* Данный текст распознан в автоматическом режиме, поэтому может содержать ошибки

К скорость ω = 2π/T, где T — период обращения вокруг оси. Каждая точка тела, находящаяся на расстоянии R от оси вращения, движется со скоростью v = ω R, направленной по касательной к траектории движения точки. катализаторов. Основным законом хим. кинетики является действующих масс закон, с помощью которого можно рассчитать количество образующихся на выходе реакции веществ в единицу времени. При увеличении температуры скорость хим. реакции возрастает (см. Вант-Гоффа правило, Аррениуса уравнение). Это связано с тем, что при росте температуры увеличивается доля активных реагирующих частиц, т. е. частиц, обладающих энергией, достаточной для взаимодействия. КИНЕ´ТИКА ФИЗИ´ЧЕСКАЯ, раздел статистической физики, в котором изучаются неравновесные процессы в веществе (напр., диффузия, вязкость и теплопроводность). Кинетика, в отличие от термодинамики неравновесных процессов, исходит из представления о молекулярном строении рассматриваемых сред. Это позволяет вычислить т. н . к ин е т иче с к ие ко э ф ф иц иенты, определяющие процессы переноса энергии, импульса, вещества, электрического заряда и т. п. в различных физ. системах (газах, плазме, жидкости, твёрдых телах), в т. ч. при наличии внешних силовых полей. Физическая кинетика включает в себя кинетическую теорию газов, состоящих из нейтральных атомов и молекул, статистическую теорию неравновесных процессов в плазме, теорию явлений переноса в твёрдых телах и жидкостях (в т. ч. электролитах), кинетику электромагнитных процессов, а также фазовых переходов. Для расчётов в рамках физической кинетики большую роль играет существенное различие (т. н. иерархия) времён релаксации ∆t для различных величин и процессов. КИНЕ´ТИКА ХИМИ´ЧЕСКАЯ, один из основных разделов физической химии, изучающий механизмы реакций, их скорость и влияющие на них факторы. Хим. реакции протекают с различными скоростями: некоторые из них полностью завершаются буквально за доли секунды (напр., реакции между ионами в растворах), в то время как другие идут в течение веков (напр., образование полезных ископаемых в земной коре). Скорость многих реакций такова, что за ними можно наблюдать непосредственно. Напр., если добавить к тиосульфату натрия разбавленный раствор серной кислоты, то будем наблюдать постепенное помутнение раствора за счёт образования серы: Na2S2O3 + H2SO4 = S↓ + H2O + Na2SO4 + SO2↑. В хим. кинетике реакции рассматриваются как результат взаимодействия (столкновений) частиц, участвующих в реакции веществ, или как реакции распада и изомеризации (мономолекулярные реакции). Наиболее распространены бимолекулярные реакции, которые происходят при столкновении двух частиц. Практически вероятность одновременного столкновения трёх частиц (тримолекулярные реакции) мала, более чем трёх — ничтожно мала. Поэтому на практике химики имеют дело в основном с перечисленными тремя типами реакций. Для начала реакции частицам недостаточно просто столкнуться: нужно, чтобы их энергия превышала определённую величину (см. Энергия активации). Наконец, для того, чтобы произошло взаимодействие частиц, необходимо, чтобы они были определённым образом сориентированы друг относительно друга. Течение хим. реакций характеризуется скоростью химической реакции, определяемой как изменение концентрации любого из участвующих в реакции веществ. Скорость хим. реакции зависит от природы этих веществ, их концентрации, температуры, а также наличия или отсутствия КИНЕТИ´ЧЕСКАЯ ТЕО´РИЯ ГА´ЗОВ (молекулярно-кинетическая теория), раздел физики, изучающий свойства газов, их смесей и плазмы на основе их атомно-молекулярного строения и знания взаимодействий между частицами газа или плазмы (атомами, молекулами и ионами). Простейшая форма кинетической теории газов основана на следующих принципах: вещество состоит из мельчайших частиц, которые находятся в постоянном движении (см. Броуновское движение) и которые не теряют энергию при упругом столкновении друг с другом или со стенками сосуда, где они находятся; никаких др. взаимодействий между частицами не происходит. В любой момент времени частицы могут обладать различными случайными значениями координат, скоростей и энергий. Объём, занятый частицами, пренебрежимо мал по сравнению с объёмом системы. Эта модель называется моделью идеального газа, его поведение описывается Клапейрона уравнением, из которого выводятся идеального газа законы. К идеальному газу близок, напр., атмосферный воздух и др. газы при нормальных условиях. Более современный вариант кинетической теории газов учитывает силы, действующие между частицами (ван-дер-ваальсовы силы в реальном газе, кулоновские — в плазме). Наблюдаемые значения макроскопических физ. характеристик газов (давления, температуры и др.) в кинетической теории газов получаются как усреднённый результат движения всех его молекул. Для вычисления этих характеристик необходимо знать функцию распределения f ( , , t) молекул по координатам и скоростям в произвольный момент времени t. В равновесном состоянии функция распределения приближается к Максвелла распределению. Большую роль в кинетической теории газов играет т. н. длина свободного пробега молекул l, равная расстоянию, которое прошла бы молекула за среднее время между столкновениями (обратное частоте столкновений v), двигаясь со средней скоростью vср. Рассматривая перенос импульса, энергии и концентрации компонентов через единичную площадку в газе, в модели идеального газа можно получить качественную зависимость коэффициента вязкости µ, теплопроводности λ и диффузии D следующего вида: D ∼ vср, µ ∼ ρvсрl, λ ∼ CVvсрl, где ρ — плотность газа, CV — теплоёмкость при постоянном объёме V. Более точные количественные закономерности, отвечающие свойствам реальных газов, можно получить, рассматривая решение т. н. кинетического уравнения Больцмана для функции распределения f ( , , t). Для газовых смесей вводят функции распределения для каждой из компонент, после чего решают образовавшуюся систему уравнений Больцмана. В ионизованных газах и плазме концепция парного взаимодействия вообще становится 267