Právo aplikací hromadných akcí, příklady



zákon hromadné akce stanoví existující vztah mezi aktivní hmotností reaktantů a hmotností produktů v rovnovážných podmínkách a v homogenních systémech (roztoky nebo plynné fáze). Byl formulován norskými vědci C.M. Guldberg a P. Waage, kteří poznali, že rovnováha je dynamická a ne statická.

Proč dynamické? Protože rychlosti přímých a reverzních reakcí jsou stejné. Aktivní hmoty jsou obvykle vyjádřeny mol / L (molarita). Reakce tohoto druhu může být zapsána následovně: aA + bB <=> cC + dD. Pro rovnováhu uvedenou v tomto příkladu je vztah mezi reaktanty a produkty znázorněn v rovnici nižšího obrazu.

K je vždy konstantní, bez ohledu na to, jaké jsou počáteční koncentrace látek, pokud se teplota nemění. Zde A, B, C a D jsou reaktanty a produkty; zatímco a, b, c a d jsou jejich stechiometrické koeficienty.

Číselná hodnota K je charakteristická konstanta pro každou reakci při dané teplotě. K je tedy to, co se nazývá rovnovážná konstanta.

Zápis [] znamená, že v matematickém vyjádření se koncentrace objevují v jednotkách mol / l, zvýšených na výkon rovný reakčnímu koeficientu.

Index

  • 1 Jaký je zákon hromadné akce??
    • 1.1 Význam rovnovážné konstanty
  • 2 Chemická rovnováha
    • 2.1 Bilance v heterogenních systémech
    • 2.2 Posunutí rovnováhy
  • 3 Princip Le Chatelier
  • 4 Aplikace
  • 5 Příklady zákona hromadné akce
  • 6 Zákon hromadné akce ve farmakologii
  • 7 Omezení
  • 8 Odkazy

Jaký je zákon hromadné akce??

Jak již bylo zmíněno, zákon hromadné akce vyjadřuje, že rychlost dané reakce je přímo úměrná součinu koncentrací reaktantů, kde koncentrace každého druhu je zvýšena na výkon rovnající se jeho koeficientu stechiometrické v chemické rovnici.

V tomto smyslu může být lépe vysvětleno reverzibilní reakcí, jejíž obecná rovnice je znázorněna níže:

aA + bB ↔ cC + dD

Kde A a B představují reaktanty a látky označené C a D představují produkty reakce. Také hodnoty a, b, c a d představují stechiometrické koeficienty A, B, C a D, resp..

Počínaje předchozí rovnicí získáme rovnovážnou konstantu, která byla dříve zmíněna, což je ilustrováno jako:

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

Tam, kde se rovnovážná konstanta K rovná kvocientu, ve kterém se čitatel skládá z násobení koncentrací produktů (v ustáleném stavu) zvýšených na jejich koeficient ve vyvážené rovnici a jmenovatel se skládá z podobného násobení ale mezi reaktanty vzrostl na koeficient, který je doprovází.

Význam rovnovážné konstanty

Mělo by být poznamenáno, že v rovnici pro výpočet rovnovážné konstanty by měly být použity koncentrace v rovnovážném stavu, pokud tyto změny nebo teplota systému nejsou upraveny..

Stejně tak hodnota rovnovážné konstanty udává informaci o smyslu, který je upřednostňován v reakci v rovnováze, to znamená, že ukazuje, zda je reakce příznivá vůči reaktantům nebo produktům..

V případě, že velikost této konstanty je mnohem větší než jednotka (K "1), rovnováha se nakloní doprava a zvýhodní produkty, zatímco velikost této konstanty je mnohem menší než jednotka. (K "1) se váha nakloní doleva a zvýhodní reaktanty.

Také, ačkoli podle konvencí to je ukázané, že substance na levé straně šipky jsou reaktanty a ti na pravé straně jsou produkty, to může být trochu matoucí, že reaktanty, které přijdou z reakce v. přímým smyslem jsou produkty v reakci v opačném směru a naopak.

Chemická rovnováha

Reakce často dosahují rovnováhy mezi množstvím výchozích látek a množstvím vznikajících produktů. Tato rovnováha může být také nahrazena zvýšením nebo snížením jedné z látek, které se účastní reakce.

Analogická událost nastává v disociaci rozpuštěné látky: během reakce lze experimentálně pozorovat vymizení výchozích látek a tvorbu produktů s proměnlivou rychlostí..

Rychlost reakce závisí do značné míry na teplotě a na různých stupních koncentrace reaktantů. Ve skutečnosti jsou tyto faktory studovány zejména chemickou kinetikou.

Tato rovnováha však není statická, ale pochází z koexistence přímé reakce a opačné.

V přímé reakci (->) vznikají produkty, zatímco v opačné reakci (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Výše uvedené je to, co je známo jako dynamická rovnováha, uvedená výše.

Bilance v heterogenních systémech

V heterogenních systémech - tj. V těch, které jsou tvořeny několika fázemi - lze koncentrace pevných látek považovat za konstantní, vynecháme matematický výraz pro K.

CaCO3(s) <=> CaO (s) + CO2(g)

V rovnováze rozkladu uhličitanu vápenatého lze tedy jeho koncentraci a koncentraci výsledného oxidu považovat za konstantní bez ohledu na jeho hmotnost..

Posuny zůstatků

Číselná hodnota rovnovážné konstanty určuje, zda reakce podporuje tvorbu produktů nebo ne. Když je K větší než 1, systém v rovnováze bude mít vyšší koncentraci produktů než činidel, a pokud je K menší než 1, nastane opak: v rovnováze bude vyšší koncentrace reaktantů než v produktech..

Začátek Le Chatelier

Vliv změn v koncentraci, teplotě a tlaku může změnit rychlost reakce.

Pokud se například v reakci vytvoří plynné produkty, zvýšení tlaku na systém způsobí, že reakce probíhá v opačném směru (směrem k reaktantům)..

Obecně jsou anorganické reakce, které se provádějí mezi ionty, velmi rychlé, zatímco organické mají mnohem nižší rychlosti.

Jestliže reakce produkuje teplo, zvýšení venkovní teploty inklinuje orientovat to v opačném směru, protože opačná reakce je endothermic (absorbuje teplo) \ t.

Podobně, pokud je v jednom z reaktantů v rovnovážném systému způsoben přebytek, další látky vytvoří produkty, které tuto modifikaci neutralizují co nejvíce..

Výsledkem je, že se rovnováha pohybuje jedním nebo druhým způsobem tím, že zvyšuje rychlost reakce, takže hodnota K zůstává konstantní.

Všechny tyto vnější vlivy a rovnovážná odezva proti nim je známa jako Le Chatelierův princip.

Aplikace

Navzdory své enormní užitečnosti, když byl tento zákon navržen, neměl ve vědecké komunitě žádoucí dopad ani význam.

Nicméně, od dvacátého století, to získalo známost díky skutečnosti, že britští vědci William Esson a Vernon Harcourt vzal to zpět několik dekád po jeho vyhlášení \ t.

Zákon hromadné akce měl mnoho aplikací v průběhu času, což je důvod, proč některé z nich jsou uvedeny níže:

  • Je-li formulován z hlediska aktivit namísto koncentrací, je vhodné stanovit odchylky ideálního chování reaktantů v roztoku, pokud je v souladu s termodynamikou..
  • Když se reakce blíží rovnovážnému stavu, lze předpovědět vztah mezi čistou reakční rychlostí a Gibbsovou volnou energií..
  • V kombinaci s principem detailní rovnováhy tento zákon obecně předpokládá výsledné hodnoty podle termodynamiky činností a konstanty v rovnovážném stavu, jakož i vztah mezi těmito a výslednými rychlostními konstantami. reakce v přímém smyslu jako v opačném směru.
  • Když jsou reakce elementárního typu, při použití tohoto zákona se získá rovnice rovnováhy vhodná pro určitou chemickou reakci a vyjádření její rychlosti..

Příklady zákona hromadné akce

-Když studujeme ireverzibilní reakci mezi ionty, které jsou v roztoku, obecný výraz tohoto zákona vede k formulaci Brönsted-Bjerrum, který stanoví existující vztah mezi iontovou silou druhu a konstantní rychlostí..

-Při analýze reakcí, které se provádějí ve zředěných ideálních roztocích nebo ve stavu plynné agregace, se získá obecný výraz původního zákona (desetiletí 80. let)..

-Protože to má univerzální charakteristiky, obecný výraz tohoto práva může být používán jako součást kinetics místo toho, aby viděl to jako součást termodynamiky.

-Při použití v elektronice se tento zákon používá k určení, že násobení mezi hustotami otvorů a elektrony daného povrchu má konstantní velikost v ustáleném stavu, a to i nezávisle na dopingu, který je dodáván materiálu..

-To je široce známé použití tohoto zákona popisovat dynamiku existující mezi predátory a kořistí, předpokládat, že vztah predace na kořisti představuje jistý poměr se vztahem mezi predátory a kořist..

-V oblasti zdravotnických studií lze tento zákon aplikovat i na popis určitých faktorů lidského chování z politického i sociálního hlediska.

Zákon hromadné akce ve farmakologii

Za předpokladu, že D je lék a R receptor, na kterém působí, oba reagují na vznik komplexu DR, který je zodpovědný za farmakologický účinek:

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

K je disociační konstanta. Existuje přímá reakce, při které lék působí na receptor a další, kde komplex DR disociuje na původní sloučeniny. Každá reakce má svou vlastní rychlost, která se rovná pouze v rovnováze, což vyhovuje K.

Výklad masového zákona k dopisu, čím vyšší je koncentrace D, tím vyšší je koncentrace komplexu DR.

Celkový počet přijímačů Rt však má fyzický limit, takže není k dispozici neomezené množství R pro všechny dostupné D. Podobně experimentální studie v oblasti farmakologie zjistily následující omezení práva hmot v této oblasti:

- Předpokládejme, že odkaz R-D je reverzibilní, když ve většině případů to opravdu není.

- R-D vazba může strukturně měnit jednu ze dvou složek (lék nebo receptor), což je okolnost, která nebere v úvahu hmotnostní zákon.

- Navíc masové právo zbývá před reakcemi, kdy do formování DR zasahují mnozí zprostředkovatelé.

Omezení

Zákon masové akce předpokládá, že každá chemická reakce je elementární; jinými slovy, že molekula je stejná jako pořadí reakcí pro každý zúčastněný druh.

Zde jsou stechiometrické koeficienty a, b, c a d považovány za počet molekul, které zasahují do reakčního mechanismu. V globální reakci se však nemusí nutně shodovat s vaší objednávkou.

Například pro reakci na A + bB <=> cC + dD:

Vyjádření rychlosti pro přímé a inverzní reakce jsou:

k1= [A]a[B]b

k2= [C]c[D]d

To platí pouze pro elementární reakce, protože pro globální reakce, i když jsou stechiometrické koeficienty správné, nejsou to vždy příkazy reakce. V případě přímé reakce může být tato reakce:

k1= [A]w[B]z

V uvedeném výrazu w a z by se jednalo o skutečné reakční pořadí druhů A a B.

Odkazy

  1. Jeffrey Aronson. (19. listopadu 2015). Zákony života: Guldberg a Waageův zákon hromadné akce. Získáno 10. května 2018, z: cebm.net
  2. ScienceHQ. (2018). Zákon hromadné akce. Získáno 10. května 2018, od: sciencehq.com
  3. askiitans. (2018). Zákon hromadné akce a rovnovážné konstanty. Získáno dne 10. května 2018, z: askiitians.com
  4. Salvat encyklopedie věd. (1968). Chemie Svazek 9, Salvat S.A. vydání Pamplona, ​​Španělsko. P 13-16.
  5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikální chemie In Termodynamika a chemická rovnováha. (Čtvrté vydání). Longmans. P 169.
  6. Alex Yartsev (2018). Zákon hromadného působení ve farmakodynamice. Získáno 10. května 2018, od: derangedphysiology.com