Кинетика химических реакций

Химическая кинетика – раздел физической химии, изучающий скорости химических реакций. Основные задачи химической кинетики: 1) расчет скоростей реакций и определение кинетических кривых, т.е. зависимости концентраций реагирующих веществ от времени (прямая задача); 2) определение механизмов реакций по кинетическим кривым (обратная задача).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и наличия катализатора. Зависимость скорости реакции от концентрации описывается основным постулатом химической кинетики – законом действующих масс.

Для реакции a A + b B ® d D + e E

, где k - константа скорости (не зависящая от концентрации); x, y – некоторые числа, которые называют порядком реакции по веществам A и B, соответственно. Эти числа в общем случае никак не связаны с коэффициентами a и b в уравнении реакции. Сумма показателей степеней n = x + y называется общим порядком реакции. Порядок реакции может быть положительным или отрицательным, целым или дробным.

Скорость химической реакции зависит от температуры. Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике используют два основных соотношения – правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Правило Вант-Гоффа заключается в том, что при нагревании на 10 ^оС скорость большинства химических реакций увеличивается в 2¸ 4 раза.

, где γ- температурный коэффициент скорости (γ = 2¸4).

Уравнение Аррениуса, описывает температурную зависимость константы скорости: , где R – дуниверсальная газовая постоянная; A – предэкспоненциальный множитель, который не зависит от температуры, а определяется только видом реакции; E_A – энергия активации, которую можно охарактеризовать как некоторую пороговую энергию: т.е., если энергия сталкивающихся частиц меньше E_A, то при столкновении реакция не произойдет, если энергия превышает E_A, реакция произойдет. Энергия активации не зависит от температуры.

Зависимость константы скорости реакции от концентрации и времени описывают кинетические уравнения, вид которых зависит от порядка реакции.

Реакции 0-го порядка. Скорость этих реакций не зависит от концентрации.

Реакции 1-го порядка. В реакциях типа A ®B скорость прямо пропорциональна концентрации: .

Время, за которое распадается половина вещества A, называют периодом полураспада τ_1/2. Для реакции 1-го порядка период полураспада определяется уравнением .

Реакции 2-го порядка. В реакциях типа A + B® D +... скорость прямо пропорциональна произведению концентраций

Для реакций 2-го порядка различают два случая.

1) одинаковые начальные концентрации веществ A и B: a = b. Кинетическое уравнение имеет вид: .

Период полураспада веществ A и B одинаков и равен: .

2) начальные концентрации веществ A и B различны: a ≠ b.

.

Периоды полураспада веществ A и B различны: τ_1/2 (А) ≠ τ_1/2(В).

Реакции n-го порядка. Для реакций типа n A ® D +... Кинетическое уравнение имеет вид:

.

Период полураспада вещества A обратно пропорционален (n -1)-ой степени начальной концентрации: