Právo hromadných akčných aplikácií, príklady

právo hromadného konania stanovuje existujúci vzťah medzi aktívnymi hmotami reaktantov a produktmi v rovnovážnych podmienkach av homogénnych systémoch (roztoky alebo plynné fázy). Bola formulovaná nórskymi vedcami C.M. Guldberg a P. Waage, ktorí poznali, že rovnováha je dynamická a nie statická.

Prečo dynamické? Pretože rýchlosti priamych a reverzných reakcií sú rovnaké. Aktívne hmoty sú zvyčajne vyjadrené mol / l (molarita). Reakcia tohto druhu môže byť zapísaná nasledovne: aA + bB <=> cC + dD. Pre rovnováhu uvedenú v tomto príklade je vzťah medzi reaktantmi a produktmi znázornený v rovnici dolného obrazu.

K je vždy konštantná, bez ohľadu na to, aké sú počiatočné koncentrácie látok, pokiaľ sa teplota nemení. Tu sú A, B, C a D reaktanty a produkty; zatiaľ čo a, b, c a d sú ich stechiometrické koeficienty.

Číselná hodnota K je charakteristická konštanta pre každú reakciu pri danej teplote. Takže K je to, čo sa nazýva rovnovážna konštanta.

Označenie [] znamená, že v matematickom vyjadrení sa koncentrácie objavujú v jednotkách mol / L, zvýšených na výkon rovný reakčnému koeficientu.

index

• 1 Aký je zákon hromadného konania??
  • 1.1 Význam rovnovážnej konštanty
• 2 Chemická rovnováha
  • 2.1 Bilancia v heterogénnych systémoch
  • 2.2 Posuny rovnováhy
• 3 Princíp Le Chatelier
• 4 Aplikácie
• 5 Príklady zákona hromadného konania
• 6 Zákon hromadného pôsobenia vo farmakológii
• 7 Obmedzenia
• 8 Referencie

Aký je zákon hromadného konania??

Ako už bolo uvedené, zákon hromadného pôsobenia vyjadruje, že rýchlosť danej reakcie je priamo úmerná súčinu koncentrácií druhov reaktantov, kde koncentrácia každého druhu je zvýšená na výkon rovnajúci sa jeho koeficientu. stechiometrické v chemickej rovnici.

V tomto zmysle môže byť lepšie vysvetlené reverzibilnou reakciou, ktorej všeobecná rovnica je ilustrovaná nižšie:

aA + bB-cC + dD

Kde A a B predstavujú reaktanty a látky označené C a D predstavujú produkty reakcie. Aj hodnoty a, b, c a d predstavujú stechiometrické koeficienty A, B, C a D, resp..

Vychádzajúc z predchádzajúcej rovnice získame rovnovážnu konštantu, ktorá bola predtým spomenutá, ktorá je znázornená ako:

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

Ak sa rovnovážna konštanta K rovná kvocientu, v ktorom sa čitateľ skladá z násobenia koncentrácií produktov (v ustálenom stave) zvýšených na ich koeficient vo vyváženej rovnici a menovateľ sa skladá z podobného násobenia medzi reaktantmi zvýšenými na koeficient, ktorý ich sprevádza.

Význam rovnovážnej konštanty

Treba poznamenať, že v rovnici na výpočet rovnovážnej konštanty by sa mali použiť koncentrácie v rovnovážnom stave, pokiaľ tieto zmeny alebo teplota systému nie sú modifikované..

Podobne, hodnota rovnovážnej konštanty poskytuje informácie o zmysle, ktorý je uprednostňovaný v reakcii v rovnováhe, to znamená, že ukazuje, či je reakcia priaznivá voči reaktantom alebo produktom..

V prípade, že veľkosť tejto konštanty je oveľa väčšia ako jednotka (K "1), rovnováha sa nakloní doprava a zvýhodní produkty, zatiaľ čo ak je táto konštanta oveľa menšia ako jednotka (K "1), váha sa nakloní doľava a zvýhodní reaktanty.

Tiež, hoci podľa konvencie je uvedené, že látky, na ľavej strane šípky, sú reaktanty a na pravej strane sú produkty, to môže byť trochu mätúce, že sa reakčná zložky pochádzajúce z reakcie priamy zmysel stáť produkty reakcie v obrátenom a naopak.

Chemická rovnováha

Reakcie často dosahujú rovnováhu medzi množstvami východiskových látok a množstvami vznikajúcich produktov. Táto rovnováha môže byť tiež nahradená zvýšením alebo znížením jednej z látok, ktoré sa zúčastňujú reakcie.

Analogická udalosť nastáva v disociácii rozpustenej látky: počas reakcie možno experimentálne pozorovať vymiznutie východiskových látok a tvorbu produktov s premenlivou rýchlosťou..

Rýchlosť reakcie závisí do značnej miery od teploty a rôznych stupňov koncentrácie reaktantov. V skutočnosti sú tieto faktory študované najmä chemickou kinetikou.

Táto rovnováha však nie je statická, ale pochádza z koexistencie priamej reakcie a opačnej reakcie.

Pri priamej reakcii (->) vznikajú produkty, zatiaľ čo pri spätnej reakcii (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Vyššie uvedené predstavuje to, čo je známe ako dynamická rovnováha, uvedená vyššie.

Bilancia v heterogénnych systémoch

V heterogénnych systémoch - tj v tých, ktoré sú tvorené niekoľkými fázami - možno koncentrácie tuhých látok považovať za konštantné, pričom vynecháme matematický výraz pre K.

CaCO₃(S) <=> CaO (s) + CO₂(G)

V rovnováhe rozkladu uhličitanu vápenatého sa teda jeho koncentrácia a koncentrácia výsledného oxidu môže považovať za konštantnú bez ohľadu na jeho hmotnosť..

Posuny zostatkov

Číselná hodnota rovnovážnej konštanty určuje, či reakcia uprednostňuje tvorbu produktov alebo nie. Keď K je väčšie ako 1, systém v rovnováhe bude mať vyššiu koncentráciu produktov ako činidlá a ak K je menšie ako 1, opak nastane: v rovnováhe bude vyššia koncentrácia reaktantov ako v produktoch..

Začiatok Le Chatelier

Vplyv zmien koncentrácie, teploty a tlaku môže zmeniť rýchlosť reakcie.

Ak sa napríklad v reakcii vytvárajú plynné produkty, zvýšenie tlaku na systém spôsobuje, že reakcia prebieha v opačnom smere (smerom k reaktantom)..

Vo všeobecnosti sú anorganické reakcie, ktoré sa uskutočňujú medzi iónmi, veľmi rýchle, zatiaľ čo organické majú oveľa nižšie rýchlosti.

Ak reakcia produkuje teplo, zvýšenie vonkajšej teploty má tendenciu ju orientovať v opačnom smere, pretože reverzná reakcia je endotermická (absorbuje teplo).

Podobne, ak je v jednom z reaktantov v systéme v rovnováhe spôsobený nadbytok, ostatné látky budú tvoriť produkty, ktoré túto modifikáciu čo najviac neutralizujú..

Výsledkom je, že sa rovnováha pohybuje tak, že zvýhodňuje jednu alebo druhú cestu zvyšovaním reakčnej rýchlosti, takže hodnota K zostáva konštantná.

Všetky tieto vonkajšie vplyvy a rovnovážna reakcia proti nim sú známe ako Le Chatelierov princíp.

aplikácie

Napriek tomu, že tento zákon bol navrhnutý, nemal obrovský úžitok, nemal žiaduci vplyv alebo význam vo vedeckej komunite.

Avšak od dvadsiateho storočia si získal známosť vďaka tomu, že britskí vedci William Esson a Vernon Harcourt ho po niekoľkých desaťročiach po jeho vyhlásení vrátili späť..

Zákon hromadnej akcie mal mnoho aplikácií v priebehu času, čo je dôvod, prečo niektoré z nich sú uvedené nižšie:

• Pri formulovaní z hľadiska aktivít namiesto koncentrácií je užitočné stanoviť odchýlky ideálneho správania reaktantov v roztoku, pokiaľ je v súlade s termodynamikou.
• Keď sa reakcia blíži rovnovážnemu stavu, možno predpokladať vzťah medzi čistou reakčnou rýchlosťou a Gibbsovou voľnou energiou..
• V kombinácii s princípom detailnej rovnováhy vo všeobecnosti tento zákon predpokladá výsledné hodnoty, podľa termodynamiky, činností a konštanty v rovnovážnom stave, ako aj vzťah medzi týmito a výslednými konštantami rýchlosti. reakcie v priamom zmysle ako v opačnom smere.
• Keď sú reakcie elementárneho typu, pri použití tohto zákona sa získa rovnica rovnováhy vhodná pre určitú chemickú reakciu a vyjadrenie jej rýchlosti..

Príklady zákona hromadného konania

-Keď študujeme ireverzibilnú reakciu medzi iónmi, ktoré sú v roztoku, všeobecné vyjadrenie tohto zákona vedie k formulácii Brönsted-Bjerrum, ktorá stanovuje existujúci vzťah medzi iónovou silou druhu a konštantnou rýchlosťou.

-Pri analýze reakcií, ktoré sa vykonávajú v zriedených ideálnych roztokoch alebo v stave plynnej agregácie, sa získa všeobecný výraz pôvodného zákona (desaťročie 80. rokov)..

-Keďže má univerzálny charakter, všeobecné vyjadrenie tohto zákona môže byť použité ako súčasť kinetiky namiesto toho, aby bolo vidieť ako súčasť termodynamiky.

-Pri použití v elektronike sa tento zákon používa na určenie toho, že násobenie medzi hustotami dier a elektrónov danej plochy má konštantnú veľkosť v rovnovážnom stave, dokonca nezávisle od dotovania, ktoré sa dodáva do materiálu..

-Je všeobecne známe používanie tohto zákona na opis dynamiky existujúcej medzi predátormi a korisťou, za predpokladu, že predátorský vzťah na koristi predstavuje určitý pomer so vzťahom medzi predátormi a korisť..

-V oblasti zdravotníckych štúdií je možné tento zákon aplikovať aj na opis určitých faktorov ľudského správania z politického a sociálneho hľadiska.

Zákon hromadného pôsobenia vo farmakológii

Za predpokladu, že D je liek a R receptor, na ktorom pôsobí, obe reagujú na vznik komplexu DR, ktorý je zodpovedný za farmakologický účinok:

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

K je disociačná konštanta. Existuje priama reakcia, pri ktorej liek pôsobí na receptor, a druhá, kde komplex DR disociuje na pôvodné zlúčeniny. Každá reakcia má svoju vlastnú rýchlosť, ktorá sa rovná len v rovnováhe, ktorá vyhovuje K.

Pri výklade hromadného zákona k listu, čím vyššia je koncentrácia D, tým vyššia je koncentrácia komplexu DR.

Avšak celkové prijímače Rt majú fyzický limit, takže pre všetky dostupné D. nie je neobmedzené množstvo R. Podobne experimentálne štúdie v oblasti farmakológie zistili nasledujúce obmedzenia zákona hmotností v tejto oblasti:

- Predpokladajme, že R-D prepojenie je reverzibilné, keď vo väčšine prípadov to naozaj nie je.

- R-D väzba môže štrukturálne meniť jednu z dvoch zložiek (liečivo alebo receptor), čo je okolnosť, ktorá neberie do úvahy hmotnostné právo.

- Okrem toho, masové právo bledne pred reakciami, kde viac sprostredkovateľov zasiahne do formovania DR.

obmedzenia

Zákon hromadnej akcie predpokladá, že každá chemická reakcia je elementárna; inými slovami, že molekula je rovnaká ako príslušné poradie reakcií pre každý príslušný druh.

Tu sú stechiometrické koeficienty a, b, c a d považované za počet molekúl, ktoré zasahujú do reakčného mechanizmu. V globálnej reakcii sa však nemusia zhodovať s vašou objednávkou.

Napríklad pre reakciu na A + bB <=> cC + dD:

Vyjadrenie rýchlosti pre priame a inverzné reakcie sú:

k₁= [A]^na[B]^b

k₂= [C]^C[D]^d

Toto platí len pre elementárne reakcie, pretože pre globálne reakcie, hoci sú stechiometrické koeficienty správne, nie sú vždy reakčnými príkazmi. V prípade priamej reakcie by to mohlo byť:

k₁= [A]^w[B]^z

V uvedenom výraze w a z by boli skutočné poradia reakcií pre druhy A a B.

referencie

1. Jeffrey Aronson. (19. november 2015). Zákony života: Guldberg a Waageov zákon hromadných činov. Získané dňa 10. mája 2018, z: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Zákon hromadného konania. Získané dňa 10. mája 2018, z: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Zákon hromadného konania a rovnovážny konštant. Získané dňa 10. mája 2018, z: askiitians.com
4. Salvat encyklopédia vied. (1968). Chémia. Zväzok 9, Salvat S.A. vydaní Pamplona, ​​Španielsko. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikálna chémia v Termodynamika a chemická rovnováha. (Štvrté vydanie). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev (2018). Zákon hromadného pôsobenia vo farmakodynamike. Získané 10. mája 2018, z: derangedphysiology.com