Szybkość reakcji    

  Szybkość reakcji zależy od budowy i charakteru chemicznego substancji.
Reakcje między jonami w rozpuszczalnikach polarnych przebiegają zwykle natychmiast, tak że trudno jest zmierzyć ich szybkość, natomiast reakcje z udziałem związków o wiązaniach kowalencyjnych zachodzą w tych warunkach znacznie wolniej i łatwo jest obserwować wpływ różnych czynników na szybkość procesu i kierunek zmian. Dział chemii opisujący szybkość reakcji nosi nazwę kinetyki chemicznej. Do reakcji dochodzi podczas tzw. zderzeń aktywnych, czyli zderzeń cząsteczek obdarzonych energią równą lub większą od energii aktywacji.    

  Czynniki, które mają wpływ na liczbę takich zderzeń decydują o szybkości reakcji chemicznych. Wśród nich najważniejszymi są: rodzaj i stężenie reagentów (w przypadku gazów mogą to być ich ciśnienia cząstkowe), temperatura, obecność katalizatora.

W odniesieniu do reakcji zachodzących w roztworach istotną rolę odgrywa także rodzaj rozpuszczalnika, natomiast, gdy w reakcji bierze udział substancja stała – stopień jej rozdrobnienia. Miarą szybkości reakcji chemicznej jest zmiana stężenia substratu lub produktu reakcji w jednostce czasu: v = ± dc/dt

Gdy zmiana stężenia dotyczy produktu reakcji, w równaniu tym stosujemy znak „+”, gdy przedmiotem badań jest stężenie substratu, które maleje w trakcie trwania reakcji, wprowadzamy znak „–”.  Stężenia pozostałych substancji zmieniają się w sposób równoważny, wynikający ze stechiometrii reakcji. Stechiometryczne równanie reakcji w niewielu przypadkach pozwala na wnioskowanie, w jakim stopniu szybkość badanej reakcji zależy od stężeń reagentów.  Najczęściej reakcje chemiczne przebiegają etapami i o szybkości całej reakcji decyduje jej najwolniejszy etap. Wyznaczone doświadczalnie równanie, podające zależność szybkości reakcji od stężeń reagentów, nosi nazwę równania kinetycznego i opisuje najwolniejszy etap reakcji.   Znajomość takiego równania pozwala na wnioskowanie o mechanizmie reakcji.

Przykładowo, dla reakcji: 2 HI + H2O2 → I2 + 2 H2O
równanie kinetyczne ma postać: v kc c = HI H O ⋅ ⋅ 2 2 70
a stężenie HI występuje w nim w pierwszej potędze, a nie w drugiej, jak mógłby sugerować zapis reakcji.  Świadczy to o tym, że powyższa reakcja przebiega etapowo, a w najwolniejszym etapie reagują ze sobą 1 mol HI z 1 molem H2O2. 

Współczynnik k występujący w równaniu kinetycznym nosi nazwę stałej szybkości reakcji. Jest on liczbowo równy szybkości danej reakcji, gdy stężenia substancji wynoszą 1 mol/dm3 .   Wartość stałej szybkości zależy od: rodzaju reakcji, temperatury i katalizatora. Zgodnie z teorią kinetyczną, liczba skutecznych zderzeń, a więc i szybkość reakcji roś- nie wraz ze wzrostem temperatury, zarówno dla reakcji endo- jak i egzotermicznych. 

Przybliżona reguła van’t Hoffa mówi, że przy wzroście temperatury o 10 stopni szybkość reakcji wzrasta 2 ÷ 4 razy (w przypadku reakcji egzotermicznych współczynnik ten przyjmuje wartość bliską 2, w reakcjach endotermicznych zbliża się do 4). W przypadku wielu reakcji duży wpływ na ich szybkość wywierają katalizatory.  
Nazwę tę stosuje się zwykle do substancji przyspieszających reakcje, substancje opóźniające zwane są inhibitorami. Katalizatory uczestniczą w różnych etapach reakcji poprzez udział w tzw. kompleksach aktywnych i produktach pośrednich.
W ostatecznym wyniku nie ulegają przemianom chemicznym.

Ich wpływ na szybkość reakcji polega na obniżeniu energii aktywacji, w wyniku czego większa liczba zderzeń cząsteczek substratów staje się zderzeniami aktywnymi, prowadzącymi do reakcji. Katalizator może występować w tym samym stanie skupienia, co substraty reakcji, wówczas mamy do czynienia z katalizą homogeniczną.
Gdy stanowi on odrębną fazę w układzie reagującym, katalizowana reakcja przebiega na granicy faz i mówimy wówczas o katalizie heterogenicznej. Przebieg niektórych reakcji przyśpiesza jeden z jej produktów – wtedy jest to autokataliza.