Любая химическая реакция протекает с определенной скоростью. Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ в единицу времени.
Средней скоростью реакции называют отношение изменения концентрации вещества (уменьшения концентрации исходного вещества или увеличение концентрации продукта реакции) к промежутку времени, в течение которого это изменение произошло:
Скорость реакции всегда считается величиной положительной, но отношение Δc/Δt может быть отрицательным, если υ изучается по изменению концентрации исходных веществ.
При этом концентрация выражается, как правило, числом молей вещества в 1 литре раствора (моль/л), а время – в минутах или секундах. Время протекания химических реакций меняется в очень широких пределах – от долей секунды (взрыв) до миллионов лет (образование природных ископаемых). Это объясняется тем, что скорость химических реакций зависит как от свойств самих реагирующих веществ, так и от условий, в которых она протекает. Важнейшими из таких условий являются концентрация реагирующих веществ, температура и для гетерогенных реакций – площадь поверхности реагирующих веществ. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики – законом действия масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, отвечающих их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Математически эту зависимость для реакции
nA + mB → pC
можно выразить следующим образом: υ1 = k[A]n ·[B]m , υ 2 = k2[C]p, где υ 1 и υ 2 – скорость прямой и обратной реакций, [A], [B], [C] – молярные концентрации участников реакции, k1 и k2 – константы скорости, зависящие от природы реагирующих веществ и температуры. При повышении температуры увеличивается скорость химической реакции, так как возрастает количество активных частиц и число их столкновений в единицу времени. Согласно правилу Вант-Гоффа, при увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается примерно в 2 − 4 раза:
υ t2 = υ t1 •γ(t 2-t 1)/10
где υ t2 − скорость реакции после повышения температуры до t2,υ t1 − скорость реакции при температуре t1, γ − температурный коэффициент скорости реакции (γ = 2-4). Подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, то есть протекают при данных условиях во взаимно противоположных направлениях. В уравнениях таких реакций вместо знака равенства ставится знак обратимости.
Для реакции nA + mB ↔ pC + qD скорость прямой и обратной реакций будут выражаться:
υ 1 = k1[A]n⋅ [B]m
υ 2 = k2[C]p⋅[D]q.
Когда скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, наступает химическое равновесие, при котором прямая и обратная реакции не прекращаются, а продолжают протекать в противоположных направлениях с равными скоростями. Химическое равновесие характеризуется константой равновесия, которая не зависит от концентрации реагирующих веществ, но зависит от температуры и определяется как
,
где [A], [B], [C], [D] - равновесные концентрации реагентов. Изменение условий, при которых система находится в состоянии химического равновесия, приводит к нарушению равновесия или, как принято говорить, к смещению равновесия, что позволяет управлять процессом в желательном направлении. Смещение химического равновесия подчиняется правилу, известному под названием принципа Ле-Шателье:
