КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКАЯ
Спасибо нашим инвесторам из казино онлайн
КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКАЯ (от греч. kinesis—движение), отдел теоретической химии, посвященный изучению законов хим. реакций. Можно наметить несколько типов хим. взаимодействий и прежде всего отличать реакции, протекающие в гомогенной (однородной) среде, от реакций, совершающихся в гетерогенной среде; наибольший теоретический интерес представляют первые из них. Первые исследования в этой области принадлежат Вильгельми (Wilhelmy; 1850), изучившему т. н. инверсию тростникового сахара. В 80-х гг. вопросами К. х. занимались Оствальд, Вант-Гофф, Аррениус (Ostwald, van’t Hoff, Arrhenius). Работами этих и позднейших авторов были формулированы основные положения К. х., преимущественно для реакций в гомогенной жидкой среде. В основе К. х. лежит закон действия масс (см.), гласящий, что скорость хим. реакции пропорциональна наличным концентрациям действующих веществ, взятым в степени числа участвующих в стехиометрическом уравнении молекул каждого из них. При этом скорость реакции (р) выражается количеством вещества, к-рое подвергается превращению на единицу объема и в единицу вре – 08» мени; она может быть определена по уменьшению концентрации начальных веществ или же по увеличению концентрации конечных продуктов: v=> изменение концентрации промежуток времени dc Для взаимод. 1А+тВ+пС+. это можно выразить диференциальным уравнением: v = ~=>к(А-х)г.(В-х)т. (С-х)п., приняв начальные концентрации реагирующих веществ за А, В, С. и за х концентрацию одного из конечных продуктов, к-рая определяет собой также и прореагировавшее количество каждого из исходных веществ. Коефициент пропорциональности— к, т. н. константа скорости реакции, выражает начальную скорость процесса при условии, если концентрация каждого из реагирующих веществ равна единице, т. е. А=В=С—1, и х=0. При определенных внешних условиях системы (t°, природа растворителя) к есть величина постоянная. Это общее выражение имеет характер статистического обобщения. При его теоретическом выводе принимается, что вероятность нек-рого события (в данном случае встреча молекул, ведущая к их взаимодействию) пропорциональна наличному количеству участников этого события в единице объема, т. е. их концентрации. Эта закономерность становится справедливой при условии, что индивидуальные отклонения в числе событий для отдельных моментов скрадываются в среднем итоге при наличии достаточно большого числа наблюдений (закон большого числа). Приведенное выше уравнение очень упрощается, если при процессе изменяется концентрация только одного исходного вещества, между тем как концентрации других реагирующих веществ относительно очень велики и потому могут быть приняты неизменными в течение процесса. Тогда скорость реакции зависит от концентрации одного веществами уравнение К. х. принимает вид: Такого рода процессы носят название мономолекулярных или реакций первого порядка. Их исследовано очень много; сюда относятся напр. инверсия сахара: ClsH22Ou + HsO = 2 С6Н12Ов, реакции гидролиза сложных эфиров на спирт и к-ту (R. COO. R’ + H20 = R. COOH + R’.OH). И в том и в другом случаях действующая масса воды, как относительно очень большая, может быть принята за неизменную величину. Возможны также процессы, в к-рых вообще участвует только одно вещество, но они достоверно известны лишь в области радиоактивных превращений, при к-рых каждый атом распадается независимо от других и от внешних условий. Формула, выражающая скорость мономолекулярной реакции, при интегрировании 1 А приводит к выражению: к — г In. _ , позволяющему вычислить величину к для различного времени t и соответствующих значений х. На опыте действительно для очень многих мономолекулярных реакций вычи – сление константы 7с для различных значений t и х приводит к постоянной величине.— Если при хим. процессе изменяется концентрация двух веществ, то диференциальное уравнение К. х. принимает вид: т-ь(А- ■х)(В-х), или при эквинормальных концентрациях участвующих веществ: f^k{A-x)\ При интегрировании отсюда получается: г. 1___^L_ t A (A – ж) Таких реакций известно также очень много; они носят название бимолекулярных или реакций второго порядка. Классическим примером служит процесс омыления сложных эфиров щелочью, например CH3.COO. CH3-i-NaOH = = СН3 .COONa+СН3ОН, исследование к-рого приводит К постоянной величине константы к для различных значений t я х. Теоретически можно ожидать и более сложных реакций, в к-рых согласно стехиометрическим уравнениями принимают участи