Глава 4. Химическая кинетика. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Основные понятия химической кинетики

Химическая кинетика – раздел химии, который изучает скорость химических реакций и ее зависимость от различных факторов.

Скорость химических реакций определяется изменением концентрации одного из веществ, участвующих в реакции, в единицу времени:

υ _ср= ±∆С/∆t (моль / л · с),

где υ _ср – средняя скорость; С – молярная концентрация вещества; ∆ – знак разности; t – время.

Знак (+) берется в том случае, если скорость определяется по изменению концентрации продуктов реакции; знак (–) – если скорость определяется по изменению концентрации исходных веществ.

Понятие «концентрация» применимо лишь к гомогенной системе, поэтому приведенное выше определение скорости может быть дано только для гомогенных реакций: газофазных или протекающих в растворах.

В гетерогенных реакциях взаимодействие протекает на границе раз­дела двух фаз. Для таких реакций скорость определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности раз­дела фаз:

υ = ±∆n/∆t · S (моль / с · м²),

где n – количество вещества; ∆t – промежуток времени от t₁ до t₂; S –поверхности раз­дела фаз.

Изменение количества вещества, по которому определяют скорость химической реакции, – это внешний фактор, наблюдаемый исследователем. По сути, все процессы осуществляются на микроуровне. Для то­го чтобы частицы прореагировали, они, как минимум, должны столк­нуться, причем столкнуться эффективно: чтобы в них разрушились или ослабли сущест­вующие связи и смогли образоваться новые. Для этого реагирующие частицы должны обладать достаточной энергией.

Минимальный избыток энергии, которым должны обладать частицы исходных веществ по сравнению со сред­ней энергией молекул, чтобы произошло их результатив­ное столкновение, называют энергией активации. Таким образом, на пути всех частиц, вступающих в реакцию, имеет­ся энергетический барьер, равный энергии активации Е_а. Если барьер не­велик, то большинство частиц может его преодолеть, поэтому скорость реакции высокая; если энергия активации значительна, реакция протекает медленно.