Химическая кинетика: основные понятия и классификации реакций

• Химическая кинетика: скорость и механизмы реакций.
• Средняя скорость: v = Δ[C]/Δt; истинная: v = ±d[C]/dt.
• Закон действующих масс: v = k[A]^a[B]^b для элементарных реакций.
• Константа скорости k зависит от температуры (уравнение Аррениуса).
• Классификация: гомогенные/гетерогенные, простые/сложные.
• Молекулярность: моно-, би-, тримолекулярные.
• Порядок реакции: частный и общий.

Химическая кинетика изучает скорости химических реакций и их механизмы. Скорость реакции определяется изменением концентрации реагента или продукта в единицу времени. Различают среднюю скорость (v = Δ[C]/Δt) и истинную мгновенную скорость (v = ±d[C]/dt). Закон действующих масс: для элементарной реакции aA + bB → продукты скорость v = k[A]^a[B]^b, где k — константа скорости, не зависящая от концентраций, но зависящая от температуры (уравнение Аррениуса: k = A·exp(-Ea/RT)). Реакции классифицируют: по фазовому составу — гомогенные (одна фаза) и гетерогенные (разные фазы); по числу стадий — простые (одна элементарная стадия) и сложные (последовательные, параллельные, сопряженные, цепные). Молекулярность — число частиц в элементарной стадии (моно-, би-, тримолекулярные). Порядок реакции — сумма показателей степеней концентраций в кинетическом уравнении (частные и общий порядок). Кинетические уравнения связывают скорость с концентрациями реагентов.