Закон действующих масс

Сущность закона действующих масс заключается в том, что скорость химической реакции в определённых условиях пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. Закон впервые был сформулирован в середине XIX века и стал фундаментом для количественного описания химических превращений.

Для реакции aA + bB → cC + dD  скорость v ∝ [A]a[B]b

где [A] и [B] — молярные концентрации реагентов, а a и b — их коэффициенты в сбалансированном уравнении реакции. Этот закон позволяет установить количественную зависимость между составом системы и скоростью её изменения.

Историческое развитие

Закон действующих масс был экспериментально установлен Уильямом Генри в исследованиях влияния концентрации на скорость реакций газов и позднее уточнён Фридрихом Вёлером и Якобом Берцелиусом. Значительный вклад внёс химик Аррениус, разработавший понятие константы скорости и предложивший математическую форму зависимости скорости от концентраций.

Эксперименты показали, что скорость реакции не всегда совпадает с пропорциональной зависимости от стехиометрических коэффициентов. В таких случаях используют экспериментально определённые порядки реакции, которые могут отличаться от коэффициентов уравнения.

Математическое выражение

Для реакции общего вида:

αA + βB → продукты

скорость реакции определяется как:

v = k[A]m[B]n

где:

  • k — константа скорости реакции при данной температуре,
  • m, n — порядки реакции по каждому реагенту, определяемые экспериментально,
  • [A], [B] — молярные концентрации реагентов.

Ключевой момент: порядок реакции не обязательно совпадает с коэффициентами в уравнении. Для элементарных реакций m и n обычно равны стехиометрическим числам, тогда как для сложных многоступенчатых процессов эти значения определяются эмпирически.

Константа скорости

Константа k характеризует скорость реакции при фиксированных условиях, включая температуру и природу реагентов. Она не зависит от концентрации веществ, но чувствительно реагирует на изменение температуры и наличие катализаторов. Важнейшее следствие закона действующих масс — возможность сравнивать скорости различных реакций и предсказывать поведение системы при изменении концентраций.

Порядок реакции и общая скорость

Порядок реакции по веществу — показатель степени в зависимости скорости от концентрации данного вещества. Общий порядок реакции — сумма порядков по всем реагентам:

nобщ = m + n

Примеры:

  1. Реакция второго порядка по одному веществу: 2A → продукты, скорость v = k[A]2.
  2. Реакция первого порядка по каждому из двух веществ: A + B → продукты, скорость v = k[A][B], общий порядок = 2.

Применение закона действующих масс

  1. Расчёт скоростей химических процессов в лабораторных и промышленных условиях.
  2. Определение механизмов реакций, выявление промежуточных стадий через несоответствие порядков реакции стехиометрии.
  3. Проектирование технологических процессов, где важна оптимизация времени и концентраций для максимальной производительности.
  4. Термодинамическое моделирование, совместное использование с законами равновесия для предсказания концентрационного профиля в системе.

Ограничения закона

  • Закон действующих масс применим только для гомогенных реакций при постоянной температуре и давлении.
  • В реакциях с малой концентрацией или в разбавленных растворах может наблюдаться отклонение.
  • В сложных многоступенчатых реакциях закон не отражает истинную зависимость скорости от концентраций всех промежуточных стадий.

Связь с равновесием

Закон действующих масс тесно связан с константой равновесия. Для обратимой реакции:

aA + bB ⇌ cC + dD

при достижении химического равновесия выполняется:

$$ K = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b} $$

где K — константа равновесия. В динамике процесса скорость прямой и обратной реакций определяется законом действующих масс, что позволяет описать временной ход реакции и конечные концентрации продуктов.

Закон действующих масс является фундаментальным инструментом количественной химии, связывающим концентрации, скорость и термодинамическое равновесие в химических системах.

Оглавление