Химическая кинетика трактует качественные и количественные изменения в ходе химического процесса, происходящие во времени. Обычно эту общую задачу подразделяют на две более конкретные: 1) выявление механизма реакции установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения); 2) количественное описание химической реакции установление строгих соотношений, которые могли бы удовлетворительно предсказывать изменения количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции. Как правило, химическая реакция протекает в несколько промежуточных стадий, которые, складываясь, дают суммарную реакцию.

Элементарная стадия реакции. Кинетическое уравнение химической реакции (с учетом механизма реакции) может быть получено только в результате экспериментального изучения реакции и не может быть выведено из стехиометрического уравнения суммарной реакции. При обсуждении механизмов реакций принято различать реакции по их молекулярности, т.е. по числу молекул, участвующих в каждом элементарном акте взаимодействия. По этому признаку различают реакции мономолекулярные, бимолекулярные и тримолекулярные.

Мономолекулярными называются реакции, в которых элементарный акт представляет собой химическое превращение одной молекулы, которое в общем виде можно описать уравнением А = В + С. Бимолекулярные это такие реакции, элементарный акт в которых осуществляется при столкновении двух молекул А + В = С. В тримолекулярных реакциях элементарный акт осуществляется при одновременном столкновении трех молекул 2А + В = С. Столкновение более чем трех молекул одновременно практически невероятно, поэтому реакции большей молекулярности на практике не обнаружены.

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Обычно для реакций, протекающих в газах или растворах, концентрации реагентов выражают в моль/л, а скорость реакции в моль/(л× с).

1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями. Так, для разрыва связей в молекулах H 2 и N 2 требуются высокие энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H 2 O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно. Примеры. Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с водородом взаимодействует медленно и при нагревании. Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла; оксид меди - не реагирует.

2. Зависимость скорости гомогенных реакций от концентрации (закон действующих масс). Влияние концентрации реагирующих веществ может быть объяснено из представлений, согласно которым химическое взаимодействие является результатом столкновения частиц. Увеличение числа частиц в заданном объеме приводит к более частым их столкновениям, т. е. к увеличению скорости реакции. Количественно зависимость между скоростью реакции и молярными концентрациями реагирующих веществ описывается основным законом химической кинетики законом действующих масс. Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Это уравнение есть математическое выражение закона действующих масс в общем виде. k коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции; [А] молярная концентрация вещества А. Физический смысл константы скорости реакции, надо принять в написанных выше уравнениях, что [А] = 1 моль/л и [В] = 1 моль/л (либо приравнять единице их произведение), и тогда u = k. Отсюда ясно, что константа скорости k численно равна скорости реакции, когда концентрации реагирующих веществ (или их произведение в уравнениях скорости) равны единице. Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.

Гетерогенной называется система, состоящая из отдельных частиц, находящихся в различных агрегатных состояниях и разграниченных между собой определенными поверхностями раздела. Отдельные однородные части гетерогенной системы называются ее фазами. В гетерогенной системе реакция всегда происходит на Пример: при 0 °С лед, вода и находящийся над ними пар образуют гетерогенную систему из трех фаз: твердой льда, жидкой воды и газообразной водяного пара; кислота и реагирующие с нею кусочки металла образуют систему из трех фаз и т. д. поверхности раздела двух фаз. Поэтому скорость гетерогенной реакции зависит не только от рассмотренных ранее факторов, но и от величины поверхности соприкосновения между реагирующими фазами. Всякое увеличение поверхности приводит и к увеличению скорости реакции. Например, растворение металлов в кислотах протекает намного быстрее, если брать металлы в виде порошков.

При увеличении температуры от t 1 до t 2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса: k = A e -Ea/RT где A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ; R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль o К) = 0,082 л o атм/(моль o К)]; Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

Энергетическая диаграмма химической реакции. А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С - продукты. Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.

Одно из наиболее сильных средств воздействия на скорость химических реакций использование катализаторов. Катализаторы. Катализатором называется вещество, изменяющее скорость химической реакции, но остающееся неизменным после того, как химическая реакция заканчивается. Влияние катализаторов на скорость реакции называется катализом. Когда взаимодействующие вещества и катализатор находятся в одном агрегатном состоянии, говорят о гомогенном катализе. При гетерогенном катализе реагирующие вещества и катализатор находятся в различных агрегатных состояниях: обычно катализатор в твердом, а реагирующие вещества в жидком или газообразном (пример: в случае окисления SO 2 в SO 3 в присутствии платины или оксида ванадия (V) происходит гетерогенный катализ).

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. Если химическая реакция А + В = АВ без катализатора происходит медленно, а в присутствии катализатора К быстро, то его действие объясняется тем, что катализатор реагирует с одним из исходных веществ, образуя непрочное (как правило, очень реакционно способное) промежуточное соединение АК (или ВК): А (В) + К = АК (ВК). Образовавшееся промежуточное соединение (например. АК) взаимодействует с другим исходным веществом В, образуя конечный продукт реакции АВ и выделяя катализатор К в первоначальном виде: АК + В = АВ + К.

Химическое равновесие

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).

При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K 1 ) и обратной (K 2 ) реакций.

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем выше значение константы равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

Способы смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

Факторы, влияющие на смещение равновесия: 1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции.

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.

Спасибо за внимание!