"Teorie reakční kinetiky
Pro objasnění mechanismu přeměny výchozích látek na produkty existují 2 základní teorie reakční kinetiky. Srážková teorie říká, že se dvě částice musí srazit, aby proběhla reakce. Srážka musí být účinná - částice musí mít dostatek kinetické energie (aktivační energie EA) k překonání energetického valu (k roztržení existujících vazeb). Na efektivnost srážky má vliv i orientace částic. Tuto teorii překonala teorie aktivovaného komplexu (též teorie absolutních reakčních rychlostí). Částice s dostatecnou energií a vhodnou prostorovou orientací vytvářejí po srážce nejdříve aktivovaný komplex (na vrcholu energetického valu – rozdíl mezi energetickou hladinou aktivovaného komplexu a výchozí látky je aktivační energie). Ten je nestabilní, protože staré vazby zanikly jen částečně a nové jsou vytvořené také jen částečně. Z tohoto důvodu se pak rozpadá za vzniku příslušných produktů nebo se vrátí do stavu výchozích látek.
Rychlost chemických reakcí
Rychlost je u chemických reakcí definovaná jako úbytek látkového množství kterékoli výchozí látky nebo jako přírůstek látkového množství kteréhokoliv produktu za jednotku času dělený stechiometrickým koeficientem této látky. Značí se J a její jednotkou je mol.s-1. Pro izochorické reakční děje (V = konst.) lze reakční rychlost vyjádřit jako časovou změnu molární koncentrace látky. Značí se v a její jednotkou je mol.dm-3.s-1.
reaktanty akt. komplex produkty
Vliv koncentrace
Závislost rychlosti chemické reakce na koncentraci výchozích látek popisuje Guldbergův-Waageův zákon: Rychlost chemické reakce je úměrná součinu okamžitých koncentrací reagujících (tj. výchozích) látek. Tento zákon vyjadřuje kinetická rovnice:
Veličina k se nazývá rychlostní konstanta a má na ni vliv teplota. U jednoduchých reakcí jsou exponenty totožné se stechiometrickými koeficienty reaktantů, u složitějších reakcí se získávají experimentálně."

Práce obsahuje obrázky o rozsahu cca 3 stran.

PRÁCE BYLA UVOLNĚNA BEZ NÁROKU NA HONORÁŘ