Закон действующих масс

    Итак, в предыдущей лекции было показано, что критерием направления протекания реакций и состояния равновесия при постоянстве температуры и давления (p, T- const), является изменение энергии Гиббса.

ΔG<0 – самопроизвольно протекает реакция в прямом направлении;

ΔG>0 – самопроизвольно протекает реакция в обратном направлении;

ΔG=0 – устанавливается равновесие (химическое, фазовое).

    Все химические реакции в той или иной степени обратимы: наряду с химическим взаимодействием исходных веществ (прямая реакция) протекает взаимодействие между продуктами (обратная реакция), в результате которой снова образуются исходные вещества. По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается (количество молекул исходных веществ понижается), а скорость обратной реакции (по мере накопления молекул продуктов) возрастает. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия – число молекул, составляющих систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях. Химическое равновесие является подвижным – с изменением внешних параметров может смещаться в ту или иную сторону.

    Равновесия могут быть классифицированы по различным признакам. Например, различают устойчивые, неустойчивые, безразличные и т.д. Для устойчивого равновесия характерно то, что к нему принципиально можно прийти с двух разных сторон.

    Устойчивое равновесие является динамическим. Равновесное состояние сохраняется во времени постоянным не вследствие отсутствия процессов, а вследствие протекания их одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью. Термодинамически устойчивое равновесие иногда называют «истинным равновесием». Условием термодинамического равновесия является минимум энергии Гиббса (ΔG=0).

    Например, в обратимой гомогенной реакции

Н_2(г)+I_2(г)  2HI_(г)

Соотношение скоростей прямой и обратной реакций согласно закону действующих масс зависит от соотношения концентраций реагирующих веществ, а именно: скорость прямой реакции

Скорость обратной реакции:  ,

где , - константы скорости прямой и обратной реакций.

Если Н₂ и I₂ – исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной

реакции равна нулю. По мере расходования исходных веществ и образования продуктов скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются и в системе устанавливается химическое равновесие.

 , тогда или  .

Поскольку и  при данной температуре постоянны, то и их отношение будет постоянным. Обозначим его через К, получим

K   называют константой химического равновесия, а приведенное уравнение является одним из выражений закона действующих масс, установленным эмпирическим путем норвежскими учёными Гульдбергом и Вааге в 1867 году.

Произведение равновесных концентраций продуктов реакции деленое на произведение равновесных концентраций исходных веществ, с учётом всех стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная.

Это «кинетический» вариант вывода уравнения закона действующих масс для химического равновесия.  Он справедлив только для сравнительно простых реакций. В общем случае следует использовать термодинамический вывод.