ZÁKON HROMADNÉ AKCE: APLIKACE, PŘÍKLADY - CHEMIE - 2025

Zákon masové akce stanoví vztah mezi aktivními hmotností reakčních složek a výrobků, za rovnovážných podmínek a v homogenní soustavy (roztoky nebo plynné fáze). Byl formulován norskými vědci CM Guldbergem a P. Waageem, kteří uznali, že rovnováha je dynamická a ne statická.

Proč dynamický? Protože míra předních a zpětných reakcí je stejná. Aktivní masy jsou obvykle vyjádřeny mol / l (molárnost). Takovou reakci lze napsat takto: aA + bB <=> cC + dD. Pro rovnováhu uvedenou v tomto příkladu je vztah mezi reaktanty a produkty ilustrován v rovnici na obrázku níže.

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

Číselná hodnota K je charakteristická konstanta pro každou reakci při dané teplotě. K je tedy tzv. Rovnovážná konstanta.

Zápis znamená, že v matematickém vyjádření se koncentrace objevují v jednotkách mol / l, zvýšených na sílu rovnou reakčnímu koeficientu.

Co je zákon masové akce?

Jak již bylo zmíněno, zákon hromadného působení vyjadřuje, že rychlost dané reakce je přímo úměrná součinu koncentrací reakčních složek, kde je koncentrace každého druhu zvýšena na sílu rovnající se jeho koeficientu stechiometrické v chemické rovnici.

V tomto smyslu lze lépe vysvětlit reverzibilní reakcí, jejíž obecná rovnice je znázorněna níže:

aA + bB ↔ cC + dD

Kde A a B představují reaktanty a látky pojmenované C a D představují produkty reakce. Podobně hodnoty a, b, cad představují stechiometrické koeficienty A, B, C a D.

Počínaje předchozí rovnicí se získá výše uvedená rovnovážná konstanta, která je znázorněna jako:

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

Pokud je rovnovážná konstanta K rovna kvocientu, ve kterém je čitatel tvořen násobením koncentrací produktů (ve stavu rovnováhy) zvýšeným na jejich koeficient ve vyvážené rovnici a jmenovatel sestává z podobného násobení ale mezi reaktanty se zvýšil na koeficient, který je doprovází.

Význam rovnovážné konstanty

Je třeba poznamenat, že rovnovážné koncentrace druhů musí být použity v rovnici pro výpočet rovnovážné konstanty, pokud nedojde k jejich úpravám ani ke změně teploty systému.

Stejně tak hodnota rovnovážné konstanty poskytuje informaci o směru, který je výhodný při reakci při rovnováze, to znamená, že odhaluje, zda je reakce příznivá vůči reaktantům nebo produktům.

V případě, že velikost této konstanty je mnohem větší než jednota (K »1), rovnováha se posune doprava a zvýhodní produkty; Zatímco pokud je velikost této konstanty mnohem menší než jednota (K «1), rovnováha se posune doleva a zvýhodní reaktanty.

Také, i když konvencí je uvedeno, že látky na levé straně šipky jsou reaktanty a látky na pravé straně jsou produkty, může to být trochu matoucí skutečností, že reaktanty, které pocházejí z reakce v přímým smyslem se stávají produkty v reakci opačně a naopak.

Chemická rovnováha

Reakce často dosahují rovnováhy mezi množstvím výchozích látek a množstvím produktů, které se tvoří. Tato rovnováha se může navíc posunout ve prospěch zvýšení nebo snížení jedné z látek, které se účastní reakce.

Analogická skutečnost nastává při disociaci rozpuštěné látky: během reakce lze experimentálně pozorovat vymizení výchozích látek a tvorbu produktů s proměnnou rychlostí.

Rychlost reakce je vysoce závislá na teplotě a v různé míře na koncentraci reakčních složek. Ve skutečnosti jsou tyto faktory studovány zejména chemickou kinetikou.

Tato rovnováha však není statická, ale vychází z koexistence přímé a inverzní reakce.

Při přímé reakci (->) se vytvářejí produkty, zatímco při inverzní reakci (<-) znovu vznikají původní látky.

To představuje to, co je známé jako výše uvedená dynamická rovnováha.

Rovnováha v heterogenních systémech

V heterogenních systémech - to je v těch, které jsou tvořeny několika fázemi - koncentrace pevných látek lze považovat za konstantní, vynechávajíce se z matematického vyjádření pro K.

CaCO ₃ (y) <=> CaO (y) + CO ₂ (g)

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

Bilance se posune

Numerická hodnota rovnovážné konstanty určuje, zda reakce zvýhodňuje tvorbu produktů. Když je K větší než 1, rovnovážný systém bude mít vyšší koncentraci produktů než reakčních složek, a pokud je K menší než 1, nastane opak: v rovnováze bude vyšší koncentrace reakčních složek než produktů.

Princip Le Chatelier

Vliv změn koncentrace, teploty a tlaku může změnit rychlost reakce.

Například, pokud se plynné produkty vytvářejí v reakci, zvýšení tlaku v systému způsobí, že reakce probíhá v opačném směru (směrem k reaktantům).

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

Pokud je při reakci produkováno teplo, má tendence zvyšovat venkovní teplotu orientaci v opačném směru, protože zpětná reakce je endotermická (absorbuje teplo).

Podobně, pokud je v některém z reakčních složek v rovnovážném systému způsoben přebytek, vytvoří další látky produkty, které neutralizují uvedenou modifikaci na maximum.

V důsledku toho se rovnováha posune ve prospěch jedné nebo druhé cesty zvýšením reakční rychlosti takovým způsobem, že hodnota K zůstává konstantní.

Všechny tyto vnější vlivy a rovnovážná reakce, která jim působí, je tzv. Le Chatelierův princip.

Aplikace

Přes jeho obrovskou užitečnost, když byl tento zákon navržen, neměl požadovaný účinek ani význam ve vědecké komunitě.

Od dvacátého století se však proslavilo díky tomu, že jej britští vědci William Esson a Vernon Harcourt vzali znovu několik desítek let po jeho vyhlášení.

Zákon hromadné akce měl v průběhu času mnoho aplikací, z nichž některé jsou uvedeny níže:

• Protože je formulován spíše z hlediska aktivit než koncentrací, je užitečné určit odchylky od ideálního chování reaktantů v roztoku, pokud je to v souladu s termodynamikou.
• Jak se reakce přibližuje k rovnováze, lze předpovídat vztah mezi čistou rychlostí reakce a okamžitou Gibbsovou volnou energií reakce.
• V kombinaci s podrobným principem rovnováhy tento zákon obecně stanoví výsledné hodnoty, podle termodynamiky, aktivit a konstanty v rovnovážném stavu, jakož i vztah mezi těmito a výslednými rychlostními konstantami reakce vpřed a vzad.
• Jsou-li reakce elementárního typu, získá se podle tohoto zákona příslušná rovnovážná rovnice pro danou chemickou reakci a vyjádření její rychlosti.

Příklady zákona o hromadném jednání

- Když studujeme nevratnou reakci mezi ionty nalezenými v roztoku, obecné vyjádření tohoto zákona vede k formulaci Brönsted-Bjerrum, která stanoví vztah mezi iontovou silou druhu a rychlostní konstantou.

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

-Jak má univerzální vlastnosti, může být obecné vyjádření tohoto zákona použito jako součást kinetiky místo toho, aby bylo vnímáno jako součást termodynamiky.

- Při použití v elektronice se tento zákon používá k určení, že násobení hustot otvorů a elektronů daného povrchu má v rovnovážném stavu konstantní velikost, a to i nezávisle na dopingu dodávaném do materiálu..

-Použití tohoto zákona k popisu dynamiky mezi predátory a kořistí je všeobecně známo, za předpokladu, že predátorský vztah na kořisti představuje určitý poměr se vztahem mezi predátory a kořistí.

-V oblasti zdravotních studií lze tento zákon dokonce použít k popisu určitých faktorů lidského chování z politického a sociálního hlediska.

Zákon masové akce ve farmakologii

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

K = /

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

Interpretace masového zákona na dopis, čím vyšší je koncentrace D, tím vyšší je koncentrace komplexu DR.

Celkové přijímače Rt však mají fyzický limit, takže pro všechny dostupné D. neexistuje neomezené množství R. Podobně experimentální studie v oblasti farmakologie zjistily následující omezení masového zákona v této oblasti:

- Předpokládá, že propojení RD je reverzibilní, i když ve většině případů to opravdu není.

- RD vazba může strukturálně změnit jednu ze dvou složek (léčivo nebo receptor), což je okolnost, kterou masové právo nebere v úvahu.

- Masové právo navíc čelí reakcím, kdy do vytváření RD zasáhlo více zprostředkovatelů.

Omezení

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

Zde se stechiometrické koeficienty a, b, c a d považují za počet molekul zapojených do reakčního mechanismu. V globální reakci však nemusí nutně odpovídat vaší objednávce.

Například pro reakci aA + bB <=> cC + dD:

Rychlostní vyjádření pro přímé a inverzní reakce jsou:

To platí pouze pro elementární reakce, protože u globálních reakcí, i když jsou stechiometrické koeficienty správné, nejsou vždy reakčním pořádkem. V případě přímé reakce by to mohla být:

V tomto výrazu w a z by byly skutečné reakční příkazy pro druhy A a B.

Reference

1. Jeffrey Aronson. (2015, 19. listopadu). Zákony života: Guldbergův a Waageův zákon masové akce. Citováno z 10. května 2018, z: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Zákon hromadné akce. Citováno z 10. května 2018, z: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Zákon masové akce a rovnovážné konstanty. Citováno z 10. května 2018, z: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Chemie. Svazek 9, Salvat SA ediciones Pamplona, ​​Španělsko. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fyzikální chemie. V termodynamice a chemické rovnováze. (Čtvrté ed.). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018). Zákon masové akce ve farmakodynamice. Citováno z 10. května 2018, z: derangedphysiology.com