СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Химическая кинетика изучает скорости и механизмы химических реакций [8]. Определение скорости: число элементарных актов химического взаимодействия частиц (в молях) за единицу времени в единице объема (в л) – для гомогенных процессов и на единице поверхности раздела реагирующих фаз – для гетерогенных.

На практике скорость химического процесса обычно характеризуют изменением концентрации вещества (в растворе или в газовой фазе) за единицу времени. Так, если в момент времени 1 концентрация реагирующих соединений равна C1 моль/л, а в последующий момент времени 2 – C2 моль/л, то отношение:

(C2 C1 ) /( 2 1 ) C / ,
выражает среднюю скорость реакции (		) в интервале времени . Чем
меньше величина , тем ближе отношение	C / к истинной скорости ( ист . )

в соответствующий момент времени, т.е. можно записать:

ист. lim	0	dC / d .

Для гомогенных процессов такая скорость (т.е. интенсивность реакции) пропорциональна теоретической (определение которой дано выше), но для гетерогенных – первая зависит от величины поверхности раздела фаз, а вторая – нет [8]. Зависимость же любой скорости от других факторов (природы реагирующих веществ, их концентрации, Т) отражается т.н. кинетическим уравнением .

Для гомогенной одностадийной реакции (например: 2NO Cl2 2NOCl )

оно записывается в соответствии со стехиометрией данного процесса (как и выражение K a ), причем отдельно для скорости прямой реакции ( ) и обратной

( ). В частности, для нашего примера имеем:		k a2 (NO) a(Cl )	и
		2
k	a2 (NOCl) ,
где k	и k - константы скоростей прямого и обратного процессов (они

постоянны при данной Т). А степень, в которую возводится активность вещества в кинетическом уравнении, называется порядком реакции по данному веществу. Он показывает, в какой степени активность соответствующего соединения влияет на скорость.

Для гетерогенного или многостадийного процесса порядки, как правило, не совпадают по величине со стехиометрическими коэффициентами реакции и могут быть, в частности, дробными или равными нулю. К многостадийным процессам относится, например, разложение тиосульфата натрия при подкислении:

Na2S2 O3 H2SO4 Na2SO4		S SO2		H2 O
или в ионном виде:	S	O2	2H	S SO	H	O .
	2	3		2	2