Право на заявленията за масово действие, примери



на закон за масово действие установява съществуващата връзка между активните маси на реагентите и тези на продуктите при условия на равновесие и в хомогенни системи (разтвори или газови фази). Той е формулиран от норвежките учени C.M. Guldberg и P. Waage, които признават, че равновесието е динамично и не статично.

Защо динамичен? Защото скоростите на директните и обратните реакции са еднакви. Активните маси обикновено са изразени mol / L (моларност). Реакция от този вид може да бъде написана, както следва: aA + bB <=> cC + dD. За равновесието, цитирано в този пример, връзката между реагентите и продуктите е илюстрирана в уравнението на долното изображение.

K е винаги постоянен, независимо от началните концентрации на веществата, докато температурата не се променя. Тук A, B, C и D са реагентите и продуктите; докато a, b, c и d, са техните стехиометрични коефициенти.

Числената стойност на К е характерна константа за всяка реакция при дадена температура. Така че, K е това, което се нарича константа на равновесие.

Нотацията [] означава, че в математическия израз концентрациите се появяват в единици mol / L, повишени до мощност, равна на коефициента на реакция..

индекс

  • 1 Какъв е законът за масово действие??
    • 1.1 Значение на константата на равновесието
  • 2 Химическо равновесие
    • 2.1 Баланс в хетерогенните системи
    • 2.2 Отклонения на равновесието
  • 3 Принцип на Льо Шателие
  • 4 Приложения
  • 5 Примери за правото на масово действие
  • 6 Законът за масово действие във фармакологията
  • 7 Ограничения
  • 8 Препратки

Какъв е законът за масово действие??

Както вече споменахме, законът за действие на масата изразява, че скоростта на дадена реакция е право пропорционална на произведението от концентрациите на видовете реагенти, където концентрацията на всеки вид е повишена до мощност, равна на неговия коефициент. стехиометрично в химичното уравнение.

В този смисъл може да се обясни по-добре чрез обратима реакция, чието общо уравнение е илюстрирано по-долу:

aA + bB C cC + dD

Когато А и В представляват реагентите и веществата, означени С и D, представляват продуктите от реакцията. Също така стойностите на a, b, c и d представляват стехиометричните коефициенти на A, B, C и D, съответно.

Като се започне от предишното уравнение, се получава равновесната константа, която беше спомената по-рано, илюстрирана като:

K = [C]в[D]г/ [A]за[B]б

Когато равновесната константа К е равна на коефициент, при който числителят се състои от умножение на концентрациите на продуктите (в стационарно състояние), повишени до техния коефициент в балансираното уравнение и знаменателят се състои от подобно умножение но между реагентите, повишени до коефициента, който ги придружава.

Значение на константата на равновесието

Трябва да се отбележи, че в уравнението, за да се изчисли равновесната константа, трябва да се използват концентрациите на видовете в равновесие, доколкото няма модификации на тези или на температурата на системата..

По същия начин, стойността на равновесната константа дава информация за смисъла, който е предпочитан в реакцията в равновесие, т.е. той показва дали реакцията е благоприятна спрямо реагентите или продуктите..

В случай, че амплитудата на тази константа е много по-голяма от единицата (K "1), равновесието ще бъде наклонено надясно и ще благоприятства продуктите, а ако величината на тази константа е много по-малка от единицата (K "1), балансът ще бъде наклонен наляво и ще благоприятства реагентите.

Също така, въпреки че по конвенция е посочено, че веществата от лявата страна на стрелката са реагентите и тези от дясната страна са продуктите, може да е малко объркващо, че реагентите, които идват от реакцията в директният смисъл е продуктът в реакцията в обратна посока и обратно.

Химичен баланс

Често реакциите достигат баланс между количествата на изходните вещества и тези на образуваните продукти. Този баланс може също да бъде изместен, като се благоприятства увеличаването или намаляването на едно от веществата, които участват в реакцията.

Аналогично събитие се случва при дисоциация на разтворена субстанция: по време на реакцията изчезването на изходните вещества и образуването на продукти с променлива скорост може да се наблюдава експериментално..

Скоростта на реакцията зависи до голяма степен от температурата и от различните степени на концентрацията на реагентите. Всъщност тези фактори са изследвани особено чрез химична кинетика.

Това равновесие обаче не е статично, а произтича от съвместното съществуване на пряка реакция и обратна.

В директната реакция (->) се образуват продуктите, докато при обратната реакция (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Горното съставлява това, което е известно като динамично равновесие, споменато по-горе.

Баланс в хетерогенни системи

В хетерогенните системи - т.е. в онези, образувани от няколко фази - концентрациите на твърдите вещества могат да се считат за постоянни, като се пропуска математическия израз за K.

CaCO3(S) <=> СаО (s) + СО2(G)

Така, в равновесното разлагане на калциев карбонат, неговата концентрация и тази на получения оксид може да се счита за постоянна, независимо от нейната маса.

Промените в баланса

Числената стойност на равновесната константа определя дали реакцията благоприятства образуването на продукти или не. Когато К е по-голямо от 1, системата в равновесие ще има по-висока концентрация на продукти от реагентите, а ако К е по-малка от 1, настъпва обратното: в равновесие ще има по-висока концентрация на реагентите, отколкото в продуктите..

Началото на Le Chatelier

Влиянието на измененията в концентрацията, температурата и налягането може да промени скоростта на реакцията.

Например, ако в реакцията се образуват газообразни продукти, увеличаването на налягането в системата води до протичане на реакцията в обратна посока (към реагентите).

Като цяло, неорганичните реакции, които се извършват между йони, са много бързи, докато органичните имат много по-ниски скорости.

Ако реакцията произвежда топлина, увеличаването на външната температура има тенденция да го ориентира в обратна посока, тъй като обратната реакция е ендотермична (абсорбира топлината)..

По същия начин, ако в един от реагентите в една система в равновесие се предизвика излишък, другите вещества ще образуват продукти, за да неутрализират тази модификация колкото е възможно повече..

В резултат на това равновесието се движи благоприятно по един или друг начин чрез увеличаване на скоростта на реакцията, така че стойността на К остава постоянна..

Всички тези външни влияния и балансираната реакция, за да се противодейства на тях, е така нареченият принцип на Шателие.

приложения

Въпреки огромната си полезност, когато беше предложен този закон, той нямаше желаното въздействие или значение в научната общност.

Въпреки това, от двадесети век насам, тя се прослави благодарение на факта, че британски учени Уилям Есон и Върнън Харкорт го взеха обратно няколко десетилетия след обнародването му.

Законът за масово действие е имал много приложения с течение на времето, поради което някои от тях са посочени по-долу:

  • Когато се формулира по отношение на дейностите вместо концентрации, е полезно да се определят отклоненията на идеалното поведение на реагентите в разтвор, доколкото това е в съответствие с термодинамиката.
  • Когато реакцията наближи равновесното състояние, може да се предвиди връзката между нетната скорост на реакцията и свободната енергия на Гибс, мигновена от реакцията..
  • Когато се комбинира с принципа на детайлното равновесие, в общи линии този закон предвижда получените стойности, съгласно термодинамиката, на дейностите и константата в равновесното състояние, както и връзката между тях и получените константи на скоростта. реакциите в пряк смисъл, както в обратна посока.
  • Когато реакциите са от елементарен тип, при прилагането на този закон се получава уравнението на равновесието, подходящо за определена химическа реакция и изразите на неговата скорост..

Примери за правото на масово действие

-При изследване на необратима реакция между разтворени йони, общият израз на този закон води до формулирането на Brönsted-Bjerrum, което установява съществуващата връзка между йонната сила на вида и постоянната скорост..

-При анализиране на реакциите, които се провеждат в разредени идеални разтвори или в състояние на газово агрегиране, се получава общият израз на първоначалния закон (десетилетие на 80-те години).

-Тъй като има универсални характеристики, общата формулировка на този закон може да се използва като част от кинетиката, вместо да се разглежда като част от термодинамиката..

-Когато се използва в електрониката, този закон се използва, за да се определи, че умножението между плътностите на дупките и електроните на дадена повърхност има постоянна величина в стационарно състояние, дори независимо от допинга, който се подава към материала..

-Широко известно е използването на този закон за описване на съществуващата динамика между хищниците и плячката, като се предполага, че връзката с хищниците върху плячката представлява определена пропорция с връзката между хищници и плячка..

-В областта на изследванията на здравето този закон може дори да се приложи за описване на определени фактори на човешкото поведение от политическа и социална гледна точка.

Законът за масово действие във фармакологията

Ако приемем, че D е лекарството и R рецептора, върху който той действа, и двете реагират, за да създадат DR комплекса, отговорен за фармакологичния ефект:

K = [DR] / [D] [R]

К е дисоциационната константа. Има пряка реакция, при която лекарството действа върху рецептора, и друго, когато DR комплексът се дисоциира в оригиналните съединения. Всяка реакция има своя собствена скорост, равна само в равновесие, удовлетворяващо К.

Тълкувайки масовото право на буквата, колкото по-висока е концентрацията на D, толкова по-висока е концентрацията на DR-комплекса.

Въпреки това, общите приемници Rt имат физически лимит, така че не съществува неограничено количество R за всички налични D. По същия начин, експериментални проучвания в областта на фармакологията са намерили следните ограничения на закона за масите в тази област:

- Да приемем, че връзката R-D е обратима, когато в повечето случаи това наистина не е така.

- R-D връзката може структурно да променя един от двата компонента (лекарството или рецептора), обстоятелство, което не разглежда масовия закон..

- Освен това, масовото законодателство бледнее преди реакциите, при които множество посредници се намесват във формирането на DR.

ограничения

Законът за действие на масата предполага, че всяка химическа реакция е елементарна; с други думи, че молекулярността е същата като съответния ред на реакция за всеки от включените видове.

Тук стехиометричните коефициенти a, b, c и d се разглеждат като броя на молекулите, които се намесват в реакционния механизъм. Въпреки това, в една глобална реакция те не винаги съвпадат с вашата поръчка.

Например, за реакцията към А + bB <=> cC + dD:

Изразът на скоростта за директни и обратни реакции са:

к1= [A]за[B]б

к2= [C]в[D]г

Това важи само за елементарни реакции, тъй като за глобални реакции, въпреки че стехиометричните коефициенти са правилни, те не винаги са реакционни поръчки. В случай на директна реакция, последното може да бъде:

к1= [A]w[B]Z

В споменатия израз w и z биха били истинските поръчки за реакции за видове А и В.

препратки

  1. Джефри Аронсън. (19 ноември 2015 г.). Законите на живота: Законът за масово действие на Гълдберг и Уадж. Възстановен на 10 май 2018 г. от: cebm.net
  2. ScienceHQ. (2018). Закон за масово действие. Възстановен на 10 май 2018 г. от: sciencehq.com
  3. askiitans. (2018). Закон за масово действие и равновесна константа. Възстановен на 10 май 2018 г. от: askiitians.com
  4. Салват Енциклопедия на науките. (1968). Химия. Том 9, Salvat S.A. на изданията Памплона, Испания. Р 13-16.
  5. Уолтър Дж. Мур. (1963). Физическа химия в Термодинамика и химическо равновесие. (Четвърто изд.). Longmans. Р 169.
  6. Алекс Ярцев (2018). Законът за масово действие във фармакодинамиката. Възстановен на 10 май 2018 г. от: derangedphysiology.com