Pravo množičnih akcij, primeri



The pravo množičnega ukrepanja ugotavlja obstoječe razmerje med aktivnimi masami reaktantov in aktivnimi masami produktov v pogojih ravnotežja in v homogenih sistemih (raztopine ali plinske faze). Formulirali so ga norveški znanstveniki C.M. Guldberg in P. Waage, ki sta spoznala, da je ravnotežje dinamično in ne statično.

Zakaj dinamično? Ker so hitrosti neposrednih in povratnih reakcij enake. Aktivne mase so običajno izražene mol / L (molarnost). Takšna reakcija je lahko napisana takole: aA + bB <=> cC + dD. Za ravnotežje, navedeno v tem primeru, je razmerje med reaktanti in produkti prikazano v enačbi spodnje slike..

K je vedno konstanten, ne glede na začetne koncentracije snovi, če se temperatura ne spremeni. Tu so A, B, C in D reaktanti in proizvodi; medtem ko so a, b, c in d njihovi stehiometrični koeficienti.

Numerična vrednost K je značilna konstanta za vsako reakcijo pri dani temperaturi. K je tako imenovana konstanta ravnovesja.

Oznaka [] pomeni, da so v matematičnem izrazu koncentracije v enotah mol / L, dvignjene na moč, enako reakcijskemu koeficientu..

Indeks

  • 1 Kaj je zakon množičnega ukrepanja??
    • 1.1 Pomen ravnotežne konstante
  • 2 Kemijsko ravnovesje
    • 2.1 Ravnotežje v heterogenih sistemih
    • 2.2 Ravnotežni odmiki
  • 3 Načelo Le Chatelier
  • 4 Aplikacije
  • 5 Primeri prava množičnega ukrepanja
  • 6 Zakon masnega delovanja v farmakologiji
  • 7 Omejitve
  • 8 Reference

Kaj je zakon množičnega ukrepanja??

Kot je bilo že omenjeno, pravo masovnega ukrepa je navedeno, da je stopnja danem reakcije neposredno sorazmerna s produktom koncentracije reagentov vrsti, v kateri je koncentracija vsake vrste na potenco, ki je enaka njeni koeficienta stehiometrično v kemijsko enačbo.

V tem smislu je mogoče bolje pojasniti z reverzibilno reakcijo, katere splošna enačba je prikazana spodaj:

aA + bB + cC + dD

Kjer A in B predstavljata reaktante in snovi, označene s C in D, predstavljata produkte reakcije. Tudi vrednosti a, b, c in d predstavljajo stehiometrične koeficiente A, B, C in D, oziroma.

Iz prejšnje enačbe dobimo prej omenjeno ravnotežno konstanto, ki je prikazana kot:

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

Če je ravnotežna konstanta K enako razmerju, v kateri je števec, ki jo tvori množenje koncentracij zdravila (stanje stabilnosti) povišanem njegove koeficient v uravnoteženem enačbo in imenovalec ima podobno množenje vendar med visokim koeficientom reaktantov, ki spremlja.

Pomen ravnotežne konstante

Treba je opozoriti, da je treba v enačbi za izračun konstante ravnotežja uporabiti koncentracije vrste v ravnotežju, če le-te niso spremenjene ali se ne spremeni temperatura sistema..

Na enak način tudi vrednost konstante ravnovesja daje informacije o smislu, ki je v reakciji v ravnotežju, to pomeni, da razkriva, ali je reakcija ugodna za reaktante ali produkte..

Če je velikost te konstante veliko večja od enote (K "1), bo ravnotežje nagnjeno v desno in bo podpiralo izdelke, če pa je velikost te konstante veliko manjša od enote (K "1), ravnotežje bo nagnjeno v levo in bo naklonjeno reaktantom.

Čeprav je po dogovoru navedeno, da so snovi na levi strani puščice reaktanti in tiste na desni strani so proizvodi, je lahko malo zmedeno, da reaktanti, ki prihajajo iz reakcije v neposredni občutek so proizvodi v reakciji v nasprotni smeri in obratno.

Kemična bilanca

Pogosto reakcije dosežejo ravnotežje med količinami začetnih snovi in ​​količin nastalih proizvodov. To ravnotežje se lahko izniči tudi s spodbujanjem povečanja ali zmanjšanja ene od snovi, ki sodelujejo v reakciji.

Podoben dogodek se pojavi pri disociaciji raztopljene snovi: med reakcijo lahko eksperimentalno opazimo izginotje začetnih snovi in ​​nastajanje produktov s spremenljivo hitrostjo..

Hitrost reakcije je v veliki meri odvisna od temperature in različne stopnje koncentracije reaktantov. Dejansko se ti dejavniki preučujejo predvsem s kemijsko kinetiko.

Vendar pa to ravnotežje ni statično, ampak izhaja iz sožitja neposredne reakcije in nasprotne.

V neposredni reakciji (->) nastajajo produkti, pri obratni reakciji (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Zgoraj navedeno predstavlja tako imenovano dinamično ravnovesje.

Ravnovesje v heterogenih sistemih

V heterogenih sistemih - to je v tistih, ki jih tvorijo številne faze - se koncentracije trdnih snovi lahko štejejo za konstantne, izpuščajo pa matematični izraz za K.

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

Tako se lahko v razpadnem ravnotežju kalcijevega karbonata njegova koncentracija in tista iz nastalega oksida štejeta za konstantno ne glede na njegovo maso..

Premiki v bilanci

Številčna vrednost konstante ravnotežja določa, ali reakcija podpira nastajanje proizvodov ali ne. Če je K večji od 1, bo sistem v ravnotežju imel večjo koncentracijo produktov kot reagenti, in če je K manjši od 1, pride do nasprotnega: v ravnotežju bo višja koncentracija reaktantov kot v proizvodih..

Začetek Le Chatelierja

Vpliv sprememb koncentracije, temperature in tlaka lahko spremeni hitrost reakcije.

Na primer, če se v reakciji tvorijo plinasti produkti, povečanje tlaka na sistemu povzroči nadaljevanje reakcije v nasprotni smeri (proti reaktantom)..

Na splošno so anorganske reakcije, ki se izvajajo med ioni, zelo hitre, medtem ko so organske reakcije veliko nižje.

Če reakcija povzroči toploto, se povečanje zunanje temperature usmeri v nasprotno smer, saj je povratna reakcija endotermna (absorbira toploto)..

Podobno, če je v eni od reaktantov v sistemu v ravnotežju povzročen presežek, bodo druge snovi oblikovale proizvode, ki bodo čim bolj nevtralizirale to spremembo..

Posledično se ravnotežje premika v prid tako ali drugače s povečanjem hitrosti reakcije, tako da ostane K vrednost konstantna..

Vsi ti zunanji vplivi in ​​ravnotežni odziv, da bi jih preprečili, je tako imenovano načelo Le Chatelier.

Aplikacije

Kljub svoji ogromni koristnosti, ko je bil predlagan ta zakon, ni imel želenega učinka ali pomena v znanstveni skupnosti.

Vendar pa je od dvajsetega stoletja naprej dobila slavo zaradi dejstva, da so ga britanski znanstveniki William Esson in Vernon Harcourt vzeli nazaj nekaj desetletij po njeni objavi..

Zakon o množičnem ukrepanju je skozi čas imel številne aplikacije, zato so nekateri navedeni spodaj:

  • Kadar se oblikujejo v smislu aktivnosti namesto koncentracij, je koristno določiti odstopanja idealnega obnašanja reaktantov v raztopini, če je to v skladu s termodinamiko..
  • Ko se reakcija približa ravnovesnemu stanju, je mogoče predvideti razmerje med neto hitrostjo reakcije in Gibbsovo prosto energijo, ki je trenutno v reakciji..
  • V kombinaciji z načelom ravnotežja podrobno na splošno ta zakon določa tako dobljene vrednosti, po termodinamike dejavnosti in nenehno v stanju dinamičnega ravnovesja, ter razmerje med njimi in konstant, ki izhaja hitrosti reakcije v smeri naprej in v obratni smeri.
  • Ko so reakcije elementarnega tipa, pri uporabi tega zakona dobimo enačbo ravnotežja, ki je primerna za določeno kemijsko reakcijo in izrazi njene hitrosti..

Primeri prava množičnega ukrepanja

-Ko nepovraten reakcijo med tipa ioni v raztopini, splošni izraz tega zakona vodi k oblikovanju Bronstedove-Bjerrum, ki vzpostavlja povezavo med ionske jakosti vrste in konstantna stopnja preučevali.

-Pri analizi reakcij, ki se izvajajo v razredčenih idealnih raztopinah ali v stanju agregacije plinov, dobimo splošni izraz prvotnega prava (desetletje 80-ih).

-Ker ima splošne značilnosti, se lahko splošni izraz tega zakona uporabi kot del kinetike, namesto da bi jo videl kot del termodinamike..

-Pri uporabi v elektroniki, se ta zakon uporablja za določitev množenje med gostotami lukenj in elektronov z dano površino ima konstantno magnitudo v stabilnem stanju, tudi neodvisno od nedovoljenih poživil, ki se dovaja material.

-To je splošno znano, da uporabljajo ta zakon za opis dinamike med plenilci in plenom, ob predpostavki, da je odnos med plenjenje plena predstavlja določen delež na odnos med plenilci in plenom.

-Na področju študij zdravja se lahko ta zakon uporabi celo za opis nekaterih dejavnikov človekovega vedenja s političnega in socialnega vidika.

Zakon masnega delovanja v farmakologiji

Ob predpostavki, da je D zdravilo in da je R receptor, na katerega deluje, se obe odzovejo na izvor kompleksa DR, odgovornega za farmakološki učinek:

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

K je disociacijska konstanta. Obstaja neposredna reakcija, pri kateri zdravilo deluje na receptor, in drugo, kjer se kompleks DR disociira v izvirne spojine. Vsaka reakcija ima svojo hitrost, ki je enaka le v ravnotežju in zadovoljuje K.

S tolmačenjem masnega zakona na črko, večja kot je koncentracija D, višja je koncentracija kompleksa DR.

Vendar imajo celotni sprejemniki Rt fizično omejitev, tako da za vse razpoložljive D. ni neomejene količine R. Prav tako so eksperimentalne študije na področju farmakologije odkrile naslednje omejitve zakona o masah na tem področju:

- Predpostavimo, da je povezava R-D reverzibilna, kadar v večini primerov res ni.

- R-D vez lahko strukturno spremeni eno od dveh komponent (zdravilo ali receptor), okoliščina, ki ne upošteva množičnega prava..

- Poleg tega množični zakoni bledijo pred reakcijami, kjer več posrednikov poseže v oblikovanje DR.

Omejitve

Zakon množičnega delovanja predpostavlja, da je vsaka kemijska reakcija osnovna; z drugimi besedami, da je molekularnost enaka ustreznemu vrstnemu redu reakcije za vsako zadevno vrsto.

Tukaj se stehiometrični koeficienti a, b, c in d obravnavajo kot število molekul, ki posredujejo v reakcijskem mehanizmu. Vendar pa v globalni reakciji ti ne nujno sovpadajo z vašim naročilom.

Na primer, za reakcijo na A + bB <=> cC + dD:

Izraz hitrosti za neposredne in inverzne reakcije je:

k1= [A]a[B]b

k2= [C]c[D]d

To velja samo za elementarne reakcije, saj za globalne reakcije, čeprav so stehiometrični koeficienti pravilni, niso vedno reakcijski nalogi. V primeru neposredne reakcije bi lahko bila slednja:

k1= [A]w[B]z

V navedenem izrazu w in z sta pravi odzivni vrstni red za vrste A in B.

Reference

  1. Jeffrey Aronson. (19. november 2015). Zakoni življenja: Guldberg in Waageov zakon množičnega delovanja. Vzpostavljeno 10. maja 2018, iz: cebm.net
  2. ScienceHQ. (2018). Zakon množičnega ukrepanja. Vzpostavljeno 10. maja 2018, iz: sciencehq.com
  3. askiitans. (2018). Zakon o množičnem delovanju in konstanti ravnotežja. Pridobljeno 10. maja 2018, od: askiitians.com
  4. Salvat Enciklopedija znanosti. (1968). Kemija Zvezek 9, Salvat S.A. izdaj Pamplona, ​​Španija. P 13-16.
  5. Walter J. Moore. (1963). Fizikalna kemija V Termodinamika in kemijsko ravnovesje. (Četrta izdaja). Longmans. P 169.
  6. Alex Yartsev (2018). Zakon o množičnem delovanju v farmakodinamiki. Pridobljeno 10. maja 2018, iz: derangedphysiology.com