ЗАКОН ЗА МАСОВО ДЕЙСТВИЕ: ПРИЛОЖЕНИЯ, ПРИМЕРИ - ХИМИЯ - 2025

В закона за действието на масите установява връзката между активните маси на реагенти и продукти, при равновесни условия и по-хомогенни системи (разтвори или фази газ). Той е формулиран от норвежките учени К. М. Гулдберг и П. Ваадж, които признават, че равновесието е динамично и не е статично.

Защо динамичен? Тъй като скоростите на реакциите напред и назад са равни. Активните маси обикновено се изразяват mol / L (моларност). Такава реакция може да бъде написана така: aA + bB <=> cC + dD. За равновесието, цитирано в този пример, връзката между реагентите и продуктите е илюстрирана в уравнението на изображението по-долу.

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

Числовата стойност на K е характерна константа за всяка реакция при дадена температура. И така, K е това, което се нарича равновесна константа.

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

Какъв е законът за масови действия?

Както беше споменато по-горе, законът за масово действие изразява, че скоростта на дадена реакция е пряко пропорционална на произведението от концентрациите на реактивните видове, където концентрацията на всеки вид е повишена до мощност, равна на нейния коефициент стехиометричен в химичното уравнение.

В този смисъл може да се обясни по-добре с обратна реакция, общото уравнение на която е илюстрирано по-долу:

aA + bB ↔ cC + dD

Където А и В представляват реагентите, а веществата, наречени С и D, представляват продуктите на реакцията. По същия начин стойностите на a, b, c и d представляват стехиометрични коефициенти съответно A, B, C и D.

Изхождайки от предишното уравнение, се получава споменатата по-рано константа на равновесие, която се илюстрира като:

K = ^{c d} / ^{a b}

Когато равновесната константа K е равна на коефициент, при който числителят е съставен от умножението на концентрациите на продуктите (в равновесно състояние), повишени до техния коефициент в балансираното уравнение, а знаменателят се състои от подобно умножение но сред реагентите, повишени до коефициента, който ги придружава.

Значение на равновесната константа

Трябва да се отбележи, че равновесните концентрации на видовете трябва да се използват в уравнението за изчисляване на равновесната константа, стига да няма изменения на тези или на температурата на системата.

По същия начин стойността на равновесната константа предоставя информация за посоката, която се предпочита в реакция при равновесие, тоест разкрива дали реакцията е благоприятна спрямо реагентите или продуктите.

В случай, че величината на тази константа е много по-голяма от единство (K »1), равновесието ще се измести надясно и ще благоприятства продуктите; Докато величината на тази константа е много по-малка от единство (K «1), равновесието ще се измести наляво и ще благоприятства реагентите.

По същия начин, въпреки че по конвенция е посочено, че веществата от лявата страна на стрелката са реагентите, а тези от дясната страна са продуктите, може да бъде малко объркващо, че реагентите, които идват от реакцията в пряк смисъл стават продуктите в реакцията в обратен и обратно.

Химичен баланс

Реакциите често достигат равновесие между количествата първоначални вещества и тези на продуктите, които се образуват. Този баланс може допълнително да се измести, благоприятствайки увеличаването или намаляването на едно от веществата, които участват в реакцията.

Аналогичен факт се проявява при дисоциацията на разтворено вещество: по време на реакция изчезването на първоначалните вещества и образуването на продуктите може да се наблюдава експериментално с променлива скорост.

Скоростта на реакцията е силно зависима от температурата и в различна степен от концентрацията на реагентите. Всъщност тези фактори се изучават особено от химическата кинетика.

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

При директната реакция (->) се образуват продуктите, докато при обратната реакция (<-) те отново възникват първоначалните вещества.

Това представлява онова, което е известно като динамично равновесие, споменато по-горе.

Равновесие в хетерогенни системи

В хетерогенни системи - в тези, образувани от няколко фази - концентрациите на твърдите вещества могат да се считат за постоянни, пропускайки математическия израз за К.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

По този начин, при равновесното разлагане на калциевия карбонат, неговата концентрация и концентрацията на получения оксид могат да се считат за постоянни, независимо от неговата маса.

Баланс смени

Числената стойност на равновесната константа определя дали реакцията благоприятства или не образуването на продукти. Когато K е по-голяма от 1, равновесната система ще има по-висока концентрация на продукти, отколкото на реагентите, и ако K е по-малка от 1, се получава обратното: в равновесие ще има по-голяма концентрация на реагенти от продукти.

Принцип на Льо Шателие

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

Например, ако газообразните продукти се образуват в реакция, увеличаване на налягането върху системата причинява реакцията да протича в обратна посока (към реагентите).

По принцип неорганичните реакции, които протичат между йони, са много бързи, докато органичните имат много по-ниска скорост.

Ако при реакция се получава топлина, увеличаването на външната температура има тенденция да я ориентира в обратна посока, тъй като обратната реакция е ендотермична (абсорбира топлината).

По същия начин, ако се предизвика излишък в един от реагентите в системата на равновесие, другите вещества ще образуват продукти, за да неутрализират посочената модификация до максимум.

В резултат на това равновесието се измества благоприятно по един или друг начин чрез увеличаване на скоростта на реакцията по такъв начин, че стойността на K остава постоянна.

Всички тези външни влияния и реакцията на баланса за противодействие им е това, което е известно като принципа на Le Chatelier.

Приложения

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

Въпреки това, от ХХ век той придобива известност благодарение на факта, че британските учени Уилям Есон и Върнън Харкорт го заемат отново няколко десетилетия след обнародването му.

Законът за масови действия има много приложения във времето, някои от които са изброени по-долу:

• Тъй като е формулиран по отношение на дейности, а не концентрации, е полезно за определяне на отклонения от идеалното поведение на реагентите в разтвор, стига да е в съответствие с термодинамиката.
• Когато реакцията наближи равновесието, може да се предвиди връзката между нетната скорост на реакцията и моментната свободна енергия на Гибс на реакцията.
• В комбинация с принципа за подробно равновесие, като цяло този закон предвижда получените стойности, според термодинамиката, на дейностите и константата в равновесно състояние, както и връзката между тях и произтичащите от тях константи на скоростта на реакции в посока напред и назад.
• Когато реакциите са от елементарен тип, при прилагането на този закон се получава подходящото уравнение за равновесие за дадена химическа реакция и изразите на нейната скорост.

Примери за закона за масовото действие

-При изучаването на необратима реакция между йони, открити в разтвора, общият израз на този закон води до формулата на Брьонстед-Бьеррум, която установява връзката между йонната сила на вида и константата на скоростта, -При анализиране на реакциите, които се провеждат в разредени идеални разтвори или в състояние на газообразна агрегация, се получава общото изражение на първоначалния закон (десетилетие на 80-те).

-Както има универсални характеристики, общият израз 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 определяне, че умножението между плътностите на дупките и електроните на дадена повърхност има постоянна величина в равновесно състояние, дори независимо от допинга, който се доставя на материала, -Използването на този закон за описание на динамиката между хищници и плячка е широко известно, като се приеме, че отношението на хищниците върху плячката представлява определена пропорция с връзката между хищници и плячка.

-В областта на здравните изследвания този закон може дори да се прилага за описание на определени фактори на човешкото поведение от политическа и социална гледна точка.

Законът за масово действие във фармакологията

Ако приемем, че D е лекарството, а R е рецепторът, върху който действа, и двата реагират, за да произведат комплекса DR, отговорен за фармакологичния ефект:

K = /

K е константата на дисоциацията. Има директна реакция, при която лекарството действа върху рецептора и друга, при която DR комплексът се дисоциира в оригиналните съединения. Всяка реакция има своя собствена скорост, която се изравнява само при равновесие, като К. е удовлетворен.

Тълкуване на закона за масата на буквата, колкото по-висока е концентрацията на D, толкова по-висока е образуваната концентрация на DR комплекса.

Въпреки това, общите приемници Rt имат физическа граница, така че няма неограничено количество R за всички налични D. По същия начин, експерименталните проучвания в областта на фармакологията са установили следните ограничения на закона за масовия живот в тази област:

- Предполага се, че връзката RD е обратима, когато в повечето случаи наистина не е така.

- RD връзката може структурно да промени един от двата компонента (лекарството или рецептора), обстоятелство, което не се разглежда от масовия закон.

- Освен това законът за масите бледнее пред реакциите, при които множество посредници се намесват във формирането на RD.

Ограничения

Законът за масово действие предполага, че всяка химическа реакция е елементарна; с други думи, че молекулната молекула е същата като съответния ред на реакция за всеки участващ вид.

Тук стехиометричните коефициенти a, b, c и d се считат за броя на молекулите, участващи в реакционния механизъм. При глобална реакция обаче не е задължително да съответстват на вашата поръчка.

Например за реакцията aA + bB <=> cC + dD:

Изразът на скоростта за директните и обратните реакции е:

Това се отнася само за елементарните реакции, тъй като за глобалните, въпреки че стехиометричните коефициенти са правилни, те не винаги са последователностите на реакцията. В случай на пряка реакция, последната може да бъде:

В този израз w и z биха били истинските нареждания за реакция за видове A и B.

Препратки

1. Джефри Аронсън. (2015 г., 19 ноември). Законите на живота: Законът на Гълдберг и Уейг за масово действие. Произведено на 10 май 2018 г. от: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Закон за масово действие. Произведено на 10 май 2018 г. от: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Закон за масово действие и равновесие постоянен. Произведено на 10 май 2018 г. от: askiitians.com
4. Енциклопедия на науките в Салват. (1968). Химия. Том 9, Salvat SA на ediciones Pamplona, ​​Испания. Р 13-16.
5. Уолтър Дж. Мур. (1963). Физическа химия. В термодинамиката и химичното равновесие. (Четвърто изд.). Longmans. Р 169.
6. Алекс Ярцев. (2018). Законът за масово действие във фармакодинамиката. Произведено на 10 май 2018 г. от: derangedphysiology.com