Materiały pochodzą z Platformy 

Edukacyjnej Portalu 

www.szkolnictwo.pl

Wszelkie  treści  i  zasoby  edukacyjne  publikowane  na  łamach  Portalu  www.szkolnictwo.pl    mogą  być  wykorzystywane  przez  jego 
Użytkowników 

wyłącznie 

w  zakresie  własnego  użytku  osobistego  oraz  do  użytku  w  szkołach  podczas  zajęć  dydaktycznych.  Kopiowanie,  wprowadzanie  zmian, 
przesyłanie,  publiczne  odtwarzanie  i  wszelkie  wykorzystywanie  tych  treści  do  celów  komercyjnych  jest  niedozwolone.  Plik  można 
dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

Szybkość reakcji chemicznej

Szybkość reakcji chemicznej

Szybkość reakcji można opisać przez zmianę stężenia substratu lub 
produktu w czasie.

Szybkość reakcji = - zamiana stężenia substratu / przedział czasu
Szybkość reakcji =  +zmiana stężenia produktu / przedział czasu

Jednostką szybkości reakcji jest  mol/dm

3

∙s

Miarą szybkości reakcji chemicznej jest zmiana stężeń reagentów w 
jednostce czasu:
 

gdzie:  (+) dla produktów (przyrost stężenia  molowego produktu)

(–) dla substratów ( ubytek stężenia molowego substratu) / znak 

minus został dodany, aby szybkość miała wartość dodatnią

Δt

Δc

v 

Reakcja zachodzi najszybciej na początku, natomiast z czasem, w miarę 
wyczerpywania się substratów i zmniejszenia ich stężeń, szybkość 
maleje.
Aby zmierzyć jak najdokładniej szybkość reakcji w danej chwili należy 
zmianę stężenia substratu określać w jak najmniejszych odstępach czasu.
Gdy reakcja przebiega w kilku etapach o jej szybkości decyduje etap 
najwolniejszy.

Od czego zależy szybkość reakcji?

Od czego zależy szybkość reakcji?

Szybkość reakcji jest cechą charakterystyczną dla danego 
zespołu reagentów.

Zależy od wielu czynników. 

Najważniejsze z nich to:

stężenie reagentów 

         temperatura 
      

 ciśnienie (gdy reakcja przebiega w fazie gazowej) 

         promieniowanie elektromagnetyczne (gdy reakcja jest 

fotochemiczna) 

·         rozwinięcie powierzchni (w przypadku reakcji 

powierzchniowych) 

·         obecność katalizatora lub inhibitora.
  

rodzaj rozpuszczalnika
 rozdrobnienie reagentów
 mieszanie

Zależność szybkości od temperatury

Zależność szybkości od temperatury

Wzrost temperatury zwiększa szybkość reakcji chemicznej. 
Szybkość reakcji chemicznej rośnie wraz z temperaturą wykładniczo.
 Ze  wzrostem  temperatury  rośnie  szybkość  poruszających 
się cząstek, a co za tym idzie, liczba i gwałtowność zderzeń, co zwiększa 
prawdopodobieństwo zajścia reakcji, 

Reguła van 't 
Hoffa

Jest to empiryczna reguła wyrażająca zmianę szybkości reakcji w 
zależności od temperatury. 
Według tej reguły wzrost temperatury o 10 K powoduje 2-4-krotny wzrost 
szybkości reakcji. 
Reguła van 't Hoffa jest spełniona dla reakcji homogenicznych, w 
temperaturze do 500°C.
współczynnik temperaturowy reakcji γ – liczba wyrażająca 
zwiększenie stałej szybkości reakcji przy ogrzaniu o ok. 10K

10

T

T

k

  

gdzie

γ

v

v

1

2

k

1

2









Przykład

Szybkość pewnej reakcji wzrasta trzykrotnie po ogrzaniu o 10 stopni.

Ile razy zmieni się szybkość tej reakcji w temperaturze wyższej o 30 
stopni?

 
Korzystamy z reguły van’t hoffa

 

10

T

T

k

  

gdzie

γ

v

v

1

2

k

1

2









T2 –T1 = 30K
γ = 3

27

3

1

2

3

1

2







v

v

v

v

Szybkość reakcji wzrośnie 27 razy.

Kataliza  homogeniczna -

szeroko  rozpowszechniony  przypadek to

kataliza  kwasowo-zasadowa, która polega na  zmianie reaktywności  
poprzez przyłączenie lub oderwanie protonu od cząsteczki.  

Kataliza heterogeniczna

Przykład katalizatora stałego dla reakcji  N

2

+ 3H

2

 = 2NH

3

Energia aktywacji reakcji bez katalizatora    335 kJ/mol 
          z katalizatorem osmowym                 195 kJ/mol 
          z katalizatorem  wolframowym           165 kJ/mol

 Kataliza mikroheterogeniczna

Dotyczy układów w których katalizator występuje w stanie rozdrobnienia 
koloidalnego.
Typowymi  takimi  katalizatorami są enzymy, które charakteryzują   się 
ogromną  aktywnością  katalityczną w niskich temperaturach oraz 
wrażliwością na działanie elektrolitów i pH środowiska.

Autokataliza

  - produkt   reakcji  jest katalizatorem  np. reakcja  KMnO

4  

z wodą  utlenioną  w  środowisku  kwaśnym. Powstające jony Mn

2+ 

działają katalitycznie.

Równanie   kinetyczne   jest   to   doświadczalnie   (empirycznie)   
wyznaczona 
zależność  szybkości  reakcji  od  stężeń  reagentów  uczestniczących  w  
reakcji, 
Zależność ta nie zawsze jest zgodna z zależnością stechiometryczną  
zbilansowanego  równania  chemicznego  –  może  być  bardziej 
skomplikowana ze względu na mechanizm, według którego zachodzi. 

Stałe szybkości reakcji (k) są współczynnikami proporcjonalności w 
równaniu 
kinetycznym, łączącymi szybkość reakcji ze stężeniami reagentów. Stałe 
te są zależne od temperatury i mają jednostkę zależną od postaci 
równania kinetycznego. 

Stała szybkości jest charakterystyczna dla danej reakcji i nie zależy od 
stężenia reagentów.

Zakładając, że reakcja przebiega bez etapów pośrednich, można w 
niektórych przypadkach przyjąć, że szybkość reakcji zależy wyłącznie od 
stężenia substratów i tylko w tych warunkach można napisać równanie 
kinetyczne wprost w oparciu o równanie reakcji:

β

α

[B]

[A]

k

v

produkty

B

A











k – stała szybkości
[A]; [B] chwilowe molowe stężenia 
substratów
α, β – współczynniki zwane rzędami 
reakcji względem odpowiednich 
substratów

Równanie kinetyczne  

Równanie kinetyczne  

Rzędowość reakcji

Rzędowość reakcji

W rzeczywistości zdarza się, że wyznaczone doświadczalnie 
współczynniki  potęgowe nie wynoszą  a, b i c lecz przyjmują inne 
wartości, które określamy: α, β, γ -  

rzędy reakcji w stosunku do 

reagentów 

A,  B  i C.

produkty

cC

bB

aA







Cząsteczkowość reakcji wynosi

 a+b+c

Równanie kinetyczne: 

Rząd ogólny reakcji określamy jako sumę rzędów reakcji 

w stosunku do reagentów A,  B  i C. 

n = α + β + γ      ogólny rząd reakcji

γ

β

α

[C]

[B]

[A]

k

v









Pamiętaj!
 Z racji doświadczalnego wyznaczania zarówno stałej szybkości reakcji, jak i 
rzędów reakcji względem określonych substratów, równanie kinetyczne jest 
równaniem empirycznym.

n  może być:   0,  1,   2  
                             ↑   ↑    ↑     
reakcja rzędu:     „0" "1" "2" 
 
Rząd reakcji może też być ułamkowy lub nawet ujemny

Jeżeli  substancja  występuje  w  zbilansowanym  równaniu  reakcji,  lecz  
nie 
pojawia się w równaniu kinetycznym, to 

reakcja jest zerowego rzędu 

względem 
tej  substancji.  

Człony  stężeniowe do zerowej  potęgi  nie są uwzględniane  w równaniu  
kinetycznym ze względu na fakt, że dowolna  liczba  (tu  wartość 
stężenia) podniesiona do potęgi zerowej daje wynik równy 1.

Jeżeli wykładnik potęgi lub suma wykładników wynosi 1, reakcja 
jest 
pierwszego rzędu  względem danego reagenta  lub  jej  całkowity 
 rząd  wynosi 
jeden.

Jeżeli wykładnik lub suma wykładników wynosi 2, reakcja jest 
drugiego rzędu 
lub jej rząd całkowity jest równy dwa.

równanie 

stechiometryczne

równanie 

kinetyczne

rząd reakcji

jednostka stałej 

szybkości

N

2

O

5

 --> 2 NO

2

 + 

½ O

2

v = k [N

2

O

5

]

I

1/s

H

2

 + I

2

 --> 2 HI

v = k [H

2

]·[I

2

]

II

dm

3

/(mol · s)

2 NO + O

2 

 → 2 

NO

2

v = k [NO]

2

 [O

2

]

III

(dm

3

)

2

/(mol

2

 · s)

Przykłady

Oba równania kinetyczne: 
v

1

 = k 

1

 [A] 

2

  oraz v

2

 = k 

2

 [A][B] 

wskazują na sumaryczny rząd reakcji 2, 
lecz z pierwszego równania wynika drugi rząd reakcji względem A, 
a z drugiego – pierwszy względem A i B.

Szybkość reakcji I rzędu 

zależy od stężenia jednego substratu w potędze pierwszej

v = k∙[A] 

Jeśli chcemy wiedzieć jak zmieni się stężenie substratu w czasie 
reakcji korzystamy z zależności:

t

k

C

C

ln

0





Szybkość reakcji II rzędu
 -  

dla reakcji 2A → produkty zależy od stężenia substratu w drugiej 

potędze 

v = k∙ [A]

2

 

-dla reakcji typu A + B → produkty od stężenia dwóch substratów w 
potędze pierwszej: 

v = k∙ [A] ∙ [B]

Jeśli chcemy wiedzieć jak zmieni się stężenie substratu w czasie 
reakcji korzystamy z zależności:

t

k

C

1

C

1

0







t= czas
k = stała
C

0

 = stężenie 

początkowe

BIBLIOGRAFIA

„Chemia ogólna i nieorganiczna 1” M. Litwin
„ Chemia od A do Z” M. Klimaszewska”
„ Chemia 3” S.Hejwowska
„ Kinetyka i termodynamika chemiczna”  K. Pazdro
Chemia  Ogólna, kurs WPC 1002w - Władysław Walkowiak