Кинетика химических процессов

Кинетика– это раздел химии, изучающий скорость протекания химических реакций, а также факторы влияющие на ее величину.

О принципиальной осуществимости процесса судят по величине изменения энергии Гиббса системы. Однако эта величина не может характеризовать скорость протекания реакции.

Например: реакция взаимодействия оксида азота(II) с кислородом

2NO_(г) + О_2(г) = 2NO_2(г), ∆С°₂₉₈ = - 150 кДж

характеризуется ∆С°₂₉₈< 0 и протекает быстро при комнатной температуре. В то время как реакция: 2H_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(г), ∆С°₂₉₈ = -456,5 кДж характеризуется значительно большим уменьшением энергии Гиббса, в обычных условиях практически не протекает. Таким образом, для полного описания химической реакции необходимо знать также закономерности ее протекания во времени, т.е. ее скорость.

Скорость гомогенной химической реакции – изменение количества вещества, происходящее в единицу времени в единице объема:

υ_{гомоген.реакции}= Δn /Δt ∙V

Скорость гетерогенной химической реакции – количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице площади раздела фаз:

υ_{гетероген.реакции}= Δn/Δt ∙ S,

где S – площадь раздела фаз.

Истинная или мгновенная скорость определяется по тангенсу угла наклона касательной в данной точке кривой скорости υ = tg α (рис. 3)

C, моль/л

С₁

С₂

α

t₁ t₂ t, время

Рис.3 График изменения концентрации исходного вещества в процессе реакции

Скорость химической реакции зависит от:

· природы веществ;

· концентрации реагирующих веществ;

· давления (для газовых систем);

· температуры системы;

· площади поверхности (для гетерогенных систем);

· наличия в системе катализатора