Szybkość reakcji chemicznej

Szybkość reakcji chemicznej- zmiana ilości jednej z reagujących substancji w jednostce czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej. Jest kluczowym pojęciem w kinetyce chemicznej. Szybkość reakcji chemicznej jest zawsze wartością dodatnią, dlatego jeśli określa ją substancja wyjściowa (której stężenie maleje w trakcie reakcji), to uzyskaną wartość mnoży się przez -1.

Na przykład dla reakcji:

wyrażenie na prędkość będzie wyglądać następująco:

. Szybkość reakcji chemicznej w dowolnym momencie jest proporcjonalna do stężeń reagentów podniesionych do potęg równych ich współczynnikom stechiometrycznym.

W przypadku reakcji elementarnych wykładnik stężenia każdej substancji jest często równy jej współczynnikowi stechiometrycznemu; w przypadku reakcji złożonych zasada ta nie jest przestrzegana. Oprócz stężenia na szybkość reakcji chemicznej wpływają następujące czynniki:

• charakter reagentów,
• obecność katalizatora,
• temperatura (reguła van't Hoffa),
• ciśnienie,
• pole powierzchni reagujących substancji.

Jeśli weźmiemy pod uwagę najprostszą reakcję chemiczną A + B → C, zauważymy to natychmiastowy Szybkość reakcji chemicznej nie jest stała.

Literatura

• Kubasov A. A. Kinetyka chemiczna i kataliza.
• Prigozhin I., Defey R. Termodynamika chemiczna. Nowosybirsk: Nauka, 1966. 510 s.
• Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Kinetyczne modele reakcji katalitycznych, Nowosybirsk: Nauka (Wydział Sib.), 1983. - 255 s.

Fundacja Wikimedia. 2010.

Zobacz, co oznacza „Szybkość reakcji chemicznej” w innych słownikach:

Podstawowe pojęcia kinetyki chemicznej. W przypadku prostych reakcji jednorodnych szybkość reakcji chemicznej mierzy się zmianą liczby moli reagującej substancji (przy stałej objętości układu) lub zmianą stężenia którejkolwiek z substancji wyjściowych... Wielki słownik encyklopedyczny

SZYBKOŚĆ REAKCJI CHEMICZNEJ- podstawowe pojęcia z chemii. kinetyka, wyrażająca stosunek ilości przereagowanej substancji (w molach) do okresu czasu, w którym zachodziło oddziaływanie. Ponieważ stężenia reagentów zmieniają się podczas interakcji, szybkość zwykle wynosi ... Wielka encyklopedia politechniczna

szybkość reakcji chemicznej- wielkość charakteryzująca intensywność reakcji chemicznej. Szybkość tworzenia produktu reakcji to ilość tego produktu w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości (jeśli reakcja jest jednorodna) lub na... ...

Podstawowe pojęcia kinetyki chemicznej. W przypadku prostych reakcji jednorodnych szybkość reakcji chemicznej mierzy się zmianą liczby moli reagującej substancji (przy stałej objętości układu) lub zmianą stężenia którejkolwiek z substancji wyjściowych... słownik encyklopedyczny

Wielkość charakteryzująca intensywność reakcji chemicznej (patrz Reakcje chemiczne). Szybkość tworzenia produktu reakcji to ilość tego produktu powstająca w wyniku reakcji w jednostce czasu na jednostkę objętości (jeśli... ...

Podstawowy pojęcie chemii kinetyka. Dla prostych jednorodnych reakcji S. x. R. mierzone zmianą liczby moli przereagowanych w va (przy stałej objętości układu) lub zmianą stężenia któregokolwiek z początkowych va lub produktów reakcji (jeżeli objętość układu ...

Do złożonych reakcji składających się z kilku etapy (reakcje proste lub elementarne) mechanizm to zespół etapów, w wyniku których materiały wyjściowe przekształcają się w produkty. Cząsteczki mogą działać jako półprodukty w tych reakcjach... ... Naturalna nauka. słownik encyklopedyczny

- (ang. reakcja podstawienia nukleofilowego) reakcje podstawienia, w których atak przeprowadzany jest przez odczynnik nukleofilowy niosący samotną parę elektronów. Grupa opuszczająca w reakcjach podstawienia nukleofilowego nazywana jest nukleofugiem. Wszystko... Wikipedia

Przekształcenie jednych substancji w inne, różniące się od pierwotnych składem chemicznym lub strukturą. Całkowita liczba atomów każdego danego pierwiastka, a także same pierwiastki chemiczne tworzące substancje, pozostają w R. x. niezmieniony; ten R.x... Wielka encyklopedia radziecka

prędkość rysowania- prędkość liniowa ruchu metalu na wyjściu z matrycy, m/s. Na nowoczesnych maszynach ciągarskich prędkość ciągnienia sięga 50–80 m/s. Jednak nawet przy ciągnięciu drutu prędkość z reguły nie przekracza 30–40 m/s. Na… … Encyklopedyczny słownik metalurgii

Szybkość reakcji chemicznych. Równowaga chemiczna

Plan:

1. Pojęcie szybkości reakcji chemicznej.

2. Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznej.

3. Równowaga chemiczna. Czynniki wpływające na równowagę przemieszczenia. Zasada Le Chateliera.

Reakcje chemiczne zachodzą z różną szybkością. W roztworach wodnych reakcje zachodzą bardzo szybko. Na przykład, jeśli roztwory chlorku baru i siarczanu sodu zostaną odsączone, natychmiast wytrąci się biały osad siarczanu baru. Etylen szybko, ale nie natychmiast, odbarwia wodę bromową. Rdza powoli tworzy się na żelaznych przedmiotach, na produktach z miedzi i brązu pojawia się płytka nazębna, a liście gniją.

Nauka bada szybkość reakcji chemicznej, a także identyfikuje jej zależność od warunków procesu - Kinetyka chemiczna.

Jeśli reakcje zachodzą w ośrodku jednorodnym, na przykład w roztworze lub fazie gazowej, wówczas oddziaływanie reagentów zachodzi w całej objętości. Takie reakcje nazywane są jednorodny.

Jeżeli zachodzi reakcja pomiędzy substancjami znajdującymi się w różnych stanach skupienia (np. pomiędzy ciałem stałym a gazem lub cieczą) lub pomiędzy substancjami, które nie są zdolne do utworzenia ośrodka jednorodnego (np. pomiędzy dwiema niemieszającymi się cieczami), wówczas zachodzi reakcja tylko na powierzchni styku substancji. Takie reakcje nazywane są heterogeniczny.

υ jednorodnej reakcji wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji na jednostkę na jednostkę objętości:

υ = Δn / Δt ∙V

gdzie Δ n jest zmianą liczby moli jednej z substancji (najczęściej substancji pierwotnej, ale może to być również produkt reakcji), (mol);

V – objętość gazu lub roztworu (l)

Ponieważ Δ n / V = ​​​​ΔC (zmiana stężenia), to

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ reakcji heterogenicznej wyznacza się poprzez zmianę ilości substancji w jednostce czasu na jednostkowej powierzchni kontaktu substancji.

υ =Δn / Δt ∙ S

gdzie Δ n – zmiana ilości substancji (odczynnika lub produktu), (mol);

Δt – przedział czasu (s, min);

S – powierzchnia kontaktu substancji (cm 2, m 2)

Dlaczego szybkości różnych reakcji nie są takie same?

Aby rozpoczęła się reakcja chemiczna, cząsteczki reagujących substancji muszą się zderzyć. Ale nie każde zderzenie skutkuje reakcją chemiczną. Aby zderzenie doprowadziło do reakcji chemicznej, cząsteczki muszą posiadać odpowiednio wysoką energię. Cząstki, które po zderzeniu mogą ulec reakcji chemicznej, nazywane są cząstkami aktywny. Mają nadwyżkę energii w porównaniu ze średnią energią większości cząstek – energię aktywacji Akt E. W substancji jest znacznie mniej cząstek aktywnych niż przy średniej energii, dlatego aby wiele reakcji się rozpoczęło, układ musi otrzymać pewną energię (błysk światła, ogrzewanie, wstrząs mechaniczny).

Bariera energetyczna (wartość Akt E) jest różny dla różnych reakcji, im jest niższy, tym reakcja przebiega łatwiej i szybciej.

2. Czynniki wpływające na υ(liczba zderzeń cząstek i ich efektywność).

1) Charakter reagentów: ich skład, struktura => energia aktywacji

▪ tym mniej Akt E, tym większe υ;

Jeśli Akt E < 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.

Jeśli Akt E> 120 kJ/mol, oznacza to, że tylko niewielki ułamek zderzeń pomiędzy oddziałującymi cząstkami prowadzi do reakcji. Szybkość takich reakcji jest bardzo niska. Na przykład rdzewienie żelaza lub

występowanie reakcji syntezy amoniaku w zwykłych temperaturach jest prawie niemożliwe do zauważenia.

Jeśli Akt E mają wartości pośrednie (40 – 120 kJ/mol), wówczas szybkość takich reakcji będzie średnia. Do takich reakcji zalicza się oddziaływanie sodu z wodą lub etanolem, odbarwianie wody bromowej etylenem itp.

2) Temperatura: w t na każde 10 0 C, υ 2-4 razy (reguła van't Hoffa).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

W t liczba aktywnych cząstek (s Akt E) i ich aktywne kolizje.

Zadanie 1. Szybkość pewnej reakcji w temperaturze 0 0 C wynosi 1 mol/l ∙ h, współczynnik temperaturowy reakcji wynosi 3. Jaka będzie szybkość tej reakcji w temperaturze 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 mol/l∙h

3) Stężenie: im więcej, tym częściej występują kolizje i υ. W stałej temperaturze dla reakcji mA + nB = C zgodnie z prawem działania mas:

υ = k ∙ do za m ∙ do b n

gdzie k jest stałą szybkości;

C – stężenie (mol/l)

Prawo działania masowego:

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów, przyjętego w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji.

Z.d.m. nie uwzględnia stężenia reagentów w stanie stałym, ponieważ reagują na powierzchnie, a ich stężenia zwykle pozostają stałe.

Zadanie 2. Reakcja przebiega według równania A + 2B → C. Ile razy i jak zmieni się szybkość reakcji, gdy stężenie substancji B wzrośnie 3-krotnie?

Rozwiązanie: υ = k ∙ do za m ∙ do b n

υ = k ∙ do za ∙ do b 2

υ 1 = k ∙ za ∙ b 2

υ 2 = k ∙ za ∙ 3 w 2

υ 1 / υ 2 = za ∙ w 2 / za ∙ 9 w 2 = 1/9

Odpowiedź: wzrośnie 9 razy

W przypadku substancji gazowych szybkość reakcji zależy od ciśnienia

Im wyższe ciśnienie, tym większa prędkość.

4) Katalizatory– substancje zmieniające mechanizm reakcji, redukujące Akt E => υ .

▪ Katalizatory pozostają niezmienione po zakończeniu reakcji

▪ Enzymy są katalizatorami biologicznymi, z natury białkami.

▪ Inhibitory – substancje, które ↓ υ

5) W przypadku reakcji heterogenicznych υ zależy również:

▪ od stanu powierzchni styku reagujących substancji.

Porównaj: do 2 probówek wlano równe objętości roztworu kwasu siarkowego i jednocześnie do jednej wrzucono żelazny gwóźdź, a do drugiej opiłki żelaza. Rozdrobnienie ciała stałego powoduje zwiększenie liczby jego cząsteczek, które mogą jednocześnie reagować . Dlatego w drugiej probówce szybkość reakcji będzie większa niż w pierwszej.

W życiu spotykamy różne reakcje chemiczne. Niektóre z nich, jak rdza żelaza, mogą trwać kilka lat. Inne, takie jak fermentacja cukru na alkohol, trwają kilka tygodni. Drewno opałowe w piecu pali się w ciągu kilku godzin, a benzyna w silniku w ułamku sekundy.

Aby obniżyć koszty sprzętu, zakłady chemiczne zwiększają szybkość reakcji. Niektóre procesy, na przykład psucie się żywności i korozja metali, wymagają spowolnienia.

Szybkość reakcji chemicznej można wyrazić jako zmiana ilości materii (n, modulo) na jednostkę czasu (t) - porównaj prędkość poruszającego się ciała w fizyce jako zmianę współrzędnych na jednostkę czasu: υ = Δx/Δt. Aby prędkość nie zależała od objętości naczynia, w którym zachodzi reakcja, dzielimy wyrażenie przez objętość reagujących substancji (v), tj. otrzymujemy zmiana ilości substancji na jednostkę czasu na jednostkę objętości, lub zmiana stężenia jednej z substancji w jednostce czasu:

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

gdzie c = n / v to stężenie substancji,

Δ (czytaj „delta”) jest ogólnie przyjętym oznaczeniem zmiany wartości.

Jeżeli substancje mają w równaniu różne współczynniki, to szybkość reakcji każdego z nich obliczona za pomocą tego wzoru będzie inna. Na przykład 2 mole dwutlenku siarki przereagowały całkowicie z 1 molem tlenu w ciągu 10 sekund w 1 litrze:

2SO2 + O2 = 2SO3

Ilość tlenu będzie wynosić: υ = 1: (10 1) = 0,1 mol/l s

Prędkość dla dwutlenku siarki: υ = 2: (10 1) = 0,2 mol/l s- nie trzeba tego zapamiętywać i mówić podczas egzaminu, przykład podano, aby nie pomylić się, jeśli pojawi się to pytanie.

Szybkość reakcji heterogenicznych (z udziałem ciał stałych) często wyraża się na jednostkę powierzchni stykających się powierzchni:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt S

Reakcje nazywamy heterogenicznymi, gdy reagenty znajdują się w różnych fazach:

• ciało stałe z innym ciałem stałym, cieczą lub gazem,
• dwie niemieszające się ciecze
• ciecz z gazem.

Reakcje jednorodne zachodzą pomiędzy substancjami w jednej fazie:

• pomiędzy dobrze wymieszanymi płynami,
• gazy,
• substancje w roztworach.

Warunki wpływające na szybkość reakcji chemicznych

1) Szybkość reakcji zależy od natura reagentów. Mówiąc najprościej, różne substancje reagują z różną szybkością. Na przykład cynk reaguje gwałtownie z kwasem solnym, podczas gdy żelazo reaguje raczej powoli.

2) Im większa szybkość reakcji, tym szybciej stężenie Substancje. Cynk będzie reagował znacznie dłużej z silnie rozcieńczonym kwasem.

3) Szybkość reakcji znacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatura. Przykładowo, żeby paliwo się spaliło, należy je zapalić, czyli podnieść temperaturę. W przypadku wielu reakcji wzrostowi temperatury o 10°C towarzyszy 2–4-krotny wzrost szybkości.

4) Prędkość heterogeniczny reakcje rosną wraz ze wzrostem powierzchnie reagujących substancji. W tym celu zwykle mielone są ciała stałe. Na przykład, aby proszki żelaza i siarki zareagowały po podgrzaniu, żelazo musi mieć postać drobnych trocin.

Należy pamiętać, że w tym przypadku implikowany jest wzór (1)! Wzór (2) wyraża prędkość na jednostkę powierzchni, zatem nie może zależeć od powierzchni.

5) Szybkość reakcji zależy od obecności katalizatorów lub inhibitorów.

Katalizatory- substancje przyspieszające reakcje chemiczne, ale one same nie są spożywane. Przykładem jest szybki rozkład nadtlenku wodoru z dodatkiem katalizatora - tlenku manganu (IV):

2H 2 O 2 = 2H 2 O + O 2

Tlenek manganu(IV) pozostaje na dnie i można go ponownie wykorzystać.

Inhibitory- substancje spowalniające reakcję. Na przykład inhibitory korozji dodaje się do systemu podgrzewania wody, aby przedłużyć żywotność rur i akumulatorów. W samochodach do płynu hamulcowego i płynu chłodzącego dodawane są inhibitory korozji.

Jeszcze kilka przykładów.

Szybkość reakcji chemicznej- zmiana ilości jednej z reagujących substancji w jednostce czasu w jednostce przestrzeni reakcyjnej.

Na szybkość reakcji chemicznej wpływają następujące czynniki:

• charakter substancji reagujących;
• stężenie reagentów;
• powierzchnia kontaktu substancji reagujących (w reakcjach heterogenicznych);
• temperatura;
• działanie katalizatorów.

Aktywna teoria zderzeń pozwala wyjaśnić wpływ niektórych czynników na szybkość reakcji chemicznej. Główne postanowienia tej teorii:

• Reakcje zachodzą, gdy zderzają się cząstki reagentów o określonej energii.
• Im więcej cząstek reagenta, im bliżej siebie są, tym większe jest prawdopodobieństwo, że zderzą się i zareagują.
• Tylko skuteczne zderzenia prowadzą do reakcji, tj. takie, w których „stare połączenia” ulegają zniszczeniu lub osłabieniu i w związku z tym mogą powstać „nowe”. Aby to zrobić, cząstki muszą mieć wystarczającą energię.
• Minimalna nadwyżka energii wymagana do skutecznego zderzenia cząstek reagenta nazywa się energia aktywacji Ea.
• Działalność substancje chemiczne objawia się niską energią aktywacji reakcji z nimi związanych. Im niższa energia aktywacji, tym większa szybkość reakcji. Na przykład w reakcjach pomiędzy kationami i anionami energia aktywacji jest bardzo niska, więc takie reakcje zachodzą niemal natychmiast

Wpływ stężenia reagentów na szybkość reakcji

Wraz ze wzrostem stężenia reagentów zwiększa się szybkość reakcji. Aby zaszła reakcja, dwie cząstki chemiczne muszą się połączyć, więc szybkość reakcji zależy od liczby zderzeń między nimi. Wzrost liczby cząstek w danej objętości prowadzi do częstszych zderzeń i wzrostu szybkości reakcji.

Wzrost szybkości reakcji zachodzącej w fazie gazowej będzie wynikał ze wzrostu ciśnienia lub zmniejszenia objętości zajmowanej przez mieszaninę.

Na podstawie danych eksperymentalnych z 1867 r. Norwescy naukowcy K. Guldberg i P. Waage oraz niezależnie od nich w 1865 r. Rosyjski naukowiec N.I. Beketow sformułował podstawowe prawo kinetyki chemicznej, ustalając zależność szybkości reakcji od stężenia reagentów -

Prawo działania mas (LMA):

Szybkość reakcji chemicznej jest proporcjonalna do iloczynu stężeń reagujących substancji, przyjętych w potęgach równych ich współczynnikom w równaniu reakcji. („masa efektywna” jest synonimem współczesnego pojęcia „koncentracja”)

aA +bB =cС +dD, Gdzie k– stała szybkości reakcji

ZDM przeprowadza się tylko dla elementarnych reakcji chemicznych zachodzących w jednym etapie. Jeśli reakcja przebiega sekwencyjnie przez kilka etapów, wówczas o całkowitej szybkości całego procesu decyduje jego najwolniejsza część.

Wyrażenia na szybkość różnych typów reakcji

ZDM odnosi się do reakcji jednorodnych. Jeżeli reakcja jest niejednorodna (odczynniki są w różnych stanach agregacji), wówczas równanie ZDM uwzględnia tylko odczynniki ciekłe lub tylko gazowe, a wyklucza się stałe, wpływając jedynie na stałą szybkości k.

Molekularność reakcji to minimalna liczba cząsteczek biorących udział w elementarnym procesie chemicznym. Ze względu na molekularność elementarne reakcje chemiczne dzielimy na molekularne (A →) i bimolekularne (A + B →); reakcje trójcząsteczkowe są niezwykle rzadkie.

Szybkość reakcji heterogenicznych

• Zależy od powierzchnia kontaktu między substancjami, tj. od stopnia rozdrobnienia substancji i kompletności wymieszania odczynników.
• Przykładem jest spalanie drewna. Cała kłoda pali się stosunkowo wolno na powietrzu. Jeśli zwiększysz powierzchnię kontaktu drewna z powietrzem, dzieląc kłodę na wióry, szybkość spalania wzrośnie.
• Żelazo piroforyczne wylewa się na arkusz bibuły filtracyjnej. Jesienią cząsteczki żelaza nagrzewają się i podpalają papier.

Wpływ temperatury na szybkość reakcji

W XIX wieku holenderski naukowiec Van't Hoff odkrył eksperymentalnie, że wraz ze wzrostem temperatury o 10 o C szybkość wielu reakcji wzrasta 2-4 razy.

Reguła Van't Hoffa

Na każde 10 ◦ C wzrostu temperatury, szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy.

Tutaj γ (grecka litera „gamma”) – tak zwany współczynnik temperaturowy lub współczynnik van’t Hoffa, przyjmuje wartości od 2 do 4.

Dla każdej konkretnej reakcji współczynnik temperaturowy określa się eksperymentalnie. Pokazuje dokładnie, ile razy szybkość danej reakcji chemicznej (i jej stała szybkości) wzrasta wraz ze wzrostem temperatury o każde 10 stopni.

Reguła Van't Hoffa służy do przybliżenia zmiany stałej szybkości reakcji wraz ze wzrostem lub spadkiem temperatury. Dokładniejszy związek między stałą szybkości a temperaturą ustalił szwedzki chemik Svante Arrhenius:

Jak więcej E specyficzna reakcja, tzw mniej(w danej temperaturze) będzie stałą szybkości k (i szybkością) tej reakcji. Wzrost T prowadzi do wzrostu stałej szybkości, co tłumaczy się faktem, że wzrost temperatury prowadzi do szybkiego wzrostu liczby cząsteczek „energetycznych” zdolnych do pokonania bariery aktywacji Ea.

Wpływ katalizatora na szybkość reakcji

Szybkość reakcji można zmienić stosując specjalne substancje, które zmieniają mechanizm reakcji i kierują ją na korzystną energetycznie ścieżkę z niższą energią aktywacji.

Katalizatory- są to substancje, które biorą udział w reakcji chemicznej i zwiększają jej prędkość, ale po zakończeniu reakcji pozostają niezmienione jakościowo i ilościowo.

Inhibitory– substancje spowalniające reakcje chemiczne.

Zmiana szybkości reakcji chemicznej lub jej kierunku za pomocą katalizatora nazywa się kataliza .

Reakcja szybkościowa określa się poprzez zmianę stężenia molowego jednego z reagentów:

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

Gdzie C 1 i C 2 to stężenia molowe substancji odpowiednio w czasach t 1 i t 2 (znak (+) - jeśli szybkość jest określona przez produkt reakcji, znak (-) - przez substancję wyjściową).

Reakcje zachodzą, gdy zderzają się cząsteczki reagujących substancji. Jego prędkość zależy od liczby zderzeń i prawdopodobieństwa, że ​​doprowadzą one do transformacji. O liczbie zderzeń decyduje stężenie reagujących substancji, a o prawdopodobieństwie reakcji decyduje energia zderzających się cząsteczek.
Czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych.
1. Charakter substancji reagujących. Charakter wiązań chemicznych i struktura cząsteczek odczynnika odgrywają ważną rolę. Reakcje przebiegają w kierunku zniszczenia słabszych wiązań i powstania substancji z silniejszymi wiązaniami. Zatem zerwanie wiązań w cząsteczkach H2 i N2 wymaga wysokich energii; takie cząsteczki są lekko reaktywne. Rozerwanie wiązań w cząsteczkach silnie polarnych (HCl, H 2 O) wymaga mniej energii, a szybkość reakcji jest znacznie większa. Reakcje pomiędzy jonami w roztworach elektrolitów zachodzą niemal natychmiast.
Przykłady
Fluor reaguje z wodorem wybuchowo w temperaturze pokojowej, brom reaguje z wodorem powoli po podgrzaniu.
Tlenek wapnia reaguje energicznie z wodą, wydzielając ciepło; tlenek miedzi - nie reaguje.

2. Koncentracja. Wraz ze wzrostem stężenia (liczba cząstek na jednostkę objętości) coraz częściej dochodzi do zderzeń cząsteczek reagujących substancji - wzrasta szybkość reakcji.
Prawo działania masowego (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń reagentów.

AA + bB + . . . ® . . .

• [A] a [B] b . . .

Stała szybkości reakcji k zależy od rodzaju reagentów, temperatury i katalizatora, ale nie zależy od stężeń reagentów.
Fizyczne znaczenie stałej szybkości jest takie, że jest ona równa szybkości reakcji przy jednostkowych stężeniach reagentów.
W przypadku reakcji heterogenicznych stężenie fazy stałej nie jest uwzględniane w wyrażeniu szybkości reakcji.

3. Temperatura. Na każde 10°C wzrostu temperatury szybkość reakcji wzrasta 2-4 razy (reguła van't Hoffa). Wraz ze wzrostem temperatury od t 1 do t 2 zmianę szybkości reakcji można obliczyć ze wzoru:

		(t 2 - t 1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= gł

(gdzie Vt 2 i Vt 1 to szybkości reakcji odpowiednio w temperaturach t 2 i t 1; g to współczynnik temperaturowy tej reakcji).
Reguła Van't Hoffa ma zastosowanie tylko w wąskim zakresie temperatur. Dokładniejsze jest równanie Arrheniusa:

• e-Ea/RT

Gdzie
A jest stałą zależną od charakteru reagentów;
R jest uniwersalną stałą gazową;

Ea jest energią aktywacji, tj. energia, jaką muszą posiadać zderzające się cząsteczki, aby zderzenie doprowadziło do przemiany chemicznej.
Wykres energetyczny reakcji chemicznej.

Reakcja egzotermiczna	Reakcja endotermiczna

A - odczynniki, B - kompleks aktywowany (stan przejściowy), C - produkty.
Im wyższa energia aktywacji Ea, tym bardziej szybkość reakcji wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

4. Powierzchnia kontaktu substancji reagujących. W przypadku układów heterogenicznych (gdy substancje znajdują się w różnych stanach skupienia) im większa powierzchnia kontaktu, tym szybciej zachodzi reakcja. Powierzchnię ciał stałych można zwiększyć poprzez ich rozdrobnienie, a w przypadku substancji rozpuszczalnych poprzez ich rozpuszczenie.

5. Kataliza. Substancje biorące udział w reakcjach i zwiększające ich prędkość, pozostając niezmienione po zakończeniu reakcji, nazywane są katalizatorami. Mechanizm działania katalizatorów związany jest ze spadkiem energii aktywacji reakcji na skutek tworzenia się związków pośrednich. Na kataliza jednorodna odczynniki i katalizator stanowią jedną fazę (są w tym samym stanie skupienia), przy czym kataliza heterogeniczna- różne fazy (są w różnych stanach agregacji). W niektórych przypadkach występowanie niepożądanych procesów chemicznych można gwałtownie spowolnić poprzez dodanie inhibitorów do środowiska reakcji (zjawisko „ kataliza ujemna").