2. Химическая кинетика

Химическая кинетика– раздел химии, задачей которого является объяснение качественных и количественных изменений химических процессов, происходящих во времени. Фундамент химической кинетики был заложен Я.Г. Вант-Гоффом (1852–1911) и С. А. Аррениусом (1859–1927) в 80-х годах XIX в. Обычно общую задачу химической кинетики разделяют на две, более конкретных:

• выявление механизма реакции – установление элементарных стадий процесса и последовательности их протекания (качественные изменения);

• количественное описание химических реакций – установление строгих соотношений, которые позволяют рассчитывать изменение количеств исходных реагентов и продуктов по мере протекания реакции.

Таким образом, химическую кинетику можно определить как учение о скоростях и механизмах химических реакций.

Кинетические уравнения (с учетом механизма реакции) получают только экспериментально. Установление механизмов реакций подразумевает их классификацию по молекулярности, которая определяется числом молекул, участвующих в элементарном акте. С этой точки зрения различают мономолекулярные,бимолекулярные,тримолекулярныереакции. Доказано, что столкновение более, чем трех молекул одновременно практически невозможно.

Основным понятием в химической кинетике является понятие скорости химической реакции.

Скорость химической реакции определяется количеством вещества, прореагировавшего в единицу времени в единице объема. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них являются: концентрация, температура и присутствие катализатора.

Природа реагирующих веществ оказывает решающее влияние на скорость реакции. Так, например, водород с фтором реагируют очень энергично уже при комнатной температуре, тогда как с йодом – значительно медленнее, даже при нагревании.

Основным постулатом химической кинетики является закон действующих масс:  при постоянной температуре скорость химической реакции V, протекающей при столкновении двух частиц, пропорциональна произведению концентраций C_A и C_B реагирующих веществ А и В:

V = k C_AC_B, гдеk– константа скорости реакции.

Закон действующих масс был сформулирован в 1864–1867 гг. Гульдбергом и Вааге. В химических методах изменение количества реагирующих веществ определяют непосредственно. Для этого реакцию быстро останавливают (путем резкого охлаждения, разбавления и т.д.), пробу анализируют и устанавливают в ней содержание реагента или продукта. В физико-химических методах скорость реакции определяют по изменению давления в закрытой системе, по изменению выделившегося газа, по изменению электрической проводимости и т.д. Зависимость скорости реакции от температуры была описана С. Аррениусом, который установил, что увеличение температуры приводит к увеличению числа активных молекул. Активными молекулами оказываются только такие, которые приобретают строго определенную для данной реакции энергию, превышающую среднюю энергию всех молекул. Такой минимальный избыток энергии (по сравнению со средней энергией), которым должны обладать частицы реагента для осуществления химического превращения, называетсяэнергией активации E.

Рассмотрение механизмов химических реакций в химической кинетике предполагает, что для осуществления реакции каждая пара молекул проходит через промежуточную неустойчивую конфигурацию, называемую активированным комплексом, распад которого приводит к образованию конечного продукта, например, протекание реакции типа A₂+B₂ = 2AB изображается схемой:

В общем случае в этой промежуточной конфигурации некоторые связи реагирующих молекул испытывают напряжение и разрываются в процессе взаимодействия, причем одновременно образуются новые связи. Изменение потенциальной энергии, сопровождающее реакцию, иллюстрирует рис. 4.8, где E_а– энергия активации, необходимая для образования активированного комплекса из молекул исходных реагентов.

Рис. 4.8.Изменение энергии реагирующей системы