Керуючись кінетичною теорією газів, можна вивести закон діючих мас. Кінетична теорія газів пояснює перебіг хімічних реакцій, виходячи з енергії руху – кінетичної енергії молекул. При безперервному русі молекул постійно відбуваються їх попарні зіткнення. Якщо енергія зіштовхувань молекул достатньо велика, то їх зіткнення призведе до хімічної взаємодії. Надлишкова енергія в порівнянні з середньою енергією, яку мають молекули, що вступають у хімічну взаємодію при зіткненні, називається енергія активації. Молекули, що мають енергією активації, називаються активні молекули. Оскільки одночасні зіткнення трьох і більшого числа молекул рідкісні і тому малоймовірні як причина хімічної взаємодії, то можна вважати, що елементарний акт хімічної реакції відповідає рівнянню

A + B ⇄ C + D

Імовірність зіткнення молекул A і B зростає при збільшенні концентрації речовин A і B. Якщо в певному об’ємі реакційної системи містяться тільки по одній молекулі A і B, то ймовірність їх зіткнення надзвичайно низька. Однак ця ймовірність за той самий проміжок часу зростає в 10 разів, якщо відношення A : B = 10 : 10.

Підвищення числа зіткнень A – B одночасно приводить до зростання швидкості реакції.

Швидкість хімічної реакції зростає з підвищенням концентрацій речовин, що беруть участь в реакції

Для швидкостей прямої і зворотної реакції дійсні вираження

υ_пр. = k_пр.c_Ac_B

υ_об. = k_об.c_Cc_D

показують, що швидкість реакції пропорційна добутку концентрацій реагентів або добутку концентрацій продуктів. Коефіцієнти пропорційності в цих виразах k_пр. і k_об. називають Константа швидкості реакції. Кожній реакції відповідає своє значення константи швидкості. Для конкретної реакції

Константа швидкості зростає при підвищенні температури

Зростання енергії руху молекул з підвищенням температури полягає в тому, що збільшується число і частота взаємних зіткнень і зростає швидкість реакції.

У початковий період протікання оборотної реакції швидкість її прямої реакції буде значно перевищувати (на кілька порядків) швидкість зворотної реакції, υ_пр. >> υ_об. В міру протікання прямої реакції концентрації реагентів A і B зменшуються, отже, постійно знижується і швидкість прямої реакції. Одночасно з цим збільшуються концентрації продуктів C і D, тому постійно підвищується швидкість зворотної реакції.

Загальна швидкість оборотної реакції, тобто ступінь перетворення речовин в одиницю часу, яка спостерігається експериментально, дорівнює різниці між швидкостями прямої і зворотної реакцій:

υ = υ_пр. – υ_об.

Оскільки швидкості прямої і зворотної реакцій безперервно змінюються протилежним чином, то в якийсь момент часу протікання реакції обидві швидкості обов’язково повинні зрівнятися υ_пр. = υ_об. В результаті загальна швидкість оборотної реакції буде дорівнювати нулю, υ = 0. Однак це не означає, що при υ = 0 оборотна реакція припиняється. Триває взаємодія реагентів – пряма реакція зі швидкістю υ_пр. > 0 і взаємодія продуктів – зворотна реакція зі швидкістю υ_об. > 0, але при цьому υ_пр. = υ_об. і обидва напрямки реакції компенсують один одного. Внаслідок вирівнювання швидкостей прямої і зворотної реакцій досягається стан хімічної рівноваги. Після встановлення рівноваги концентрації всіх речовин, що беруть участь в реакції (реагентів, продуктів) вже не змінюються при T = const, вони набувають певних для конкретної реакції рівноважних значень [A], [B], [C], [D].

Вирази для швидкостей прямої і зворотної реакцій:

υ_пр. = k_пр.[A][B]

υ_об. = k_об.[C][D]

Звідси, при υ_пр. = υ_об.

k_пр.[A][B] = k_об.[C][D]

k_пр./k_об. = [A][B] / [C][D] = Kc

Отриманий вираз представляє собою закон діючих мас для стану хімічної рівноваги оборотних реакцій типу A + B ⇄ C + D.

Стосовно реакцій інших типів, тобто складніших за кількістю реагуючих частинок, можливе лише формальне перенесення наведеного вище кінетичного виведення закону діючих мас. Наприклад, реакція синтезу амоніаку N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ відноситься до типу A + 3B ⇄ 2C. Виходячи з рівнянь складних оборотних реакцій, не можна зробити кінетичний висновок, що для здійснення акту прямої реакції необхідно одночасне зіткнення чотирьох молекул (1A + 3B). Такі реакції протікають через кілька елементарних етапів, що зазвичай складаються з попарних зіткнень реагуючих частинок (механізми таких реакцій складні і недостатньо вивчені).

Вираз закону діючих мас для складних оборотних реакцій:

A + B + C ⇄ L + M + N

Kc = ([L][M][N]) / ([A][B][C]) = const = f (T)

Якщо припустити, що речовини B і C – це одна і та сама речовина B, а речовини L, M, N – це одна і та сама речовина M, то рівняння реакції:

A + B + B ⇄ M + M + M; A + 2B ⇄ 3C

тобто це рівняння збігається з зазначеним вище типом реакцій, подібним до синтезу NH₃.

Для таких реакцій вираз закону діючих мас:

Kc = ([M][M][M]) / ([A][B][B]) = [M]³ / ([A][B]²)

Як бачимо, в вираженні для константи рівноваги коефіцієнти рівняння реакції виступають в якості показників ступені у концентрації відповідних речовин.

---