Химическая кинетика — основы
1. Предмет химической кинетики
Химическая кинетика — раздел физической химии, изучающий скорости химических реакций, их зависимость от условий (концентрация, температура, катализаторы) и механизмы протекания реакций.
Знание кинетики необходимо для:
- управления химическими процессами (в промышленности, биохимии, экологии),
- прогнозирования срока годности веществ,
- понимания биологических процессов (ферментативные реакции).
2. Скорость химической реакции
Средняя скорость реакции определяется как изменение концентрации вещества в единицу времени:
v = −Δ[A]/Δt (для реагента A)
Истинная (мгновенная) скорость — производная: v = −d[A]/dt.
3. Зависимость скорости от концентрации. Закон действующих масс
Для элементарной реакции:
aA + bB → продукты
скорость пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам:
v = k · [A]ᵃ · [B]ᵇ
где k — константа скорости реакции.
Порядок реакции — сумма показателей степеней: n = a + b.
Порядок определяется экспериментально и не всегда совпадает со стехиометрией!
Таблица 1. Кинетика реакций разных порядков
| Порядок | Уравнение скорости | Интегральная форма | t1/2 |
|---|---|---|---|
| 0 | v = k | [A] = [A]₀ − kt | [A]₀/(2k) |
| 1 | v = k[A] | ln[A] = ln[A]₀ − kt | 0.693/k |
| 2 | v = k[A]² | 1/[A] = 1/[A]₀ + kt | 1/(k[A]₀) |
4. Методы определения порядка реакции
- Метод начальных скоростей: сравнивают скорости при разных начальных концентрациях (используется в симуляторе).
- Метод подстановки: строят графики по интегральным уравнениям — линейный график указывает на порядок.
- Метод избыточных концентраций (метод Ван-Слёка): упрощает кинетику до псевдо-порядка.
5. Влияние температуры. Уравнение Аррениуса
Скорость реакции экспоненциально возрастает с температурой. Это описывается уравнением Аррениуса:
k = A · e−Eₐ/(RT)
где:
A— предэкспоненциальный множитель (частотный фактор),Eₐ— энергия активации (Дж/моль),R = 8.314 Дж/(моль·К)— универсальная газовая постоянная,T— температура (К).
В линейной форме (для расчёта Eₐ):
ln(k₂/k₁) = (Eₐ/R) · (1/T₁ − 1/T₂)
6. Энергия активации и теория активных столкновений
Согласно теории активных столкновений, реакция происходит только при столкновении молекул, обладающих:
- Достаточной кинетической энергией (≥ Eₐ),
- Правильной ориентацией в пространстве.
Именно это моделирует симулятор: шарики с энергией ≥ Eₐ окрашены в красный цвет, и только их столкновения приводят к реакции.
7. Катализ
Катализатор — вещество, увеличивающее скорость реакции, не расходуясь при этом. Он снижает энергию активации, создавая новый путь реакции.
Типы катализа:
- Гомогенный — катализатор и реагенты в одной фазе,
- Гетерогенный — катализатор в другой фазе (например, металлическая поверхность),
- Ферментативный — биологические катализаторы (ферменты).