Русская Википедия:Закон действующих масс

Содержание

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс открыли в 1864—1867 годах норвежские ученые К.Гульдберг (1836—1902) и П.Вааге (1833—1900).

Закон действующих масс справедлив только для газов и жидких веществ (гомогенных систем) и не выполняется для реакций с участием твёрдых веществ (гетерогенных систем).

Закон действующих масс в химической кинетике

Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, для элементарной реакции. Это положение сформулировано в 1864—1867 годах норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:

<math>\nu_1\mathrm{A}_1+\nu_2\mathrm{A}_2+\nu_3\mathrm{A}_3\rightarrow \mathrm{B} </math>

закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:

<math>v=kC_{A_1}^{\nu_1}C_{A_2}^{\nu_2}C_{A_3}^{\nu_3}</math>

где <math>v</math> — скорость химической реакции, <math>k</math> — константа скорости реакции.

Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в «один шаг». Такие реакции называют формально простыми. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:

<math>v=kC_{A_1}^{n_1}C_{A_2}^{n_2}C_{A_3}^{n_3}</math>

(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь <math>n_1</math>, <math>n_2</math>, <math>n_3</math> — порядок реакции по веществам <math>A_1</math>, <math>A_2</math>, <math>A_3</math> соответственно, а сумма <math>n=n_1+n_2+n_3</math> — общий (или суммарный) порядок реакции. <math>n_1</math>, <math>n_2</math>, <math>n_3</math> могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. <math>n</math> при определённых условиях может быть равно и нулю.

Закон действующих масс в химической термодинамике

В химической термодинамике закон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:

<math>K_a = \prod_{i=1}^n a_i^{{\nu}_i}</math>

где

<math>a_i</math> — активность веществ. Вместо активности могут быть использованы концентрация (для реакции в идеальном растворе), парциальные давления (реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);

<math>{\nu}_i</math> — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);

<math>K_a</math> — константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величины активности в формуле.

На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Константу равновесия при этом обозначают <math>K_c</math> или <math>K_p</math> соответственно. Впервые закон действующих масс был выведен из кинетических представлений Гульдбергом и Вааге, а термодинамический вывод его дан Вант-Гоффом в 1885 году.

Пример: для стандартной реакции

<math>\mathrm{a\,A + b\,B \ \rightleftharpoons \ c\,C + d\,D}</math>

константа химического равновесия определяется по формуле

<math>K_c = {c^\mathrm{c}(\mathrm{C}) \cdot c^\mathrm{d}(\mathrm{D}) \over c^\mathrm{a}(\mathrm{A}) \cdot c^\mathrm{b}(\mathrm{B})}</math>