Кинетика изучает скорость химической реакции, ее зависимость от различных факторов и механизмы реакций.

Основные понятия:

· Ограниченность термодинамического подхода(в термодинамике не определяется быстрота)

· Гомогенность и гетерогенность реакции

· Определяется по агрегатному состоянию реагентов в (одной фазе и в разных фазах)

Скорость реакции- изменение концентрации вещества в единицу времени. Ʊ=∆с/∆t.

Истинная скорость - положительна. Ʊист=dс/dt

Химическое равновесие-когда скорости прямой и обратной реакций сравниваются. Классификация реакций:

1)по механизму:

· простые- осуществляется посредством однотипных элементарных актов

· сложные- разнотипные элементарные акты

2) по агрегатному состоянию:

· гомогенные-все исходные вещ-ва в одной фазе, реакция идет по всему объему смеси

· гетерогенные - исх. вещ-ва в разных фазах, важна площадь соприкосновения реагирующих вещ-в.

Молекулярность реакции- число молекул, учавствующих в простой реакции.

Кинетические уравнения:

· первого порядка, V=kc (k-константа скорости реакции)

· второго порядка, V=kc²

Порядок реакции- сумма показателей степеней концентраций реагирующих вещ-в. Период полупревращений- промежуток времени, в течении которого начальное кол-во реагента или его концентрация уменьшаются в 2 раза. T1/2=ln2/k

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов. Кинетические уравнения реакция первого, второго и нулевого порядков.

Скорость гомогенной хим. реакции определяется изменением концентрации реагирующих веществ (или продуктов реакции) в единицу времени.

Скорость прямой реакции уменьшается по мере расходования исходных веществ, а скорость обратной реакции увеличивается по мере накопления продуктов реакции. Когда скорости прямой и обратной реакции сравняются, система перейдет в состояние химического равновесия.

Истинная скорость в любой момент времени является только положительной величиной и определяется первой производной концентрации по времени . Если измерение истинной скорости проводят по изменению концентрации исходных веществ, то перед производной ставят знак минус:

V= -

Средняя скорость : Vср =

Зависимость скорости хим.реакции от концентрации описывается кинетическим уравнением.

Порядок реакции показывает, каким образом скорость реакции зависит от концентрации реагентов. Порядок кинетического уравнения может принимать значения 0,1,2 и 3; он может быть также дробным.

Уравнения нулевого порядка:

С₀ – с₁= kt ;

C₀-0.5 C₀=kt_0.5 ;

T_0.5= ;

Где с₀ – начальная концентрация реагента;

с₁ – концентрация реагента в момент времени t;

k – константа скорости реакции;

T_{0.5 –} период полураспада.

Уравнения первого порядка:

ln= = - kt ;

T_0.5= = ;

Где c_t=0.5 c₀

Уравнения второго порядка:

- = kt;

T_0.5= ;

Закон действующий масс(Закон Гульберта и Вааге): скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов. Т.е. чем больше концентрация, тем больше скорость хим.реакции.