1. Temperatura di abbassamento:
* Energia cinetica: Le reazioni si verificano quando le molecole si scontrano con energia sufficiente per rompere i legami e formarne di nuove. La riduzione della temperatura riduce l'energia cinetica media delle molecole, portando a un minor numero di collisioni di successo.
* Energia di attivazione: Ogni reazione ha una barriera energetica di attivazione che le molecole devono superare per reagire. Temperature più basse rendono più difficile per le molecole raggiungere questo livello di energia.
2. Concentrazione decrescente di reagenti:
* Frequenza di collisione: Concentrazioni di reagenti più elevate significano più molecole, aumentando la possibilità di collisioni tra molecole di reagenti. Lowering concentrations reduces collision frequency, slowing down the reaction.
3. Aumentare l'energia di attivazione:
* Barriera energetica di attivazione: L'energia di attivazione è l'energia minima richiesta per una reazione. L'aumento della barriera energetica di attivazione rende più difficile per le molecole raggiungere il livello di energia necessario, rallentando la reazione. Questo può essere causato da:
* Introducing a catalyst that slows the reaction down (a negative catalyst).
* Modifica del mezzo di reazione (ad esempio, usando un solvente diverso).
4. Aumento della superficie:
* Reazioni eterogenee: Le reazioni che coinvolgono sostanze in diverse fasi (ad es. Solido e liquido) sono influenzate dalla superficie. Una superficie più ampia fornisce più punti di contatto per i reagenti, aumentando la velocità di reazione. Tuttavia, una riduzione dell'area superficiale riduce i punti di contatto, rallentando la reazione.
5. Aggiunta di un catalizzatore che rallenta la reazione:
* Catalizzatori: Mentre la maggior parte dei catalizzatori accelera le reazioni, ci sono alcuni che possono agire come catalizzatori negativi e rallentare le reazioni. Questi catalizzatori aumentano l'energia di attivazione, rendendo più difficile per la reazione.
6. Modifica della fase dei reagenti:
* Tassi di reazione in diverse fasi: Le reazioni tendono ad essere più veloci nella fase gassosa rispetto alla fase liquida e persino più lenti nella fase solida. Ciò è dovuto alla maggiore libertà di movimento e alla frequenza di collisione nei gas.
7. Aumentare la pressione parziale dei gas inerti:
* Frequenza di collisione: In una miscela di gas, l'aggiunta di gas inerti riduce la pressione parziale dei reagenti, portando a un minor numero di collisioni tra molecole di reagenti e diminuendo la velocità di reazione.
8. Aggiunta di un prodotto alla miscela di reazione:
* Principio di Le Chatelier: Secondo il principio di Le Chatelier, l'aggiunta di un prodotto a una miscela di reazione sposta l'equilibrio verso i reagenti, rallentando la reazione in avanti.
Esempio:
Immagina un falò. L'aggiunta di più legno (crescente concentrazione) e soffiare sul fuoco (aumento della temperatura) lo farà bruciare più velocemente. Al contrario, coprendo il fuoco con cenere (superficie decrescente) e l'uso del legno umido (temperatura di abbassamento) rallenterà il processo di combustione.
