ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС

ЗАКОН ДЕЙСТВИЯ МАСС, выявляет соотношение между направлением и скоростью хим. взаимодействий, с одной стороны, и «активной массой» действующих веществ— с другой, при чем активная масса, вообще говоря, выражается концентрацией веществ. Для растворенных веществ концентрация отвечает содержанию их в единице объема и относится обычно к молекулярным весам (молекулярная концентрация); для газов при постоянном давлении концентрация измеряется парциальным давлением; для твердых веществ, соприкасающихся с жидкостью или газом только своей поверхностью, понятие о концентрации неприменимо. Значение концентрации участвующих веществ для течения хим. реакций было впервые указано Венцелем (Wenzel; 1777), но вполне точно в современной и общей форме 3. д. м. высказан Гульдбергом nBaare(Guld-berg, Waage; 1867), почему часто и называется их именем. Именно они установили, что при прочих равных условиях(определен-ные вещества с их хим. сродством, постоянная среда, постоянство t° и других физ. факторов) скорость химич. взаимодействия пропорциональна концентрации участвующих в реакции молекул (активной массе реагирующих веществ). Закон этот строго экспериментальный, но он вытекает также из кинетических представлений о материи, и с этой точки зрения, опираясь на понятие о вероятности, он должен рассматриваться как предельный закон большого числа, т. е. по существу носит характер статистического. Если представить себе хим. взаимодействие как результат взаимного столкновения реагирующих молекул, то вероятность этих столкновений будет тем больше, чем большее число молекул находится в единице объема, т. е. чем выше концентрация вещества. Если молекулы А, В, С... участвуют в реакции А+В + С +...->А₁+В₁ + С₁+..., то скорость процесса должна быть пропорциональна концентрациям С_А, С_в ,С_С ...,т. е. v = kC_A С_в С_с ..., где v обозначает скорость процесса, а к есть нек-рая постоянная величина (константа скорости реакции), зависящая не только от внешних условий (t°, среда и пр.), но и от свойств самих веществ и от их хим. сродства; формально константа к выражает собой при данных условиях скорость реакции при концентрациях веществ, равных единице. Если нек-рые вещества, напр. А и В, входят в реакцию не одной, а несколькими молекулами, положим, пит, образуя р и q молекул А^ и В_х, то уравнение такой реакции можно написать в форме: пА+тВ + ... -» pAi + qBt+...у или А + А + А... В + В + В+ ... --------,----------1- ^v--------v--------' -»■ Р А, + «В, + ...; = пА                    =тВ отсюда v = kC_AC_AC_A...xC_BC_BC_B... = кС^ С™... и потому в общей форме 3. д. м. выражается уравнением: v = к С\ C% Cq..., т. е. скорость процесса пропорциональна концентрациям действующих веществ, взятым в степени числа участвующих в реакции молекул каждого из этих веществ. Напр. для реакций l)CH₈COOCHj+NaOH -+ CH_sCOONa +СН,ОН, уксуснометил. эфир " =ЬСэф.^с№ОН, 2) N₂+3H₂-s- 2NH_S, v = ЪС_МС*_Н . 3. д. м. лежит в основе не только хим. кинетики, т. е. учения о хим. реакции, но и в основе химич. статики или учения о химич. равновесии. Если реакция: пА+тВ+... $ ^ pA₁+qB₁ + ... может протекать обратимо, т.е. в двух противоположных направлениях, то для направления слева направо имеем v₁=k₁C¹X С™ ... и для направления справа налево: v_i=k^C^v_A C\ ... По мере взаимодействия слева направо v_t убывает, a v₂ возрастает. При равенстве v₁ и v₂ должно установиться подвижное равновесие двух противоположных реакций, т. е. в том и другом направлении скорости процесса при данных внешних условиях будут уравновешивать друг друга, при чем безразлично, совершается ли первоначальная реакция в том или другом направлении. Когда v₁ = i>₂, то k₂ ft." отсюда                _ф ---■■■- =-с-=К. Это выражение и будет условием хим. равновесия, при чем отношение 2 констант скорости, fc₃ и Tq , соединяется в одну т. н. константу равновеси я—К. Напр. для реакции СН₃СООСН₃ + Н_аО $ СН₃СООН + СНоОН, К ^киел. ^спирт. Константа равновесия показывает соотношение концентраций участвующих веществ в момент равновесия; для данного примера при обыкновенной t° и при начальных молекулярных концентрациях, равных единице, безразлично, исходим ли мы из системы—эфир +вода или—спирт+кислота, равновесие устанавливается неизменно, когда в системе оказывается ²/₃ мол. эфира, ²/₃ мол. воды, ¹/₃мол. кислоты и Ya мол. спирта, отсюда К= *^!'^х '*• =4 V.xV. В последнее время благодаря точным исследованиям выясняется, что понятие о концентрации само по себе не вполне характеризует активное участие веществ в хим. процессе, и это особенно проявляется в газовых реакциях. Не всякое столкновение молекул ведет к их взаимодействию, и необходимо принять существование особого активного состояния нек-pfflx молекул. Иными словами, 3. д. м. требует дополнения или коррекции на индивидуальные отклонения в свойствах отдельных молекул. В простей-Шей формулировке эта коррекция входит в выражение активной массы как некоторый фактор, характеризующий свойства веществ в определенных условиях их взаимодействия. Такое экспериментальное представление об активном состоянии отдельных молекул в растворах, особенно—разведенных, в свое время привело Аррениуса и Ван'т Гоффа к необходимости ввести коррекцию в величины концентраций участвующих в реакциях электролитов и послужило одной из исходных точек для предположения о существовании диссоциированных молекул и к подтверждению теории электролитической диссоциации. Лит.: Менделеев Д., Основы химии, том I, гл. X, М.—Л., 1927; Хвольсон О., Курс физики, т. IV, гл. XIV, Берлин, 1923; О s t w a 1 d W., Grund-rissd. allg. Cbemie, Dresden^-Lpz., 1920. Н.Шилов.