Глава 2. ОСНОВЫ КИНЕТИКИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Разница между дыханием и горением только в скорости процесса.

А.-Л. Лавуазье

2.1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. ПРЕДМЕТ И ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКИ. СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ

О направлении, глубине и принципиальной возможности протекания процесса судят по величине изменения свободной энергии (ΔG ≤0). Однако эта величина не говорит о реальной возможности протекания реакции в данных условиях.

Например, реакция взаимодействия закиси азота с кислородом протекает мгновенно при комнатной температуре:

В то же время 2Н₂(г) + О₂(г) = 2Н₂О(ж), Δ°G = -286,8 кДж/моль - реакция, характеризующаяся значительно большим уменьшением свободной энергии, в обычных условиях взаимодействие не протекает, но при 700 °С или в присутствии катализатора процесс протекает мгновенно. Следовательно, термодинамика не отвечает на вопрос условий и скорости протекания процесса. В этом проявляется ограниченность термодинамического подхода. Для описания химической реакции необходимо знать также закономерности ее протекания во времени, которые изучает кинетика.

Кинетика - это раздел химии, изучающий скорость, механизм химических реакций и влияние на них различных факторов.

В зависимости от того, в одной или нескольких фазах находятся компоненты реакции, различают кинетику гомогенных и гетерогенных реакций. По механизму реакции делятся на простые и сложные, поэтому выделяют кинетику простых и сложных реакций.

Основным понятием кинетики реакции является скорость химической реакции. Определение скорости химических реакций имеет биологическое и народно-хозяйственное значение.

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего за единицу времени в единице объема (в случае гомогенных реакций, когда реагирующие вещества находятся в одной фазе) или на единице поверхности раздела фаз (в случае гетерогенных реакций, когда реагирующие вещества находятся в различных фазах).