Termodinamika pret kinētiku
Gan termodinamika, gan kinētika ir zinātniski principi, kas sakņojas no fizikālajām zinātnēm un ir devuši tik daudz sasniegumu zinātnes jomā, un tās pielietojums ir daudzās zinātnes un inženierzinātņu jomās. Abi vārdi burtiski iet roku rokā ķīmijas zinātnēs un ir ļoti cieši saistīti.
Vairāk par termodinamiku
Pats nosaukums “Termodinamika” norāda uz termina nozīmi, ko var saukt par “termo” attiecībā uz temperatūru un “dinamiku” uz izmaiņām. Tāpēc brīvāk to var uzskatīt par izmaiņām, kas notiek temperatūras ietekmē. Šīs izmaiņas var būt fizikālas un / vai ķīmiskas. Izmaiņas, kas notiek ķīmiski, tiek sauktas par “ķīmiskajām reakcijām”, un tas radīja ķīmisko termodinamiku.
Termodinamiku var raksturot kā vispārīgāku atsauci uz ķermeņiem / stāvokļiem un procesiem. Parasti iesaistītie procesi ir enerģijas pārnese, ko var iedalīt divās atšķirīgās grupās; ti siltums un darbs. Ja viens enerģijas stāvoklis mainās uz citu, mēs sakām, ka darbs ir paveikts. Enerģija būtībā ir spēja veikt darbu. Ja temperatūras starpības rezultātā mainās sistēmas enerģija, mēs sakām, ka ir notikusi siltuma plūsma.
Tāpēc termodinamika galvenokārt attiecas uz enerģētiku un nesniedz nekādu paskaidrojumu par šo izmaiņu rašanās ātrumu. Šī stāvokļu / ķermeņu un procesu ātruma un enerģētikas atšķirība ir ļoti skaidra ķīmisko zinātņu jomā, kur termodinamika attiecas tikai uz ķīmiskās reakcijas enerģētiku un līdzsvara stāvokli.
Līdzsvara stāvoklis ir tur, kur ir gan reaģenti, gan produkti, un visu iesaistīto sugu koncentrācija laika gaitā nemainās, un tā ir specifiska konkrētai reakcijai, ja reakcija tiek veikta standarta apstākļos. Termodinamika var paredzēt, ka reakcija noteikti notiks, jo produktu enerģija ir mazāka nekā reaģentu enerģija. Tomēr praksē var būt vajadzīgs kinētikas princips, lai reakcija notiktu ar ievērojamu ātrumu.
Vairāk par Kinetics
Kinētika biežāk iesaistīta ķīmisko zinātņu jomā. Tādējādi tas attiecas uz to, cik ātri var notikt ķīmiskā reakcija vai cik ātri tiek sasniegts ķīmiskās līdzsvara punkts. Ar ķīmisko reakciju ātruma kontroli ir saistīti dažādi parametri.
Iesaistītajām molekulām jāsaduras ar pietiekamu enerģiju un pareizā orientācijā. Jebkurš nosacījums, kas atbilst šai prasībai, palielina ķīmiskās reakcijas ātrumu. Jebkuras ķīmiskas reakcijas norisei ir enerģijas barjera. To sauc par aktivācijas enerģiju. Lai reakcija notiktu, molekulu enerģijai jābūt lielākai par šo enerģiju. Temperatūras paaugstināšana palielina reakcijas ātrumu, piegādājot enerģiju, kas lielāka par aktivācijas enerģiju, lielākai molekulu daļai. Virsmas laukuma palielināšana ļauj vairāk sadursmes un palielinot koncentrāciju, palielinās reaģējošo molekulu skaits, tādējādi palielinot reakcijas ātrumu. Katalizatorus izmanto, lai pazeminātu aktivācijas enerģijas barjeru un tādējādi nodrošinātu ērtu reakcijas norises ceļu.
Termodinamika pret kinētiku
