век холандският учен Вант Хоф експериментално открива, че когато температурата се повиши с 10 ° C, скоростите на много реакции се увеличават 2-4 пъти.

Правилото на Вант Хоф

За всеки 10 ◦ C повишаване на температурата, скоростта на реакцията се увеличава с фактор 2-4.

Тук γ ( гръцка буква"гама") - така нареченият температурен коефициент или коефициент на van't Hoff, приема стойности от 2 до 4.

За всяка конкретна реакция температурният коефициент се определя емпирично. Той показва точно колко пъти скоростта на дадена химична реакция (и нейната константа на скоростта) се увеличава с всеки 10 градуса повишаване на температурата.

Правилото на van't Hoff се използва за приближаване на промяната в константата на скоростта на реакция с повишаване или понижаване на температурата. По-точна връзка между константата на скоростта и температурата е установена от шведския химик Сванте Арениус:

как Повече ▼ E специфична реакция, на по-малко(при дадена температура) ще бъде константата на скоростта k (и скоростта) на тази реакция. Увеличаването на T води до увеличаване на константата на скоростта; това се обяснява с факта, че повишаването на температурата води до бързо увеличаване на броя на "енергийните" молекули, способни да преодолеят активационната бариера E a .

Влияние на катализатора върху скоростта на реакцията

Възможно е да се промени скоростта на реакцията чрез използване на специални вещества, които променят механизма на реакцията и я насочват по енергийно по-благоприятен път с по-ниска енергия на активиране.

Катализатори- Това са вещества, които участват в химична реакция и увеличават нейната скорост, но в края на реакцията остават непроменени качествено и количествено.

инхибитори- Вещества, които забавят химичните реакции.

Промяната на скоростта на химичната реакция или нейната посока с помощта на катализатор се нарича катализа .

Бърза реакциясе определя от промяната в моларната концентрация на един от реагентите:

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

Където C 1 и C 2 са моларните концентрации на веществата в моменти t 1 и t 2, съответно (знак (+) - ако скоростта се определя от реакционния продукт, знак (-) - от изходното вещество).

Реакциите възникват, когато молекулите на реагентите се сблъскат. Скоростта му се определя от броя на сблъсъците и вероятността те да доведат до трансформация. Броят на сблъсъците се определя от концентрациите на реагиращите вещества, а вероятността от реакция се определя от енергията на сблъскващите се молекули.
Фактори, влияещи върху скоростта на химичните реакции.
1. Природата на реагентите. Важна роля играят естеството на химичните връзки и структурата на молекулите на реагентите. Реакциите протичат в посока на разрушаване на по-малко силни връзки и образуване на вещества с по-силни връзки. По този начин са необходими високи енергии, за да се разрушат връзките в молекулите на Н2 и N2; такива молекули не са много реактивни. За разрушаване на връзки в силно полярни молекули (HCl, H 2 O) е необходима по-малко енергия и скоростта на реакцията е много по-висока. Реакциите между йони в електролитни разтвори протичат почти мигновено.
Примери
Флуорът реагира експлозивно с водорода при стайна температура; бромът реагира бавно с водорода дори при нагряване.
Калциевият оксид реагира енергично с водата, отделяйки топлина; меден оксид - не реагира.

2. Концентрация. С увеличаване на концентрацията (броя на частиците в единица обем), сблъсъците на молекулите на реагентите се появяват по-често - скоростта на реакцията се увеличава.
Законът за активните маси (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Скоростта на химичната реакция е право пропорционална на произведението на концентрациите на реагентите.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Константата на скоростта на реакцията k зависи от природата на реагентите, температурата и катализатора, но не зависи от концентрациите на реагентите.
Физическото значение на константата на скоростта е, че тя е равна на скоростта на реакцията при единични концентрации на реагентите.
За хетерогенни реакции концентрацията на твърдата фаза не е включена в израза за скоростта на реакцията.

3. Температура. За всяко повишаване на температурата с 10°C скоростта на реакцията се увеличава с коефициент 2-4 (правилото на Ван'т Хоф). С повишаване на температурата от t 1 до t 2, промяната в скоростта на реакцията може да се изчисли по формулата:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= ж

(където Vt 2 и Vt 1 са скоростите на реакцията при температури t 2 и t 1, съответно; g е температурният коефициент на тази реакция).
Правилото на Вант Хоф е приложимо само в тесен температурен диапазон. По-точно е уравнението на Арениус:

• e-Ea/RT

където
А е константа в зависимост от природата на реагентите;
R е универсалната газова константа;

Ea е енергията на активиране, т.е. енергията, която трябва да притежават сблъскващите се молекули, за да може сблъсъкът да доведе до химическа трансформация.
Енергийна диаграма на химична реакция.

екзотермична реакция	Ендотермична реакция

A - реактиви, B - активиран комплекс (преходно състояние), C - продукти.
Колкото по-висока е енергията на активиране Ea, толкова повече се увеличава скоростта на реакцията с повишаване на температурата.

4. Контактната повърхност на реагентите. За хетерогенни системи (когато веществата са в различни агрегатни състояния), колкото по-голяма е контактната повърхност, толкова по-бързо протича реакцията. Повърхността на твърдите вещества може да се увеличи чрез смилането им, а на разтворимите вещества чрез разтварянето им.

5. Катализа. Веществата, които участват в реакциите и увеличават скоростта им, оставайки непроменени до края на реакцията, се наричат ​​катализатори. Механизмът на действие на катализаторите е свързан с намаляване на енергията на активиране на реакцията поради образуването на междинни съединения. При хомогенна катализареагентите и катализаторът представляват една фаза (те са в едно и също агрегатно състояние), с хетерогенна катализа- различни фази (те са в различно агрегатно състояние). В някои случаи протичането на нежелани химични процеси може драстично да се забави чрез добавяне на инхибитори към реакционната среда (феноменът отрицателна катализа").