MASU RĪCĪBAS LIKUMS: PIETEIKUMI, PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Masu darbības likums nosaka attiecības starp aktīvo masu reaģentu un šo produktu, līdzsvara apstākļos un homogēnu sistēmu (risinājumu vai gāzes fāzes). To formulēja norvēģu zinātnieki CM Guldbergs un P. Vagejs, kuri atzina, ka līdzsvars ir dinamisks un nav statisks.

Kāpēc dinamisks? Tā kā priekšu un atpakaļgaitas reakciju ātrumi ir vienādi. Aktīvās masas parasti izsaka mol / L (molaritāte). Šādu reakciju var uzrakstīt šādi: aA + bB <=> cC + dD. Šajā piemērā minētajam līdzsvaram attiecības starp reaģentiem un produktiem ir parādītas vienādojumā zemāk redzamajā attēlā.

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

K skaitliskā vērtība ir raksturīga konstante katrai reakcijai noteiktā temperatūrā. Tātad K ir tā sauktā līdzsvara konstante.

Apzīmējums nozīmē, ka matemātiskajā izteiksmē koncentrācijas parādās mol / L vienībās, kas paaugstinātas līdz jaudai, kas vienāda ar reakcijas koeficientu.

Kāds ir masu rīcības likums?

Kā jau minēts iepriekš, masas darbības likums izsaka to, ka dotās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo sugu koncentrācijas reizinājumam, kur katras sugas koncentrācija ir paaugstināta līdz jaudai, kas vienāda ar tās koeficientu. stehiometriski ķīmiskajā vienādojumā.

Šajā ziņā to var labāk izskaidrot ar atgriezenisku reakciju, kuras vispārīgais vienādojums ir parādīts zemāk:

aA + bB ↔ cC + dD

Kur A un B apzīmē reaģenti, un vielas ar nosaukumu C un D apzīmē reakcijas produktus. Tāpat a, b, c un d vērtības norāda attiecīgi A, B, C un D stehiometriskos koeficientus.

Sākot no iepriekšējā vienādojuma, tiek iegūta iepriekš minētā līdzsvara konstante, ko ilustrē šādi:

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

Ja līdzsvara konstante K ir vienāda ar koeficientu, kurā skaitītāju veido reizinājumu reizinājums ar produktu koncentrācijām (līdzsvara stāvoklī), kas palielinātas līdz to koeficientam līdzsvarotajā vienādojumā, un saucējs sastāv no līdzīgas reizināšanas. bet starp reaktantiem, kas paaugstināti līdz koeficientam, kas tos pavada.

Līdzsvara konstantes nozīme

Jāatzīmē, ka līdzsvara konstantes aprēķināšanai vienādojumā jāizmanto sugu līdzsvara koncentrācijas, ja vien tajās vai sistēmas temperatūrā nav modifikāciju.

Tādā pašā veidā līdzsvara konstantes vērtība sniedz informāciju par virzienu, kas labvēlīgs reakcijai līdzsvara stāvoklī, tas ir, tas atklāj, vai reakcija ir labvēlīga pret reaģentiem vai produktiem.

Gadījumā, ja šīs konstantes lielums ir daudz lielāks nekā vienotība (K »1), līdzsvars pāriet uz labo pusi un dod priekšroku produktiem; Tā kā, ja šīs konstantes lielums ir daudz mazāks nekā vienotība (K «1), līdzsvars mainīsies pa kreisi un labvēlīgi reaģē.

Tāpat, lai arī pēc vienošanās tiek norādīts, ka vielas, kas atrodas bultiņas kreisajā pusē, ir reaģenti, bet vielas, kas atrodas labajā pusē, ir produkti, tas var būt nedaudz mulsinoši, ka reaģenti, kas rodas no reakcijas tiešā nozīmē kļūst par produktiem reakcijā pretēji un otrādi.

Ķīmiskais līdzsvars

Reakcijas bieži sasniedz līdzsvaru starp sākotnējo vielu un izveidoto produktu daudzumu. Šis līdzsvars var papildus mainīties, dodot priekšroku vienas no vielām, kas piedalās reakcijā, palielinājumam vai samazinājumam.

Līdzīgs fakts notiek izšķīdušās vielas disociācijā: reakcijas laikā ar mainīgu ātrumu eksperimentāli var novērot sākotnējo vielu pazušanu un produktu veidošanos.

Reakcijas ātrums ir ļoti atkarīgs no temperatūras un dažādās pakāpēs no reaģentu koncentrācijas. Faktiski šos faktorus īpaši izpēta ķīmiskā kinētika.

Tomēr šis līdzsvars nav statisks, bet rodas tiešas un apgrieztas reakcijas līdzāspastāvēšanas dēļ.

Tiešā reakcijā (->) veidojas produkti, savukārt apgrieztā reakcijā (<-) tie sākotnējās vielas rada no jauna.

Tas veido iepriekš minēto dinamisko līdzsvaru.

Līdzsvars neviendabīgās sistēmās

Heterogēnās sistēmās, tas ir, tajās, kuras veido vairākas fāzes, cietvielu koncentrāciju var uzskatīt par nemainīgu, izņemot K matemātisko izteiksmi.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

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

Bilances maiņa

Līdzsvara konstantes skaitliskā vērtība nosaka, vai reakcija veicina produktu veidošanos. Ja K ir lielāka par 1, līdzsvara sistēmā produktu koncentrācija būs augstāka nekā reaģentu, un, ja K ir mazāka par 1, notiek pretējais: līdzsvarā būs lielāka reaģentu koncentrācija nekā produktiem.

Le Chatelier princips

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

Piemēram, ja reakcijā veidojas gāzveida produkti, spiediena palielināšanās pār sistēmu izraisa reakcijas virzību pretējā virzienā (pret reaģentiem).

Kopumā neorganiskās reakcijas, kas notiek starp joniem, ir ļoti ātras, savukārt organiskajām - daudz zemāks ātrums.

Ja reakcijā rodas siltums, ārējās temperatūras paaugstināšanās mēdz to virzīt pretējā virzienā, jo apgrieztā reakcija ir endotermiska (absorbē siltumu).

Tāpat, ja līdzsvara sistēmā vienā no reaģentiem rodas pārpalikums, citas vielas veidos produktus, lai maksimāli neitralizētu minētās modifikācijas.

Rezultātā līdzsvars mainās labvēlīgi vienā vai otrā virzienā, palielinot reakcijas ātrumu tādā veidā, ka K vērtība paliek nemainīga.

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

Lietojumprogrammas

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

Tomēr kopš 20. gadsimta tas kļuva arvien slavenāks, pateicoties faktam, ka britu zinātnieki Viljams Essons un Vernons Harkorts to atkal sāka lietot vairākus gadu desmitus pēc tā publicēšanas.

Masu rīcības likumam laika gaitā ir bijuši daudz piemērojumu, daži no tiem ir uzskaitīti zemāk:

• Tā kā tas ir formulēts kā aktivitātes, nevis koncentrācija, tas ir noderīgs, lai noteiktu novirzes no reaģentu ideālās izturēšanās šķīdumā, ja vien tas atbilst termodinamikai.
• Tuvojoties reakcijai līdz līdzsvaram, var paredzēt sakarību starp reakcijas neto ātrumu un reakcijas momentālo brīvo enerģiju no Gibsa.
• Apvienojot to ar detalizētu līdzsvara principu, šis likums vispārīgi nosaka iegūto aktivitāšu vērtības un konstantes līdzsvara stāvoklī pēc termodinamikas, kā arī attiecības starp šīm un no tām izrietošajām ātruma konstantēm. reakcijas uz priekšu un atpakaļ.
• Ja reakcijas ir elementāras, tad, piemērojot šo likumu, iegūst atbilstošo līdzsvara vienādojumu dotajai ķīmiskajai reakcijai un tās ātruma izpausmes.

Masu darbības likuma piemēri

-Pētot neatgriezenisku reakciju starp šķīdumā atrastajiem joniem, šī likuma vispārējā izpausme noved pie Brönsted-Bjerrum formulējuma, kas nosaka sakarību starp sugas jonu stiprumu un ātruma konstanti .

- Analizējot reakcijas, kas tiek veiktas atšķaidītos ideālos risinājumos vai gāzveida agregācijas stāvoklī, tiek iegūta sākotnējā likuma vispārējā izteiksme (80. gadu desmitgade).

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

- Lietojot elektronikā, šo likumu izmanto, lai noteiktu, vai reizinājums starp caurumu blīvumiem un dotās virsmas elektroniem ir nemainīgs līdzsvara stāvoklī, pat neatkarīgi no dopinga, kas tiek piegādāts materiālam .

-Šī likuma izmantošana, lai aprakstītu dinamiku starp plēsējiem un plēsīgajiem, ir plaši pazīstama, pieņemot, ka plēsīgo plēsīgo attiecību attiecības ar plēsoņām un plēsīgajām zālēm ir zināmas.

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

Masu rīcības likums farmakoloģijā

Pieņemot, ka D ir zāles un R ir receptors, uz kuru tās iedarbojas, abi reaģē, veidojot DR kompleksu, kas atbild par farmakoloģisko iedarbību:

K = /

K ir disociācijas konstante. Pastāv tieša reakcija, kurā zāles iedarbojas uz receptoru, un cita, kur DR komplekss disociējas sākotnējos savienojumos. Katrai reakcijai ir savs ātrums, kas izlīdzinās tikai līdzsvara stāvoklī, ar K. ir apmierināts.

Interpretējot masu likumu burtam, jo ​​augstāka ir D koncentrācija, jo augstāka ir izveidotā DR kompleksa koncentrācija.

Tomēr kopējiem uztvērējiem Rt ir fizisks ierobežojums, tāpēc visiem pieejamiem D nav neierobežota R daudzuma. Tāpat eksperimentālos pētījumos farmakoloģijas jomā ir atklāti šādi masu likuma ierobežojumi šajā jomā:

- Tas pieņem, ka RD saikne ir atgriezeniska, kad vairumā gadījumu tā patiesībā nav.

- RD saite var strukturāli mainīt vienu no diviem komponentiem (narkotiku vai receptoru) - apstākli, kas netiek ņemts vērā masu likumos.

- Turklāt masu likums ir aktuāls, reaģējot uz gadījumiem, kad RD veidošanā iejaucas vairāki starpnieki.

Ierobežojumi

Masu darbības likums pieņem, ka katra ķīmiskā reakcija ir elementāra; citiem vārdiem sakot, ka molekulārums ir tāds pats kā katras iesaistītās sugas reakcijas secība.

Stehiometriskos koeficientus a, b, c un d uzskata par molekulu skaitu, kas iesaistītas reakcijas mehānismā. Tomēr globālā reakcijā tie ne vienmēr atbilst jūsu pasūtījumam.

Piemēram, reakcijai aA + bB <=> cC + dD:

Ātruma izteiksme tiešajām un apgrieztajām reakcijām ir šāda:

Tas attiecas tikai uz elementārām reakcijām, jo ​​globālām, kaut arī stehiometriskie koeficienti ir pareizi, tie ne vienmēr ir reakcijas secība. Tiešas reakcijas gadījumā tā varētu būt:

Šajā izteiksmē w un z būtu patiesās reakcijas pavēles A un B sugām.

Atsauces

1. Džefrijs Āronsons. (2015. gads, 19. novembris). Dzīves likumi: Guldberga un Vāgesa masu rīcības likums. Saņemts 2018. gada 10. maijā no: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Masu rīcības likums. Saņemts 2018. gada 10. maijā no: sciencehq.com
3. askiitāni. (2018). Masu rīcības likums un līdzsvara konstante. Saņemts 2018. gada 10. maijā no: askiitians.com
4. Salvatas zinātņu enciklopēdija. (1968). Ķīmija. 9. sējums, Salvat SA no ediciones Pamplona, ​​Spānija. P 13-16.
5. Valters J. Mūrs. (1963). Fizikālā ķīmija. Termodinamikā un ķīmiskajā līdzsvarā. (Ceturtais izdevums). Longmans. P 169. lpp.
6. Alekss Jartsevs. (2018). Masu darbības likums farmakodinamikā. Saņemts 2018. gada 10. maijā no: derangedphysiology.com