ЗАКОН МАСОВНЕ АКЦИЈЕ: ПРИЈАВЕ, ПРИМЕРИ - ХЕМИЈА - 2025

Закон о дејству маса успоставља однос између активне масе реактаната и да производа, под условима равнотеже иу хомогеним системима (раствора или гаса Фазе). Формулирали су је норвешки научници ЦМ Гулдберг и П. Вааге, који су препознали да је равнотежа динамична и да није статична.

Зашто динамички? Зато што су стопе напријед и обрнуте реакције једнаке. Активне масе се обично изражавају мол / Л (моларитет). Таква реакција се може написати овако: аА + бБ <=> цЦ + дД. За равнотежу наведену у овом примеру, однос између реактаната и производа приказан је у једначини на слици испод.

К је увек константан, без обзира на почетне концентрације супстанци, све док се температура не мења. 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 константа равнотеже.

Нотација значи да се у математичком изразу концентрације појављују у јединицама мол / Л, подигнуте на снагу једнаку реакцијском коефицијенту.

Шта је закон масовне акције?

Као што је раније поменуто, закон масовне акције изражава да је брзина дате реакције директно пропорционална производу концентрација врста реактаната, при чему је концентрација сваке врсте повишена на снагу једнаку коефицијенту. стехиометријска у хемијској једначини.

У том смислу, то се може боље објаснити реверзибилном реакцијом, чија је општа једначина приказана у наставку:

аА + бБ ↔ цЦ + дД

Где А и Б представљају реактанте, а супстанце назване Ц и Д представљају производе реакције. Исто тако вредности а, б, ц и д представљају стехиометријске коефицијенте А, Б, Ц и Д, респективно.

Полазећи од претходне једначине, добије се претходно споменута константа равнотеже, која је илустрована као:

К = ^{ц д} / ^{а б}

Тамо где је константа равнотеже К једнака квоцијенту, у којем је бројач састављен од множења концентрација производа (у равнотежном стању), подигнутих на њихов коефицијент у уравнотеженој једначини, а називник се састоји од сличног множења али међу реактантима повишеним на коефицијент који их прати.

Значење константе равнотеже

Треба напоменути да се равнотежне концентрације врста морају користити у једначини за израчунавање равнотежне равнотеже, све док не постоје модификације ових или температуре система.

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

У случају да је јачина ове константе много већа од јединства (К »1), равнотежа ће се пребацити у десно и фаворизирати производе; Док ако је јачина ове константе много мања од јединства (К «1), равнотежа ће се померити улево и фаворизирати реактанте.

Такође, иако је конвенцијом назначено да су супстанце са леве стране реактанти, а оне са десне стране производи, може постати мало збуњујућа чињеница да реактанти који потичу из реакције у директни смисао постају производи реакције обрнуто и обрнуто.

Хемијска равнотежа

Реакције често постижу равнотежу између количине почетних супстанци и продуката који се формирају. Ова равнотежа може додатно променити погодујући повећању или смањењу једне од супстанци које учествују у реакцији.

Аналогна чињеница се дешава и код дисоцијације растворене супстанце: за време реакције може се експериментално посматрати нестанак иницијалних супстанци и стварање производа са променљивом брзином.

Брзина реакције веома зависи од температуре и у различитом степену од концентрације реактаната. У ствари, ови фактори се проучавају нарочито хемијском кинетиком.

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

У директној реакцији (->) производи се формирају, док у обрнутој реакцији (<-) поново потичу почетне супстанце.

Ово представља оно што је познато као динамичка равнотежа, поменуто горе.

Равнотежа у хетерогеним системима

У хетерогеним системима - у онима формираним у више фаза - концентрација чврстих тела може се сматрати константном, изостављајући из математичког израза за К.

ЦаЦО ₃ (с) <=> ЦаО (с) + ЦО ₂ (г)

Дакле, у равнотежи распадања калцијум-карбоната може се сматрати константном концентрацијом и концентрацијом добијеног оксида без обзира на његову масу.

Баланце схифт

Нумеричка вредност константе равнотеже одређује да ли реакција погодује стварању производа или не. Када је К већа од 1, систем равнотеже ће имати већу концентрацију производа од реактаната, а ако је К мања од 1, догађа се супротно: у равнотежи ће бити већа концентрација реактаната од производа.

Начело ле Цхателиер

Утицај варијација концентрације, температуре и притиска може променити брзину реакције.

На пример, ако се у реакцији формирају гасовити производи, пораст притиска над системом узрокује да реакција тече у супротном смеру (према реактантима).

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

Ако се у реакцији производи топлота, повећање спољне температуре има тенденцију да је усмери у супротном смеру, јер је реверзна реакција ендотермична (апсорбује топлоту).

Исто тако, ако се створи вишак у једном од реактаната у систему који је у равнотежи, остале супстанце ће формирати производе да максимално неутралишу поменуту модификацију.

Као резултат, равнотежа се помера на један или други начин повећавајући брзину реакције, на начин да вредност К остаје константна.

Сви ови спољни утицаји и реакција равнотеже како би се супротставили њима је оно што је познато као Ле Цхателиер принцип.

Апликације

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

Међутим, од 20. века, она је стекла нотор захваљујући чињеници да су је британски научници Виллиам Ессон и Вернон Харцоурт поново заузели неколико деценија након проглашења.

Закон масовне акције имао је много примењивања током времена, од којих су неке наведене доле:

• Како је формулисано у односу на активности, а не концентрације, корисно је за одређивање одступања од идеалног понашања реактаната у раствору, под условом да је у складу са термодинамиком.
• Како се реакција приближи равнотежи, може се предвидети однос између брзе брзине реакције и тренутне слободне енергије Гиббса реакције.
• Када је комбинован са принципом детаљне равнотеже, генерално овај закон предвиђа добијене вредности, по термодинамици, активности и константе у равнотежном стању, као и однос између тих и резултирајућих константа брзине од реакције према напријед и обрнуто.
• Када су реакције основног типа, применом овог закона добија се одговарајућа једначина равнотеже за дату хемијску реакцију и изразе њене брзине.

Примери закона масовне акције

-Када се проучава неповратна реакција између јона који се налазе у раствору, општи израз овог закона доводи до формулације Бронстед-Бјеррум, која успоставља однос између јонске снаге врсте и константе брзине .

-Када се анализира реакција која се врши у разблаженим идеалним растворима или у стању гасовитих агрегација, добија се општи израз оригиналног закона (деценија 80-их).

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

-Кад се користи у електроници, овај закон се користи да се утврди да множење између густине рупа и електрона дате површине има константну величину у равнотежном стању, чак и независно од допинга који се испоручује материјалу .

- Употреба овог закона за описивање динамике између грабежљиваца и плена је опште позната, под претпоставком да однос предатора на плијену представља одређену пропорцију с односом предатора и плена.

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

Закон масовне акције у фармакологији

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

К = /

К је константа дисоцијације. Постоји директна реакција у којој лек делује на рецептор, и друга где се ДР комплекс дисоцира на оригинална једињења. Свака реакција има своју брзину, која се изједначава само са равнотежом, при чему је К. задовољан.

Тумачење закона масе у слово, што је већа концентрација Д, већа је концентрација формираног ДР комплекса.

Међутим, укупни пријемници Рт имају физичку границу, тако да не постоји неограничена количина Р за све доступне Д. Исто тако, експерименталне студије из области фармакологије откриле су следећа ограничења закона о маси у овој области:

- Претпоставља се да је РД веза реверзибилна, кад у већини случајева заиста није.

- РД веза може структурно изменити једну од две компоненте (лек или рецептор), околност која се не узима у обзир масовним законом.

- Поред тога, закон о маси блиједи пред реакцијама у којима више посредника интервенира у формирању РД.

Ограничења

Закон масовног деловања претпоставља да је свака хемијска реакција елементарна; другим речима, да је молекуларност иста као и редослед реакција за сваку укључену врсту.

Овде се стехиометријски коефицијенти а, б, ц и д сматрају бројем молекула укључених у механизам реакције. Међутим, у глобалној реакцији то не мора нужно да одговара вашој поруџбини.

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

Израз брзине за директне и обрнуте реакције је:

Ово се односи само на елементарне реакције, јер за глобалне, иако су стехиометријски коефицијенти тачни, нису увек редоследи реакција. У случају директне реакције, посљедња може бити:

У овом изразу в и з би били прави редоследи реакција за врсте А и Б.

Референце

1. Јеффреи Аронсон. (2015., 19. новембра). Закони живота: Гулдбергов и Ваагеов закон масовне акције. Преузето 10. маја 2018. године са: цебм.нет
2. СциенцеХК. (2018). Закон масовне акције. Преузето 10. маја 2018. године са: сциенцехк.цом
3. аскиитанс. (2018). Закон масовне акције и постојаности равнотеже. Преузето 10. маја 2018. године са: аскиитианс.цом
4. Салват Енцицлопедиа оф Сциенцес. (1968). Хемија. Том 9, Салват СА едиционес Памплона, Шпанија. П 13-16.
5. Валтер Ј. Мооре. (1963). Физичка хемија. У термодинамици и хемијској равнотежи. (Четврто издање). Лонгманс. П 169.
6. Алек Иартсев (2018). Закон масовне акције у фармакодинамици. Преузето 10. маја 2018. године са: дерангедпхисиологи.цом