واکنش فرضی A→B را در نظر بگیرید. هرچه از زمان شروع واکنش می گذرد، غلظت واکنش دهنده ها کمتر و غلظت فراورده ها بیشتر می شود. این کم و زیاد شدن در غلظت ها، بستگی به ضرایب ماده هم دارد. اگر ضرایب A و B برابر باشند، میزان کاهش غلظت A و افزایش غلظت B برابر است اما اگر ضرایب استوکیومتری آن ها برابر نباشد، به همان میزان هم روند افزایش و کاهش نابرابر خواهد بود. مثلاً اگر واکنش فرضی ما به صورت A→2B باشد، روند افزایش غلظت B از آغاز واکنش دو برابر روند کاهش A می باشد.

 

این روندهای افزایش و کاهش در غلظت ها، نمونه ای از تغییر سرعت ها می‌باشد. هرچه از آغاز واکنش می گذرد، سرعت گونه های مختلف در حال تغییر می باشند. به مقدار پیشرفت یک واکنش در واحد زمان، سرعت واکنش (\displaystyle \overline{R}) می گویند.:

\displaystyle \overline{R}=\frac{{\Delta n}}{{\Delta t}}(mol.{{s}^{{-1}}})

سرعت واکنش کمیتی تجربی است. یعنی با آزمایش و در آزمایشگاه قابل محاسبه می باشد. این کمیت را می توان با تغییر مول، تغییر غلظت و … و حتی تغییر رنگ نیز نشان داد. مسائل مختلفی هم مانند دما و فشار بر سرعت یک واکنش اثر می گذارند اما سرعت، بیش از آن که تابع عوامل محیطی باشد، تابع ماهیت واکنش دهنده ها است.

همان طور که در بالا هم توضیح داده شد، هر یک از اجزای واکنش، سرعت مستقل و مربوط به خود را دارد. به طور کلی اگر بخواهیم سرعت متوسط کل واکنش را به دست آوریم از رابطه ی زیر استفاده می کنیم:

\displaystyle aA+bB\to cC+dD\Rightarrow \overline{R}=\frac{{\overline{{{{R}_{A}}}}}}{a}=\frac{{\overline{{{{R}_{B}}}}}}{b}=\frac{{\overline{{{{R}_{C}}}}}}{c}=\frac{{\overline{{{{R}_{D}}}}}}{d}

این نکته را نیز به خاطر داشته باشید که هرچه ضریب استوکیومتری یک ماده در یک واکنش بزرگتر باشد، سرعت تولید یا مصرف آن ماده بیشتر و هرچه این ضریب کوچکتر باشد، سرعت تولید و یا مصرف آن ماده کمتر خواهد بود.

مثال : اگر در یک واکنش در مدت 5 ثانیه، 0/2 مول از یک واکنش دهنده مصرف شود، سرعت متوسط مصرف واکنش دهنده ی مورد نظر را بر حسب مول بر دقیقه به دست آورید.

پاسخ: برای حل این مثال، از رابطه ی \displaystyle \overline{R}=\frac{{\Delta n}}{{\Delta t}}(mol.{{s}^{{-1}}}) استفاده می کنیم اما این نکته را باید مدنظر قرار دهیم که هرچه از آغاز واکنش می گذرد، غلظت واکنش دهنده ها کم می شود. به همین خاطر \displaystyle {{n}_{2}}<{{n}_{1}} و در نتیجه \displaystyle \Delta n منفی می شود. با منفی شدن این کمیت، کل سرعت ما هم منفی می شود اما در حالت حقیقی در یک واکنش شیمیایی هیچ گاه سرعت منفی قابل قبول نیست. به همین خاطر یک منفی به فرمول اضافه می کنیم (به خاطر داشته باشید که در فراورده ها، به علت افزایش غلظت پس از شروع واکنش، \displaystyle {{n}_{2}}>{{n}_{1}} و نیازی به گذاشتن علامت منفی نیست) :

\displaystyle \begin{array}{l}\overline{R}=-\frac{{\Delta n}}{{\Delta t}}=-\frac{{0.2mol}}{{5s}}=0.04mol.{{s}^{{-1}}}\\\\\to R(mol.{{\min }^{{-1}}})?=0.04\frac{{mol}}{{\not{s}}}\times \frac{{60\not{s}}}{{1\min }}=2.4mol.{{\min }^{{-1}}}\end{array}

مثال: در واکنش تجزیه ی دی نیتروژن پنتوکسید مطابق معادله ی \displaystyle 2{{N}_{2}}{{O}_{5}}(g)\to 4N{{O}_{2}}(g)+{{O}_{2}}(g)، سرعت متوسط تشکیل نیتروژن دی اکسید برابر \displaystyle 4\times {{10}^{{-5}}}mol.{{L}^{{-1}}}.{{s}^{{-1}}} می باشد. سرعت متوسط تشکیل گاز اکسیژن در این واکنش بر حسب \displaystyle mol.{{L}^{{-1}}}.{{s}^{{-1}}} را به دست آورید.

پاسخ: سرعت متوسط کل واکنش برابر است با

\displaystyle \overline{R}=\frac{{{{{\overline{R}}}_{{N{{O}_{2}}}}}}}{4}=\frac{{{{{\overline{R}}}_{{{{O}_{2}}}}}}}{1}.

حال کافی است عدد گذاری کنیم:

\displaystyle \frac{{4\times {{{10}}^{{-5}}}}}{4}=\frac{{{{{\overline{R}}}_{{{{O}_{2}}}}}}}{1}→\displaystyle {{\overline{R}}_{{{{O}_{2}}}}}=1\times {{10}^{{-5}}}\displaystyle mol.{{L}^{{-1}}}.{{s}^{{-1}}}