Masu rīcības programmu likums, piemēri

The masu rīcības likums nosaka esošās attiecības starp reaģentu un produktu aktīvo masu līdzsvara apstākļos un viendabīgās sistēmās (šķīdumos vai gāzes fāzēs). To izstrādāja Norvēģijas zinātnieki C.M. Guldbergs un P. Waage, kas atzina, ka līdzsvars ir dinamisks un nav statisks.

Kāpēc dinamika? Tā kā tiešo un atgriezenisko reakciju ātrums ir vienāds. Aktīvās masas parasti izsaka mol / L (molaritāte). Šādu reakciju var rakstīt šādi: aA + bB <=> cC + dD. Šajā piemērā minētajam līdzsvaram attiecības starp reaģentiem un produktiem ir attēlotas zemākā attēla vienādojumā.

K vienmēr ir nemainīgs neatkarīgi no vielu sākotnējās koncentrācijas, kamēr temperatūra nemainās. Šeit A, B, C un D ir reaģenti un produkti; a, b, c un d ir to stehiometriskie koeficienti.

K skaitliskā vērtība ir raksturīga konstante katrai reakcijai noteiktā temperatūrā. Tātad, K ir tas, ko sauc par līdzsvara konstantu.

Apzīmējums [] nozīmē, ka matemātiskajā izteiksmē koncentrācija parādās mol / l vienībās, kas paaugstinātas līdz tādam līmenim, kas vienāds ar reakcijas koeficientu.

Indekss

• 1 Kas ir masu rīcības likums??
  • 1.1 Līdzsvara konstantes nozīme
• 2 Ķīmiskais līdzsvars
  • 2.1. Līdzsvars neviendabīgās sistēmās
  • 2.2 Līdzsvara kompensācijas
• 3 Le Chatelier princips
• 4 Pieteikumi
• 5 Masu rīcības tiesību piemēri
• 6 Masu darbības likums farmakoloģijā
• 7 Ierobežojumi
• 8 Atsauces

Kas ir masu rīcības likums??

Kā minēts iepriekš, masu darbības likums izsaka viedokli, ka konkrētas reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu sugu koncentrācijas produktam, kur katras sugas koncentrācija ir paaugstināta līdz tai vienādai ar tā koeficientu. stehiometriski ķīmiskā vienādojumā.

Šajā ziņā to var labāk izskaidrot ar atgriezenisku reakciju, kuras vispārējais vienādojums ir parādīts tālāk:

aA + bB ↔ cC + dD

Kur A un B ir reaģenti un vielas, kas apzīmētas ar C un D, ​​pārstāv reakcijas produktus. Arī a, b, c un d vērtības atbilst A, B, C un D stehiometriskajiem koeficientiem..

Sākot ar iepriekšējo vienādojumu, mēs iegūstam iepriekš minēto līdzsvaru, kas ir ilustrēts kā:

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

Ja līdzsvara konstante K ir vienāda ar koeficientu, kurā skaitītājs sastāv no produktu koncentrāciju reizināšanas (līdzsvara stāvoklī), kas palielināts līdz to koeficientam līdzsvarotā vienādojumā, un saucējs sastāv no līdzīga reizinājuma bet starp reaģentiem, kas izvirzīti līdz tam pievienotajam koeficientam.

Līdzsvara konstantes nozīme

Jāatzīmē, ka vienādojumā, lai aprēķinātu līdzsvara konstantu, jāizmanto līdzsvarā esošo sugu koncentrācija, ja vien nav izmaiņu šajās vai sistēmas temperatūrā..

Tādā pašā veidā līdzsvara konstantes vērtība sniedz informāciju par to, kas ir labvēlīgs līdzsvarā esošajā reakcijā, tas ir, atklāj, vai reakcija ir labvēlīga reaktīviem vai produktiem..

Ja šī konstantes lielums ir daudz lielāks par vienību (K "1), līdzsvars tiks pagriezts pa labi un labvēlīgi ietekmēs produktus, bet, ja šī konstantes lielums ir daudz mazāks nekā vienība (K "1), atlikums tiks pagriezts pa kreisi un labvēlīgi ietekmēs reaģentus.

Turklāt, lai gan pēc vienošanās ir norādīts, ka vielas, kas atrodas bultas kreisajā pusē, ir reaģenti, bet labajā pusē - produkti, var būt mazliet mulsinoši, ka reaģenti, kas rodas no reakcijas tieša sajūta ir tā, ka produkti ir reakcijā pretējā virzienā un otrādi.

Ķīmiskā bilance

Bieži vien reakcijas sasniedz līdzsvaru starp sākotnējo vielu un veidoto produktu daudzumu. Šo līdzsvaru var arī mainīt, veicinot vienas no vielām, kas piedalās reakcijā, pieaugumu vai samazinājumu.

Analogs notikums izšķīdušās vielas disociācijā: reakcijas laikā eksperimentāli var novērot sākotnējo vielu izzušanu un produktu ar mainīgu ātrumu veidošanos..

Reakcijas ātrums lielā mērā ir atkarīgs no temperatūras un dažādām reaģentu koncentrācijas pakāpēm. Faktiski šie faktori ir īpaši pētīti ar ķīmisko kinētiku.

Tomēr šis līdzsvars nav statisks, bet tas izriet no tiešas reakcijas līdzāspastāvēšanas.

Tiešā reakcijā (->) produkti veidojas, bet pretējā reakcijā (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Iepriekšminētais ir iepriekš minētais dinamiskais līdzsvars.

Līdzsvars neviendabīgās sistēmās

Heterogēnās sistēmās - tas ir, vairākās fāzēs veidotajās sistēmās - cieto vielu koncentrācijas var uzskatīt par nemainīgām, neizmantojot K matemātisko izteiksmi..

CaCO₃(-i) <=> CaO (s) + CO₂(g)

Tādējādi kalcija karbonāta sadalīšanās līdzsvarā tā koncentrāciju un iegūtā oksīda koncentrāciju var uzskatīt par nemainīgu neatkarīgi no tā masas..

Līdzsvara nobīdes

Līdzsvara konstantes skaitliskā vērtība nosaka, vai reakcija veicina produktu veidošanos vai ne. Ja K ir lielāks par 1, līdzsvara sistēmai būs augstāka produktu koncentrācija nekā reaģentiem, un, ja K ir mazāks par 1, notiek pretējs: līdzsvarā būs lielāka reaģentu koncentrācija nekā produktos..

Le Chatelier sākums

Koncentrācijas, temperatūras un spiediena izmaiņu ietekme var mainīt reakcijas ātrumu.

Piemēram, ja reakcijā rodas gāzveida produkti, spiediena palielināšanās uz sistēmu izraisa reakciju pretējā virzienā (pret reaģentiem)..

Kopumā neorganiskās reakcijas, kas tiek veiktas starp joniem, ir ļoti ātras, savukārt organiskajās reakcijās ir daudz mazāks ātrums.

Ja reakcija rada siltumu, ārējās temperatūras palielināšanās parasti orientējas pretējā virzienā, jo pretējā reakcija ir endotermiska (absorbē siltumu)..

Tāpat, ja vienā no reaģentiem sistēmā ir līdzsvars, pārējās vielas veidos produktus, lai pēc iespējas neitralizētu šo modifikāciju..

Rezultātā līdzsvars virzās uz vienu vai otru, palielinot reakcijas ātrumu, līdz ar to K vērtība paliek nemainīga.

Visas šīs ārējās ietekmes un līdzsvara reakcija pret tām ir tas, kas pazīstams kā Le Chatelier princips.

Programmas

Neskatoties uz tās milzīgo lietderību, kad šis likums tika ierosināts, tam nebija vēlamās ietekmes vai nozīmes zinātnieku aprindās.

Tomēr, sākot ar divdesmito gadsimtu, tā kļuva pazīstama, pateicoties tam, ka britu zinātnieki William Esson un Vernon Harcourt to pārņēma vairākus gadu desmitus pēc tās izsludināšanas.

Masu rīcības likumam laika gaitā ir bijis daudz pieteikumu, tāpēc daži no tiem ir norādīti turpmāk:

• Izstrādājot aktivitātes, nevis koncentrācijas, ir lietderīgi noteikt reaktantu ideālās uzvedības novirzes šķīdumā, ja vien tas atbilst termodinamikai..
• Ja reakcija ir tuvu līdzsvara stāvoklim, var prognozēt attiecību starp neto reakcijas ātrumu un Gibbs brīvo enerģiju tūlītējai reakcijai..
• Kopā ar sīki izstrādāta līdzsvara principu principā šis likums paredz iegūtās vērtības atkarībā no aktivitāšu termodinamikas un līdzsvara stāvokļa līdzsvara stāvoklī, kā arī attiecību starp šīm un izrietošajām ātruma konstantēm. reakcijas tiešā nozīmē kā pretējā virzienā.
• Kad reakcijas ir elementāras, piemērojot šo likumu, iegūst līdzsvara līdzsvaru, kas piemērots noteiktai ķīmiskai reakcijai un tās ātruma izteiksmēm..

Masu rīcības tiesību piemēri

-Pētot neatgriezenisku reakciju starp risinājumiem esošajiem joniem, šī likuma vispārējā izpausme noved pie Brönsted-Bjerrum formulējuma, kas nosaka pastāvošo saikni starp sugas jonu stiprumu un konstantu ātrumu.

-Analizējot reakcijas, kas tiek veiktas atšķaidītos ideālos risinājumos vai gāzveida agregācijas stāvoklī, iegūst sākotnējā likuma vispārējo izteiksmi (80. gadu desmitgade).

-Tā kā tai ir universālas īpašības, šī likuma vispārējo izpausmi var izmantot kā daļu no kinētikas, nevis redzēt to kā termodinamikas daļu..

-Lietojot elektronikā, šis likums tiek izmantots, lai noteiktu, ka konkrētās virsmas caurumu un elektronu blīvumu reizinājums ir nemainīgs līdzsvara stāvoklī pat neatkarīgi no materiāla dopinga..

-Ir plaši zināms, ka šī likuma izmantošana apraksta dinamiku, kas pastāv starp plēsējiem un upuriem, pieņemot, ka sašutumu attiecības pret upuri rada zināmu proporciju starp plēsējiem un upuriem..

-Veselības pētījumu jomā šo likumu var piemērot pat, lai aprakstītu noteiktus cilvēka uzvedības faktorus no politiskā un sociālā viedokļa.

Masu darbības likums farmakoloģijā

Pieņemot, ka D ir zāles un R ir receptors, uz kura tā darbojas, abi reaģē uz DR kompleksa izcelsmi, kas atbild par farmakoloģisko iedarbību:

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

K ir disociācijas konstante. Ir tieša reakcija, kurā zāles iedarbojas uz receptoriem, bet otrs, kur DR komplekss disociējas sākotnējos savienojumos. Katrai reakcijai ir savs ātrums, kas vienāds tikai ar līdzsvaru un atbilst K.

Interpretējot masu likumu uz burtu, jo augstāka ir D koncentrācija, jo augstāka ir DR kompleksa koncentrācija.

Tomēr kopējam uztvērējam Rt ir fiziska robeža, tāpēc nav pieejams neierobežots daudzums visu pieejamo D. Tāpat eksperimentāli pētījumi farmakoloģijas jomā ir atraduši šādus masu tiesību ierobežojumus šajā jomā:

- Pieņemsim, ka R-D saite ir atgriezeniska, ja vairumā gadījumu tā nav.

- R-D saite var strukturāli mainīt vienu no diviem komponentiem (medikamentu vai receptoru), apstākli, kas neietver masu likumu.

- Turklāt masu likums ir pirms reakcijas, kad DR veidošanā iesaistās vairāki starpnieki.

Ierobežojumi

Masu darbības likums pieņem, ka katra ķīmiskā reakcija ir pamatizglītība; citiem vārdiem sakot, molekulitāte ir tāda pati kā katrai iesaistītajai sugai atbilstošā reakcijas secība.

Šeit tiek uzskatīti stehiometriskie koeficienti a, b, c un d kā molekulu skaits, kas iejaucas reakcijas mehānismā. Tomēr globālā reakcijā tie ne vienmēr sakrīt ar jūsu pasūtījumu.

Piemēram, reakcijai uz A + bB <=> cC + dD:

Ātruma izteiksme tiešajām un apgrieztām reakcijām ir:

k₁= [A]^a[B]^b

k₂= [C]^c[D]^d

Tas attiecas tikai uz elementārajām reakcijām, jo ​​globālām reakcijām, lai gan stehiometriskie koeficienti ir pareizi, tie ne vienmēr ir reakcijas rīkojumi. Tiešas reakcijas gadījumā pēdējais varētu būt:

k₁= [A]^w[B]^z

Minētajā izteiksmē w un z būtu patiesās reakcijas rīkojumi A un B sugai.

Atsauces

1. Jeffrey Aronson. (2015. gada 19. novembris). Dzīvības likumi: Guldbergs un Vāga masu rīcības likums. Saturs iegūts 2018. gada 10. maijā no: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Masu rīcības likums. Saturs iegūts 2018. gada 10. maijā no: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Masu rīcības un līdzsvara konstante. Saturs iegūts 2018. gada 10. maijā, no: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Ķīmija 9. sējums, Salvat S.A. izdevumi Pamplona, ​​Spānija. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fiziskā ķīmija In Termodinamika un ķīmiskais līdzsvars. (Ceturtais izdevums). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev (2018). Masu rīcības likums farmakodinamikā. Saturs iegūts 2018. gada 10. maijā no: derangedphysiology.com