Что значит "действующих масс закон"

скорость элементарной стадии химической реакции при постоянной температуре пропорциональна концентрациям реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении этой стадии. Действующих масс закон в химической кинетике позволяет составлять кинетические уравнения, в химической термодинамике - определять положение химического равновесия. Установлен норвежскими учеными К. Гульдбергом и П. Вааге в 1864-67.

один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия. Норвежские учёные К. Гульдберг и П. Вааге, сформулировавшие Д. м. з. в 1864≈67, назвали «действующей массой» вещества его количество в единице объёма, т. е. концентрацию, отсюда ≈ наименование закона. Если в идеальной газовой смеси или идеальном жидком растворе происходит реакция: аА + а"А" = bB + b"B"═══════(

1. (А, А" и т.д. ≈ вещества, а, а" и т.д. ≈ стехиометрические коэффициенты), то, согласно Д. м. з., скорость реакции в прямом направлении:

   r+ = k+ [A] a [A"] a"═══════(

2. Здесь [А] ≈ концентрация вещества А и т.д., k+ ≈ константа скорости реакции (в прямом направлении), k+ зависит от температуры, а в случае жидкого раствора ≈ также и от давления; последняя зависимость существенна лишь при высоких давлениях. Вид уравнения (2) определяется тем, что необходимым условием элементарного акта реакции является столкновение молекул исходных веществ, т. е. их встреча в некотором малом объёме (порядка размера молекул). Вероятность найти в данный момент в данном малом объёме молекулу А пропорциональна [А]; вероятность найти в нём одновременно а молекул А и а" молекул А" по теореме о вероятности сложного события пропорциональна [А] a [А"] a". Число столкновений молекул исходных веществ в единичном объёме за единичное время пропорционально этой величине. Определённая доля этих столкновений приводит к реакции. Отсюда вытекает уравнение (2). Мономолекулярные реакции требуют особого рассмотрения. Скорость реакции (1) в обратном направлении

   r- = k- [B] b [B"] b".═══════(

3. Если реакция обратима, т. е. протекает одновременно в противоположных направлениях, то наблюдаемая скорость реакции r = r+ √ r-. При r+ = r- осуществляется химическое равновесие. Тогда, согласно уравнениям (2) и (3),

   где К = k+/k- ≈ константа равновесия. Для газовых реакций обычно применяют равноценное уравнение

   где PA ≈ парциальное давление вещества А и т.д.

   Уравнения (2) и (3) применимы к простой (одностадийной) реакции и к отдельным стадиям сложной реакции, но не к сложной реакции в целом. Уравнения (

4. и (

5. , выражающие Д. м. з. для равновесия, справедливы и в случае сложной реакции.

   Общим условием равновесия по отношению к реакции (1), приложимость которого не ограничена идеальными системами, является уравнение

   в котором [А] ≈ активность вещества А и т.д. Уравнение (

6. выводится из принципов термодинамики. С помощью Д. м. з. для равновесия вычисляют максимально достижимые степени превращения при обратимых реакциях. В число последних входят важные промышленные процессы ≈ синтез аммиака, окисление сернистого газа и многие другие. На основе Д. м. з. для скоростей реакций получают кинетические уравнения, применяемые при расчёте химической аппаратуры.

   Лит. см. при ст. Кинетика химическая и Термодинамика химическая . М. И. Тёмкин.