Brzina kemijske reakcije ovisi o mnogim čimbenicima, uključujući prirodu reaktanata, koncentraciju reaktanata, temperaturu i prisutnost katalizatora. Razmotrimo ove faktore.

1). Priroda reaktanata. Ako postoji međudjelovanje između tvari s ionskom vezom, tada se reakcija odvija brže nego između tvari s kovalentnom vezom.

2.) Koncentracija reaktanta. Da bi došlo do kemijske reakcije, molekule reaktanata moraju se sudarati. To jest, molekule se moraju toliko približiti jedna drugoj da atomi jedne čestice dožive djelovanje električnih polja druge čestice. Samo u tom slučaju bit će mogući prijelazi elektrona i odgovarajuće preraspodjele atoma, uslijed čega nastaju molekule novih tvari. Dakle, brzina kemijskih reakcija proporcionalna je broju sudara koji se događaju između molekula, a broj sudara proporcionalan je koncentraciji reaktanata. Na temelju eksperimentalnog materijala norveški znanstvenici Guldberg i Waage te neovisno o njima ruski znanstvenik Beketov 1867. formulirali su osnovni zakon kemijske kinetike - zakon djelovanja mase(ZDM): pri konstantnoj temperaturi brzina kemijske reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracija reaktanata i potencije njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Za opći slučaj:

zakon djelovanja mase ima oblik:

Zakon djelovanja mase za danu reakciju naziva se glavna kinetička jednadžba reakcije. U osnovnoj kinetičkoj jednadžbi, k je konstanta brzine reakcije, koja ovisi o prirodi reaktanata i temperaturi.

Većina kemijskih reakcija je reverzibilna. U tijeku takvih reakcija, njihovi produkti, dok se akumuliraju, reagiraju jedni s drugima da bi formirali početne tvari:

Brzina reakcije naprijed:

Stopa povratnih informacija:

U trenutku ravnoteže:

Odavde će zakon djelujućih masa u stanju ravnoteže imati oblik:

gdje je K konstanta ravnoteže reakcije.

3) Utjecaj temperature na brzinu reakcije. Brzina kemijskih reakcija, u pravilu, raste kada se prekorači temperatura. Razmotrimo to na primjeru interakcije vodika s kisikom.

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

Na 20 0 C, brzina reakcije je gotovo nula i bilo bi potrebno 54 milijarde godina da interakcija prođe za 15%. Na 500 0 C potrebno je 50 minuta da nastane voda, a na 700 0 C reakcija se odvija trenutno.

Izražena je ovisnost brzine reakcije o temperaturi van't Hoffovo pravilo: s povećanjem temperature za 10 o brzina reakcije se povećava za 2 - 4 puta. Van't Hoffovo pravilo je napisano:

4) Utjecaj katalizatora. Brzina kemijskih reakcija može se kontrolirati katalizatori- tvari koje mijenjaju brzinu reakcije i ostaju nepromijenjene nakon reakcije. Promjena brzine reakcije u prisutnosti katalizatora naziva se kataliza. razlikovati pozitivan(brzina reakcije se povećava) i negativan(brzina reakcije se smanjuje) kataliza. Ponekad se katalizator formira tijekom reakcije, takvi se procesi nazivaju autokatalitički. Razlikovati homogenu i heterogenu katalizu.

Na homogena U katalizi su katalizator i reaktanti u istoj fazi. Na primjer:

Na heterogena U katalizi su katalizator i reaktanti u različitim fazama. Na primjer:

Heterogena kataliza povezana je s enzimskim procesima. Svi kemijski procesi koji se odvijaju u živim organizmima katalizirani su enzimima, koji su proteini s određenim specijaliziranim funkcijama. U otopinama u kojima se odvijaju enzimski procesi ne postoji tipični heterogeni medij, zbog nepostojanja jasno definirane fazne granice. Takvi se procesi nazivaju mikroheterogena kataliza.

Teme USE kodifikatora:Brzina reakcije. Njegova ovisnost o različitim čimbenicima.

Brzina kemijske reakcije pokazuje koliko brzo se reakcija odvija. Interakcija nastaje kada se čestice sudaraju u prostoru. U tom slučaju reakcija se ne događa pri svakom sudaru, već samo kada čestice imaju odgovarajuću energiju.

Brzina reakcije je broj elementarnih sudara međudjelovajućih čestica, koji završavaju kemijskom transformacijom, po jedinici vremena.

Određivanje brzine kemijske reakcije povezano je s uvjetima za njezino provođenje. Ako reakcija homogena– tj. produkti i reaktanti su u istoj fazi - tada se brzina kemijske reakcije definira kao promjena tvari u jedinici vremena:

υ = ∆C / ∆t.

Ako su reaktanti ili produkti u različitim fazama, a do sudara čestica dolazi samo na međupovršini, tada se reakcija naziva heterogena, a njegova brzina određena je promjenom količine tvari u jedinici vremena po jedinici reakcijske površine:

υ = Δν / (S Δt).

Kako postići da se čestice češće sudaraju, tj. Kako povećati brzinu kemijske reakcije?

1. Najlakši način je povećati temperatura . Kao što ste sigurno znali iz svog kolegija fizike, temperatura je mjera prosječne kinetičke energije kretanja čestica materije. Ako povisimo temperaturu, tada se čestice bilo koje tvari počinju kretati brže, pa se stoga češće sudaraju.

Međutim, s povećanjem temperature, brzina kemijskih reakcija raste uglavnom zbog činjenice da se povećava broj učinkovitih sudara. Kako temperatura raste, broj aktivnih čestica koje mogu prevladati energetsku barijeru reakcije naglo raste. Snizimo li temperaturu, čestice se počinju sporije kretati, smanjuje se broj aktivnih čestica, a smanjuje se i broj efektivnih sudara u sekundi. Tako, Kad temperatura poraste, brzina kemijske reakcije se povećava, a kad temperatura padne, smanjuje se..

Bilješka! Ovo pravilo vrijedi jednako za sve kemijske reakcije (uključujući egzotermne i endotermne). Brzina reakcije ne ovisi o toplinskom učinku. Brzina egzotermnih reakcija raste s porastom temperature, a smanjuje se s padom temperature. Brzina endotermnih reakcija također raste s porastom temperature, a smanjuje se s padom temperature.

Štoviše, još u 19. stoljeću nizozemski fizičar van't Hoff eksperimentalno je otkrio da se većina reakcija povećava približno istom brzinom (oko 2-4 puta) s porastom temperature za 10 °C. Zvuči Van't Hoffovo pravilo ovako: povećanje temperature za 10 ° C dovodi do povećanja brzine kemijske reakcije za 2-4 puta (ova se vrijednost naziva temperaturni koeficijent brzine kemijske reakcije γ). Za svaku reakciju određuje se točna vrijednost temperaturnog koeficijenta.

ovdje je v brzina kemijske reakcije,

C A I C B — koncentracije tvari A odnosno B, mol/l

k je koeficijent proporcionalnosti, konstanta brzine reakcije.

Na primjer, za reakciju stvaranja amonijaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Zakon djelovanja mase izgleda ovako:

- To su kemikalije koje sudjeluju u kemijskoj reakciji, mijenjaju njezinu brzinu i smjer, ali nije potrošno tijekom reakcije (na kraju reakcije ne mijenjaju se ni količinski ni sastavno). Približan mehanizam za rad katalizatora za reakciju tipa A + B može se prikazati na sljedeći način:

A+K=AK

AK + B = AB + K

Proces promjene brzine reakcije pri interakciji s katalizatorom naziva se kataliza. Katalizatori se široko koriste u industriji kada je potrebno povećati brzinu reakcije ili je usmjeriti na određeni put.

Prema faznom stanju katalizatora razlikujemo homogenu i heterogenu katalizu.

homogena kataliza - ovo je kada su reaktanti i katalizator u istoj fazi (plin, otopina). Tipični homogeni katalizatori su kiseline i baze. organski amini itd.

heterogena kataliza - ovo je kada su reaktanti i katalizator u različitim fazama. U pravilu, heterogeni katalizatori su čvrste tvari. Jer interakcija u takvim katalizatorima događa se samo na površini tvari, važan zahtjev za katalizatore je velika površina. Heterogene katalizatore karakterizira velika poroznost, što povećava površinu katalizatora. Dakle, ukupna površina nekih katalizatora ponekad doseže 500 četvornih metara po 1 g katalizatora. Velika površina i poroznost osiguravaju učinkovitu interakciju s reagensima. Heterogeni katalizatori uključuju metale, zeolite - kristalne minerale aluminosilikatne skupine (spojevi silicija i aluminija) i druge.

Primjer heterogena kataliza - sinteza amonijaka:

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3

Kao katalizator koristi se porozno željezo s primjesama Al 2 O 3 i K 2 O.

Sam katalizator se tijekom kemijske reakcije ne troši, već se na površini katalizatora nakupljaju druge tvari koje vežu aktivne centre katalizatora i blokiraju njegov rad ( katalitički otrovi). Moraju se redovito uklanjati regeneracijom katalizatora.

Katalizatori su vrlo učinkoviti u biokemijskim reakcijama. enzima. Enzimski katalizatori djeluju vrlo učinkovito i selektivno, sa selektivnošću od 100%. Nažalost, enzimi su vrlo osjetljivi na povećanje temperature, kiselost medija i druge čimbenike, stoga postoji niz ograničenja za implementaciju procesa s enzimatskom katalizom u industrijskim razmjerima.

Katalizatore ne treba brkati s inicijatori proces i inhibitori. Na primjer, da bi se pokrenula radikalna reakcija kloriranja metana, potrebno je ultraljubičasto zračenje. Nije katalizator. Neke radikalne reakcije pokreću peroksidni radikali. Oni također nisu katalizatori.

Inhibitori su tvari koje usporavaju kemijsku reakciju. Inhibitori se mogu konzumirati i sudjelovati u kemijskoj reakciji. U ovom slučaju inhibitori nisu katalizatori, obrnuto. Obrnuta kataliza u načelu je nemoguća - reakcija će u svakom slučaju pokušati slijediti najbrži put.

5. Područje kontakta reaktanata. Za heterogene reakcije, jedan od načina povećanja broja učinkovitih sudara je povećanje reakcijska površina . Što je veća kontaktna površina reagirajućih faza, to je veća brzina heterogene kemijske reakcije. Cink u prahu se puno brže otapa u kiselini nego granulirani cink iste težine.

U industriji se koriste za povećanje površine kontaktne površine reaktanata metoda fluidiziranog sloja. Na primjer, u proizvodnji sumporne kiseline metodom kipućeg sloja, pirit se prži.

6. Priroda reaktanata . Na brzinu kemijskih reakcija, pod istim uvjetima, utječu i kemijska svojstva, tj. prirodu reaktanata. Manje aktivne tvari imat će višu aktivacijsku barijeru i reagirati će sporije od aktivnijih tvari. Aktivnije tvari imaju nižu energiju aktivacije, te puno lakše i vjerojatnije stupaju u kemijske reakcije.

Pri niskim energijama aktivacije (manje od 40 kJ/mol), reakcija se odvija vrlo brzo i lako. Značajan dio sudara među česticama završava kemijskom transformacijom. Na primjer, reakcije ionske izmjene odvijaju se vrlo brzo u normalnim uvjetima.

Pri visokim energijama aktivacije (više od 120 kJ/mol), samo mali broj sudara završava kemijskom transformacijom. Stopa takvih reakcija je zanemariva. Na primjer, dušik praktički ne stupa u interakciju s kisikom u normalnim uvjetima.

Pri srednjim energijama aktivacije (od 40 do 120 kJ/mol), brzina reakcije bit će prosječna. Takve se reakcije odvijaju i u normalnim uvjetima, ali ne jako brzo, tako da se mogu promatrati golim okom. Te reakcije uključuju interakciju natrija s vodom, interakciju željeza s klorovodičnom kiselinom itd.

Tvari koje su stabilne u normalnim uvjetima obično imaju visoke aktivacijske energije.

Neke kemijske reakcije odvijaju se gotovo trenutno (eksplozija smjese kisika i vodika, reakcije ionske izmjene u vodenoj otopini), druge - brzo (izgaranje tvari, interakcija cinka s kiselinom), a druge - polako (hrđanje željeza, raspadanje organskih ostataka). Poznate su toliko spore reakcije da ih čovjek jednostavno ne može primijetiti. Na primjer, transformacija granita u pijesak i glinu odvija se tisućama godina.

Drugim riječima, kemijske reakcije mogu se odvijati na različite načine ubrzati.

Ali što je brzina reakcije? Koja je točna definicija te količine i, što je najvažnije, njezin matematički izraz?

Brzina reakcije je promjena količine tvari u jedinici vremena u jednoj jedinici volumena. Matematički, ovaj izraz se piše kao:

Gdje n 1 i n 2- količina tvari (mol) u trenutku t 1 odnosno t 2 u sustavu s volumenom V.

Koji će znak plus ili minus (±) stajati ispred izraza brzine ovisi o tome promatramo li promjenu količine koje tvari - produkta ili reaktanta.

Očito, tijekom reakcije dolazi do potrošnje reagensa, odnosno njihov broj se smanjuje, stoga za reagense izraz (n 2 - n 1) uvijek ima vrijednost manju od nule. Budući da brzina ne može biti negativna vrijednost, u ovom slučaju ispred izraza mora se staviti znak minus.

Ako gledamo promjenu količine produkta, a ne reagensa, tada ispred izraza za izračun brzine nije potreban znak minus, jer je izraz (n 2 - n 1) u ovom slučaju uvijek pozitivan. , jer količina produkta kao rezultat reakcije može se samo povećati.

Omjer količine tvari n na volumen u kojem se ta količina tvari nalazi, naziva se molarna koncentracija S:

Stoga, koristeći koncept molarne koncentracije i njezin matematički izraz, možemo napisati drugi način za određivanje brzine reakcije:

Brzina reakcije je promjena molarne koncentracije tvari kao rezultat kemijske reakcije u jednoj jedinici vremena:

Čimbenici koji utječu na brzinu reakcije

Često je iznimno važno znati što određuje brzinu pojedine reakcije i kako na nju utjecati. Na primjer, industrija prerade nafte doslovno se bori za svakih dodatnih pola posto proizvoda u jedinici vremena. Uostalom, s obzirom na goleme količine prerađene nafte, čak pola posto se slije u veliku godišnju financijsku dobit. U nekim je slučajevima iznimno važno usporiti bilo kakvu reakciju, posebice koroziju metala.

Dakle, o čemu ovisi brzina reakcije? Začudo, to ovisi o mnogo različitih parametara.

Da bismo razumjeli ovo pitanje, zamislimo prije svega što se događa kao rezultat kemijske reakcije, na primjer:

Gore napisana jednadžba odražava proces u kojem molekule tvari A i B, sudarajući se jedna s drugom, tvore molekule tvari C i D.

Odnosno, nesumnjivo, da bi se reakcija odvijala, potreban je barem sudar molekula polaznih tvari. Očito, ako povećamo broj molekula po jedinici volumena, broj sudara će se povećati na isti način na koji se povećava učestalost vaših sudara s putnicima u prepunom autobusu u usporedbi s polupraznim.

Drugim riječima, brzina reakcije raste s porastom koncentracije reaktanata.

U slučaju kada su jedan ili nekoliko reaktanata plinovi, brzina reakcije raste s povećanjem tlaka, budući da je tlak plina uvijek izravno proporcionalan koncentraciji njegovih sastavnih molekula.

Međutim, sudar čestica je nužan, ali ne i dovoljan uvjet za odvijanje reakcije. Činjenica je da je, prema izračunima, broj sudara molekula tvari koje reagiraju pri njihovoj razumnoj koncentraciji toliko velik da se sve reakcije moraju odvijati u trenu. Međutim, to se u praksi ne događa. Što je bilo?

Činjenica je da neće svaki sudar molekula reaktanata nužno biti učinkovit. Mnogi sudari su elastični – molekule se odbijaju jedna od druge kao lopte. Da bi se reakcija odvijala, molekule moraju imati dovoljnu kinetičku energiju. Minimalna energija koju molekule reaktanata moraju imati da bi se reakcija odvijala naziva se aktivacijska energija i označava se s E a. U sustavu koji se sastoji od velikog broja molekula postoji energetska raspodjela molekula, neke od njih imaju nisku energiju, neke imaju visoku i srednju energiju. Od svih tih molekula, samo mali dio molekula ima energiju veću od energije aktivacije.

Kao što je poznato iz kolegija fizike, temperatura je zapravo mjera kinetičke energije čestica koje čine tvar. Odnosno, što se čestice koje čine tvar brže kreću, to je njezina temperatura viša. Dakle, očito, povećanjem temperature bitno povećavamo kinetičku energiju molekula, zbog čega se povećava udio molekula s energijama većim od E a, a njihov će sraz dovesti do kemijske reakcije.

Činjenicu pozitivnog utjecaja temperature na brzinu reakcije empirijski je utvrdio još u 19. stoljeću nizozemski kemičar Van't Hoff. Na temelju svojih istraživanja formulirao je pravilo koje i danas nosi njegovo ime, a zvuči ovako:

Brzina bilo koje kemijske reakcije povećava se 2-4 puta s povećanjem temperature za 10 stupnjeva.

Matematički prikaz ovog pravila je napisan kao:

Gdje V 2 I V 1 je brzina pri temperaturi t 2 odnosno t 1, a γ je temperaturni koeficijent reakcije čija je vrijednost najčešće u rasponu od 2 do 4.

Često se brzina mnogih reakcija može povećati korištenjem katalizatori.

Katalizatori su tvari koje ubrzavaju reakciju bez da se troše.

Ali kako katalizatori uspijevaju povećati brzinu reakcije?

Prisjetimo se energije aktivacije E a . Molekule s energijama manjim od energije aktivacije ne mogu djelovati jedna s drugom u odsutnosti katalizatora. Katalizatori mijenjaju putanju kojom se odvija reakcija, slično kao što će iskusni vodič popločati rutu ekspedicije ne izravno kroz planinu, već uz pomoć obilaznih staza, zbog čega čak i oni sateliti koji nisu imali dovoljno energija za uspon na planinu moći će se pomaknuti na drugu njezinu stranu.

Unatoč činjenici da se katalizator ne troši tijekom reakcije, ipak aktivno sudjeluje u njoj, tvoreći intermedijarne spojeve s reagensima, ali se na kraju reakcije vraća u prvobitno stanje.

Uz gore navedene čimbenike koji utječu na brzinu reakcije, ako postoji sučelje između tvari koje reagiraju (heterogena reakcija), brzina reakcije također će ovisiti o kontaktnoj površini reaktanata. Na primjer, zamislite granulu metalnog aluminija koja je bačena u epruvetu koja sadrži vodenu otopinu klorovodične kiseline. Aluminij je aktivni metal koji može reagirati s neoksidirajućim kiselinama. S klorovodičnom kiselinom, jednadžba reakcije je sljedeća:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

Aluminij je kruta tvar, što znači da reagira samo s klorovodičnom kiselinom na svojoj površini. Očito, ako povećamo površinu prvo valjanjem aluminijske granule u foliju, time osiguravamo veći broj atoma aluminija dostupnih za reakciju s kiselinom. Kao rezultat toga, brzina reakcije će se povećati. Slično, povećanje površine krutine može se postići mljevenjem u prah.

Također, na brzinu heterogene reakcije, u kojoj krutina reagira s plinovitim ili tekućim, često pozitivno utječe miješanje, što je posljedica činjenice da se kao rezultat miješanja nakupljene molekule produkata reakcije uklanjaju iz reakcijsku zonu i novi dio molekula reagensa se "odgaja".

Posljednje što treba primijetiti je također veliki utjecaj na brzinu reakcije i prirodu reagensa. Na primjer, što je alkalijski metal niže u periodnom sustavu, to brže reagira s vodom, fluor reagira najbrže s plinovitim vodikom među svim halogenima itd.

Ukratko, brzina reakcije ovisi o sljedećim čimbenicima:

1) koncentracija reagensa: što je veća, to je veća brzina reakcije.

2) temperatura: s povećanjem temperature, brzina bilo koje reakcije raste.

3) kontaktna površina reaktanata: što je veća kontaktna površina reaktanata, veća je brzina reakcije.

4) miješanje, ako se reakcija odvija između krutine i tekućine ili plina, miješanje je može ubrzati.

Brzina kemijske reakcije- promjena količine jedne od reagirajućih tvari po jedinici vremena u jedinici reakcijskog prostora.

Sljedeći čimbenici utječu na brzinu kemijske reakcije:

• priroda reaktanata;
• koncentracija reaktanata;
• dodirna površina reaktanata (u heterogenim reakcijama);
• temperatura;
• djelovanje katalizatora.

Teorija aktivnih sudara omogućuje objašnjenje utjecaja nekih čimbenika na brzinu kemijske reakcije. Glavne odredbe ove teorije:

• Reakcije nastaju sudarom čestica reaktanata koji imaju određenu energiju.
• Što je više čestica reagensa, što su bliže jedna drugoj, veća je vjerojatnost da će se sudariti i reagirati.
• Samo učinkoviti sudari dovode do reakcije, tj. one u kojima su "stare veze" uništene ili oslabljene i stoga se mogu formirati "nove". Da bi se to postiglo, čestice moraju imati dovoljnu energiju.
• Minimalni višak energije potreban za učinkovito sudaranje čestica reaktanata naziva se energija aktivacije Ea.
• Djelovanje kemikalija očituje se u niskoj aktivacijskoj energiji reakcija u kojima sudjeluju. Što je manja energija aktivacije, to je veća brzina reakcije. Na primjer, u reakcijama između kationa i aniona energija aktivacije je vrlo niska, pa se takve reakcije odvijaju gotovo trenutno.

Utjecaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije

Kako se koncentracija reaktanata povećava, brzina reakcije raste. Da bi stupile u reakciju, dvije kemijske čestice moraju se približiti jedna drugoj, pa brzina reakcije ovisi o broju međusobnih sudara. Povećanje broja čestica u određenom volumenu dovodi do češćih sudara i povećanja brzine reakcije.

Povećanje tlaka ili smanjenje volumena koji smjesa zauzima dovest će do povećanja brzine reakcije koja se odvija u plinovitoj fazi.

Na temelju eksperimentalnih podataka 1867. godine norveški znanstvenici K. Guldberg i P. Vaage, a neovisno o njima 1865. godine ruski znanstvenik N.I. Beketov je formulirao osnovni zakon kemijske kinetike, koji utvrđuje ovisnost brzine reakcije o koncentracijama tvari koje reagiraju -

Zakon masovnog djelovanja (LMA):

Brzina kemijske reakcije proporcionalna je umnošku koncentracija reaktanata, uzetih u potencijama jednakim njihovim koeficijentima u reakcijskoj jednadžbi. (“glumačka masa” je sinonim za moderni koncept “koncentracije”)

aA +bB =cC +dd, Gdje k je konstanta brzine reakcije

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

Izrazi za brzine raznih vrsta reakcija

ZDM se odnosi na homogene reakcije. Ako je reakcija heterogena (reagensi su u različitim agregacijskim stanjima), tada u jednadžbu MDM ulaze samo tekući ili samo plinoviti reagensi, a kruti su isključeni, utječući samo na konstantu brzine k.

Molekularnost reakcije je minimalni broj molekula uključenih u elementarni kemijski proces. Po molekularnosti elementarne kemijske reakcije dijele se na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); trimolekularne reakcije su izuzetno rijetke.

Brzina heterogenih reakcija

• Ovisi o površina kontakta tvari, tj. na stupanj mljevenja tvari, potpunost miješanja reagensa.
• Primjer je spaljivanje drva. Cijela cjepanica relativno sporo gori na zraku. Ako povećate površinu kontakta drva sa zrakom, cijepajući trupac na iverje, brzina gorenja će se povećati.
• Piroforno željezo se izlije na list filter papira. Tijekom pada, čestice željeza se zagriju i zapale papir.

Utjecaj temperature na brzinu reakcije

U 19. stoljeću nizozemski znanstvenik Van't Hoff eksperimentalno je otkrio da kada temperatura poraste za 10 °C, stope mnogih reakcija se povećavaju 2-4 puta.

Van't Hoffovo pravilo

Za svakih 10 ◦ C povećanja temperature, brzina reakcije povećava se za faktor 2-4.

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

Za svaku pojedinu reakciju empirijski se određuje temperaturni koeficijent. Točno pokazuje koliko se puta brzina određene kemijske reakcije (i njezina konstanta brzine) povećava sa svakih 10 stupnjeva povećanja temperature.

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

Kako više E specifična reakcija, manje(na danoj temperaturi) bit će konstanta brzine k (i brzina) ove reakcije. Povećanje T dovodi do povećanja konstante brzine; to se objašnjava činjenicom da povećanje temperature dovodi do brzog povećanja broja "energijskih" molekula sposobnih prevladati aktivacijsku barijeru E a .

Utjecaj katalizatora na brzinu reakcije

Brzinu reakcije moguće je mijenjati korištenjem posebnih tvari koje mijenjaju mehanizam reakcije i usmjeravaju je na energetski povoljniji put s nižom energijom aktivacije.

Katalizatori- To su tvari koje sudjeluju u kemijskoj reakciji i povećavaju njezinu brzinu, ali na kraju reakcije ostaju kvalitativno i kvantitativno nepromijenjene.

Inhibitori- Tvari koje usporavaju kemijske reakcije.

Promjena brzine kemijske reakcije ili njezina smjera uz pomoć katalizatora naziva se kataliza .