Закон предложен в 1867 году Гульдбергом и Вааге.
Скорость химической реакции прямопропорциональна концентрациям реагирующих веществ возведенных в степень равную стехиометрическому коэффициенту.
- +bB↔cC+dD
ЗДМ применим только для равновесных или обратимых систем.
- 1=k1[A]a×[B]b
- 1 – скорость химической реакции
- 1 – константа химической реакции
[ ] – равновесная концентрация
- 2=k2[C]c×[D]d
В момент установления равновесия V1=V2
Она универсальна для конкретных химических систем величина, которой показывает степень протекания процесса.
Константа равновесия не зависит от концентрации.
ЗДМ может быть применен для гомогенных и гетерогенных систем.
Ограничения ЗДМ:
- Закон не применим для сильных электролитов
- Применение ЗДМ к растворам слабых электролитов требует учета поправок на не идеальность раствора
Константу одного и того же компонента в растворе можно выразить тремя основными способами. Через активность (а), молярную концентрацию (с) и через равновесную концентрацию ([ ]). Поэтому различают три типа констант равновесия.
Термодинамическая константа
Эта константа зависит только от температуры.
Реальная константа
Эта константа зависит от температуры и ионной силы раствора.
Условная константа
Эта константа зависит от температуры, коэффициента активности(f) и ионной силы раствора.
Выразим через
1) если влиянием конкурирующих реакций можно пренебречь, то все а=1 и . необходим учет только электростатических взаимодействий(расчет f).
2) если к тому же можно пренебречь и электростатическими взаимодействиями (в очень разбавленных растворах) то и все f=1 и . В этих случаях можно пользоваться табличными значениями термодинамических констант.
3) влияние электростатических взаимодействий сказывается, как правило, намного слабее, чем химических. Различие в величинах и очень редко когда превышают 1-2 порядка, в то время как могут отличаться от на 10 и более порядков. Поэтому влиянием электростатических взаимодействий часто пренебрегают, полагая и ограничиваясь расчетами только активности.
