Основные понятия химической кинетики

       Термодинамика изучает только состояния систем, она не прослеживает подробно путь реакции, поэтому она определяет лишь потенциальную возможность ее протекания в определенном направлении. В уравнениях термодинамики нет такой величины как время, поэтому она не может описать скорости процессов. Скорость реакции не связана со значением энергии Гиббса (ΔG). Например, термодинамическая вероятность реакции окисления водорода до воды

 

                       Н₂ + ½О₂ = Н₂О _(ж), ΔG⁰₂₉₈ = -237,2 кДж/моль,

 

значительно выше, чем вероятность реакции нейтрализации с образованием воды

 

Н⁺ + ОН^- = Н₂О _(ж); ΔG⁰₂₉₈ = -79,9 кДж/моль.

 

Однако первая реакция в обычных условиях без катализатора практически не идет, а вторая реакция протекает мгновенно.

 

Химическая кинетика представляет собой учение о скоростях химических реакций, о факторах, определяющих эти скорости (природы реагирующих веществ, концентрации, температуры, присутствия катализаторов и др.), а также о механизме химических реакций.

 

Содержание кинетики химических реакций составляют два основных раздела:

1. формально-математическое описание скорости реакции без учёта действительного механизма самой реакции, так называемая формальная кинетика;

2. учение о механизме химического взаимодействия.

 

В зависимости от того, в одной или нескольких фазах находятся компоненты реакции, различают кинетику гомогенных реакций и кинетику гетерогенных реакций.

 

Гомогенной химической реакцией называется процесс, протекающий в одной фазе.

Гетерогенной реакцией называется процесс, протекающий на поверхности раздела фаз.

 

Скоростью химической реакции называется изменение количества одного из реагирующих веществ в единицу времени в единице объема, а для реакций при постоянном объеме - изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

 

       Скорость реакции может быть установлена лишь для определенного промежутка времени. Так, концентрация исходного вещества в некоторый момент времени t1 равна с1, в момент t2 – c2., то за промежуток времени D t = t2 - t1 изменение концентрации составит

 

D С = С2 — С1

 

Различают среднюю и истинную скорости.

 

Ṽ =±  (Dt ® 0)  ®     V= ±

 

       Знак минус ставится потому, что хотя концентрация исходного вещества убывает, скорость может быть только положительной величиной. Поскольку средняя скорость реакции изменяется в интервале D t, то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость реакции, т.е. скорость в данный момент времени, которая определяется как первая производная от концентрации по времени.

 

В выражение скорости по исходному веществу ставят знак минус, а по продукту реакции – плюс. Пусть имеется реакция: аА + вВ ® сС + dD, тогда между скоростями, определенными по различным веществам, существует связь: