Законодавство масового застосування, приклади

The закон масової дії встановлюється існуюча залежність між активними масами реагентів та активами продуктів, в умовах рівноваги та в однорідних системах (розчинах або газових фазах). Він був сформульований норвезькими вченими C.M. Guldberg і P. Waage, які визнали, що рівновага є динамічним і не статичним.

Чому динамічно? Тому що швидкості прямої і зворотної реакцій однакові. Активні маси зазвичай виражають моль / л (молярность). Реакцію такого роду можна записати наступним чином: aA + bB <=> cC + dD. Для рівноваги, наведеної в цьому прикладі, взаємозв'язок між реагентами і продуктами ілюструється рівнянням нижнього зображення.

K завжди постійна, незалежно від початкових концентрацій речовин, до тих пір, поки температура не змінюється. Тут A, B, C і D є реагентами та продуктами; тоді як a, b, c і d - їх стехіометричні коефіцієнти.

Чисельне значення K є характерною константою для кожної реакції при даній температурі. Отже, K - це те, що називається константою рівноваги.

Позначення [] означає, що в математичному виразі концентрації з'являються в одиницях моль / л, підвищених до потужності, що дорівнює коефіцієнту реакції.

Індекс

• 1 Який закон масової дії??
  • 1.1 Значення постійної рівноваги
• 2 Хімічна рівновага
  • 2.1 Баланс в гетерогенних системах
  • 2.2 Зрушення рівноваги
• 3 Принцип Ле-Шательє
• 4 Програми
• 5 Приклади закону масової дії
• 6 Закон дії мас у фармакології
• 7 Обмеження
• 8 Посилання

Що таке закон масової дії??

Як згадувалося раніше, закон дії мас виражає, що швидкість даної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій видів реагентів, де концентрація кожного виду підвищена до потужності, що дорівнює її коефіцієнту. стехіометричні в хімічному рівнянні.

У цьому сенсі можна краще пояснити наявність оборотної реакції, загальне рівняння якої проілюстровано нижче:

aA + bB C cC + dD

Де A і B являють собою реагенти і речовини, позначені як C і D, являють собою продукти реакції. Також значення a, b, c і d являють собою стехіометричні коефіцієнти A, B, C і D, відповідно.

Починаючи з попереднього рівняння, отримуємо константи рівноваги, що згадувалася раніше, що ілюструється як:

K = [C]^c[D]^d/ [A]^a[B]^b

Якщо константа рівноваги K дорівнює коефіцієнту, в якому чисельник складається з множення концентрацій продуктів (в стаціонарному стані), підвищених до їх коефіцієнта в збалансованому рівнянні, а знаменник складається з аналогічного множення але між реагентами підвищується до коефіцієнта, що супроводжує їх.

Значення постійної рівноваги

Слід зазначити, що в рівнянні для розрахунку константи рівноваги слід використовувати концентрації виду в рівновазі, доки не відбудеться жодних модифікацій до них або до температури системи..

Так само значення константи рівноваги дає інформацію про сенс, який сприятливо реагує в рівновазі, тобто виявляє, чи є реакція сприятливою щодо реагентів або продуктів.

У випадку, якщо величина цієї константи набагато більше, ніж одиниця (K "1), рівновага буде нахилено вправо і сприятиме виробам, тоді як, якщо величина цієї константи набагато менше, ніж одиниця (K "1), баланс буде нахилений вліво і сприятиме реагентам.

Крім того, хоча за домовленістю вказується, що речовини на лівій стороні стрілки є реагентами і ті, що на правій стороні є продуктами, це може бути трохи заплутаним, що реагенти, що надходять з реакції в безпосереднім сенсом є продукти в реакції в протилежному напрямку і навпаки.

Хімічний баланс

Часто реакції досягають балансу між кількостями вихідних речовин і кількостями продуктів, які утворюються. Цей баланс також може бути зміщений, сприяючи збільшенню або зменшенню одного з речовин, які беруть участь у реакції.

Аналогічна подія відбувається при дисоціації розчиненої речовини: під час реакції зникнення вихідних речовин і утворення продуктів зі змінною швидкістю можна спостерігати експериментально..

Швидкість реакції в значній мірі залежить від температури і різного ступеня концентрації реагентів. Фактично ці фактори вивчаються особливо за допомогою хімічної кінетики.

Однак ця рівновага не є статичною, а виходить з співіснування прямої реакції і зворотного.

У прямій реакції (->) утворюються продукти, тоді як у зворотній реакції (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Вищезгадане являє собою те, що відомо як динамічне рівновагу, згадане вище.

Баланс в гетерогенних системах

У гетерогенних системах - тобто в тих, що утворюються декількома фазами - концентрації твердих речовин можна вважати постійними, опускаючи математичний вираз для K.

CaCO₃s <=> CaO (s) + CO₂(g)

Таким чином, в рівновазі розкладання карбонату кальцію, його концентрація і одержання оксиду можна вважати постійною незалежно від її маси.

Зрушення балансу

Чисельне значення константи рівноваги визначає, чи сприяє реакція формуванню продуктів чи ні. Коли K більше 1, система в рівновазі буде мати більш високу концентрацію продуктів, ніж реагенти, і якщо K менше 1, то відбувається зворотне: в рівновазі буде більш висока концентрація реагентів, ніж у продуктах..

Початок Ле-Шательє

Вплив зміни концентрації, температури і тиску може змінити швидкість реакції.

Наприклад, якщо в реакції утворюються газоподібні продукти, збільшення тиску на систему призводить до протікання реакції у зворотному напрямку (по відношенню до реагентів).

Загалом, неорганічні реакції, які здійснюються між іонами, дуже швидкі, а органічні мають набагато менші швидкості.

Якщо реакція виробляє тепло, збільшення зовнішньої температури має тенденцію орієнтувати її у зворотному напрямку, оскільки зворотна реакція є ендотермічною (поглинає тепло)..

Аналогічним чином, якщо в одному з реагентів в системі відбувається перевищення рівноваги, інші речовини формуватимуть продукти, щоб максимально нейтралізувати цю модифікацію..

В результаті, рівновага рухається вперед або так, збільшуючи швидкість реакції, так що значення K залишається постійним.

Всі ці зовнішні впливи і баланс відповіді, щоб протидіяти їм, називається принципом Ле-Шательє.

Програми

Незважаючи на величезну корисність, коли цей закон був запропонований, він не мав бажаного впливу або актуальності в науковій спільноті.

Проте з двадцятого століття вона здобула славу завдяки тому, що британські вчені Вільям Ессон і Вернон Харкорт повернули його через кілька десятиліть після його оприлюднення..

Закон масової дії з часом мав багато застосувань, тому деякі з них вказані нижче:

• Коли сформульовано в термінах діяльності замість концентрацій, корисно визначити відхилення ідеальної поведінки реагентів в розчині, якщо воно узгоджується з термодинамікою.
• Коли реакція наближається до рівноважного стану, можна передбачити зв'язок між чистою швидкістю реакції і миттєвою реакцією Гіббса..
• У поєднанні з принципом детального рівноваги в загальних рисах цей закон передбачає отримані значення, згідно з термодинамікою, діяльності і константи в рівноважному стані, а також співвідношення між ними і отриманими константами швидкості. реакції в прямому сенсі як у зворотному напрямку.
• Коли реакції є елементарним типом, при застосуванні цього закону виходить рівняння рівноваги, придатне для певної хімічної реакції, і вирази її швидкості..

Приклади закону масової дії

-При вивченні незворотної реакції між розчинами іонів, загальне вираження цього закону призводить до формулювання Бренштеда-Бьеррума, який встановлює існуючу залежність між іонною силою виду і постійною швидкістю.

-При аналізі реакцій, що проводяться в розбавлених ідеальних розчинах або в стані газового агрегації, виходить загальний вираз вихідного закону (десятиліття 80-х рр.).

-Оскільки вона має універсальні характеристики, загальне вираження цього закону можна використовувати як частину кінетики, а не розглядати її як частину термодинаміки..

-При застосуванні в електроніці цей закон використовується для визначення того, що множення між густинами дірок і електронів даної поверхні має постійну величину в сталому режимі, навіть незалежно від легування, що надходить до матеріалу..

-Широко відомо використання цього закону для опису динаміки, що існує між хижаками і здобиччю, припускаючи, що хижацькі відносини на здобичі представляють певну пропорцію з відносинами між хижаками і здобиччю..

-У галузі досліджень здоров'я цей закон можна навіть застосувати для опису певних чинників поведінки людини з політичної та соціальної точок зору.

Закон дії мас у фармакології

Припускаючи, що D є препаратом і R рецептором, на якому він діє, обидва реагують на породження комплексу DR, відповідального за фармакологічний ефект:

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

K - константа дисоціації. Існує пряма реакція, в якій препарат діє на рецептор, а інший, де DR-комплекс дисоціює на вихідні сполуки. Кожна реакція має власну швидкість, рівну лише в рівновазі, що задовольняє K.

Інтерпретуючи масовий закон до букви, чим вище концентрація D, тим вище концентрація комплексу DR.

Однак загальні приймачі Rt мають фізичну межу, тому не існує необмеженої кількості R для всіх доступних D. Аналогічним чином, експериментальні дослідження в області фармакології знайшли наступні обмеження закону мас у цій галузі: \ t

- Припустимо, що R-D зв'язок оборотна, коли в більшості випадків це дійсно не так.

- R-D зв'язок може структурно змінювати одну з двох складових (препарат або рецептор), що не враховує масовий закон.

- Крім того, масовий закон падає перед реакціями, коли у формуванні DR втручаються численні посередники.

Обмеження

Закон дії маси передбачає, що кожна хімічна реакція є елементарною; іншими словами, молекулярність є такою ж, як і відповідний порядок реакції для кожного задіяного виду.

Тут стехіометричні коефіцієнти a, b, c і d розглядаються як кількість молекул, які втручаються в механізм реакції. Однак у глобальній реакції вони не обов'язково збігаються з вашим замовленням.

Наприклад, для реакції на А + bB <=> cC + dD:

Вираз швидкості для прямих і зворотних реакцій:

k₁= [A]^a[B]^b

k₂= [C]^c[D]^d

Це стосується лише елементарних реакцій, оскільки для глобальних реакцій, хоча стехіометричні коефіцієнти правильні, вони не завжди є реакційними порядками. Для випадку прямої реакції, остання може бути:

k₁= [A]^w[B]^z

У згаданому виразі w і z були б істинні порядки реакцій для видів A і B.

Список літератури

1. Джеффрі Аронсон. (19 листопада 2015 р.) Закони життя: Закон Гулдберга і закон про масову акцію Ваге. Отримано 10 травня 2018 року з: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Закон масових дій. Отримано 10 травня 2018 року з: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Закон масової дії та константа рівноваги. Отримано 10 травня 2018 року з: askiitians.com
4. Сальват Енциклопедія наук. (1968). Хімія Том 9, Salvat S.A. видань Памплона, Іспанія. P 13-16.
5. Вальтер Дж. Мур. (1963). Фізична хімія В Термодинаміка і хімічна рівновага. (Четвертий вид.). Лонгманс. P 169.
6. Олексій Ярцев (2018). Закон масової дії у фармакодинаміці. Отримано 10 травня 2018 року від: derangedphysiology.com