Скоростью гетерогенной реакции называется количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади поверхности фазы.

v (гомог) = D n/ (VDt) v (гетерог) = D n/ (SDt)

где v -скорость химической реакции, n - количества вещества ,V - объем раствора, S - площадь поверхности фазы, t - время .

К важнейшим факторам, влияющим на скорость химической реакции, относятся следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие в системе катализаторов.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ выражается законом действующих масс: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ.

В общем виде для обратимой реакции mA + nB = pC + qD в соответствии с законом действующих масс зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ может быть представлена в виде: уравнением v = k[A] ^а [B]^в, где а и в -постоянные числа, называемые показателями порядка реакции по реагентам А и В. Сумма а + в = q называется суммарным (общим) порядком реакции. Cледует отметит, что показатели порядка реакции по реагентам почти никогда не бывает равна стехиометрическим коэффициентам m и n. Совпадение бывает только в том случае- если уравнение реакции выражает элементарный акт химического взаимодействия. Для сложных реакций показатели порядка реакции определяются только экспериментально.

Возрастание скорости реакции с ростом температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции - числом, показывающим, во сколько раз возрастает скорость данной реакции при повышении температуры системы на 10 градусов. При обычных температурах его значение для большинства реакций лежит в пределах от 2-4 (Правило Вант-Гоффа). Значительно более точно зависимость константы скорости k от температуры описывается уравнением Аррениуса: lnk = B - A/T или 2,303lgk = B -A/T (1), где А и В -постоянные. Среди теорий, описывающих влияние температуры на скорость химических реакций, наиболее широкое распространение получила теория активных столкновений. Согласно этой теории увеличение скорости реакции является результатом возрастания числа активных соударений между частицами. Эта теория исходит из предположения, что не каждое столкновение частиц приводит к их химическому взаимодействию. Акт химического взаимодействия может осуществляться только между теми частицами, которые обладают, повышенной энергией, достаточной для преодоления энергетического барьера - сил отталкивания, возникающих между электронными оболочками этих частиц. Такие реакционноспособные частицы называются активными, а энергия, необходимая для преодоления энергетического барьера - энергией активации. Определяя значения постоянных в уравнении (1) можно получить уравнение k=Ce^-Eа/T, где k -константа скорости, С -коэффициент пропорциональности, Е_а- энергия активации, Т - температура. Это уравнение Аррениуса, показывающее, что при данной температуре константа скорости определяется энергией активации (Е_а). Энергия активации - это та избыточная энергия, которая необходима молекулам по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре, чтобы они стали способными вступать в химические превращения.Ее значение (Дж/моль) можно вычислить по формуле :

Е_а = 8, 314^.2,303 Т₂^.Т₁/ ( Т₂ - Т₁) lg k₂/k₁= 19,14 Т₂^.Т₁/ ( Т₂ - Т₁) lg k₂/k₁.

В формуле под символом логарифма находится отношение констант скоростей процесса при двух температурах. Поэтому константы можно заменить любыми пропорциональными или количественными выражениями свойств при тех же температурах. Это может быть, например, объем выделившегося газа, коэффициент светопоглощения, плотность раствора, его вязкость и т.п., в том числе условные константы скорости