PRAWO AKCJI MASOWEJ: ZASTOSOWANIA, PRZYKŁADY - CHEMIA - 2026

Prawo działania mas ustanawia zależność między mas czynnych reagentów, i że produkty w warunkach równowagi i w homogenicznych układach (roztwory lub fazy gazowej). Sformułowali go norwescy naukowcy CM Guldberg i P. Waage, którzy uznali, że równowaga jest dynamiczna, a nie statyczna.

Dlaczego dynamiczny? Ponieważ szybkości reakcji do przodu i do tyłu są równe. Masy czynne są zwykle wyrażane w mol / l (molarność). Taką reakcję można zapisać tak: aA + bB <=> cC + dD. Dla równowagi przytoczonej w tym przykładzie zależność między reagentami i produktami jest zilustrowana równaniem na poniższym obrazku.

K jest zawsze stała, niezależnie od początkowego stężenia substancji, o ile temperatura się nie zmienia. Tutaj A, B, C i D są reagentami i produktami; podczas gdy a, b, c i d są ich współczynnikami stechiometrycznymi.

Wartość liczbowa K jest stałą charakterystyczną dla każdej reakcji w danej temperaturze. Zatem K jest tym, co nazywamy stałą równowagi.

Zapis oznacza, że ​​w wyrażeniu matematycznym stężenia pojawiają się w jednostkach mol / l, podniesione do potęgi równej współczynnikowi reakcji.

Jakie jest prawo akcji masowej?

Jak wcześniej wspomniano, prawo działania masy wyraża, że ​​prędkość danej reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń rodzajów reagentów, gdzie stężenie każdego gatunku jest podniesione do potęgi równej jego współczynnikowi stechiometryczny w równaniu chemicznym.

W tym sensie można to lepiej wyjaśnić, stosując reakcję odwracalną, której ogólne równanie zilustrowano poniżej:

aA + bB ↔ cC + dD

Gdzie A i B reprezentują reagenty, a substancje nazwane C i D reprezentują produkty reakcji. Podobnie wartości a, b, c i d reprezentują współczynniki stechiometryczne odpowiednio A, B, C i D.

Wychodząc z poprzedniego równania, otrzymuje się wspomnianą wcześniej stałą równowagi, którą ilustruje:

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

Gdzie stała równowagi K jest równa ilorazowi, w którym licznik składa się z pomnożenia stężeń produktów (w stanie równowagi) podniesionych do ich współczynnika w równaniu zrównoważonym, a mianownik składa się z podobnego mnożenia ale wśród reagentów podniesionych do współczynnika, który im towarzyszy.

Znaczenie stałej równowagi

Należy zauważyć, że stężenia równowagowe gatunków muszą być użyte w równaniu do obliczenia stałej równowagi, o ile nie ma ich modyfikacji ani temperatury układu.

W ten sam sposób wartość stałej równowagi dostarcza informacji o preferowanym kierunku reakcji w stanie równowagi, to znaczy pokazuje, czy reakcja jest korzystna dla reagentów czy produktów.

W przypadku, gdy wielkość tej stałej jest znacznie większa niż jedność (K »1), równowaga przesunie się w prawo i będzie faworyzować produkty; Podczas gdy wielkość tej stałej jest znacznie mniejsza niż jedność (K «1), równowaga przesunie się w lewo i będzie faworyzować reagenty.

Podobnie, chociaż zgodnie z konwencją wskazuje się, że substancje po lewej stronie strzałki są reagentami, a te po prawej stronie są produktami, może być nieco mylące, że reagenty pochodzące z reakcji w bezpośredni sens staje się produktem reakcji w odwrotnej kolejności i odwrotnie.

Równowaga chemiczna

Reakcje często osiągają równowagę między ilościami substancji wyjściowych i powstających produktów. Ta równowaga może dodatkowo przesuwać się sprzyjając zwiększaniu lub zmniejszaniu zawartości jednej z substancji biorących udział w reakcji.

Analogiczny fakt zachodzi w przypadku dysocjacji rozpuszczonej substancji: podczas reakcji zanikanie substancji wyjściowych i powstawanie produktów można zaobserwować doświadczalnie ze zmienną prędkością.

Szybkość reakcji w dużym stopniu zależy od temperatury i w różnym stopniu od stężenia reagentów. W rzeczywistości czynniki te są badane szczególnie przez kinetykę chemiczną.

Jednak ta równowaga nie jest statyczna, ale pochodzi ze współistnienia reakcji bezpośredniej i odwrotnej.

W reakcji bezpośredniej (->) powstają produkty, podczas gdy w reakcji odwrotnej (<-) ponownie powstają substancje wyjściowe.

Stanowi to tak zwaną równowagę dynamiczną, o której mowa powyżej.

Równowaga w układach heterogenicznych

W układach niejednorodnych - to znaczy w układach złożonych z kilku faz - stężenia ciał stałych można uznać za stałe, pomijając wyrażenie matematyczne dla K.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

Zatem w równowadze rozkładu węglanu wapnia jego stężenie i powstającego tlenku można uznać za stałe niezależnie od jego masy.

Zmiany równowagi

Wartość liczbowa stałej równowagi określa, czy reakcja sprzyja tworzeniu się produktów. Gdy K jest większe niż 1, układ równowagowy będzie miał wyższe stężenie produktów niż reagentów, a jeśli K jest mniejsze niż 1, dzieje się odwrotnie: w równowadze stężenie reagentów będzie większe niż produktów.

Zasada Le Chateliera

Wpływ zmian stężenia, temperatury i ciśnienia może zmienić szybkość reakcji.

Na przykład, jeśli w reakcji powstają produkty gazowe, wzrost ciśnienia w układzie powoduje, że reakcja przebiega w przeciwnym kierunku (w kierunku reagentów).

Generalnie reakcje nieorganiczne zachodzące między jonami są bardzo szybkie, podczas gdy organiczne mają znacznie mniejsze prędkości.

Jeśli w wyniku reakcji wytwarzane jest ciepło, wzrost temperatury zewnętrznej ma tendencję do kierowania go w przeciwnym kierunku, ponieważ reakcja odwrotna jest endotermiczna (pochłania ciepło).

Podobnie, jeżeli w jednym z reagentów w układzie w równowadze występuje nadmiar, pozostałe substancje będą tworzyć produkty, aby maksymalnie zneutralizować wspomnianą modyfikację.

W rezultacie równowaga przesuwa się na korzyść w jedną lub drugą stronę, zwiększając szybkość reakcji, w taki sposób, że wartość K pozostaje stała.

Wszystkie te zewnętrzne wpływy i reakcja równowagi, aby im przeciwdziałać, to tak zwana zasada Le Chateliera.

Aplikacje

Pomimo swojej ogromnej użyteczności, kiedy proponowano to prawo, nie wywarło ono pożądanego wpływu ani znaczenia dla społeczności naukowej.

Jednak od XX wieku zyskiwał rozgłos dzięki temu, że kilkadziesiąt lat po jego ogłoszeniu podjęli go ponownie brytyjscy naukowcy William Esson i Vernon Harcourt.

Prawo działań masowych miało z biegiem czasu wiele zastosowań, a niektóre z nich wymieniono poniżej:

• Ponieważ jest sformułowany w kategoriach aktywności, a nie stężeń, przydatne jest określenie odchyleń od idealnego zachowania reagentów w roztworze, o ile jest to zgodne z termodynamiką.
• Gdy reakcja zbliża się do stanu równowagi, można przewidzieć związek między szybkością netto reakcji a chwilową energią swobodną reakcji Gibbsa.
• W połączeniu z zasadą równowagi szczegółowej, ogólnie rzecz biorąc, prawo to przewiduje wynikowe wartości, zgodnie z termodynamiką, aktywności i stałej w stanie równowagi, a także związek między nimi a wynikającymi z nich stałymi prędkości reakcje w kierunku do przodu i do tyłu.
• Gdy reakcje są typu elementarnego, stosując to prawo uzyskuje się odpowiednie równanie równowagi dla danej reakcji chemicznej oraz wyrażenia jej szybkości.

Przykłady prawa akcji masowej

-Podczas badania nieodwracalnej reakcji między jonami znajdującymi się w roztworze, ogólne wyrażenie tego prawa prowadzi do sformułowania Brönsted-Bjerrum, który określa zależność między siłą jonową gatunku a stałą szybkości .

- Analizując reakcje, które są przeprowadzane w rozcieńczonych roztworach idealnych lub w stanie skupienia gazowego, uzyskuje się ogólny wyraz pierwotnego prawa (dekada lat 80-tych).

-Ponieważ ma uniwersalne cechy, ogólne wyrażenie tego prawa może być używane jako część kinetyki, zamiast traktować je jako część termodynamiki.

-W przypadku stosowania w elektronice prawo to służy do określania, że ​​mnożenie między gęstościami otworów i elektronów danej powierzchni ma stałą wielkość w stanie równowagi, nawet niezależnie od domieszkowania dostarczanego do materiału .

-Użycie tego prawa do opisu dynamiki między drapieżnikiem a ofiarą jest szeroko znane, przy założeniu, że stosunek drapieżnictwa do ofiary ma pewną proporcję do relacji między drapieżnikiem a ofiarą.

- W dziedzinie nauk o zdrowiu prawo to można nawet zastosować do opisu pewnych czynników ludzkiego zachowania, z politycznego i społecznego punktu widzenia.

Prawo działania masowego w farmakologii

Zakładając, że D jest lekiem, a R jest receptorem, na który działa, oba reagują, tworząc kompleks DR, odpowiedzialny za efekt farmakologiczny:

K = /

K jest stałą dysocjacji. Istnieje bezpośrednia reakcja, w której lek działa na receptor, i inna, w której kompleks DR dysocjuje na oryginalne związki. Każda reakcja ma swoją własną prędkość, dorównuje sobie tylko w stanie równowagi, przy spełnieniu K.

Interpretując prawo masy co do litery, im wyższe stężenie D, tym wyższe stężenie utworzonego kompleksu DR.

Jednak całkowita liczba odbiorników Rt ma fizyczny limit, więc nie ma nieograniczonej ilości R dla wszystkich dostępnych D. Podobnie badania eksperymentalne z zakresu farmakologii wykazały następujące ograniczenia prawa masowego w tej dziedzinie:

- Zakłada, że ​​łącze RD jest odwracalne, podczas gdy w większości przypadków tak naprawdę nie jest.

- Wiązanie RD może strukturalnie zmienić jeden z dwóch składników (lek lub receptor), okoliczność, która nie jest uwzględniana przez prawo masowe.

- Ponadto prawo masowe blednie w obliczu reakcji, w których wielu pośredników interweniuje w tworzeniu rzadkich chorób.

Ograniczenia

Prawo akcji masowej zakłada, że ​​każda reakcja chemiczna jest elementarna; innymi słowy, że molekularność jest taka sama, jak odpowiednia kolejność reakcji dla każdego zaangażowanego gatunku.

Tutaj współczynniki stechiometryczne a, b, c i d są uważane za liczbę cząsteczek zaangażowanych w mechanizm reakcji. Jednak w globalnej reakcji niekoniecznie pasują one do twojego zamówienia.

Na przykład dla reakcji aA + bB <=> cC + dD:

Wyrażenie prędkości dla reakcji bezpośrednich i odwrotnych to:

Dotyczy to tylko reakcji elementarnych, ponieważ dla reakcji globalnych, chociaż współczynniki stechiometryczne są prawidłowe, nie zawsze są one rzędami reakcji. W przypadku reakcji bezpośredniej może to być:

W tym wyrażeniu w i z byłyby prawdziwymi porządkami reakcji dla gatunków A i B.

Bibliografia

1. Jeffrey Aronson. (19 listopada 2015). Prawa życia: prawo masowego działania Guldberga i Waage'a. Pobrane 10 maja 2018 r. Z: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Prawo akcji masowej. Pobrane 10 maja 2018 r. Z: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Prawo akcji masowej i stała równowagi. Pobrane 10 maja 2018 r.Z: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Chemia. Tom 9, Salvat SA, ediciones Pampeluna, Hiszpania. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Chemia fizyczna. W termodynamice i równowadze chemicznej. (Wydanie czwarte). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018). Prawo działania masowego w farmakodynamice. Pobrane 10 maja 2018 r. Z: derangedphysiology.com