Закон масовних акционих апликација, примјери



Тхе закон масовног дјеловања утврђује постојећу везу између активних маса реактаната и оне у производима, у условима равнотеже иу хомогеним системима (раствори или гасне фазе). Формулисали су га норвешки научници Ц.М. Гулдберг и П. Вааге, који су препознали да је равнотежа динамична, а не статична.

Зашто динамично? Зато што су брзине директних и обрнутих реакција исте. Активне масе су обично изражене мол / Л (моларност). Реакција ове врсте може бити написана на следећи начин: аА + бБ <=> цЦ + дД. За равнотежу наведену у овом примеру, однос између реактаната и производа је илустрован у једначини доње слике..

К је увек константан, без обзира на почетне концентрације супстанци, све док се температура не промени. Овде су А, Б, Ц и Д реактанти и производи; док су а, б, ц и д њихови стехиометријски коефицијенти.

Нумеричка вредност К је карактеристична константа за сваку реакцију на датој температури. Дакле, К је оно што се назива константом равнотеже.

Ознака [] значи да се у математичком изразу концентрације појављују у јединицама мол / Л, повећане на снагу једнаку коефицијенту реакције..

Индек

  • 1 Шта је закон масовног дјеловања??
    • 1.1 Значење константе равнотеже
  • 2 Хемијска равнотежа
    • 2.1 Равнотежа у хетерогеним системима
    • 2.2 Одступања од равнотеже
  • 3 Принцип Ле Цхателиера
  • 4 Апплицатионс
  • 5 Примјери закона масовног дјеловања
  • 6 Закон масовног деловања у фармакологији
  • 7 Ограничења
  • 8 Референце

Шта је закон масовног дјеловања??

Као што је већ поменуто, закон масовног дјеловања изражава да је брзина дате реакције директно пропорционална производу концентрација реактантских врста, гдје је концентрација сваке врсте повишена до снаге једнаке њеном коефицијенту. стехиометријски у хемијској једначини.

У том смислу, може се боље објаснити реверзибилном реакцијом, чија је општа једнаџба илустрована испод:

аА + бБ + цЦ + дД

Где А и Б представљају реактанте и супстанце означене као Ц и Д представљају продукте реакције. Такође, вредности а, б, ц и д представљају стехиометријске коефицијенте А, Б, Ц и Д, односно.

Полазећи од претходне једначине, добијамо претходно наведену равнотежну константу, која је илустрована као:

К = [Ц]ц[Д]д/ [А]а[Б]б

Тамо гдје је константа равнотеже К једнака количнику, у којем се бројач састоји од множења концентрација производа (у стабилном стању) повећаног на њихов коефицијент у уравнотеженој једнаџби, а именитељ се састоји од сличног множења али између реактаната подигнутих до коефицијента који их прати.

Значење константе равнотеже

Треба напоменути да у једнаџби за израчунавање константе равнотеже треба користити концентрације врсте у равнотежи, све док се не модифицирају ове или температура система..

На исти начин, вредност константе равнотеже даје информацију о смислу који је омиљен у реакцији у равнотежи, односно открива да ли је реакција повољна према реактантима или производима..

У случају да је магнитуда ове константе много већа од јединице (К "1), равнотежа ће бити нагнута удесно и фаворизоваће производе, док ако је величина ове константе много мања од јединице (К "1), равнотежа ће бити нагнута улево и фаворизоваће реактанте.

Такође, иако је конвенцијом назначено да су супстанце са леве стране стрелице реактанти и они са десне стране су производи, може бити помало збуњујуће да реактанти који долазе из реакције у директни смисао су производи у реакцији у супротном смјеру и обрнуто.

Цхемицал баланце

Често реакције постижу равнотежу између количина почетних супстанци и количина насталих производа. Ова равнотежа такође може бити замењена фаворизовањем повећања или смањења једне од супстанци које учествују у реакцији.

Сличан догађај се дешава у дисоцијацији растворене супстанце: током реакције, нестанак почетних супстанци и формирање производа са променљивом брзином може се посматрати експериментално..

Брзина реакције у великој мери зависи од температуре и различитог степена концентрације реактаната. У ствари, ови фактори су посебно проучени хемијском кинетиком.

Међутим, ова равнотежа није статична, већ долази од коегзистенције директне реакције и обрнуте.

У директној реакцији (->) производи се формирају, док у реверзној реакцији (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Горе наведено представља оно што је познато као горе споменута динамичка равнотежа.

Равнотежа у хетерогеним системима

У хетерогеним системима - то јест, у онима формираним од неколико фаза - концентрације чврстих материја могу се сматрати константама, изостављајући математички израз за К.

ЦаЦО3(с) <=> ЦаО (с) + ЦО2(г)

Дакле, у равнотежи разлагања калцијум карбоната, њена концентрација и она насталог оксида може се сматрати константном без обзира на њену масу.

Балансни помаци

Нумеричка вредност константе равнотеже одређује да ли реакција погодује формирању производа или не. Када је К већи од 1, систем у равнотежи ће имати већу концентрацију продуката од реагенса, а ако је К мањи од 1, јавља се супротно: у равнотежи ће бити већа концентрација реактаната него у производима..

Почетак Ле Цхателиер

Утицај варијација у концентрацији, температури и притиску може да промени брзину реакције.

На пример, ако се у реакцији формирају гасовити производи, повећање притиска на систем доводи до тога да се реакција настави у супротном смеру (према реактантима).

Генерално, неорганске реакције које се изводе између јона су веома брзе, док органске имају много мање брзине.

Ако реакција производи топлоту, повећање спољне температуре тежи да је оријентише у супротном смеру, пошто је реверзна реакција ендотермна (апсорбује топлоту).

Исто тако, ако је вишак изазван у једном од реактаната унутар система у равнотежи, друге супстанце ће формирати производе да неутралишу ову модификацију колико год је то могуће..

Као резултат, равнотежа се креће фаворизирајући на овај или онај начин повећањем брзине реакције, тако да је К вриједност константна.

Сви ови спољни утицаји и балансни одговор да се супротставимо њима је оно што је познато као Ле Цхателиер принцип.

Апплицатионс

Упркос својој огромној корисности, када је овај закон предложен, он није имао жељени утицај или релевантност у научној заједници.

Међутим, од двадесетог века, добила је славу захваљујући чињеници да су га британски научници Виллиам Ессон и Вернон Харцоурт повукли неколико деценија након његовог проглашења.

Закон о масовном дјеловању имао је много апликација током времена, због чега су неке наведене у наставку:

  • Када се формулишу у смислу активности уместо концентрација, корисно је одредити одступања идеалног понашања реактаната у раствору, све док је у складу са термодинамиком.
  • Када се реакција приближи стању равнотеже, може се предвидети однос између брзине реакције и Гиббсове слободне енергије тренутне реакције..
  • У комбинацији са принципом детаљне равнотеже, овај закон генерално предвиђа добијене вредности, према термодинамици, активности и константе у равнотежном стању, као и однос између њих и резултирајућих константи брзине. реакције у директном смислу као у супротном смеру.
  • Када су реакције елементарног типа, при примени овог закона добијена је једнаџба равнотеже погодна за одређену хемијску реакцију и изражавање њене брзине..

Примјери закона масовног дјеловања

-Проучавајући неповратну реакцију између јона који се налазе у раствору, општи израз овог закона доводи до формулације Бронстед-Бјеррума, који успоставља постојећу везу између јонске снаге врсте и константне брзине..

-Када се анализирају реакције које се проводе у разријеђеним идеалним рјешењима или у стању плинског агрегирања, добија се опћи израз изворног закона (деценија 80-их).

-Пошто има универзалне карактеристике, општи израз овог закона може се користити као део кинетике, уместо да се посматра као део термодинамике..

-Када се користи у електроници, овај закон се користи да би се утврдило да множење густина рупа и електрона одређене површине има константну величину у стабилном стању, чак и независно од допинга који се доводи до материјала.

-Широко је познато да овај закон описује динамику која постоји између предатора и плијена, под претпоставком да однос предатора на плијену представља одређену пропорцију са односом између предатора и плијена..

-У области здравствених студија, овај закон се чак може примијенити за описивање одређених фактора људског понашања, са политичког и друштвеног становишта.

Закон масовног дјеловања у фармакологији

Под претпоставком да је Д лек и Р рецептор на коме делује, оба реагују на настанак комплекса ДР, одговорног за фармаколошки ефекат:

К = [ДР] / [Д] [Р]

К је константа дисоцијације. Постоји директна реакција у којој лек делује на рецептор, а друга на којој ДР комплекс дисоцира на оригинална једињења. Свака реакција има своју брзину, једнаку само у равнотежи, задовољавајући К.

Интерпретирајући закон маса према слову, што је већа концентрација Д, то је већа концентрација ДР комплекса.

Међутим, укупни пријемници Рт имају физички лимит, тако да не постоји неограничена количина Р за све расположиве Д. Исто тако, експерименталне студије у области фармакологије пронашле су следећа ограничења закона маса у овој области:

- Претпоставимо да је Р-Д веза реверзибилна, када у већини случајева није.

- Р-Д веза може структурално да промени једну од две компоненте (лек или рецептор), околност која не узима у обзир масовно право..

- Поред тога, масовни закон блиједи прије реакција гдје више посредника интервенира у формирању ДР.

Ограничења

Закон о масовном деловању претпоставља да је свака хемијска реакција елементарна; другим речима, молекуларност је иста као и одговарајући редослед реакције за сваку укључену врсту.

Овде се стехиометријски коефицијенти а, б, ц и д сматрају бројем молекула који интервенишу у механизму реакције. Међутим, у глобалној реакцији то не мора нужно да се поклапа са вашом наруџбом.

На пример, за реакцију на А + бБ <=> цЦ + дД:

Израз брзине за директне и инверзне реакције су:

к1= [А]а[Б]б

к2= [Ц]ц[Д]д

Ово се односи само на елементарне реакције, јер за глобалне реакције, иако су стехиометријски коефицијенти тачни, они нису увек реакционе наредбе. У случају директне реакције, ово друго може бити:

к1= [А]в[Б]з

У наведеном изразу в и з били би прави налози за реакцију за врсте А и Б.

Референце

  1. Јеффреи Аронсон. (19. новембар 2015). Закони живота: Гулдберг и Ваагеов закон масовне акције. Преузето 10. маја 2018. године, из: цебм.нет
  2. СциенцеХК. (2018). Закон масовне акције. Ретриевед он Маи 10, 2018, фром: сциенцехк.цом
  3. аскиитанс. (2018). Закон о масовној акцији и константи равнотеже. Преузето 10. маја 2018. године, са: аскиитианс.цом
  4. Салват Енцицлопедиа оф Сциенцес. (1968). Цхемистри Том 9, Салват С.А. едиција Памплона, Шпанија. П 13-16.
  5. Валтер Ј. Мооре. (1963). Пхисицал Цхемистри Ин Термодинамика и хемијска равнотежа. (Четврто издање). Лонгманс. П 169.
  6. Алек Иартсев (2018). Закон о масовној акцији у фармакодинамици. Преузето 10. маја 2018. године из: дерангедпхисиологи.цом