Νόμος εφαρμογών μαζικής δράσης, παραδείγματα

Το νόμου της μαζικής δράσης καθιερώνει την υπάρχουσα σχέση μεταξύ των ενεργών μαζών των αντιδραστηρίων και εκείνων των προϊόντων, υπό συνθήκες ισορροπίας και σε ομοιογενή συστήματα (διαλύματα ή αέρια φάσεις). Διατυπώθηκε από τους Νορβηνούς επιστήμονες C.M. Guldberg και P. Waage, οι οποίοι αναγνώρισαν ότι η ισορροπία είναι δυναμική και όχι στατική.

Γιατί δυναμική; Επειδή οι ταχύτητες των άμεσων και των αντίστροφων αντιδράσεων είναι ίδιες. Οι δραστικές μάζες εκφράζονται συνήθως σε mol / L (γραμμομοριακότητα). Μια τέτοια αντίδραση μπορεί να γραφεί ως εξής: aA + bB <=> cC + dD. Για την ισορροπία που αναφέρεται σε αυτό το παράδειγμα, η σχέση μεταξύ των αντιδραστηρίων και των προϊόντων απεικονίζεται στην εξίσωση της κατώτερης εικόνας.

Το Κ είναι πάντα σταθερό, ανεξάρτητα από τις αρχικές συγκεντρώσεις των ουσιών, αρκεί η θερμοκρασία να μην αλλάζει. Εδώ τα Α, Β, C και D είναι τα αντιδραστήρια και τα προϊόντα. λαμβάνοντας υπόψη ότι α, b, c και d είναι στοιχειομετρική συντελεστές τους.

Η αριθμητική τιμή του Κ είναι μια χαρακτηριστική σταθερά για κάθε αντίδραση σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Έτσι, K είναι αυτό που ονομάζεται σταθερά ισορροπίας.

Η σημείωση [] σημαίνει ότι στη μαθηματική έκφραση οι συγκεντρώσεις εμφανίζονται σε μονάδες mol / L, ανυψωμένες σε ισχύ ίση με τον συντελεστή αντίδρασης.

Ευρετήριο

• 1 Ποιος είναι ο νόμος της μαζικής δράσης;?
  • 1.1 Σημασία της σταθεράς ισορροπίας
• 2 Χημική ισορροπία
  • 2.1 Ισορροπία σε ετερογενή συστήματα
  • 2.2 Offset ισορροπίας
• 3 Αρχή της Le Chatelier
• 4 Εφαρμογές
• 5 Παραδείγματα του νόμου της μαζικής δράσης
• 6 Ο νόμος της μαζικής δράσης στη φαρμακολογία
• 7 Περιορισμοί
• 8 Αναφορές

Ποιος είναι ο νόμος της μαζικής δράσης;?

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, ο νόμος της μάζας δράσης δηλώνει ότι το ποσοστό ενός δεδομένου αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογη με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων ειδών όπου η συγκέντρωση του κάθε είδους είναι υψωμένο σε δύναμη ίση με συντελεστή της στοιχειομετρική στη χημική εξίσωση.

Με αυτή την έννοια, μπορεί να εξηγηθεί καλύτερα με μια αντιστρεπτή αντίδραση, η γενική εξίσωσή της δεικνύεται παρακάτω:

αΑ + βΒ ↔ cC + dD

Όπου τα Α και Β αντιπροσωπεύουν τα αντιδραστήρια και οι ουσίες που χαρακτηρίζονται C και D αντιπροσωπεύουν τα προϊόντα της αντίδρασης. Επίσης οι τιμές των a, b, c και d αντιπροσωπεύουν τους στοιχειομετρικούς συντελεστές των Α, Β, C και D αντίστοιχα.

Ξεκινώντας από την προηγούμενη εξίσωση, λαμβάνουμε την σταθερά ισορροπίας που αναφέρθηκε προηγουμένως, η οποία απεικονίζεται ως:

Κ = [C]^γ[D]^δ/ [A]^α[B]^β

Όταν η σταθερά ισορροπίας Κ είναι ίση με μία αναλογία κατά την οποία ο αριθμητής σχηματίζεται από τον πολλαπλασιασμό των συγκεντρώσεων προϊόντος (σταθερή κατάσταση) αυξημένα σε συντελεστή της στην ισορροπημένη εξίσωση και ο παρονομαστής έχει ένα παρόμοιο πολλαπλασιασμό αλλά μεταξύ υψηλής αντιδρώντων συντελεστή που συνοδεύει.

Έννοια της σταθεράς ισορροπίας

Σημειώστε ότι στην εξίσωση για τον υπολογισμό η σταθερά ισορροπίας θα πρέπει να χρησιμοποιείται συγκεντρώσεις των ειδών σε ισορροπία, εφ 'όσον δεν υπάρχουν τροποποιήσεις αυτές ή η θερμοκρασία του συστήματος.

Ομοίως, η τιμή της σταθεράς ισορροπίας δίνει πληροφορίες σχετικά με την έννοια να ευνοείται σε μια αντίδραση ισορροπίας, δηλαδή, αποκαλύπτει εάν η αντίδραση είναι ευνοϊκή προς τα αντιδρώντα ή τα προϊόντα.

Εάν το μέγεθος αυτής της σταθεράς είναι πολύ μεγαλύτερος της μονάδας (Κ «1) η σωστή ισορροπία θα γείρει και να προωθήσουν τα προϊόντα, ενώ αν το μέγεθος αυτής της σταθεράς είναι πολύ μικρότερη από τη μονάδα (Κ «1), η ισορροπία προς τα αριστερά και θα γείρει θα ευνοήσει αντιδρώντα.

Επίσης, αν και κατά συνθήκη ανέφεραν ότι ουσίες στην αριστερή πλευρά του βέλους είναι τα αντιδρώντα και η δεξιά πλευρά είναι τα προϊόντα, μπορεί να είναι λίγο συγχέει το γεγονός ότι τα αντιδραστήρια που προέρχονται από αντίδραση άμεση αίσθηση γίνονται προϊόντα στην αντίδραση σε αντίστροφη και αντιστρόφως.

Χημική ισορροπία

Συχνά οι αντιδράσεις επιτυγχάνουν ισορροπία μεταξύ των ποσοτήτων των αρχικών ουσιών και των ποσοτήτων των προϊόντων που σχηματίζονται. Αυτή η ισορροπία μπορεί επίσης να εκτοπιστεί ευνοώντας την αύξηση ή μείωση μιας από τις ουσίες που συμμετέχουν στην αντίδραση.

Μια παρόμοια συμβάν στο διαστάσεως μιας διαλελυμένης ουσίας: κατά τη διάρκεια μιας αντίδρασης η εξαφάνιση των υλικών έναρξης και σχηματισμό προϊόντος μπορεί να παρατηρηθεί πειραματικά με μια μεταβλητή ταχύτητα.

Η ταχύτητα μιας αντίδρασης εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από τη θερμοκρασία και από ποικίλους βαθμούς συγκέντρωσης των αντιδραστηρίων. Στην πραγματικότητα, οι παράγοντες αυτοί μελετώνται κυρίως με τη χημική κινητική.

Ωστόσο, αυτή η ισορροπία δεν είναι στατική, αλλά προέρχεται από τη συνύπαρξη άμεσης αντίδρασης και αντίστροφης.

Στην άμεση αντίδραση (->) σχηματίζονται τα προϊόντα, ενώ στην αντίστροφη αντίδραση (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Τα παραπάνω αποτελούν αυτό που είναι γνωστό ως δυναμική ισορροπία, που αναφέρθηκε παραπάνω.

Ισορροπία σε ετερογενή συστήματα

Σε ετερογενή συστήματα - δηλαδή σε εκείνα που σχηματίζονται από διάφορες φάσεις - οι συγκεντρώσεις στερεών μπορούν να θεωρηθούν σταθερές, παραλείποντας τη μαθηματική έκφραση για το Κ.

CaCO₃(ες) <=> CaO (s) + CO₂(ζ)

Έτσι, στην ισορροπία αποσύνθεσης του ανθρακικού ασβεστίου, η συγκέντρωσή του και η συγκέντρωση του προκύπτοντος οξειδίου μπορεί να θεωρηθεί σταθερή ανεξάρτητα από τη μάζα του.

Μετατοπίσεις ισορροπίας

Η αριθμητική τιμή της σταθεράς ισορροπίας καθορίζει αν η αντίδραση ευνοεί τον σχηματισμό προϊόντων ή όχι. Όταν το Κ είναι μεγαλύτερο από 1, το σύστημα σε ισορροπία θα έχουν μεγαλύτερη αντιδρώντα προϊόντα συγκέντρωσης, και εάν το Κ είναι μικρότερο από 1, το αντίθετο συμβαίνει: σε κατάσταση ισορροπίας θα είναι υψηλότερη συγκέντρωση των αντιδραστηρίων προϊόντος.

Αρχή του Le Chatelier

Η επίδραση των μεταβολών στη συγκέντρωση, τη θερμοκρασία και την πίεση μπορεί να μεταβάλει την ταχύτητα μιας αντίδρασης.

Για παράδειγμα, εάν σε μια αντίδραση σχηματίζονται αέρια προϊόντα, μια αύξηση της πίεσης στο σύστημα προκαλεί την αντίδραση να προχωρήσει στην αντίθετη κατεύθυνση (προς τα αντιδραστήρια).

Γενικά, οι ανόργανες αντιδράσεις που διεξάγονται μεταξύ των ιόντων είναι πολύ γρήγορες, ενώ οι οργανικές έχουν πολύ χαμηλότερες ταχύτητες.

Εάν μια αντίδραση παράγει θερμότητα, μια αύξηση στην εξωτερική θερμοκρασία τείνει να την προσανατολίσει προς την αντίθετη κατεύθυνση, καθώς η αντίστροφη αντίδραση είναι ενδόθερμη (απορροφά θερμότητα).

Παρομοίως, εάν μια περίσσεια προκαλείται σε ένα από τα αντιδρώντα μέσα σε ένα σύστημα σε ισορροπία, οι άλλες ουσίες θα σχηματίσουν προϊόντα ώστε να εξουδετερώσουν αυτή την τροποποίηση όσο το δυνατόν περισσότερο..

Ως αποτέλεσμα, η ισορροπία κινείται ευνοώντας τον ένα ή τον άλλο τρόπο αυξάνοντας την ταχύτητα αντίδρασης, έτσι ώστε η τιμή Κ να παραμένει σταθερή.

Όλες αυτές οι εξωτερικές επιρροές και η αντίδραση ισορροπίας για την εξουδετέρωσή τους είναι αυτό που είναι γνωστό ως η αρχή Le Chatelier.

Εφαρμογές

Παρά την τεράστια χρησιμότητά της, όταν προτάθηκε αυτός ο νόμος, δεν είχε τον επιθυμητό αντίκτυπο ή τη συνάφεια στην επιστημονική κοινότητα.

Ωστόσο, από τον εικοστό αιώνα άρχισε να κερδίζει φήμη χάρη στο Βρετανοί επιστήμονες William Vernon Harcourt και Esson τα ξαναπήρε αρκετές δεκαετίες μετά την ψήφιση του.

Ο νόμος της μαζικής δράσης έχει πολλές εφαρμογές με την πάροδο του χρόνου, γι 'αυτό ορισμένοι αναφέρονται παρακάτω:

• Για να τυποποιηθούν από πλευράς δραστηριοτήτων παρά συγκεντρώσεις, είναι χρήσιμο να προσδιοριστεί αποκλίσεις από ιδανική συμπεριφορά των αντιδρώντων σε ένα διάλυμα, υπό την προϋπόθεση ότι είναι συνεπής με θερμοδυναμική.
• Όταν μια αντίδραση προσεγγίζει την κατάσταση ισορροπίας, μπορεί να προβλεφθεί η σχέση μεταξύ της καθαρής ταχύτητας αντίδρασης και της στιγμιαίας αντίδρασης της ελεύθερης ενέργειας Gibbs μιας αντίδρασης..
• Όταν συνδυάζεται με την αρχή της ισορροπίας λεπτομερώς στο γενικά ο νόμος αυτός παρέχει τις προκύπτουσες τιμές, σύμφωνα με τις θερμοδυναμική των δραστηριοτήτων και της σταθερής στη σταθερή κατάσταση, και τη σχέση μεταξύ αυτών και σταθερών προκύπτον ταχύτητα τις αντιδράσεις με τη νόμιμη έννοια όπως στην αντίθετη κατεύθυνση.
• Όταν οι αντιδράσεις είναι στοιχειώδους τύπου, κατά την εφαρμογή αυτού του νόμου, λαμβάνεται η εξίσωση ισορροπίας κατάλληλη για μια συγκεκριμένη χημική αντίδραση και οι εκφράσεις της ταχύτητάς της..

Παραδείγματα του νόμου της μαζικής δράσης

-Όταν ένα μη αναστρέψιμο αντίδραση μεταξύ ιόντων τύπου σε διάλυμα, η γενική έκφραση αυτού του νόμου οδηγεί στην τυποποίηση των Bronsted-Bjerrum, η οποία καθορίζει τη σχέση μεταξύ της ιονικής ισχύος του είδους και της σταθεράς ρυθμού μελετάται.

-Με την ανάλυση των αντιδράσεων διεξάγεται σε ιδανικές αραιά διαλύματα ή σε αεριώδη κατάσταση συσσωμάτωσης, η γενική έκφραση του αρχικού νόμου (80s του) λαμβάνεται.

-Δεδομένου ότι έχει καθολικά χαρακτηριστικά, η γενική έκφραση αυτού του νόμου μπορεί να χρησιμοποιηθεί ως μέρος της κινητικής αντί να την δει ως μέρος της θερμοδυναμικής.

-Όταν χρησιμοποιούνται στα ηλεκτρονικά, αυτός ο νόμος χρησιμοποιείται για να καθορίσει τον πολλαπλασιασμό μεταξύ των πυκνοτήτων των οπών και των ηλεκτρονίων μιας δεδομένης επιφάνειας έχει ένα σταθερό μέγεθος σε σταθερή κατάσταση, ακόμα και ανεξάρτητα από το ντόπινγκ που πρέπει να παρέχονται στο υλικό.

-Είναι ευρέως γνωστό ότι χρησιμοποιούν αυτό το νόμο για να περιγράψει τη δυναμική μεταξύ θηρευτών και των θηραμάτων, αν υποτεθεί ότι η σχέση της θήρευσης για τη λεία παρουσιάζει ορισμένες ανάλογα με τη σχέση μεταξύ θηρευτών και των θηραμάτων.

-Στον τομέα των μελετών υγείας, αυτός ο νόμος μπορεί να εφαρμοστεί ακόμη και για να περιγράψει ορισμένους παράγοντες της ανθρώπινης συμπεριφοράς, από πολιτική και κοινωνική άποψη.

Ο νόμος της μαζικής δράσης στη φαρμακολογία

Υποθέτοντας ότι το D είναι το φάρμακο και ότι ο R είναι ο υποδοχέας στον οποίο δρα, αντιδρούν αμφότερα για να δημιουργήσουν το σύμπλοκο DR, υπεύθυνο για το φαρμακολογικό αποτέλεσμα:

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

K είναι η σταθερά διάστασης. Υπάρχει μια άμεση αντίδραση στην οποία το φάρμακο δρα στον υποδοχέα και ένα άλλο όπου το σύμπλοκο DR διασπάται στις αρχικές ενώσεις. Κάθε αντίδραση έχει τη δική της ταχύτητα, που ισούται μόνο με την ισορροπία, ικανοποιώντας το Κ.

Ερμηνεύοντας το νόμο μάζας στο γράμμα, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του D, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του συμπλόκου DR που σχηματίζεται.

Ωστόσο, οι συνολικοί δέκτες Rt έχουν ένα φυσικό όριο, οπότε δεν υπάρχει απεριόριστη ποσότητα R για όλα τα διαθέσιμα Δ. Ομοίως, οι πειραματικές μελέτες στον τομέα της φαρμακολογίας έχουν βρει τους ακόλουθους περιορισμούς στο νόμο των μαζών σε αυτόν τον τομέα:

- Υποθέστε ότι ο σύνδεσμος R-D είναι αναστρέψιμος, όταν στις περισσότερες περιπτώσεις δεν είναι πραγματικά.

- Ο δεσμός R-D μπορεί να μεταβάλλει διαρθρωτικά ένα από τα δύο συστατικά (το φάρμακο ή τον υποδοχέα), γεγονός που δεν λαμβάνει υπόψη το νόμο περί μαζών.

- Επιπλέον, ο νόμος περί μαζών παραμορφώνεται πριν από τις αντιδράσεις όπου πολλαπλοί μεσάζοντες παρεμβαίνουν στο σχηματισμό του DR.

Περιορισμοί

Ο νόμος της μαζικής δράσης υποθέτει ότι κάθε χημική αντίδραση είναι στοιχειώδης. με άλλα λόγια, ότι η μοριακότητα είναι η ίδια με την αντίστοιχη σειρά αντίδρασης για κάθε εμπλεκόμενο είδος.

Εδώ οι στοιχειομετρικοί συντελεστές a, b, c, και d θεωρούνται ως ο αριθμός των μορίων που παρεμβαίνουν στον μηχανισμό αντίδρασης. Ωστόσο, σε μια παγκόσμια αντίδραση δεν συμπίπτουν απαραίτητα με την παραγγελία σας.

Για παράδειγμα, για την αντίδραση στο Α + bB <=> cC + dD:

Η έκφραση της ταχύτητας για άμεσες και αντίστροφοι αντιδράσεις είναι:

k₁= [Α]^α[B]^β

k₂= [C]^γ[D]^δ

Αυτό ισχύει μόνο για στοιχειώδεις αντιδράσεις, καθώς για παγκόσμιες αντιδράσεις, αν και οι στοιχειομετρικοί συντελεστές είναι σωστοί, δεν είναι πάντα εντολές αντίδρασης. Για την περίπτωση της άμεσης αντίδρασης, η τελευταία θα μπορούσε να είναι:

k₁= [Α]^w[B]^z

Στην εν λόγω έκφραση w και z θα είναι οι πραγματικές εντολές αντίδρασης για τα είδη Α και Β.

Αναφορές

1. Jeffrey Aronson. (19 Νοεμβρίου 2015). Οι νόμοι της ζωής: ο νόμος της μαζικής δράσης Guldberg και Waage. Ανακτήθηκε στις 10 Μαΐου 2018, από: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Νόμος μαζικής δράσης. Ανακτήθηκε στις 10 Μαΐου 2018, από: sciencehq.com
3. οι Ασιτσιίτες. (2018). Νόμος της Μαζικής Δράσης και της Σταθερότητας Εξισορρόπησης. Ανακτήθηκε στις 10 Μαΐου 2018, από: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Χημεία Τόμος 9, Salvat S.A. εκδόσεις Παμπλόνα, Ισπανία. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Φυσική Χημεία Στο Θερμοδυναμική και χημική ισορροπία. (Τέταρτη έκδοση). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev (2018). Ο νόμος της μαζικής δράσης στη φαρμακοδυναμική. Ανακτήθηκε στις 10 Μαΐου 2018, από: derangedphysiology.com