ЗАКОН МАССОВОГО ДЕЙСТВИЯ: ПРИЛОЖЕНИЯ, ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2026

Закон действия масс устанавливает связь между активными массами реагентов и что продукты, в равновесных условиях и в однородных системах (растворы или газовая фаза). Его сформулировали норвежские ученые CM Guldberg и P. Waage, которые признали, что равновесие динамично, а не статично.

Почему динамический? Потому что скорости прямой и обратной реакции равны. Активные массы обычно выражаются в моль / л (молярность). Такую реакцию можно записать так: aA + bB <=> cC + dD. Для равновесия, указанного в этом примере, взаимосвязь между реагентами и продуктами проиллюстрирована уравнением на изображении ниже.

K всегда постоянен, независимо от начальных концентраций веществ, пока температура не меняется. Здесь A, B, C и D - реагенты и продукты; а a, b, c и d - их стехиометрические коэффициенты.

Числовое значение K является характеристической константой для каждой реакции при данной температуре. Итак, K - это то, что называется константой равновесия.

Обозначение означает, что в математическом выражении концентрации выражаются в единицах моль / л, возведенных в степень, равную коэффициенту реакции.

Что такое закон массового действия?

Как упоминалось ранее, закон действия масс выражает, что скорость данной реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, причем концентрация каждого вида повышается до степени, равной его коэффициенту стехиометрический в химическом уравнении.

В этом смысле его можно лучше объяснить наличием обратимой реакции, общее уравнение которой проиллюстрировано ниже:

aA + bB ↔ cC + dD

Где A и B представляют собой реагенты, а вещества, обозначенные C и D, представляют собой продукты реакции. Точно так же значения a, b, c и d представляют стехиометрические коэффициенты A, B, C и D соответственно.

Исходя из предыдущего уравнения, получается упомянутая ранее константа равновесия, которая проиллюстрирована как:

К = ^{с д} / ^{а б}

Где константа равновесия K равна частному, в котором числитель состоит из умножения концентраций продуктов (в состоянии равновесия), возведенных в их коэффициент в сбалансированном уравнении, а знаменатель состоит из аналогичного умножения но среди реагентов повышен до сопутствующего им коэффициента.

Значение константы равновесия

Следует отметить, что равновесные концентрации компонентов должны использоваться в уравнении для расчета константы равновесия, если нет никаких изменений в них или в температуре системы.

Таким же образом значение константы равновесия предоставляет информацию о направлении, которому благоприятствует реакция при равновесии, то есть показывает, является ли реакция благоприятной по отношению к реагентам или продуктам.

В том случае, если величина этой константы намного больше единицы (K »1), равновесие сместится вправо в пользу продуктов; Тогда как, если величина этой константы намного меньше единицы (К «1), равновесие сместится влево и будет благоприятствовать реагентам.

Кроме того, хотя условно указано, что вещества в левой части стрелки являются реагентами, а вещества в правой части - продуктами, это может немного сбивать с толку тот факт, что реагенты, возникающие в результате реакции в в прямом смысле становятся продуктами реакции в обратном и наоборот.

Химический баланс

Реакции часто достигают равновесия между количествами исходных веществ и продуктов, которые образуются. Этот баланс может дополнительно сдвигаться в пользу увеличения или уменьшения одного из веществ, участвующих в реакции.

Аналогичный факт имеет место при диссоциации растворенного вещества: в процессе реакции исчезновение исходных веществ и образование продуктов можно наблюдать экспериментально с переменной скоростью.

Скорость реакции сильно зависит от температуры и в разной степени от концентрации реагентов. Фактически, эти факторы особенно изучаются с помощью химической кинетики.

Однако это равновесие не статично, а возникает в результате сосуществования прямой и обратной реакции.

В прямой реакции (->) образуются продукты, в то время как в обратной реакции (<-) они повторно образуют исходные вещества.

Это составляет так называемое динамическое равновесие, упомянутое выше.

Равновесие в гетерогенных системах

В гетерогенных системах, то есть в системах, образованных несколькими фазами, концентрации твердых веществ можно считать постоянными, исключая математическое выражение для K.

CaCO ₃ (тв) <=> CaO (тв) + CO ₂ (г)

Таким образом, в равновесии разложения карбоната кальция его концентрация и концентрация образующегося оксида можно считать постоянной независимо от его массы.

Сдвиги баланса

Числовое значение константы равновесия определяет, способствует ли реакция образованию продуктов. Когда K больше 1, равновесная система будет иметь более высокую концентрацию продуктов, чем реагентов, а если K меньше 1, происходит обратное: в равновесии будет большая концентрация реагентов, чем продуктов.

Принцип Ле Шателье

Влияние изменений концентрации, температуры и давления может изменить скорость реакции.

Например, если в реакции образуются газообразные продукты, повышение давления в системе заставляет реакцию протекать в противоположном направлении (по направлению к реагентам).

В общем, неорганические реакции, которые происходят между ионами, протекают очень быстро, в то время как органические реакции гораздо медленнее.

Если в результате реакции выделяется тепло, повышение внешней температуры имеет тенденцию направлять ее в противоположном направлении, поскольку обратная реакция является эндотермической (поглощает тепло).

Подобным образом, если возникает избыток одного из реагентов в системе, находящейся в равновесии, другие вещества будут образовывать продукты, максимально нейтрализующие указанную модификацию.

В результате равновесие сдвигается в пользу того или иного пути за счет увеличения скорости реакции, так что значение K остается постоянным.

Все эти внешние воздействия и противодействие им - это то, что известно как принцип Ле Шателье.

Приложения

Несмотря на его огромную полезность, когда этот закон был предложен, он не имел желаемого воздействия или актуальности в научном сообществе.

Однако с двадцатого века он приобрел известность благодаря тому факту, что британские ученые Уильям Эссон и Вернон Харкорт снова занялись им через несколько десятилетий после его обнародования.

Закон массового действия со временем нашел множество применений, некоторые из которых перечислены ниже:

• Поскольку он сформулирован в терминах активности, а не концентраций, он полезен для определения отклонений от идеального поведения реагентов в растворе, если это согласуется с термодинамикой.
• Когда реакция приближается к равновесию, можно предсказать взаимосвязь между чистой скоростью реакции и мгновенной свободной энергией Гиббса.
• В сочетании с подробным принципом равновесия, в общих чертах этот закон обеспечивает результирующие значения, согласно термодинамике, активности и константы в состоянии равновесия, а также взаимосвязь между ними и результирующими константами скорости реакции в прямом и обратном направлениях.
• Когда реакции относятся к элементарному типу, применяя этот закон, получается соответствующее уравнение равновесия для данной химической реакции и выражения ее скорости.

Примеры закона массового действия

-При изучении необратимой реакции между ионами, обнаруженными в растворе, общее выражение этого закона приводит к формулировке Бренстеда-Бьеррума, которая устанавливает взаимосвязь между ионной силой частиц и константой скорости ,

-При анализе реакций, которые проводятся в разбавленных идеальных растворах или в состоянии газовой агрегации, получается общее выражение исходного закона (декада 80-х).

- Поскольку он имеет универсальные характеристики, общее выражение этого закона можно использовать как часть кинетики, а не рассматривать его как часть термодинамики.

-При использовании в электронике этот закон используется для определения того, что умножение между плотностями дырок и электронов данной поверхности имеет постоянную величину в состоянии равновесия, даже независимо от легирования, которое вводится в материал. ,

-Использование этого закона для описания динамики между хищниками и добычей широко известно, предполагая, что отношения хищничества на добыче представляют определенную пропорцию с отношениями между хищниками и добычей.

- В области медицинских исследований этот закон может даже применяться для описания определенных факторов человеческого поведения с политической и социальной точек зрения.

Закон массового действия в фармакологии

Предполагая, что D - это лекарство, а R - рецептор, на который он действует, оба реагируют, создавая комплекс DR, ответственный за фармакологический эффект:

К = /

K - константа диссоциации. Есть прямая реакция, в которой лекарство действует на рецептор, и другая, когда комплекс DR диссоциирует на исходные соединения. Каждая реакция имеет свою скорость, равную себе только в состоянии равновесия, когда К. удовлетворен.

Буквально интерпретируя закон масс, чем выше концентрация D, тем выше концентрация образующегося комплекса DR.

Однако общее количество получателей Rt имеет физический предел, поэтому неограниченное количество R для всех доступных D. Аналогичным образом, экспериментальные исследования в области фармакологии обнаружили следующие ограничения закона массы в этой области:

- Предполагается, что ссылка RD является обратимой, хотя в большинстве случаев это не так.

- Связь RD может структурно изменять один из двух компонентов (лекарство или рецептор), обстоятельство, которое не учитывается законом масс.

- Более того, закон массы бледнеет перед реакциями, в которых множество посредников вмешиваются в образование RD.

Ограничения

Закон действия масс предполагает, что каждая химическая реакция является элементарной; другими словами, молекулярность такая же, как и соответствующий порядок реакции для каждого участвующего вещества.

Здесь стехиометрические коэффициенты a, b, c и d рассматриваются как количество молекул, участвующих в механизме реакции. Однако в глобальной реакции они не обязательно соответствуют вашему порядку.

Например, для реакции aA + bB <=> cC + dD:

Выражение скорости для прямой и обратной реакций:

Это относится только к элементарным реакциям, поскольку для глобальных, хотя стехиометрические коэффициенты верны, они не всегда являются порядками реакций. В случае прямой реакции последними могут быть:

В этом выражении w и z будут истинными порядками реакции для видов A и B.

Ссылки

1. Джеффри Аронсон. (2015, 19 ноября). Законы жизни: закон массового действия Гульдберга и Вааге. Получено 10 мая 2018 г. с: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Закон массового действия. Получено 10 мая 2018 г. с: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Закон действия масс и константа равновесия. Получено 10 мая 2018 г. с сайта askiitians.com.
4. Энциклопедия наук Сальвата. (1968). Химия. Том 9, Salvat SA of ediciones Pamplona, ​​Испания. С. 13-16.
5. Уолтер Дж. Мур. (1963). Физическая химия. В термодинамике и химическом равновесии. (Четвертое изд.). Лонгманс. С. 169.
6. Алексей Ярцев. (2018). Закон массового действия в фармакодинамике. Получено 10 мая 2018 г. с: derangedphysiology.com.