Один из основных законов физической химии; устанавливает зависимость скорости химической реакции от концентраций реагирующих веществ и соотношение между концентрациями (или активностями) продуктов реакции и исходных веществ в состоянии химического равновесия. Норвежские 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.
При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для мономолекулярной реакции скорость реакции u определяется концентрацией молекул вещества А:
где k — коэффициент пропорциональности, который называется константой скорости реакции;[А] — молярная концентрация вещества А.
В случае бимолекулярной реакции, ее скорость определяется концентрацией молекул не только вещества А, но и вещества В
.
В случае тримолекулярной реакции, скорость реакции выражается уравнением 
.
В общем случае, если в реакцию вступают одновременно т молекул вещества А и n молекул вещества В, т. е.
тА + пВ = С,
уравнение скорости реакции имеет вид
Вид уравнения определяется тем, что необходимым условием элементарного акта реакции является столкновение молекул исходных веществ, т. е. их встреча в некотором малом объёме (порядка размера молекул). Вероятность найти в данный момент в данном малом объёме молекулу А пропорциональна [А], т. е., чем больше концентрация реагирующих веществ, тем больше скорость реакции в данный момент времени. Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ, температуры и катализатора, а в случае жидкого раствора — также и от давления; последняя зависимость существенна лишь при высоких давлениях, но не зависит от значения концентраций реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит.
Пример
Запишите выражение закона действия масс для следующих реакций:
a) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г);
b) 2C(к) + O2(г) = 2CO(г).
Решение
a) Поскольку в данной реакции все вещества находятся в газообразном состоянии, то данная система будет являться гомогенной и в формулу закона для прямой реакции будут входить концентрации всех компонентов:
u=[N2] 
[H2]3;
для обратной реакции
u=[NH3]2.
b) Поскольку в данной реакции вещества находятся в газообразном и кристал-лическом состоянии, то данная система будет являться гетерогенной и в формулу закона для прямой реакции будут входить концентрации только газообразных веществ ([C] не учитывается, т. к. углерод находится в кристаллическом состоянии, а концентрации кристаллических веществ равны единице.):
u=[О2];
для обратной реакции
u=[CO]2.
Температура. Многочисленные опыты показывают, что при повышении температуры скорость большинства химических реакций существенно увеличивается, причем для реакций в гомогенных системах при нагревании на каждые десять градусов скорость реакции возрастает в 2—4 раза (правило Вант-Гоффа). Это правило связано с понятием температурного коэффициента скорости реакции 
и определяется соотношением
При увеличении температуры от t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле
,
где ut2 и ut1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; - температурный коэффициент скорости данной реакции, показывающий, во сколько раз изменяется скорость реакции при изменении температуры на 100 С.
С одной стороны, увеличение температуры приводит к увеличению скорости движения молекул и, как следствие, к более частым столкновениям. Но этот фактор не вызывает увеличение скорости даже в 2а раза, т. к. не все столкновения оказываются эффективными. Реакция начнётся только в том случае, если энергия молекул превысит некоторую величину, достаточную для преодоления барьера отталкивания. В этом случае происходит сближение взаимодействующих частиц, при котором становиться возможным образование химической связи. При этом возникает активированный комплекс - единое образование из столкнувшихся молекул, находящихся в состоянии перераспределения электронной плотности. Такие молекулы называются активными, а энергия, которой должны обладать эти сталкивающиеся молекулы, чтобы их столкновение привело к химическому превращению, называют энергией активации. Отсюда следует, что при увеличении температуры увеличивается доля активных, т. е. способных к взаимодействию молекул, и скорость реакции увеличивается. Этот факт может быть доказан с помощью графика:
N
T2> T1
T1
T2
N2
N2> N1
N1
 |
Кинетическая энергия
Рисунок 2. - График зависимости доли активных молекул от температуры
N – доля молекул с данной энергией;
Т – температура.
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса
k = A ∙ e √Ea/RT , где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ; R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль ∙ К) = 0,082 л ∙ ═атм/(моль ∙ К)]; Ea - энергия активации.
Показательно, что для экзотермической реакции(идущей с выделением теплоты) энергия активации перекрывается тепловым эффектом реакции.
| 
|
| Экзотермическая реакция | Эндотермическая реакция |
Рисунок 3. - Энергетическая диаграмма химической реакции.
А - реагенты,
В - активированный комплекс (переходное состояние),
С - продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции при увеличении температуры.
Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а для растворимых веществ - путем их растворения.
Катализ - процесс, заключающийся в изменении скорости химических реакций в присутствии веществ, называемых катализаторами. Катализаторы – вещест-ва, изменяющие скорость химической реакции, которые могут входить в состав промежуточных продуктов, но не входят в состав конечных продуктов реакции и после окончания реакции остаются неизменными.
Каталитические реакции - реакции, протекающие в присутствии катализато-ров. Положительным называют катализ, при котором скорость реакции возрастает, отрицательным (ингибированием) - при котором она убывает. Примером положительного катализа может служить процесс окисления аммиака на платине при получении азотной кислоты. Примером отрицательного - снижение скорости коррозии при введении в жидкость, в которой эксплуатируется металл, нитрита натрия, хромата и дихромата калия. Катализаторы, замедляющие химическую реакцию, называются ингибиторами. В зависимости от того, находится катализатор в той же фазе, что и реагирующие вещества, или образует самостоятельную фазу, говорят о гомогенном или гетерогенном катализе. Примером гомогенного катализа является разложение пероксида водорода в присутствии ионов йода. Реакция протекает в две стадии:
Н2 О2 + I2 = H2 O + I2O;
Н2 O2 + I2O = Н2 O + O2 + I2.
При гомогенном катализе действие катализатора связано с тем, что он вступает во взаимодействие с реагирующими веществами с образованием промежуточных соединений, это приводит к снижению энергии активации. При гетерогенном катализе ускорение процесса обычно происходит на поверхности твердого тела - катализатора, поэтому активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. На практике катализатор обычно наносят на твердый пористый носитель. Механизм гетерогенного катализа сложнее, чем у гомогенного.
Механизм гетерогенного катализа включает пять стадий, причем все они обратимы: 1-я - диффузия реагирующих веществ к поверхности твердого вещества; 2-я - физическая адсорбция на активных центрах поверхности твердого вещества реагирующих молекул и затем хемосорбция их; 3-я - химическая реакция между реагирующими молекулами; 4-я - десорбция продуктов с поверхности катализатора; 5-я - диффузия продукта с поверхности катализатора в общий поток.
Примером гетерогенного катализа является окисление SO2 в SO3 на катализаторе V2 O5 при производстве серной кислоты (контактный метод).
Промоторы (или активаторы) - вещества, повышающие активность катализатора. При этом промоторы могут сами и не обладать каталитическими свойствами.
Каталитические яды - посторонние примеси в реакционной смеси, приводящие к частичной или полной потере активности катализатора. Так, следы мышьяка, фосфора вызывают быструю потерю катализатором V2 O5 активности (контактный метод производства H2 SO4).
1.2 Примеры решения задач:
