Kemisk reaktionshastighed

Kemisk reaktionshastighed- ændring i mængden af ​​et af de reagerende stoffer pr. tidsenhed i en enhed af reaktionsrum. Er et nøglebegreb i kemisk kinetik. Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er altid en positiv værdi, derfor, hvis den bestemmes af udgangsstoffet (hvis koncentrationen falder under reaktionen), så ganges den resulterende værdi med -1.

For eksempel for reaktionen:

udtrykket for hastighed vil se således ud:

. Hastigheden af ​​en kemisk reaktion på et givet tidspunkt er proportional med koncentrationerne af reaktanterne hævet til potenser svarende til deres støkiometriske koefficienter.

For elementære reaktioner er eksponenten for koncentrationen af ​​hvert stof ofte lig med dets støkiometriske koefficient for komplekse reaktioner, denne regel overholdes ikke. Ud over koncentrationen påvirker følgende faktorer hastigheden af ​​en kemisk reaktion:

• arten af ​​reaktanterne,
• tilstedeværelsen af ​​en katalysator,
• temperatur (van't Hoff-reglen),
• tryk,
• overfladeareal af reagerende stoffer.

Hvis vi betragter den enkleste kemiske reaktion A + B → C, vil vi bemærke det øjeblikkelig Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er ikke konstant.

Litteratur

• Kubasov A. A. Kemisk kinetik og katalyse.
• Prigogine I., Defey R. Kemisk termodynamik. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Kinetiske modeller for katalytiske reaktioner, Novosibirsk: Nauka (Sib. Department), 1983. - 255 s.

Wikimedia Foundation. 2010.

Se hvad "Hastighed for en kemisk reaktion" er i andre ordbøger:

Grundlæggende koncept for kemisk kinetik. For simple homogene reaktioner måles hastigheden af ​​en kemisk reaktion ved ændringen i antallet af mol af det reagerede stof (ved et konstant volumen af ​​systemet) eller ved ændringen i koncentrationen af ​​et hvilket som helst af udgangsstofferne ... Stor encyklopædisk ordbog

HASTIGHED FOR KEMISK REAKTION- grundbegrebet kemi. kinetik, der udtrykker forholdet mellem mængden af ​​reageret stof (i mol) og det tidsrum, hvor interaktionen fandt sted. Da koncentrationerne af reaktanter ændres under interaktion, er hastigheden normalt ... Big Polytechnic Encyclopedia

hastigheden af ​​kemisk reaktion- en størrelse, der karakteriserer intensiteten af ​​en kemisk reaktion. Dannelseshastigheden af ​​et reaktionsprodukt er mængden af ​​dette produkt som et resultat af en reaktion pr. tidsenhed pr. volumenenhed (hvis reaktionen er homogen) eller pr. ... ...

Grundlæggende koncept for kemisk kinetik. For simple homogene reaktioner måles hastigheden af ​​en kemisk reaktion ved ændringen i antallet af mol af det reagerede stof (ved et konstant volumen af ​​systemet) eller ved ændringen i koncentrationen af ​​et hvilket som helst af udgangsstofferne ... encyklopædisk ordbog

En størrelse, der karakteriserer intensiteten af ​​en kemisk reaktion (Se Kemiske reaktioner). Dannelseshastigheden af ​​et reaktionsprodukt er mængden af ​​dette produkt, der er resultatet af en reaktion pr. tidsenhed pr. volumenenhed (hvis... ...

Grundlæggende begrebet kemi kinetik. Til simple homogene reaktioner af S. x. R. målt ved ændringen i antallet af mol reageret in va (med et konstant volumen af ​​systemet) eller ved ændringen i koncentrationen af ​​et hvilket som helst af de initiale in va eller reaktionsprodukter (hvis systemets volumen ...

Til komplekse reaktioner bestående af flere stadier (enkle eller elementære reaktioner), en mekanisme er et sæt af stadier, som et resultat af hvilke udgangsmaterialerne omdannes til produkter. Molekyler kan fungere som mellemprodukter i disse reaktioner... ... Naturvidenskab. encyklopædisk ordbog

- (eng. nukleofil substitutionsreaktion) substitutionsreaktioner, hvor angrebet udføres af et nukleofilt reagens, der bærer et ensomt elektronpar. Den afgående gruppe i nukleofile substitutionsreaktioner kaldes en nukleofuge. Alt... Wikipedia

Omdannelse af nogle stoffer til andre, forskellige fra de oprindelige i kemisk sammensætning eller struktur. Det samlede antal atomer af hvert givet grundstof, såvel som selve de kemiske grundstoffer, der udgør stofferne, forbliver i R. x. uændret; denne R. x... Store sovjetiske encyklopædi

tegnehastighed- lineær hastighed af metalbevægelse ved udgangen fra matricen, m/s. På moderne tegnemaskiner når tegnehastigheden 50–80 m/s. Men selv når der trækkes tråd, overstiger hastigheden som regel ikke 30-40 m/s. Ved … … Encyklopædisk ordbog for metallurgi

Hastigheden af ​​kemiske reaktioner. Kemisk ligevægt

Plan:

1. Begrebet hastigheden af ​​en kemisk reaktion.

2. Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​en kemisk reaktion.

3. Kemisk ligevægt. Faktorer, der påvirker forskydningsligevægt. Le Chateliers princip.

Kemiske reaktioner sker med forskellige hastigheder. Reaktioner sker meget hurtigt i vandige opløsninger. For eksempel, hvis opløsninger af bariumchlorid og natriumsulfat drænes, udfældes der straks et hvidt bundfald af bariumsulfat. Ethylen misfarver hurtigt, men ikke øjeblikkeligt, bromvand. Rust dannes langsomt på jerngenstande, plak vises på kobber- og bronzeprodukter, og løv rådner.

Videnskaben studerer hastigheden af ​​en kemisk reaktion, samt identificerer dens afhængighed af betingelserne for processen - kemisk kinetik.

Hvis reaktioner sker i et homogent medium, for eksempel i en opløsning eller gasfase, så sker vekselvirkningen af ​​reaktanterne i hele volumen. Sådanne reaktioner kaldes homogen.

Hvis der sker en reaktion mellem stoffer i forskellige aggregeringstilstande (f.eks. mellem et fast stof og en gas eller væske) eller mellem stoffer, der ikke er i stand til at danne et homogent medium (f.eks. mellem to ublandbare væsker), så finder det sted kun på stoffernes kontaktflade. Sådanne reaktioner kaldes heterogen.

υ af en homogen reaktion bestemmes af ændringen i mængden af ​​stof pr. enhed pr. volumenenhed:

υ =Δn / Δt ∙V

hvor Δ n er ændringen i antallet af mol af et af stofferne (oftest det oprindelige, men det kan også være et reaktionsprodukt), (mol);

V – volumen af ​​gas eller opløsning (l)

Da Δ n / V = ​​​​ΔC (ændring i koncentration), så

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ af en heterogen reaktion bestemmes af ændringen i mængden af ​​stof pr. tidsenhed på en enheds kontaktflade af stoffer.

υ =Δn / Δt ∙ S

hvor Δ n – ændring i mængden af ​​stof (reagens eller produkt), (mol);

Δt – tidsinterval (s, min);

S – overfladeareal af stoffers kontakt (cm 2, m 2)

Hvorfor er hastigheden af ​​forskellige reaktioner ikke ens?

For at en kemisk reaktion kan begynde, skal de reagerende stoffers molekyler støde sammen. Men ikke enhver kollision resulterer i en kemisk reaktion. For at en kollision skal føre til en kemisk reaktion, skal molekylerne have tilstrækkelig høj energi. Partikler, der kan gennemgå en kemisk reaktion ved kollision kaldes aktiv. De har overskydende energi sammenlignet med den gennemsnitlige energi for de fleste partikler - aktiveringsenergi E handling. Der er meget færre aktive partikler i et stof end med gennemsnitsenergi, så for at mange reaktioner kan begynde, skal systemet tilføres noget energi (et lysglimt, opvarmning, mekanisk stød).

Energibarriere (værdi E handling) er forskellig for forskellige reaktioner, jo lavere den er, jo lettere og hurtigere forløber reaktionen.

2. Faktorer, der påvirker υ(antal partikelkollisioner og deres effektivitet).

1) Reaktanternes art: deres sammensætning, struktur => aktiveringsenergi

▪ jo mindre E handling, jo større υ;

Hvis E handling < 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.

Hvis E handling> 120 kJ/mol betyder det, at kun en lille brøkdel af kollisioner mellem interagerende partikler fører til en reaktion. Hyppigheden af ​​sådanne reaktioner er meget lav. For eksempel rustning af jern, el

forekomsten af ​​ammoniaksyntesereaktionen ved almindelige temperaturer er næsten umulig at bemærke.

Hvis E handling har mellemværdier (40 – 120 kJ/mol), så vil hastigheden af ​​sådanne reaktioner være gennemsnitlig. Sådanne reaktioner omfatter vekselvirkning af natrium med vand eller ethanol, misfarvning af bromvand med ethylen osv.

2) Temperatur: ved t for hver 10 0 C, υ 2-4 gange (van't Hoff-reglen).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Ved t er antallet af aktive partikler (s E handling) og deres aktive kollisioner.

Opgave 1. Hastigheden af ​​en bestemt reaktion ved 0 0 C er lig med 1 mol/l ∙ h, reaktionens temperaturkoefficient er 3. Hvad vil hastigheden af ​​denne reaktion være ved 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) Koncentration: jo flere, jo oftere forekommer kollisioner og υ. Ved konstant temperatur for reaktionen mA + nB = C ifølge loven om massevirkning:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

hvor k er hastighedskonstanten;

C – koncentration (mol/l)

Lov om massehandling:

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer, taget i potenser svarende til deres koefficienter i reaktionsligningen.

Z.d.m. tager ikke højde for koncentrationen af ​​reagerende stoffer i fast tilstand, fordi de reagerer på overflader, og deres koncentrationer forbliver normalt konstante.

Opgave 2. Reaktionen forløber efter ligningen A + 2B → C. Hvor mange gange og hvordan vil reaktionshastigheden ændre sig, når koncentrationen af ​​stof B stiger med 3 gange?

Løsning:υ = k ∙ C A m ∙ C B n

υ = k ∙ C A ∙ C B 2

υ 1 = k ∙ a ∙ b 2

υ 2 = k ∙ a ∙ 3 i 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ i 2 / a ∙ 9 i 2 = 1/9

Svar: vil stige 9 gange

For gasformige stoffer afhænger reaktionshastigheden af ​​tryk

Jo højere tryk, jo højere hastighed.

4) Katalysatorer– stoffer, der ændrer reaktionsmekanismen, reducerer E handling => υ .

▪ Katalysatorer forbliver uændrede, efter at reaktionen er afsluttet

▪ Enzymer er biologiske katalysatorer, proteiner af natur.

▪ Inhibitorer – stoffer, der ↓ υ

5) For heterogene reaktioner afhænger υ også:

▪ på tilstanden af ​​kontaktfladen af ​​de reagerende stoffer.

Sammenlign: lige store mængder svovlsyreopløsning blev hældt i 2 reagensglas, og samtidig blev et jernsøm faldet i det ene og jernspåner i det andet. Slibning af et fast stof fører til en stigning i antallet af dets molekyler, der kan reagere samtidigt . Derfor vil reaktionshastigheden i det andet reagensglas være større end i det første.

I livet møder vi forskellige kemiske reaktioner. Nogle af dem, som rusten af ​​jern, kan holde i flere år. Andre, såsom fermentering af sukker til alkohol, tager flere uger. Brænde i et komfur brænder på et par timer, og benzin i en motor brænder på et splitsekund.

For at reducere udstyrsomkostningerne øger kemiske anlæg reaktionshastigheden. Og nogle processer, for eksempel madfordærvelse og metalkorrosion, skal bremses.

Kemisk reaktionshastighed kan udtrykkes som ændring i mængden af ​​stof (n, modulo) pr. tidsenhed (t) - sammenlign hastigheden af ​​et bevægeligt legeme i fysik som en ændring i koordinater pr. tidsenhed: υ = Δx/Δt. For at hastigheden ikke skal være afhængig af rumfanget af beholderen, hvori reaktionen foregår, dividerer vi udtrykket med volumenet af de reagerende stoffer (v), dvs.ændring i mængden af ​​et stof pr. tidsenhed pr. volumenenhed, eller ændring i koncentrationen af ​​et af stofferne pr. tidsenhed:

n 2 - n 1 Δn
υ = –––––––––– = –––––––– = Δс/Δt (1)
(t 2 − t 1) v Δt v

hvor c = n/v er koncentrationen af ​​stoffet,

Δ (læs "delta") er en generelt accepteret betegnelse for en værdiændring.

Hvis stoffer har forskellige koefficienter i ligningen, vil reaktionshastigheden for hver af dem beregnet ved hjælp af denne formel være anderledes. For eksempel reagerede 2 mol svovldioxid fuldstændigt med 1 mol ilt på 10 sekunder i 1 liter:

2SO2 + O2 = 2SO3

Ilthastigheden vil være: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Hastighed for svovldioxid: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- dette skal ikke huskes og siges under eksamen, eksemplet er givet for ikke at blive forvirret, hvis dette spørgsmål opstår.

Hastigheden af ​​heterogene reaktioner (der involverer faste stoffer) udtrykkes ofte per enhedsareal af kontaktflader:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reaktioner kaldes heterogene, når reaktanterne er i forskellige faser:

• et fast stof med et andet fast stof, væske eller gas,
• to ublandbare væsker
• væske med gas.

Homogene reaktioner forekommer mellem stoffer i én fase:

• mellem godt blandede væsker,
• gasser,
• stoffer i opløsninger.

Forhold, der påvirker hastigheden af ​​kemiske reaktioner

1) Reaktionshastigheden afhænger af beskaffenhed af reaktanter. Kort sagt reagerer forskellige stoffer med forskellig hastighed. For eksempel reagerer zink voldsomt med saltsyre, mens jern reagerer ret langsomt.

2) Jo højere reaktionshastighed, jo hurtigere koncentration stoffer. Zink vil reagere meget længere med en stærkt fortyndet syre.

3) Reaktionshastigheden stiger markant med stigende temperatur. For eksempel, for at brænde brændstof, er det nødvendigt at antænde det, dvs. øge temperaturen. For mange reaktioner er en temperaturstigning på 10°C ledsaget af en stigning på 2-4 gange.

4) Hastighed heterogen reaktionerne stiger med stigende overflader af reagerende stoffer. Faste stoffer males normalt til dette formål. For at jern og svovlpulver skal reagere ved opvarmning, skal jernet for eksempel være i form af fint savsmuld.

Bemærk venligst, at i dette tilfælde er formel (1) underforstået! Formel (2) udtrykker hastigheden pr. arealenhed, derfor kan den ikke afhænge af arealet.

5) Reaktionshastigheden afhænger af tilstedeværelsen af ​​katalysatorer eller inhibitorer.

Katalysatorer- stoffer, der accelererer kemiske reaktioner, men de selv er ikke forbrugt. Et eksempel er den hurtige nedbrydning af hydrogenperoxid med tilsætning af en katalysator - mangan (IV) oxid:

2H2O2 = 2H2O + O2

Mangan(IV)oxid forbliver i bunden og kan genbruges.

Inhibitorer- stoffer, der bremser reaktionen. For eksempel tilsættes korrosionsinhibitorer til et vandvarmesystem for at forlænge levetiden af ​​rør og batterier. I biler tilsættes korrosionshæmmere til bremse- og kølevæske.

Et par flere eksempler.

Kemisk reaktionshastighed- ændring i mængden af ​​et af de reagerende stoffer pr. tidsenhed i en enhed af reaktionsrum.

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion påvirkes af følgende faktorer:

• arten af ​​de reagerende stoffer;
• koncentration af reaktanter;
• kontaktflade af reagerende stoffer (i heterogene reaktioner);
• temperatur;
• virkning af katalysatorer.

Aktiv kollisionsteori giver os mulighed for at forklare visse faktorers indflydelse på hastigheden af ​​en kemisk reaktion. De vigtigste bestemmelser i denne teori:

• Reaktioner opstår, når partikler af reaktanter, der har en vis energi, kolliderer.
• Jo flere reaktantpartikler der er, jo tættere er de på hinanden, jo større er sandsynligheden for, at de kolliderer og reagerer.
• Kun effektive sammenstød fører til en reaktion, dvs. dem, hvor "gamle forbindelser" ødelægges eller svækkes, og derfor kan "nye" dannes. For at gøre dette skal partiklerne have tilstrækkelig energi.
• Den minimale overskydende energi, der kræves for effektiv kollision af reaktantpartikler, kaldes aktiveringsenergi Ea.
• Aktivitet kemiske stoffer manifesterer sig i den lave aktiveringsenergi af reaktioner, der involverer dem. Jo lavere aktiveringsenergi, jo højere reaktionshastighed. For eksempel i reaktioner mellem kationer og anioner er aktiveringsenergien meget lav, så sådanne reaktioner forekommer næsten øjeblikkeligt

Indflydelsen af ​​koncentrationen af ​​reaktanter på reaktionshastigheden

Når koncentrationen af ​​reaktanter stiger, stiger reaktionshastigheden. For at der kan ske en reaktion, skal to kemiske partikler komme sammen, så reaktionshastigheden afhænger af antallet af sammenstød mellem dem. En stigning i antallet af partikler i et givet volumen fører til hyppigere kollisioner og en stigning i reaktionshastigheden.

En stigning i reaktionshastigheden, der forekommer i gasfasen, vil skyldes en stigning i trykket eller et fald i det volumen, som optages af blandingen.

Baseret på eksperimentelle data i 1867, de norske videnskabsmænd K. Guldberg og P. Waage, og uafhængigt af dem i 1865, russiske videnskabsmand N.I. Beketov formulerede den grundlæggende lov om kemisk kinetik og etablerede afhængighed af reaktionshastigheden af ​​koncentrationerne af reaktanterne -

Lov om massehandling (LMA):

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er proportional med produktet af koncentrationerne af de reagerende stoffer, taget i potenser svarende til deres koefficienter i reaktionsligningen. ("effektiv masse" er et synonym for det moderne begreb "koncentration")

aA+bB =cС +dD, Hvor k– reaktionshastighedskonstant

ZDM udføres kun for elementære kemiske reaktioner, der forekommer i et trin. Hvis en reaktion forløber sekventielt gennem flere trin, så bestemmes den samlede hastighed af hele processen af ​​dens langsomste del.

Udtryk for hastigheden af ​​forskellige typer reaktioner

ZDM refererer til homogene reaktioner. Hvis reaktionen er heterogen (reagenser er i forskellige aggregeringstilstande), så inkluderer ZDM-ligningen kun flydende eller kun gasformige reagenser, og faste reagenser er udelukket, hvilket kun påvirker hastighedskonstanten k.

Reaktionens molekylære karakter er det mindste antal molekyler involveret i en elementær kemisk proces. Baseret på molekylæritet opdeles elementære kemiske reaktioner i molekylære (A →) og bimolekylære (A + B →); trimolekylære reaktioner er ekstremt sjældne.

Rate af heterogene reaktioner

• Afhænger af overfladeareal af kontakt mellem stoffer, dvs. om graden af ​​formaling af stoffer, fuldstændigheden af ​​blanding af reagenser.
• Et eksempel er brændefyring. En hel træstamme brænder relativt langsomt i luften. Hvis du øger kontaktfladen mellem træ og luft og deler træstammen i spåner, vil forbrændingshastigheden stige.
• Pyroforisk jern hældes på et ark filterpapir. I løbet af efteråret bliver jernpartiklerne varme og sætter ild til papiret.

Temperaturens indvirkning på reaktionshastigheden

I det 19. århundrede opdagede den hollandske videnskabsmand Van't Hoff eksperimentelt, at med en stigning i temperaturen med 10 o C, øges hastigheden af ​​mange reaktioner med 2-4 gange.

Van't Hoffs regel

For hver 10 ◦ C temperaturstigning øges reaktionshastigheden 2-4 gange.

Her tager γ (græsk bogstav "gamma") - den såkaldte temperaturkoefficient eller van't Hoff-koefficient, værdier fra 2 til 4.

For hver specifik reaktion bestemmes temperaturkoefficienten eksperimentelt. Det viser præcis, hvor mange gange hastigheden af ​​en given kemisk reaktion (og dens hastighedskonstant) stiger for hver 10 graders temperaturstigning.

Van't Hoffs regel bruges til at tilnærme ændringen i reaktionshastighedskonstanten med stigende eller faldende temperatur. Et mere præcist forhold mellem hastighedskonstanten og temperaturen blev etableret af den svenske kemiker Svante Arrhenius:

Hvordan mere E en specifik reaktion, så mindre(ved en given temperatur) vil være hastighedskonstanten k (og hastighed) for denne reaktion. En stigning i T fører til en stigning i hastighedskonstanten, dette forklares ved, at en stigning i temperaturen fører til en hurtig stigning i antallet af "energiske" molekyler, der er i stand til at overvinde aktiveringsbarrieren Ea.

Effekt af katalysator på reaktionshastighed

Det er muligt at ændre hastigheden af ​​en reaktion ved at bruge specielle stoffer, der ændrer reaktionsmekanismen og leder den ad en energimæssigt mere gunstig vej med en lavere aktiveringsenergi.

Katalysatorer- det er stoffer, der deltager i en kemisk reaktion og øger dens hastighed, men i slutningen af ​​reaktionen forbliver de uændrede kvalitativt og kvantitativt.

Inhibitorer– stoffer, der bremser kemiske reaktioner.

Ændring af hastigheden af ​​en kemisk reaktion eller dens retning ved hjælp af en katalysator kaldes katalyse .

Hastighedsreaktion bestemmes af en ændring i den molære koncentration af en af ​​reaktanterne:

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

Hvor C 1 og C 2 er de molære koncentrationer af stoffer til henholdsvis tidspunkterne t 1 og t 2 (tegn (+) - hvis hastigheden er bestemt af reaktionsproduktet, tegn (-) - af udgangsstoffet).

Reaktioner opstår, når molekyler af reagerende stoffer kolliderer. Dens hastighed bestemmes af antallet af kollisioner og sandsynligheden for, at de vil føre til transformation. Antallet af kollisioner bestemmes af koncentrationerne af de reagerende stoffer, og sandsynligheden for en reaktion bestemmes af energien fra de kolliderende molekyler.
Faktorer, der påvirker hastigheden af ​​kemiske reaktioner.
1. Arten af ​​de reagerende stoffer. Naturen af ​​de kemiske bindinger og strukturen af ​​reagensmolekylerne spiller en vigtig rolle. Reaktioner forløber i retning af ødelæggelse af mindre stærke bindinger og dannelse af stoffer med stærkere bindinger. At bryde bindinger i H 2 og N 2 molekyler kræver således høje energier; sådanne molekyler er let reaktive. At bryde bindinger i meget polære molekyler (HCl, H 2 O) kræver mindre energi, og reaktionshastigheden er meget højere. Reaktioner mellem ioner i elektrolytopløsninger sker næsten øjeblikkeligt.
Eksempler
Fluor reagerer eksplosivt med brint ved stuetemperatur, brom reagerer langsomt med brint ved opvarmning.
Calciumoxid reagerer kraftigt med vand og frigiver varme; kobberoxid - reagerer ikke.

2. Koncentration. Med stigende koncentration (antallet af partikler pr. volumenenhed) forekommer kollisioner af molekyler af reagerende stoffer oftere - reaktionshastigheden stiger.
Lov om masseaktion (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af reaktanterne.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Reaktionshastighedskonstanten k afhænger af reaktanternes beskaffenhed, temperatur og katalysator, men afhænger ikke af koncentrationerne af reaktanterne.
Den fysiske betydning af hastighedskonstanten er, at den er lig med reaktionshastigheden ved enhedskoncentrationer af reaktanterne.
For heterogene reaktioner er koncentrationen af ​​den faste fase ikke inkluderet i udtrykket af reaktionshastigheden.

3. Temperatur. For hver 10°C temperaturstigning stiger reaktionshastigheden 2-4 gange (van't Hoffs regel). Når temperaturen stiger fra t 1 til t 2, kan ændringen i reaktionshastigheden beregnes ved hjælp af formlen:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(hvor Vt2 og Vt1 er reaktionshastighederne ved henholdsvis temperaturer t2 og t1; g er temperaturkoefficienten for denne reaktion).
Van't Hoffs regel gælder kun i et snævert temperaturområde. Mere præcis er Arrhenius-ligningen:

• e -Ea/RT

Hvor
A er en konstant afhængig af arten af ​​reaktanterne;
R er den universelle gaskonstant;

Ea er aktiveringsenergien, dvs. den energi, som kolliderende molekyler skal have, for at kollisionen kan føre til en kemisk omdannelse.
Energidiagram af en kemisk reaktion.

Eksoterm reaktion	Endoterm reaktion

A - reagenser, B - aktiveret kompleks (overgangstilstand), C - produkter.
Jo højere aktiveringsenergi Ea er, jo mere stiger reaktionshastigheden med stigende temperatur.

4. Kontaktflade af reagerende stoffer. For heterogene systemer (når stoffer er i forskellige aggregeringstilstande), jo større kontaktfladen er, jo hurtigere sker reaktionen. Overfladearealet af faste stoffer kan øges ved at slibe dem, og for opløselige stoffer ved at opløse dem.

5. Katalyse. Stoffer, der deltager i reaktioner og øger dens hastighed, forbliver uændret i slutningen af ​​reaktionen, kaldes katalysatorer. Katalysatorers virkningsmekanisme er forbundet med et fald i reaktionens aktiveringsenergi på grund af dannelsen af ​​mellemliggende forbindelser. På homogen katalyse reagenserne og katalysatoren udgør én fase (er i samme aggregeringstilstand), med heterogen katalyse- forskellige faser (er i forskellige aggregeringstilstande). I nogle tilfælde kan forekomsten af ​​uønskede kemiske processer bremses kraftigt ved at tilsætte inhibitorer til reaktionsmediet ("fænomenet" negativ katalyse").