Rýchlosť chemickej reakcie

Rýchlosť chemickej reakcie- zmena množstva jednej z reagujúcich látok za jednotku času v jednotke reakčného priestoru. Je kľúčovým pojmom v chemickej kinetike. Rýchlosť chemickej reakcie je vždy kladná hodnota, preto ak je určená východiskovou látkou (ktorej koncentrácia počas reakcie klesá), výsledná hodnota sa vynásobí −1.

Napríklad pre reakciu:

výraz pre rýchlosť bude vyzerať takto:

.

Rýchlosť chemickej reakcie v akomkoľvek danom čase je úmerná koncentráciám reaktantov zvýšeným na mocniny rovnajúce sa ich stechiometrickým koeficientom.

• Pri elementárnych reakciách sa exponent koncentrácie každej látky často rovná jej stechiometrickému koeficientu pre komplexné reakcie sa toto pravidlo nedodržiava. Okrem koncentrácie ovplyvňujú rýchlosť chemickej reakcie tieto faktory:
• povaha reaktantov,
• prítomnosť katalyzátora,
• teplota (van't Hoffovo pravidlo),
• tlak,

povrchová plocha reagujúcich látok. Ak vezmeme do úvahy najjednoduchšiu chemickú reakciu A + B → C, všimneme si to okamžite

Rýchlosť chemickej reakcie nie je konštantná.

• Literatúra
• Kubasov A. A. Chemická kinetika a katalýza.
• Prigozhin I., Defey R. Chemická termodynamika. Novosibirsk: Nauka, 1966. 510 s.

Yablonsky G.S., Bykov V.I., Gorban A.N., Kinetické modely katalytických reakcií, Novosibirsk: Nauka (Sib. Department), 1983. - 255 s.

Nadácia Wikimedia.

2010. Pozrite sa, čo je „Rýchlosť chemickej reakcie“ v iných slovníkoch:

Základný pojem chemickej kinetiky. Pri jednoduchých homogénnych reakciách sa rýchlosť chemickej reakcie meria zmenou počtu mólov zreagovanej látky (pri konštantnom objeme sústavy) alebo zmenou koncentrácie niektorej z východiskových látok... Veľký encyklopedický slovník RÝCHLOSŤ CHEMICKEJ REAKCIE

- základný pojem chémie. kinetika, vyjadrujúca pomer množstva zreagovanej látky (v móloch) k časovému úseku, počas ktorého k interakcii došlo. Pretože sa koncentrácie reaktantov počas interakcie menia, rýchlosť je zvyčajne ...- veličina charakterizujúca intenzitu chemickej reakcie. Rýchlosť tvorby reakčného produktu je množstvo tohto produktu ako výsledok reakcie za jednotku času na jednotku objemu (ak je reakcia homogénna) alebo za... ...

Základný pojem chemickej kinetiky. Pri jednoduchých homogénnych reakciách sa rýchlosť chemickej reakcie meria zmenou počtu mólov zreagovanej látky (pri konštantnom objeme sústavy) alebo zmenou koncentrácie niektorej z východiskových látok... Encyklopedický slovník

Množstvo charakterizujúce intenzitu chemickej reakcie (pozri Chemické reakcie). Rýchlosť tvorby reakčného produktu je množstvo tohto produktu, ktoré je výsledkom reakcie za jednotku času na jednotku objemu (ak... ...

Základné pojem chémie kinetika. Pre jednoduché homogénne reakcie S. x. r. merané zmenou počtu mólov zreagovaných vo va (pri konštantnom objeme systému) alebo zmenou koncentrácie ktoréhokoľvek z počiatočných va alebo reakčných produktov (ak objem systému ...

Pre zložité reakcie pozostávajúce z niekoľkých etapy (jednoduché alebo elementárne reakcie), mechanizmus je súbor stupňov, v dôsledku ktorých sa východiskové látky premieňajú na produkty. Molekuly môžu v týchto reakciách pôsobiť ako medziprodukty... ... Prírodná veda. Encyklopedický slovník

- (angl. nukleofilná substitučná reakcia) substitučné reakcie, pri ktorých sa útok uskutočňuje nukleofilným činidlom nesúcim osamotený elektrónový pár. Odstupujúca skupina pri nukleofilných substitučných reakciách sa nazýva nukleofuge. Všetko... Wikipedia

Transformácia niektorých látok na iné, odlišné od pôvodných chemickým zložením alebo štruktúrou. Celkový počet atómov každého daného prvku, ako aj samotné chemické prvky, ktoré tvoria látky, zostávajú v R. x. nezmenené; toto R. x... Veľká sovietska encyklopédia

rýchlosť kreslenia- lineárna rýchlosť pohybu kovu na výstupe z matrice, m/s. Na moderných preťahovacích strojoch dosahuje rýchlosť ťahania 50–80 m/s. Avšak aj pri ťahaní drôtu rýchlosť spravidla nepresahuje 30–40 m/s. V…… Encyklopedický slovník hutníctva

Rýchlosť chemických reakcií. Chemická rovnováha

Plán:

1. Pojem rýchlosti chemickej reakcie.

2. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie.

3. Chemická rovnováha. Faktory ovplyvňujúce rovnováhu posunu. Le Chatelierov princíp.

Chemické reakcie prebiehajú rôznymi rýchlosťami. Reakcie prebiehajú vo vodných roztokoch veľmi rýchlo. Napríklad, ak sa vypustia roztoky chloridu bárnatého a síranu sodného, ​​okamžite sa vyzráža biela zrazenina síranu bárnatého. Etylén rýchlo, ale nie okamžite, odfarbuje brómovú vodu. Na železných predmetoch sa pomaly tvorí hrdza, na medených a bronzových výrobkoch sa objavuje plak a hnije lístie.

Veda študuje rýchlosť chemickej reakcie, ako aj identifikuje jej závislosť od podmienok procesu - chemická kinetika.

Ak sa reakcie vyskytujú v homogénnom prostredí, napríklad v roztoku alebo plynnej fáze, potom k interakcii reagujúcich látok dochádza v celom objeme. Takéto reakcie sú tzv homogénne.

Ak dôjde k reakcii medzi látkami v rôznych stavoch agregácie (napríklad medzi pevnou látkou a plynom alebo kvapalinou) alebo medzi látkami, ktoré nie sú schopné vytvoriť homogénne médium (napríklad medzi dvoma nemiešateľnými kvapalinami), potom sa uskutoční len na kontaktnom povrchu látok. Takéto reakcie sú tzv heterogénne.

υ homogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky na jednotku na jednotku objemu:

υ =Δn / Δt ∙V

kde Δ n je zmena počtu mólov niektorej z látok (najčastejšie pôvodnej, ale môže ísť aj o produkt reakcie), (mol);

V – objem plynu alebo roztoku (l)

Pretože Δ n / V = ​​​​ΔC (zmena koncentrácie), potom

υ =Δ C / Δt (mol/l∙ s)

υ heterogénnej reakcie je určené zmenou množstva látky za jednotku času na jednotkovej ploche kontaktu látok.

υ =Δn / Δt ∙ S

kde Δ n – zmena množstva látky (činidla alebo produktu), (mol);

Δt – časový interval (s, min);

S – plocha kontaktu látok (cm 2, m 2)

Prečo nie sú miery rôznych reakcií rovnaké?

Aby mohla začať chemická reakcia, musia sa molekuly reagujúcich látok zraziť. Ale nie každá zrážka má za následok chemickú reakciu. Aby zrážka viedla k chemickej reakcii, molekuly musia mať dostatočne vysokú energiu. Častice, ktoré môžu pri zrážke prejsť chemickou reakciou, sa nazývajú aktívny. Majú prebytok energie v porovnaní s priemernou energiou väčšiny častíc – aktivačnou energiou E akt. V látke je oveľa menej aktívnych častíc ako s priemernou energiou, takže na spustenie mnohých reakcií musí systém dostať určitú energiu (záblesk svetla, zahrievanie, mechanický šok).

Energetická bariéra (hodnota E akt) je pre rôzne reakcie rôzna, čím je nižšia, tým ľahšie a rýchlejšie reakcia prebieha.

2. Faktory ovplyvňujúce υ(počet zrážok častíc a ich účinnosť).

1) Povaha reaktantov: ich zloženie, štruktúra => aktivačná energia

▪ čím menej E akt, čím väčšie υ;

Ak E akt < 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.

Ak E akt> 120 kJ/mol, to znamená, že len nepatrný zlomok zrážok medzi interagujúcimi časticami vedie k reakcii. Miera takýchto reakcií je veľmi nízka. Napríklad hrdzavenie železa, príp

výskyt reakcie syntézy amoniaku pri bežných teplotách je takmer nemožné si všimnúť.

Ak E akt majú stredné hodnoty (40 – 120 kJ/mol), potom bude rýchlosť takýchto reakcií priemerná. Takéto reakcie zahŕňajú interakciu sodíka s vodou alebo etanolom, zmenu farby brómovej vody s etylénom atď.

2) Teplota: pri t na každých 10 0 C, υ 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo).

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

Pri t je počet aktívnych častíc (s E akt) a ich aktívne kolízie.

Úloha 1. Rýchlosť určitej reakcie pri 0 0 C sa rovná 1 mol/l ∙ h, teplotný koeficient reakcie je 3. Aká bude rýchlosť tejto reakcie pri 30 0 C?

υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10

υ 2 = 1∙3 30-0/10 = 3 3 = 27 mol/l∙h

3) koncentrácia:čím viac, tým častejšie dochádza ku kolíziám a υ. Pri konštantnej teplote pre reakciu mA + nB = C podľa zákona o pôsobení hmoty:

υ = k ∙ C A m ∙ C B n

kde k je rýchlostná konštanta;

C – koncentrácia (mol/l)

Zákon hromadnej akcie:

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici.

Z.d.m. neberie do úvahy koncentráciu reaktantov v tuhom stave, pretože reagujú na povrchoch a ich koncentrácie zvyčajne zostávajú konštantné.

Úloha 2. Reakcia prebieha podľa rovnice A + 2B → C. Koľkokrát a ako sa zmení rýchlosť reakcie, keď sa koncentrácia látky B zvýši 3-krát?

Riešenie: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 v 2

υ 1 / υ 2 = a ∙ v 2 / a ∙ 9 v 2 = 1/9

Odpoveď: zvýši sa 9-krát

Pre plynné látky závisí rýchlosť reakcie od tlaku

Čím vyšší tlak, tým vyššia rýchlosť.

4) Katalyzátory– látky, ktoré menia mechanizmus reakcie, redukujú E akt => υ .

▪ Po ukončení reakcie zostanú katalyzátory nezmenené

▪ Enzýmy sú biologické katalyzátory, prirodzene proteíny.

▪ Inhibítory – látky, ktoré ↓ υ

5) Pre heterogénne reakcie υ tiež závisí:

▪ na stave kontaktnej plochy reagujúcich látok.

Porovnaj: do 2 skúmaviek sa naliali rovnaké objemy roztoku kyseliny sírovej a do jednej sa zároveň hodil železný klinec a do druhej železné piliny . Preto v druhej skúmavke bude rýchlosť reakcie väčšia ako v prvej.

V živote sa stretávame s rôznymi chemickými reakciami. Niektoré z nich, ako napríklad hrdzavenie železa, môžu trvať niekoľko rokov. Iné, ako napríklad kvasenie cukru na alkohol, trvajú niekoľko týždňov. Palivové drevo v sporáku zhorí za pár hodín a benzín v motore za zlomok sekundy.

Aby sa znížili náklady na vybavenie, chemické závody zvyšujú rýchlosť reakcií. A niektoré procesy, napríklad kazenie potravín a koróziu kovov, je potrebné spomaliť.

Rýchlosť chemickej reakcie možno vyjadriť ako zmena množstva hmoty (n, modulo) za jednotku času (t) - porovnaj rýchlosť pohybujúceho sa telesa vo fyzike ako zmenu súradníc za jednotku času: υ = Δx/Δt. Aby rýchlosť nezávisela od objemu nádoby, v ktorej reakcia prebieha, vydelíme vyjadrenie objemom reagujúcich látok (v), t.j. zmena množstva látky za jednotku času na jednotku objemu, príp zmena koncentrácie jednej z látok za jednotku času:

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

kde c = n / v je koncentrácia látky,

Δ (čítaj „delta“) je všeobecne akceptované označenie pre zmenu hodnoty.

Ak majú látky v rovnici rôzne koeficienty, rýchlosť reakcie pre každú z nich vypočítaná pomocou tohto vzorca bude iná. Napríklad 2 móly oxidu siričitého úplne zreagovali s 1 mólom kyslíka za 10 sekúnd v 1 litri:

2S02 + O2 = 2S03

Množstvo kyslíka bude: υ = 1: (101) = 0,1 mol/l s

Rýchlosť pre oxid siričitý: υ = 2: (101) = 0,2 mol/l s- toto sa pri skúške netreba učiť naspamäť, príklad je uvedený preto, aby nedošlo k zmätku, ak sa vyskytne táto otázka.

Rýchlosť heterogénnych reakcií (zahŕňajúcich tuhé látky) sa často vyjadruje na jednotku plochy kontaktných povrchov:

Δn
υ = ––––––– (2)
Δt S

Reakcie sa nazývajú heterogénne, keď sú reaktanty v rôznych fázach:

• tuhá látka s inou pevnou látkou, kvapalinou alebo plynom,
• dve nemiešateľné kvapaliny
• kvapalina s plynom.

Medzi látkami v jednej fáze dochádza k homogénnym reakciám:

• medzi dobre premiešanými tekutinami,
• plyny,
• látky v roztokoch.

Podmienky ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií

1) Rýchlosť reakcie závisí od povaha reaktantov. Jednoducho povedané, rôzne látky reagujú rôznou rýchlosťou. Napríklad zinok prudko reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, zatiaľ čo železo reaguje pomerne pomaly.

2) Čím vyššia je rýchlosť reakcie, tým rýchlejšie koncentrácie látok. Zinok bude s vysoko zriedenou kyselinou reagovať oveľa dlhšie.

3) Rýchlosť reakcie sa so zvyšovaním výrazne zvyšuje teplota. Napríklad, aby palivo horelo, musí sa zapáliť, t.j. musí sa zvýšiť teplota. Pri mnohých reakciách je zvýšenie teploty o 10 °C sprevádzané 2 až 4-násobným zvýšením rýchlosti.

4) Rýchlosť heterogénne reakcie sa zvyšujú so zvyšujúcim sa povrchy reagujúcich látok. Na tento účel sa zvyčajne melú pevné látky. Napríklad, aby prášky železa a síry pri zahrievaní reagovali, musí byť železo vo forme jemných pilín.

Upozorňujeme, že v tomto prípade je zahrnutý vzorec (1)! Vzorec (2) vyjadruje rýchlosť na jednotku plochy, preto nemôže závisieť od plochy.

5) Rýchlosť reakcie závisí od prítomnosti katalyzátorov alebo inhibítorov.

Katalyzátory- látky, ktoré urýchľujú chemické reakcie, ale sami sa nekonzumujú. Príkladom je rýchly rozklad peroxidu vodíka s pridaním katalyzátora - oxidu mangánu (IV):

2H202 = 2H20 + 02

Oxid mangánu (IV) zostáva na dne a môže byť znovu použitý.

Inhibítory- látky, ktoré spomaľujú reakciu. Napríklad do systému ohrevu vody sa pridávajú inhibítory korózie, aby sa predĺžila životnosť potrubí a radiátorov. V autách sa inhibítory korózie pridávajú do brzdovej a chladiacej kvapaliny.

Ešte pár príkladov.

Rýchlosť chemickej reakcie- zmena množstva jednej z reagujúcich látok za jednotku času v jednotke reakčného priestoru.

Rýchlosť chemickej reakcie je ovplyvnená nasledujúcimi faktormi:

• povaha reagujúcich látok;
• koncentrácia reaktantov;
• kontaktná plocha reagujúcich látok (pri heterogénnych reakciách);
• teplota;
• pôsobenie katalyzátorov.

Teória aktívnej zrážky nám umožňuje vysvetliť vplyv určitých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie. Hlavné ustanovenia tejto teórie:

• K reakciám dochádza, keď sa zrážajú častice reaktantov, ktoré majú určitú energiu.
• Čím viac častíc reaktantov je, čím bližšie sú k sebe, tým je pravdepodobnejšie, že sa zrazia a budú reagovať.
• Len efektívne zrážky vedú k reakcii, t.j. také, v ktorých sa „staré spojenia“ ničia alebo oslabujú, a preto sa môžu vytvárať „nové“. Na to musia mať častice dostatočnú energiu.
• Minimálna prebytočná energia potrebná na efektívnu zrážku častíc reaktantu sa nazýva aktivačná energia Ea.
• Aktivita chemikálie sa prejavuje nízkou aktivačnou energiou reakcií s nimi spojených. Čím nižšia je aktivačná energia, tým vyššia je rýchlosť reakcie. Napríklad pri reakciách medzi katiónmi a aniónmi je aktivačná energia veľmi nízka, takže k takýmto reakciám dochádza takmer okamžite

Vplyv koncentrácie reaktantov na rýchlosť reakcie

So zvyšujúcou sa koncentráciou reaktantov sa zvyšuje rýchlosť reakcie. Aby došlo k reakcii, musia sa spojiť dve chemické častice, takže rýchlosť reakcie závisí od počtu zrážok medzi nimi. Zvýšenie počtu častíc v danom objeme vedie k častejším zrážkam a zvýšeniu reakčnej rýchlosti.

Zvýšenie rýchlosti reakcie v plynnej fáze bude výsledkom zvýšenia tlaku alebo zníženia objemu, ktorý zmes zaberá.

Na základe experimentálnych údajov v roku 1867 nórski vedci K. Guldberg a P. Waage a nezávisle od nich v roku 1865 ruský vedec N.I. Beketov sformuloval základný zákon chemickej kinetiky, ktorý ustanovil závislosť rýchlosti reakcie od koncentrácií reaktantov -

Zákon hromadnej akcie (LMA):

Rýchlosť chemickej reakcie je úmerná súčinu koncentrácií reagujúcich látok, vyjadrených v mocninách rovných ich koeficientom v reakčnej rovnici. („efektívna hmotnosť“ je synonymom pre moderný koncept „koncentrácie“)

aA +bB =cС +dD, Kde k– konštanta reakčnej rýchlosti

ZDM sa vykonáva len pre elementárne chemické reakcie prebiehajúce v jednom stupni. Ak reakcia prebieha postupne niekoľkými fázami, potom celková rýchlosť celého procesu je určená jej najpomalšou časťou.

Výrazy pre rýchlosti rôznych typov reakcií

ZDM označuje homogénne reakcie. Ak je reakcia heterogénna (činidlá sú v rôznych stavoch agregácie), potom rovnica ZDM zahŕňa iba kvapalné alebo iba plynné činidlá a pevné sú vylúčené, ovplyvňujúce iba rýchlostnú konštantu k.

Molekularita reakcie je minimálny počet molekúl zapojených do elementárneho chemického procesu. Na základe molekulárnosti sa elementárne chemické reakcie delia na molekulárne (A →) a bimolekulárne (A + B →); trimolekulárne reakcie sú extrémne zriedkavé.

Rýchlosť heterogénnych reakcií

• Závisí od povrchová plocha kontaktu medzi látkami, t.j. o stupni mletia látok a úplnosti zmiešania činidiel.
• Príkladom je spaľovanie dreva. Celé poleno horí na vzduchu pomerne pomaly. Ak zväčšíte povrch kontaktu dreva so vzduchom, rozštiepením polena na triesky sa zvýši rýchlosť horenia.
• Pyroforické železo sa naleje na list filtračného papiera. Počas pádu sa častice železa zahrejú a podpália papier.

Vplyv teploty na rýchlosť reakcie

V 19. storočí holandský vedec Van't Hoff experimentálne zistil, že so zvýšením teploty o 10 o C sa rýchlosť mnohých reakcií zvyšuje 2-4 krát.

Van't Hoffovo pravidlo

Pri každom zvýšení teploty o 10 ◦ C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát.

Tu γ (grécke písmeno "gama") - takzvaný teplotný koeficient alebo Van't Hoffov koeficient, nadobúda hodnoty od 2 do 4.

Pre každú špecifickú reakciu sa teplotný koeficient určuje experimentálne. Presne ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť danej chemickej reakcie (a jej rýchlostná konštanta) zvyšuje s každým zvýšením teploty o 10 stupňov.

Na aproximáciu zmeny konštanty reakčnej rýchlosti s rastúcou alebo klesajúcou teplotou sa používa Van't Hoffovo pravidlo. Presnejší vzťah medzi rýchlostnou konštantou a teplotou stanovil švédsky chemik Svante Arrhenius:

Ako viac E špecifická reakcia, takže menej(pri danej teplote) bude rýchlostná konštanta k (a rýchlosť) tejto reakcie. Zvýšenie T vedie k zvýšeniu rýchlostnej konštanty, čo sa vysvetľuje skutočnosťou, že zvýšenie teploty vedie k rýchlemu zvýšeniu počtu „energetických“ molekúl schopných prekonať aktivačnú bariéru Ea.

Vplyv katalyzátora na rýchlosť reakcie

Rýchlosť reakcie môžete zmeniť použitím špeciálnych látok, ktoré zmenia mechanizmus reakcie a nasmerujú ju po energeticky priaznivejšej ceste s nižšou aktivačnou energiou.

Katalyzátory- sú to látky, ktoré sa zúčastňujú chemickej reakcie a zvyšujú jej rýchlosť, no na konci reakcie zostávajú kvalitatívne a kvantitatívne nezmenené.

Inhibítory– látky, ktoré spomaľujú chemické reakcie.

Zmena rýchlosti chemickej reakcie alebo jej smeru pomocou katalyzátora sa nazýva katalýza .

Rýchlosť reakcie je určená zmenou molárnej koncentrácie jedného z reaktantov:

V = ± ((C2 - C1) / (t2 - t1)) = ± (DC / Dt)

Kde C 1 a C 2 sú molárne koncentrácie látok v časoch t 1 a t 2, v tomto poradí (znamienko (+) - ak je rýchlosť určená reakčným produktom, znamienko (-) - východisková látka).

Reakcie nastávajú pri zrážke molekúl reagujúcich látok. Jeho rýchlosť je určená počtom kolízií a pravdepodobnosťou, že povedú k transformácii. Počet zrážok je určený koncentráciami reagujúcich látok a pravdepodobnosť reakcie je určená energiou kolidujúcich molekúl.
Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií.
1. Povaha reagujúcich látok. Dôležitú úlohu zohráva povaha chemických väzieb a štruktúra molekúl činidla. Reakcie prebiehajú v smere deštrukcie menej pevných väzieb a vzniku látok so silnejšími väzbami. Prerušenie väzieb v molekulách H2 a N2 teda vyžaduje vysoké energie; takéto molekuly sú mierne reaktívne. Prerušenie väzieb vo vysoko polárnych molekulách (HCl, H 2 O) vyžaduje menej energie a rýchlosť reakcie je oveľa vyššia. Reakcie medzi iónmi v roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer okamžite.
Príklady
Fluór reaguje s vodíkom pri izbovej teplote explozívne, bróm pri zahriatí reaguje s vodíkom pomaly.
Oxid vápenatý prudko reaguje s vodou a uvoľňuje teplo; oxid meďnatý - nereaguje.

2. Koncentrácia. So zvyšujúcou sa koncentráciou (počet častíc na jednotku objemu) dochádza častejšie ku zrážkam molekúl reagujúcich látok – zvyšuje sa rýchlosť reakcie.
Zákon hromadnej akcie (K. Guldberg, P. Waage, 1867)
Rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií reaktantov.

AA + bB + . . . ®. . .

• [A] a [B] b. . .

Reakčná rýchlostná konštanta k závisí od povahy reaktantov, teploty a katalyzátora, ale nezávisí od koncentrácií reaktantov.
Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je taký, že sa rovná rýchlosti reakcie pri jednotkových koncentráciách reaktantov.
Pri heterogénnych reakciách nie je koncentrácia tuhej fázy zahrnutá vo vyjadrení rýchlosti reakcie.

3. Teplota. Pri každom zvýšení teploty o 10°C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát (van't Hoffovo pravidlo). Keď sa teplota zvýši z t 1 na t 2, zmenu rýchlosti reakcie možno vypočítať pomocou vzorca:

		(t2 - t1) / 10
Vt 2 / Vt 1	= g

(kde Vt2 a Vt1 sú reakčné rýchlosti pri teplotách t2, resp. ti; g je teplotný koeficient tejto reakcie).
Van't Hoffovo pravidlo platí len v úzkom teplotnom rozsahu. Presnejšia je Arrheniova rovnica:

• e -Ea/RT

Kde
A je konštanta v závislosti od povahy reaktantov;
R je univerzálna plynová konštanta;

Ea je aktivačná energia, t.j. energiu, ktorú musia mať zrážané molekuly, aby zrážka viedla k chemickej premene.
Energetický diagram chemickej reakcie.

Exotermická reakcia	Endotermická reakcia

A - činidlá, B - aktivovaný komplex (prechodný stav), C - produkty.
Čím vyššia je aktivačná energia Ea, tým viac sa zvyšuje rýchlosť reakcie so zvyšujúcou sa teplotou.

4. Kontaktná plocha reagujúcich látok. V prípade heterogénnych systémov (keď sú látky v rôznych stavoch agregácie) platí, že čím väčšia je kontaktná plocha, tým rýchlejšie prebieha reakcia. Povrch pevných látok je možné zväčšiť ich mletím a v prípade rozpustných látok ich rozpustením.

5. Katalýza. Látky, ktoré sa zúčastňujú reakcií a zvyšujú jej rýchlosť, pričom na konci reakcie zostávajú nezmenené, sa nazývajú katalyzátory. Mechanizmus účinku katalyzátorov je spojený s poklesom aktivačnej energie reakcie v dôsledku tvorby medziproduktov. o homogénna katalýzačinidlá a katalyzátor tvoria jednu fázu (sú v rovnakom stave agregácie), pričom heterogénna katalýza- rôzne fázy (sú v rôznych stavoch agregácie). V niektorých prípadoch je možné výskyt nežiaducich chemických procesov prudko spomaliť pridaním inhibítorov do reakčného média (fenomén " negatívna katalýza").