Руководствуясь кинетической теорией газов, можно вывести закон действующих масс. Кинетическая теория газов объясняет протекание химических реакций, исходя из энергии движения – кинетической энергии молекул. При непрерывном перемещении молекул постоянно происходят их попарные соударения. Если энергия сталкивающихся молекул достаточно большая, то их столкновение приведет к химическому взаимодействию. Избыточная энергия по сравнению со средней энергией, которой обладают молекулы, вступающие в химическое взаимодействие при столкновении, называется энергия активации. Молекулы, обладающие энергией активации, называются активные молекулы. Поскольку одновременные столкновения трех и большего числа молекул редки и поэтому маловероятны как причина химического взаимодействия, то можно считать, что элементарный акт химической реакции отвечает уравнению

A + B ⇄ C + D

Вероятность столкновения молекул A и B возрастает при увеличении концентрации веществ A и B. Если в определенном объеме реакционной системы содержатся только по одной молекуле A и B, то вероятность их столкновения чрезвычайно низка. Однако эта вероятность за тот же промежуток времени возрастает в 10 раз, если отношение A : B = 10 : 10.

Повышение числа столкновений A – B одновременно приводит к возрастанию скорости реакции.

Скорость химической реакции возрастает с повышением концентраций веществ, участвующих в реакции

Для скоростей прямой и обратной реакции действительны выражения

υ_пр. = k_пр.c_Ac_B

υ_обр. = k_обр.c_Cc_D

показывающие, что скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих или образующихся веществ. Коэффициенты пропорциональности в этих выражениях k_пр. и k_обр. называют Константа скорости реакции. Каждой реакции отвечает свое значение константы скорости. Для конкретной реакции

Константа скорости растет при повышении температуры

Возрастание энергии движения молекул с повышением температуры находит отражение в том, что увеличивается число и частота взаимных столкновений и тем самым растет скорость реакции.

В начальный период протекания обратимой реакции скорость ее прямой реакции будет значительно превышать (на несколько порядков) скорость обратной реакции, υ_пр. >> υ_обр. По мере протекания прямой реакции концентрации реагентов A и B уменьшаются, следовательно, постоянно снижается и скорость прямой реакции. Одновременно с этим увеличиваются концентрации продуктов C и D, поэтому постоянно повышается скорость обратной реакции.

Общая скорость обратимой реакции, т.е. наблюдаемая экспериментально степень превращения веществ в единицу времени, оказывается равной разности между скоростями прямой и обратной реакций:

υ = υ_пр. – υ_обр.

Поскольку скорости прямой и обратной реакций непрерывно изменяются противоположным образом, то в какой-то момент времени протекания реакции обе скорости обязательно должны сравняться υ_пр. – υ_обр. В результате общая скорость обратимой реакции становится равной нулю, υ = 0. Однако это не означает, что при υ = 0 обратимая реакция прекращается. Продолжается взаимодействие реагентов – прямая реакция со скоростью υ_пр. > 0 и взаимодействие продуктов – обратная реакция со скоростью υ_обр. > 0, но при этом υ_пр. = υ_обр. и оба направления реакции как бы компенсируют друг друга. Именно вследствие уравнивания скоростей прямой и обратной реакций достигается состояние химического равновесия. После установления равновесия концентрации всех участвующих в реакции веществ (реагентов, продуктов) далее не изменяются при T = const, они принимают определеные для конкретной реакции равновесные значения [A], [B], [C], [D].

Выражения для скоростей прямой и обратной реакций:

υ_пр. = k_пр.[A][B]

υ_обр. = k_обр.[C][D]

Отсюда, при υ_пр. = υ_обр.

k_пр.[A][B] = k_обр.[C][D]

k_пр. / k_обр. = [A][B] / [C][D] = Kc

Полученное выражение есть закон действующих масс для состояния химического равновесия обратимых реакций типа A + B ⇄ C + D.

Применительно к реакциям других типов, т.е. более сложным по числу реагирующих частиц, возможен лишь формальный перенос приведенного выше кинетического вывода закона действующих масс. Например, реакция синтеза аммиака N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ относится к типу A + 3B ⇄ 2C. Исходя из уравнений сложных обратимых реакций, нельзя сделать кинетический вывод, что для осуществления акта прямой реакции необходимо одновременное столкновение четырех молекул (1A + 3B). Такие реакции протекают через несколько элементарных этапов, обычно включающих попарные соударения реагирующих частиц (механизмы таких реакций сложны и недостаточно изучены).

Выражение закона действующих масс для сложных обратимых реакций:

A + B + C ⇄ L + M + N

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

Если принять, что вещества B и C – это одно и то же вещество B, а вещества L, M, N – это одно и то же вещество M, то уравнение реакции преобразуется к виду:

A + B + B ⇄ M + M + M; A + 2B ⇄ 3C

т.е. это уравнение совпадает с указанным выше типом реакций, подобным синтезу NH₃.

Применительно к таким реакциям выражение закона действующих масс также математически видоизменяется:

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

Как видим, в выражении для константы равновесия коэффициенты уравнения реакции выступают в качестве показателей степени у концентрации соответствующих веществ.

---