ZAKON MASOVNE AKCIJE: PRIJAVE, PRIMJERI - KEMIJA - 2026

Zakonu akcije masa uspostavlja odnos između aktivnih masa reaktanata i tu proizvoda, pod ravnotežnim uvjetima u homogenim sustavima (otopine ili faza plin). Formulirali su je norveški znanstvenici CM Guldberg i P. Waage, koji su prepoznali da je ravnoteža dinamična, a ne statična.

Zašto dinamičan? Jer su stope naprijed i obrnute reakcije jednake. Aktivne mase se obično izražavaju mol / L (molaritet). Takva se reakcija može napisati ovako: aA + bB <=> cC + dD. Za ravnotežu navedenu u ovom primjeru, odnos između reaktanata i produkata prikazan je u jednadžbi na slici ispod.

K je uvijek konstantan, bez obzira na početne koncentracije tvari, sve dok se temperatura ne mijenja. Ovdje su A, B, C i D reaktanti i proizvodi; dok su a, b, c i d njihovi stehiometrijski koeficijenti.

Numerička vrijednost K je karakteristična konstanta za svaku reakciju na određenoj temperaturi. Dakle, K je ono što se naziva konstanta ravnoteže.

Zabilježba znači da se u matematičkom izrazu koncentracije pojavljuju u jedinicama mol / L, povisene na snagu jednaku reakcijskom koeficijentu.

Koji je zakon masovnog djelovanja?

Kao što je ranije spomenuto, zakon masovnog djelovanja izražava da je brzina određene reakcije izravno proporcionalna proizvodu koncentracija vrsta reaktanata, pri čemu je koncentracija svake vrste povišena na snagu jednaku koeficijentu. stehiometrijske u kemijskoj jednadžbi.

U tom smislu, to se može bolje objasniti reverzibilnom reakcijom, čija je opća jednadžba ilustrirana u nastavku:

aA + bB ↔ cC + dD

Gdje A i B predstavljaju reaktante, a tvari nazvane C i D predstavljaju proizvode reakcije. Isto tako vrijednosti a, b, c i d predstavljaju stehiometrijske koeficijente A, B, C i D.

Polazeći od prethodne jednadžbe, dobiva se prethodno spomenuta konstanta ravnoteže, koja je ilustrirana kao:

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

Tamo gdje je konstanta ravnoteže K jednaka kvocijentu, u kojem je brojnik sastavljen od množenja koncentracija proizvoda (u ravnotežnom stanju) podignutih na njihov koeficijent u uravnoteženoj jednadžbi, a nazivnik se sastoji od sličnog množenja ali među reaktantima povišenim na koeficijent koji ih prati.

Značenje konstante ravnoteže

Treba napomenuti da se ravnotežne koncentracije vrsta moraju koristiti u jednadžbi za izračunavanje ravnotežne ravnoteže, sve dok ne postoje promjene na njima ili na temperaturi sustava.

Na isti način, vrijednost konstante ravnoteže daje informaciju o smjeru koji je pogodan reakciji u ravnoteži, odnosno otkriva je li reakcija povoljna prema reaktantima ili proizvodima.

U slučaju da je jačina ove konstante mnogo veća od jedinstva (K »1), ravnoteža će se pomaknuti udesno i favorizirati proizvode; Dok ako je jačina ove konstante mnogo manja od jedinstva (K «1), ravnoteža će se pomaknuti ulijevo i pogodovati reaktantima.

Također, iako je konvencijom naznačeno da su tvari na lijevoj strani strelice reaktanti, a one s desne strane proizvodi, činjenica je da reaktanti koji dolaze iz reakcije u izravni smisao postaju proizvodi reakcije obrnuto i obrnuto.

Kemijska ravnoteža

Reakcije često postižu ravnotežu između početnih tvari i količine produkata koji nastaju. Ova ravnoteža može dodatno prebaciti favorizirajući povećanje ili smanjenje jedne od tvari koje sudjeluju u reakciji.

Analogna činjenica događa se u disocijaciji otopljene tvari: tijekom reakcije može se eksperimentalno promatrati nestanak početnih tvari i stvaranje proizvoda s promjenjivom brzinom.

Brzina reakcije jako ovisi o temperaturi i u različitom stupnju o koncentraciji reaktanata. U stvari, ti se čimbenici proučavaju posebno kemijskom kinetikom.

Međutim, ta ravnoteža nije statična, već proizlazi iz suživota izravne i obrnute reakcije.

U izravnoj reakciji (->) produkti nastaju, dok u inverznoj reakciji (<-) ponovno potječu iz početnih tvari.

To čini ono što je gore poznato kao dinamička ravnoteža.

Ravnoteža u heterogenim sustavima

U heterogenim sustavima - to jest u onima formiranim u više faza - koncentracije krutih tvari mogu se smatrati konstantnim, a izostavljaju se iz matematičkog izraza za K.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

Dakle, u ravnoteži raspadanja kalcijevog karbonata može se smatrati da se njegova koncentracija i koncentracija dobivenog oksida konstantna bez obzira na njegovu masu.

Ravnoteža mijenja

Numerička vrijednost konstante ravnoteže određuje da li reakcija pogoduje stvaranju proizvoda ili ne. Kad je K veća od 1, ravnotežni sustav će imati veću koncentraciju produkata nego reaktanata, a ako je K manji od 1, događa se suprotno: u ravnoteži će biti veća koncentracija reaktanata od proizvoda.

Načelo Le Chatelier

Utjecaj varijacija koncentracije, temperature i tlaka može promijeniti brzinu reakcije.

Na primjer, ako se u reakciji nastaju plinoviti proizvodi, porast tlaka nad sustavom uzrokuje da reakcija teče u suprotnom smjeru (prema reaktantima).

Općenito, anorganske reakcije koje se odvijaju između iona su vrlo brze, dok organske imaju mnogo niže brzine.

Ako se u reakciji proizvodi toplina, porast vanjske temperature ima tendenciju da je usmjerava u suprotnom smjeru, jer je reverzna reakcija endotermična (apsorbira toplinu).

Isto tako, ako se stvori višak u jednom od reaktanata unutar sustava koji je u ravnoteži, ostale tvari formirat će proizvode kako bi maksimalno neutralizirale navedenu modifikaciju.

Kao rezultat, ravnoteža se pomera favorizirajući jedan ili drugi način povećavajući brzinu reakcije, na način da vrijednost K ostaje konstantna.

Svi ti vanjski utjecaji i reakcija ravnoteže kako bi se suzbili njima ono je što nazivamo Le Chatelier principom.

Prijave

Unatoč svojoj ogromnoj korisnosti, kada je predložen ovaj zakon, on nije imao željeni utjecaj ili relevantnost u znanstvenoj zajednici.

Međutim, od dvadesetog stoljeća on je stekao notor zahvaljujući činjenici da su ga britanski znanstvenici William Esson i Vernon Harcourt ponovno zauzeli nekoliko desetljeća nakon proglašenja.

Zakon masovne akcije vremenom je dobio brojne primjene, od kojih su neke navedene u nastavku:

• Kako je formulirano u odnosu na aktivnosti, a ne koncentracije, korisno je za određivanje odstupanja od idealnog ponašanja reaktanata u otopini, sve dok je u skladu s termodinamikom.
• Kako se reakcija približi ravnoteži, može se predvidjeti odnos između neto brzine reakcije i trenutne slobodne energije Gibbsa reakcije.
• Kada se kombinira s načelom detaljne ravnoteže, ovaj zakon, općenito govoreći, predviđa rezultirajuće vrijednosti aktivnosti i konstante u ravnotežnom stanju, u smislu termodinamike, kao i odnos tih i rezultirajućih konstanta brzine od reakcije u naprijed i obrnuto.
• Kad su reakcije elementarnog tipa, primjenom ovog zakona dobiva se odgovarajuća jednadžba ravnoteže za datu kemijsku reakciju i izrazi njene brzine.

Primjeri zakona masovne akcije

-Kada se proučava nepovratna reakcija između iona koji se nalaze u otopini, opći izraz ovog zakona dovodi do formulacije Brönsted-Bjerrum, koja uspostavlja odnos između ionske snage vrste i konstante brzine, -Kada se analiziraju reakcije koje se provode u razrijeđenim idealnim otopinama ili u stanju plinovite agregacije, dobiva se opći izraz izvornog zakona (desetljeće 80-ih).

-S obzirom da ima univerzalne karakteristike, opći izraz ovog zakona može se koristiti kao dio kinetike, umjesto da ga doživljavamo kao dio termodinamike.

-Kad se koristi u elektronici, ovaj se zakon koristi da se utvrdi da množenje između gustoće rupa i elektrona određene površine ima konstantnu veličinu u ravnotežnom stanju, čak i neovisno o dopingu koji se isporučuje materijalu, - Upotreba ovog zakona za opisivanje dinamike između grabežljivaca i plijena opće je poznata, pod pretpostavkom da odnos predatora na plijenu predstavlja određeni udio u odnosu između grabežljivaca i plijena.

-Na području zdravstvenih studija ovaj se zakon može primijeniti čak i za opisivanje određenih čimbenika ljudskog ponašanja, s političkog i društvenog stajališta.

Zakon masovnog djelovanja u farmakologiji

Pod pretpostavkom da je D lijek, a R receptor na koji djeluje, oba reagiraju da potiču kompleks DR-a, odgovoran za farmakološki učinak:

K = /

K je konstanta disocijacije. Postoji izravna reakcija u kojoj lijek djeluje na receptor, i druga gdje se DR kompleks disocira na izvorne spojeve. Svaka reakcija ima svoju brzinu, jednaka je samo u ravnoteži, s tim da je K. zadovoljan.

Tumačeći zakon mase u slovo, što je veća koncentracija D, to je veća koncentracija formiranog DR kompleksa.

Međutim, ukupni prijemnici Rt imaju fizičku granicu, tako da ne postoji neograničena količina R za sve dostupne D. Isto tako, eksperimentalna istraživanja iz područja farmakologije utvrdila su sljedeća ograničenja zakona o masi u ovom području:

- Pretpostavlja se da je RD veza reverzibilna, kad u većini slučajeva stvarno nije.

- RD veza može strukturno promijeniti jednu od dvije komponente (lijek ili receptor), okolnost koja se ne uzima u obzir masovnim zakonom.

- Nadalje, zakon o masi blijedi pred reakcijama u kojima više medijatora intervenira u nastajanju RD-a.

Ograničenja

Zakon masovnog djelovanja pretpostavlja da je svaka kemijska reakcija elementarna; drugim riječima, da je molekularnost jednaka odgovarajućem redoslijedu reakcije za svaku uključenu vrstu.

Ovdje se stehiometrijski koeficijenti a, b, c i d smatraju brojem molekula uključenih u mehanizam reakcije. Međutim, u globalnoj reakciji ne moraju nužno odgovarati vašem nalogu.

Na primjer, za reakciju aA + bB <=> cC + dD:

Izraz brzine za izravne i obrnute reakcije su:

Ovo se odnosi samo na elementarne reakcije, jer za globalne one, iako su stehiometrijski koeficijenti točni, nisu uvijek redoslijedi reakcija. U slučaju izravne reakcije, potonje bi moglo biti:

U ovom bi izrazu w i z bili pravi redoslijedi reakcija za vrste A i B.

Reference

1. Jeffrey Aronson. (2015., 19. studenog). Životni zakoni: Guldbergov i Waageov zakon masovnog djelovanja. Preuzeto 10. svibnja 2018. s: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018.). Zakon masovne akcije. Preuzeto 10. svibnja 2018. s: sciencehq.com
3. askiitans. (2018.). Zakon masovne akcije i postojanosti ravnoteže. Preuzeto 10. svibnja 2018. s: askiitians.com
4. Salvatska enciklopedija. (1968). Kemija. Svezak 9, Salvat SA ediciones Pamplona, ​​Španjolska. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fizička kemija. U termodinamici i kemijskoj ravnoteži. (Četvrto izd.). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018.). Zakon masovnog djelovanja u farmakodinamici. Preuzeto 10. svibnja 2018. s: derangedphysiology.com