Вопрос 3

Энтальпия — это свойство вещества, указывающее количество энергии, которую можно преобразовать в теплоту.Энтальпия — это термодинамическое свойство вещества, которое указывает уровень энергии, сохраненной в его молекулярной структуре. Это значит, что, хотя вещество может обладать энергией на основании температуры и давления, не всю ее можно преобразовать в теплоту. Часть внутренней энергии всегда остается в веществе и поддерживает его молекулярную структуру. Часть кинетической энергии вещества недоступна, когда его температура приближается к температуре окружающей среды. Следовательно, энтальпия — это количество энергии, которая доступна для преобразования в теплоту при определенной температуре и давлении.Единицы энтальпии — британская тепловая единица или джоуль для энергии и Btu/lbm или Дж/кг для удельной энергии.

Количество энтальпии

Количество энтальпии вещества основано на его данной температуре. Данная температура — это значение, которая выбрано учеными и инженерами, как основание для вычислений. Это температура, при которой энтальпия вещества равна нулю Дж. Другими словами, у вещества нет доступной энергии, которую можно преобразовать в теплоту. Данная температура у различных веществ разная. Например, данная температура воды — это тройная точка (О °С), азота −150°С, а хладагентов на основе метана и этана −40°С.Если температура вещества выше его данной температуры или изменяет состояние на газообразное при данной температуре, энтальпия выражается положительным числом. И наоборот при температуре ниже данной энтальпия вещества выражается отрицательным числом. Энтальпия используется в вычислениях для определения разницы уровней энергии между двумя состояниями. Это необходимо для настройки оборудования и определения коэффициента полезного действия процесса.Энтальпию часто определяют как полную энергию вещества, так как она равна сумме его внутренней энергии (и) в данном состоянии наряду с его способностью проделать работу (pv). Но в действительности энтальпия не указывает полную энергию вещества при данной температуре выше абсолютного нуля (-273°С). Следовательно, вместо того, чтобы определять энтальпию как полную теплоту вещества, более точно определять ее как общее количество доступной энергии вещества, которое можно преобразовать в теплоту.  H = U + pV.

ВНУТРЕННЯЯ ЭНЕРГИЯ-термодинамич. ф-ция состояния системы, ее энергия, определяемая внутр. состоянием. В. э. складывается в осн. из кинетич. энергии движения частиц (атомов, молекул, ионов, электронов) и энергии взаимод. между ними (внутри- и межмолекулярной). На В. э. влияет изменение внутр. состояния системы под действием внеш. поля; во В. э. входит, в частности, энергия, связанная с поляризацией диэлектрика во внеш. электрич. поле и намагничиванием парамагнетика во внеш. магн. поле. Кинетич. энергия системы как целого и потенциальная энергия, обусловленная пространств. расположением системы, во В. э. не включаются. В термодинамике определяется лишь изменение В. э. в разл. процессах. Поэтому В. э. задают с точностью до нек-рого постоянного слагаемого, зависящего от энергии, принятой за нуль отсчета.В. э. Uкак ф-ция состояния вводится первым началом термодинамики, согласно к-рому разность между теплотой Q, переданной системе, и работой W, совершаемой системой, зависит только от начального и конечного состояний системы и не зависит от пути перехода, т. е. представляет изменение ф-ции состояния 

где U₁ и <u_{2 </u- В. э. системы в начальном и конечном состояниях соответственно. Ур-ние (1) выражает закон сохранения энергии в применении к термодинамич. процессам, т. е. процессам, в к-рых происходит передача теплоты. Для циклич. процесса, возвращающего систему в начальное состояние,  . В изохорных процессах, т. е. процессах при постоянном объеме, система не совершает работы за счет расширения, W=0 и теплота, переданная системе, равна приращению В. э.: <qv= . ></q Для адиабатич. процессов, когда Q= 0,  = - W.В. э. системы как ф-ция ее энтропии S, объема V и числа молей mi i-того компонента представляет собой термодинамический потенциал. Это является следствием первого и второго начал термодинамики и выражается соотношением:}

 _{где Т - абс. т-ра, р- давление,  -хим. потенциал i-того компонента. Знак равенства относится к равновесным процессам, знак неравенства-к неравновесным. Для системы с заданными значениями S, V,mi (закрытая система в жесткой адиабатной оболочке) В. э. при равновесии минимальна. Убыль В. э. в обратимых процессах при постоянных Vи Sравна макс. полезной работе (см. Максимальная работа реакции).Зависимость В. э. равновесной системы от т-ры и объема U =f(T, V )наз. калорическим уравнением состояния. Производная В. э. по т-ре при постоянном объеме равна изохорной теплоемкости:}

_{В. э. идеального газа от объема не зависит и определяется только т-рой.Экспериментально определяют значение В. э. в-ва, отсчитываемое от ее значения при абс. нуле т-ры. Определение В. э. требует данных о теплоемкости С V (Т),> теплотах фазовых переходов, об ур-нии состояния. Изменение В. э. при хим. р-циях (в частности, стандартная В. э. образования в-ва) определяется по данным о тепловых эффектах р-ций, а также по спектральным данным. Теоретич. расчет В. э. осуществляется методами статистич. термодинамики, к-рая определяет В. э. как среднюю энергию системы в заданных условиях изоляции (напр., при заданных Т, V,mi). В. э. одноатомного идеального газа складывается из средней энергии поступат. движения молекул и средней энергии возбужденных электронных состояний; для двух- и многоатомных газов к этому значению добавляется также средняя энергия вращения молекул и их колебаний около положения равновесия. В. э. 1 моля одноатомного идеального газа при т-рах порядка сотен К составляет 3RT/2, где R-газовая постоянная; она сводится к средней энергии поступат. движения молекул. Для двухатомного газа мольное значение В. э.-ок. 5RT/2 (сумма поступат. и вращат. вкладов). Указанные значения отвечают закону равнораспределения энергии для названных видов движения и вытекают из законов классич. статистич. механики. Расчет колебат. и электронного вкладов во В. э., а также вращат. вклада при низких т-рах требует учета квантовомех. закономерностей. В. э. реальных систем включает помимо вкладов, учитываемых для идеального газа, также среднюю энергию межмолекулярных взаимодействии.}

Стандартные состояния, условно принятые термодинамические состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов. Представление оСтандартные состояния введено в связи с тем, что простые термодинамические закономерности не описывают достаточно точно поведение реальных веществ, когда количественной характеристикой служит давление р или концентрация с. Термодинамические уравнения для идеальных газов и растворов можно применять к реальным системам, если вместо давления р использовать фугитивность f, а вместо концентрации с —активность а. Отсчёт а и f принято начинать для всех веществ в их Стандартные состояния .   Стандартные состояния газа при каждой температуре — это гипотетическое состояние идеального газа, когда f = р = 1 и газ обладает свойствами, присущими реальному газу при бесконечно малом давлении. Для жидких и кристаллических индивидуальных веществ в качествеСтандартные состояния при каждой температуре принимается их состояние под нормальным давлением. В случае растворов за Стандартные состояния для растворителя обычно принимают состояние чистого растворителя, а для растворённого вещества — его состояние в бесконечно разбавленном растворе, когда для него а = с (обычно с — мольная доля или молярность; см. Концентрация). Изменения термодинамических параметров — гиббсовой энергии, энтропии и др. — для какого-либо процесса, вычисляемые с помощью f или а, не зависят от выбораСтандартные состояния при условии, что в данном расчёте оно неизменно для всех начальных и конечных состояний. К символам, обозначающим свойства вещества (характеристики процесса) в Стандартные состояния, добавляется знак градуса как верхний индекс (например, DН°_обр — стандартная энтальпия образования какого-либо вещества). Представления о Стандартные состояния широко используются в физической химии. При сравнении термодинамических функций (см.Термодинамика химическая) и проведении термохимических расчётов (например, на основе Гесса закона) необходимо, чтобы все тепловые эффекты реакций были отнесены к одинаковым условиям, т.к. они зависят от температуры (в меньшей степени от давления), а для реакций в растворах — от концентрации. В термохимии в качестве Стандартные состояния принимают состояние веществ, в котором они находятся при 298,15 К и р = 1 атм (760 мм рт. ст.). Следует отметить, что возможность существования вещества в Стандартные состояния не обязательна; так, в расчётах может фигурировать теплота образования газообразной H₂O в Стандартные состояния, хотя подобное состояние, для водяного пара при р = 1 атм и 25 С термодинамически невозможно.

Вопрос 4

Термохимические уравнения.Теплота, высвобождаемая или поглощаемая конкретной химической реакцией, пропорциональна степени превращения реагентов, определяемой по количеству любого из расходуемых либо образующихся продуктов. Изменение внутренней энергии или энтальпии реагирующей системы определяют по химическому уравнению реакции. Например, сгорание смеси газообразных метана и кислорода описывается термохимическим уравнением

Здесь буквы в скобках обозначают агрегатные состояния веществ (газ или жидкость). Символом H обозначается изменение энтальпии в химическом превращении при стандартных давлении 1 атм и температуре 298 K (25 С) (знак градуса в верхнем индексе H указывает, что данная величина относится к веществам в стандартных состояниях (при p = 1 атм и T = 298 K)). Химическая формула каждого вещества в таком уравнении обозначает вполне определенное количество вещества, а именно его молекулярную массу, выраженную в граммах. Молекулярная масса получается сложением атомных масс всех элементов, входящих в формулу, с коэффициентами, равными числу атомов данного элемента в молекуле. Молекулярная масса метана равна 16,042, и, согласно предыдущему уравнению, при сгорании 16,042 г (1 моля) метана получаются продукты, энтальпия которых на 212,798 ккал меньше энтальпии реагентов. В соответствии с уравнением (5) такое количество теплоты высвобождается, когда 1 моль метана сгорает в кислороде при постоянном давлении 1 атм. Соответствующее уменьшение внутренней энергии системы в ходе реакции составляет 211,615 ккал. Разница междуH и U равна 1,183 ккал и представляет работу p (V₂  V₁), совершаемую, когда 3 моля газообразных реагентов сжимаются при давлении 1 атм до 1 моля газообразного диоксида углерода и 2 молей жидкой воды.Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.

 Например:  Термохимическое уравнение разложения малахита

 

(CuOH)₂ CO₃   =      2CuO + H ₂ O  + CO ₂ - 47 кДж

 

Мы видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого газа. Если мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа.Аналогично можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на разложение 94 г малахита, при этом выделится 160 г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная, но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки, поэтому я рекомендую решать задачи с пропорциями через количество вещества.

 Закон Гесса.  Открыт в 1840 г российским ученым Г.И.Гессом. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении  или постоянном объеме не зависит от пути протекания реакции и определяется только природой и состоянием исходных веществ и конечных продуктов.

                             Рассмотрим процесс получения оксида углерода (IV) из графита:

                    

                Эту же реакцию можно осуществить в две стадии через образование оксида углерода (II):

                                       

В соответствии с законом Гесса можно записать:

             ΔН₁ =  ΔН₂ +  ΔН₃  или ΔН₁ -  ΔН₂ -  ΔН₃ = 0.                       (2.9)

Процессы, в которых система после ряда последовательных превращений возвращается в исходное состояние, называются круговыми процессами или термодинамическими циклами. Метод циклов используется для вычисления различных термодинамических свойств веществ. 

Первое следствие закона Гесса. Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ.  Энтальпия образования вещества В() это энтальпия реакции образования 1 моль соединения из простых веществ, устойчивых при стандартных условиях. Например. энтальпия образования нитрата натрия равна энтальпии реакцииNa_(кр) + ½N_2(г) + 3/2О_2(г) = NaNO_3(кр),  Энтальпия образования простых веществ при стандартных условиях принята равной нулю. Энтальпия является свойством вещества, также как и масса, объем и т.д. Энтальпия ^_ функция состояния системы, т.е. ее изменение не зависит от пути процесса, а определяется только состоянием системы в конце и начале процесса.

Энтальпия химической реакции в общем виде  аА + bB = dD + eE                 (2.10)

определяется по уравнению   

  Второе следствие закона Гесса. Энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы энтальпий сгорания продуктов реакции.

Энтальпия сгорания вещества В   это энтальпия реакции окисления кислородом 1 моль соединения до образования высших оксидов.  Например  энтальпия реакции сгорания метанола есть изменение энтальпии следующей реакции: СН₃ОН + 3/2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

Энтальпия химической реакции в общем виде (2.10) определяется по уравнению

Энергия Гиббса

В качестве критерия самопроизвольности процес–сов в открытых и закрытых системах вводится новая функция состояния – энергия Гиббса. Эта функция получила название в честь великого американского физика Д. У. Гиббса (1839—1903), который вывел эту функцию, а затем использовал в термодинамических работах. Энергия Гиббса определяется через энтальпию Н и энтропию S с помощью соотношений: G = H – S, ΔG = ΔH – ΔS. На основе энергии Гиббса второе начало термодина–мики можно сформулировать следующим образом: в изобарно-изотермических условиях (р, Т = const) в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энер–гия Гиббса системы уменьшается (ΔG <0).В со–стоянии равновесия энергия Гиббса системы не ме–няется (G = const, AG = 0). ΔG < 0, р, Т = const. Из изложенного вытекает, что энергия Гиббса игра–ет большую роль в изучении биоэнергетических про–цессов. С помощью этой функции состояния можно прогнозировать направление самопроизвольных про–цессов в биологических системах и рассчитывать мак-сималь-но достижимый КПД. Энергия Гиббса G так же, как и энтальпия Н, являет–ся функцией состояния системы. Поэтому изменение энергии Гиббса ΔG может использоваться для харак–теристики химических превращений аналогично изме–нению энтальпии ΔН. Уравнения реакции, для которых указывается соответствующее этим реакциям изменение энергии Гиббса, также называются термо–химическими. Химические реакции, при протекании которых про–исходит уменьшение энергии Гиббса системы (ΔG < 0) и совершается работа, называются экзергоническими. Реакции, в результате которых энергия Гиббса возрас–тает (ΔG > 0) и над системой совершается работа, называются эндергоническими. Выведенная на основе второго начала термодина–мики энергия Гиббса является функцией состояния. Следовательно, так же, как и для энтальпии, может быть сформулирован закон Гесса для энергии Гиббса в следующей форме: изменение энергии Гиббса при образовании заданных продуктов из данных реа–гентов при постоянных давлении и температуре не зависит от числа и вида реакций, в результате ко–торых образуются эти продукты. Важный пример применения закона Гесса – расчет энергии Гиббса реакции окисления глюкозы дикисло-родом. Изменение энергии Гиббса в этой реакции при р = 101 кПа и Т = 298°К, определенное вне организма, равно ΔG° = –2880 кДж/моль. Соответствующее тер–мохимическое уравнение записывается в виде: С6Н12О6 + 6О2 = 6СО2 + 6Н2О, ΔGp-я° = –2880 кДж/моль. В клетках организма эта реакция осуществляется через целый ряд последовательных стадий, изучен–ных биохимиками. Можно предсказать исходя из за–кона Гесса, что сумма изменений энергии Гиббса во всех промежуточных реакциях равна ΔGp-я: ΔG1 + ΔG2 + ΔG3 + … + ΔGn = ΔGp-я °. Энергия Гиббса реакции равна алгебраической сумме энергий Гиббса образования стехиометри-ческого количества продуктов за вычетом алге–браической суммы энергий Гиббса образования стехиометрического количества реагентов: ΔGp-я = (ncΔGc + nDΔGD)-(nAΔGA + nBΔGB). Вопрос 6

Кинетика химическая, кинетика химических реакций, учение о химических процессах — о законах их протекания во времени, скоростях и механизмах. С исследованиями кинетики химических реакций связаны важнейшие направления современной химии и химической промышленности: разработка рациональных принципов управления химическими процессами; стимулирование полезных и торможение и подавление нежелательных химических реакций; создание новых и усовершенствование существующих процессов и аппаратов в химической технологии; изучение поведения химических продуктов, материалов и изделий из них в различных условиях применения и эксплуатации.

В реальных условиях, например в крупных промышленных аппаратах, химический процесс осложняется в связи с передачей тепла, выделяемого или поглощаемого в реакции, транспортом веществ в зону реакции, их искусственным или естественным перемешиванием. Эти проблемы решает так называемая макрокинетика.

Вместе с тем многие уравнения, описывающие протекание во времени химических реакций, пригодны и для описания ряда физических процессов (распад радиоактивных ядер, деление ядерного горючего), а также для количественной характеристики развития некоторых биохимических, в том числе ферментативных, и других биологических процессов (нормальный и злокачественный рост тканей, развитие лучевого поражения, кинетические критерии оценки эффективности лечения). К. х. лежит в основе исследования сложных процессов горения газов и взрывчатых веществ, помогает изучению процессов в двигателе внутреннего сгорания. Таким образом, можно говорить об общей кинетике, частным случаем которой является кинетика химических реакций. Эти аналогии весьма удобны для практического использования, но всегда следует иметь в виду принципиальные различия в природе рассматриваемых явлений.

Ввиду сложности реальных химических систем и необходимости учета большого числа факторов и условий проведения процесса, при выяснении оптимальных режимов получения нужных продуктов в современной К. х. широко используются быстродействующие электронные вычислительные машины.

Гомогенные и гетерогенные реакции и факторы влияющие на них:

При рассмотрении вопроса о скорости реакции необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной системе (гомогенные реакции), и реакции, протекающие в гетерогенной системе (гетерогенные реакции). Системой в химии принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. При этом системе противопоставляется внешняя среда — вещества, окружающие систему. Обычно система отграничена от среды. Различают гомогенные и гетерогенные системы. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенной — система, состоящая из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы изменяются скачком. Примером гомогенной системы может служить любая газовая смесь (все газы при не очень высоких давлениях неограниченно растворяются друг в друге), хотя бы смесь азота с кислородом. Другим примером гомогенной системы может служить раствор хлорида натрия, сульфата магния, азота и кислорода в воде. В каждом из этих двух случаев система состоит только из одной фазы: из газовой фазы в первом примере и из водного раствора во втором. Если реакция протекает в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Например, при сливании (и перемешивании) растворов серной кислоты и тиосульфата натрия помутнение, вызываемое появлением серы, наблюдается во всем объеме раствора: +SH2SO4+Na2S2O3= Na2SO4+Н2O+SO2 Если реакция протекает между веществами, образующими гетерогенную систему, то она может идти только на поверхности раздела фаз, образующих систему. Например, растворение металла в кислоте: Fe+2HCl=FeCl2 + H2 может протекать только на поверхности металла, потому что только здесь соприкасаются друг с другом оба реагирующих вещества. В связи с этим4скорость гомогенной реакции и скорость гетерогенной реакции определяются различно, Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объёма системы.

Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени на единице поверхности фазы.  1Величину поверхности твердого тела не всегда легко измерить. Поэтому иногда скорость гетерогенной реакции относят не к единице поверхности, а к единице массы или объема твердой фазы.

Оба этих определения можно записать в математической форме. Введем обозначения: vгомог — скорость реакции в гомогенной системе; vгетерог — скорость реакции в гетерогенной системе; n — число молей какого-либо из получающихся при реакции веществ; V — объем системы; t — время; S -— площадь поверхности фазы, на которой протекает реакция;  — знак приращения (n= n2-n1;  = t2-t1). Тогда: vгомог=n/(St).

Первое из этих уравнений можно упростить. Отношение числа молей (n) вещества к объему (V) системы представляет собою мольно-объемную концентрацию (С) данного вещества: n/V=C. Отсюда: n/V=C. И окончательно:

vгомог=C/t. Последнее уравнение является математическим выражением другого определения скорости реакции в гомогенной системе: скоростью реакции в гомогенной системе называется изменение концентрации какого-либо из веществ, вступающих в реакцию или образующихся при реакции, происходящее в единицу времени. Как уже говорилось, при практическом использовании химических реакций весьма важно знать, с какой скоростью будет протекать данная реакция в тех или иных условиях и как нужно изменить эти условия для того, чтобы реакция протекала с требуемой скоростью. Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, важнейшими из которых являются следующие: концентрация с, температура t, присутствие катализаторов, а также от некоторых других факторов (например, от давления — для газовых реакций, от интенсивности движения жидкости или газа около поверхности, на которой происходит реакция, от измельчения — для твердых веществ, от радиоактивного излучения). Влияние концентрации реагирующих веществ, Чтобы осуществилось химическое взаимодействие веществ А и В, их молекулы (частицы) должны столкнуться. Чем больше столкновений, тем быстрее протекает реакция. Число же столкновений тем больше, чем выше концентрация реагирующих веществ. Отсюда на основе обширного экспериментального материала сформулирован основной закон химической кинетики, устанавливающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ: Скорость химической реакции пропорциональна произведению реагирующих веществ.   Для реакции A+B=C+D этот закон выразится уравнением: v = kcAcB,                                                                                   (12.1) где сA и сB — концентрации веществ А и В, моль/л; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости Реакции. Основной закон химической кинетики называют законом действующих масс.

Из уравнения (12.1) нетрудно установить физический смысл константы скорости k: она численно равна скорости реакции, когда концентрация каждого из реагирующих веществ составляет 1 моль/л или когда их произведение равно единице. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ и от температуры, но не зависит от их концентрации. Уравнение (12.1), связывающее скорость реакции с концентрацией реагирующих веществ, называется кинетическим уравнением реакции. Если опытным путем определено кинетическое уравнение реакции, то с его помощью можно вычислить скорости при других концентрациях тех же реагирующих веществ. Основной закон химической кинетики не учитывает реагирующие вещества, находящиеся в твердом состоянии, ибо их концентрации постоянны и они реагируют лишь на поверхности. Так, например, для реакции горения угля: С+O2=СО2 кинетическое уравнение реакции имеет вид: v = kcCSсO2, где k — константа скорости, сC — концентрация твердого вещества; S — площадь поверхности. Это величины постоянные. Обозначив произведение постоянных величин через k', получим v=k'cO2, т.е. скорость реакции пропорциональна только концентрации кислорода. Влияние температуры. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.  Математически эта зависимость выражается соотношением; (t2-t1)/10,           (12.2)vt2=vt1• где vt1, vt2 — скорости реакции соответственно при начальной (t1) — температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10°.и конечной (t2) температурах, а Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Температура влияет на скорость химической реакции, увеличивая константу скорости.

КОНСТАНТА СКOРОСТИ реакции, коэффициент пропорциональности в кинетич. ур-нии хим. р-ции, выражающем зависимость скорости р-ции v отконцентрации к.-л. из компонентов реакц. смеси. Для бимолекулярных р-ций типа v_AA+v_BB: продукты, протекающих при постоянном объеме, согласно действующих масс закону,  , где v_A и v_B - стехиометрич. коэф. реагирующих в-в А и В, k - константа скорости; численно k=v при [А]=[В]=1 моль/л. Для мономолекулярных р-ций константа скорости имеет размерность с^-1, для бимолекулярных - л/моль^.с, для тримолекулярных - л²/моль^2.с. Помимо истинной константы скорости часто имеют дело с эффективной константой скорости k_эфф в рассматриваемом эксперименте; если, напр., бимолекулярная р-ция между А и В происходит при большом избытке в-ва В и концентрация [В] практически не меняется, кинетич. ур-ние р-ции м.б. записано в виде:    Для сложных р-ций, протекающих в неск. стадий, часто скорость р-ции не м.б. представлена как простая пропорциональная зависимость v отконцентрации реагентов и выражается более сложным ур-нием, напр.: v=k'[A][B](l+k:[В])^-1; тогда k' и k: наз. коэффициентами в ур-нии для скорости р-ции. Если скорость сложной р-ции м.б. выражена через произведение концентраций реагентов, то коэф. пропорциональности k наз. коэффициентом скорости или эффективной константой скорости. Если р-ция между А и В протекает на пов-сти (напр., катализатора) и ее скорость v~[А][В]S (S - площадь пов-сти), то k = v/[A][В]S чаще всего рассматривают как эмпирическую (кажущуюся) константу скорости. Зависимость константа скорости от т-ры Г выражается Аррениуса уравнением: k=Aехр(-E/RT), где А - предэкспоненц. множитель, Е - энергия активации р-ции, R - газовая постоянная. Значения констант скорости изменяются с т-рой в широких пределах, напр. для бимолекулярных р-ций - от 10¹⁰ до 10^-10 л/моль^.с. Константа скорости -фундам. кинетич. характеристика р-ции в данных условиях (фаза, среда, т-ра, давление), не зависящая от концентраций реагентов. Нахождение константы скорости из эксперим. данных наз. обратной задачей хим. кинетики; использование известных констант скорости для расчетаконцентраций компонентов реакц. смеси в данный момент времени (при известных начальных концентрациях) в хим. кинетике наз. прямой задачей.