ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ЗАКОН

ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС ЗАКОН, один из осн. законов физической химии; устанавливает зависимость скорости хим. реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии хим. равновесия. Норв. 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‘ = bВ + b‘В‘ (1)

(А,А‘ и т. д.- вещества, а, а‘ к 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 темп-ры, 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 нек-ром 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_- [В]^b [В‘]^b‘. (3) Если реакция обратима, т. е. протекает одновременно в противоположных направлениях, то наблюдаемая скорость реакции r = r₊ - r_- . При r₊ = r_-осуществляется хим. равновесие. Тогда, согласно уравнениям (2) и (3),

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

где РА - парциальное давление вещества А и т. д.

Уравнения (2) и (3) применимы к простой (одностадийной) реакции и к отд. 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 к-рого не ограничена идеальными системами, является уравнение

в к-ром [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 пром. процессы -синтез аммиака, окисление сернистого газа и многие другие. На основе Д. м. з. для скоростей реакций получают кинетич. уравнения, применяемые при расчёте хим. аппаратуры.

Лит. см. при ст. Кинетика химическая и Термодинамики химическая.

М. И. Тёмкин.