2.12 : Прогнозирование результатов реакции

Кинетика описывает скорость и путь, по которому происходит реакция. Напротив, термодинамика имеет дело с функциями состояния и описывает свойства, поведение и компоненты системы. Она не касается пути, по которому идет процесс, и не может учитывать скорость, с которой происходит реакция. Хотя она и предоставляет информацию о том, что может произойти во время процесса реакции, термодинамика не описывает подробные этапы того, что происходит на атомном или молекулярном уровне. С другой стороны, кинетика предоставляет информацию на атомном или молекулярном уровне. Короче говоря, термодинамика фокусируется на энергетике продуктов и реагентов, тогда как кинетика фокусируется на пути от реагентов к продуктам. Промышленные процессы, в которых значение ΔG отрицательное, а соответствующее значение K больше единицы, слишком медленны, чтобы быть экономически выгодными. В таких случаях термодинамически неспонтанную реакцию можно заставить происходить спонтанно, изменяя условия реакции, например, изменяя давление или температуру, подводя внешний источник энергии в виде электричества и т. д.

Атомы, молекулы или ионы должны столкнуться, прежде чем они смогут вступить в реакцию друг с другом. Атомы должны располагаться близко друг к другу, чтобы образовывать химические связи. Эта предпосылка является основой теории, которая объясняет многие наблюдения, касающиеся химической кинетики, включая факторы, влияющие на скорость реакций. Теория столкновений основана на постулатах о том, что (i) скорость реакции пропорциональна скорости столкновений реагентов, (ii) реагирующие частицы сталкиваются в ориентации, позволяющей контактировать между атомами, которые соединяются друг с другом в продукте, и (iii) ) столкновение происходит с достаточной энергией, чтобы обеспечить взаимное проникновение валентных оболочек реагирующих частиц, чтобы электроны могли перестроиться и образовать новые связи (и новые химические соединения). Когда реагирующие вещества сталкиваются как с правильной ориентацией, так и с достаточной энергией активации, они объединяются, образуя нестабильные виды, называемые активированным комплексом или переходным состоянием. Эти виды недолговечны и обычно не обнаруживаются большинством аналитических инструментов. В некоторых случаях сложные спектральные измерения позволяют наблюдать переходные состояния. Теория столкновений объясняет, почему скорость большинства реакций увеличивается с повышением температуры; с повышением температуры частота столкновений увеличивается. Большее количество столкновений означает более высокую скорость реакции, при условии, что энергия столкновений достаточна.