Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций

Термодинамический подход к описанию химических процессов позволяет оценить энергию взаимодействия и вероятность направления протекания реакции. При этом рассматриваются только равновесные системы, т.е. процессы, которые протекают бесконечно медленно. С этих позиций невозможно анализировать развитие процесса во времени, т.к. время (как переменная) неустойчиво при термодинамическом описании. Поэтому вторым этапом в изучении закономерности протекания химических процессов является рассмотрение их развития во времени.

В обычных условиях протекание химических процессов связано с преодолением энергетических барьеров, которые могут быть весьма значительными. Поэтому термодинамическая возможность осуществления данной реакции (ΔG~0) является необходимой.

Основополагающим понятием в химической кинетике является понятие о скорости химической реакции. Скорость химической реакции - это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени.

Рассмотрим реакцию общего вида А + В = АВ, протекающую при постоянном давлении и температуре. Если концентрация А в момент времени t₀ равна С₀, то за время t₁ (t₁<t₀) концентрация А уменьшится до С, за счет образования продуктов реакций, С₁ < С₀. За промежуток времени (t₁–t₀) концентрация вещества А изменилась: С₁ – С₀, т.е. средняя скорость изменения концентрации А выразится следующим образом:

Знак “минус”, стоящий перед дробью, означает снижение концентрации вещества А. Аналогичное выражение для скорости изменения концентрации АВ имеет вид

Знак "плюс" означает увеличение концентрации АВ. Эти формулы позволяют учесть и систему, в которой идет реакция. В случае если реакция протекает в гомогенной фазе, то

,

где V - объем реакционной среды.

Если реакция протекает в гетерогенной фазе, то учитывается площадь поверхности раздела фаз S:

.