Teorie aktivních srážek
Vychází z předpokladu, že pro uskutečnění chemické reakce je nutná srážka mezi molekulami reagujících srážek. Srážky jsou účinné, pokud probíhají s dostatečnou rychlostí a kinetickou energií (nazývá se aktivační) a pokud jsou částice během srážek vhodně orientovány. Průběh chem. reakce můžeme znázornit graficky:Rozdíl mezi aktivační energií přímé a zpětné reakce určuju tepelné zabarvení chemické reakce – reakční teplo ΔH. S růstem teploty se zvyšuje počet se počet molekul, jejichž energie dosahují aktivační energie. To vysvětluje, proč zvýšení teploty výchozích látek zrychlí průběh chemické reakce. Z toho vyplvá, že dostatečným snížením teploty lze zastavit průběh jakékoliv reakce.
Tato teorie se nepotvrdila
Teorie aktivovaného komplexu
Rychlost reakce ovlivňuje:
1. Koncentrace Pro obecnou reakci popsanou chemickou rovnicí (kde a, b, c, d jsou stechiometrické koeficienty látek A, B, C, D) lze reakční rychlost vyjádřit vztahy: (kde je změna molární koncentrace látky A a t je časový interval). Záporné znaménko – úbytek výchozích látek A, B. Kladné znaménko – přibývání produktů C,D. Pokud reakce probíhá za konstantní teploty, je její rychlost přímo úměrná součinu okamžitých koncentrací výchozích látek: (v1 a v2 jsou rychlosti reakce a rychlost zpětné reakce, k1 a k2 jsou rychlostní konstanty závislé na teplotě a typu reakční soustavy). Reakce probíhá oběma směry. Koncentrace výchozích látek A a B klesá, proto klesá i rychlost reakce v1 a zároveň roste koncentrace látek C a D čímž se zvyšuje rychlost reakce v2. Když se rychlosti v1 a v2 vyrovnají, je soustava ve stavu dynamické rovnováhy. Obě reakce neustále probíhají, ale celkové koncentrace látek A, B, C a D se nemění:
Pro libovolný počet reaktantů a produktů platí následující vztah, známý jako Guldberg – Waageův zákon: K je rovnovážná konstanta reakce a koncentrace látek , ,
Při vyšších koncentracích reagujících látek je tedy rychlost reakce vyšší (dochází k více srážkám), než u látek méně koncentrovaných (dochází k méně srážkám) s pomalejším průběhem reakce.
2. Teplota Zde platí van’t Hoffovo pravidlo - za zvýšení látek výchozích látek o 10°C má za následek dvoj až čtyřnásobné zvýšení reakční rychlosti. 3. Katalyzátor Katalyzátor je látka, která zvyšuje rychlost chemické reakce, ale sama se přitom nemění. Nelze jej tedy považovat ani za výchozí látku a ani za produkt. Princip je, že jedna z reagujících látek vytvoří s katalyzátorem nestálý meziprodukt. Ten se při reakci s druhou výchozí látkou rozkládá za vzniku reakčních produktů a současné regenerace katalyzátoru. Homogenní katalýza – pokud jsou reaktanty s katalyzátorem ve stejné fázi a tvoří homogenní směs Heterogenní katalýza – reaktanty a katalyzátor v jiné fázi. Katalyzátor je často pevná látka, reaktanty mají skupenství kapalné či plynné.
Opak katalyzátoru je inhibitor – reakci zpomaluje.
Rovnováha chemických reakcí Zákon akce a reakce - porušení rovnováhy vnějším vlivem (akcí) vyvolává děj (reakci) směřující k rušení účinků tohoto vlivu. - Rovnováha posunutá k produktům -> K>10⁴ - Rovnováha posunutá k reaktantům -> K<10¯⁴Rovnováha se dá porušit: