Νόμος της Μαζικής Δράσης

Νόμος της δράσης μάζας:Στη χημεία, ο νόμος της δράσης μάζας ορίζεται ως η θεωρία ότι ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο των συγκεντρώσεων των αντιδρώντων σε μια χημική εξίσωση. Ο ρυθμός αντίδρασης μιας ουσίας είναι ανάλογος με η ενεργός μάζα και η αντίδραση είναι ευθέως ανάλογη με το προϊόν των ενεργών μαζών. Εδώ η ενεργή μάζα περιγράφει τον αριθμό γραμμομορίων που διαλύονται ανά λίτρο διαλύματος. Μας βοηθά να βρούμε τις συμπεριφορές των λύσεων κατά τη διάρκεια της δυναμικής ισορροπίας.

Δύο πτυχές του νόμου της μαζικής δράσης:

Στην αρχική σύνταξη του νόμου εμπλέκονται δύο παράγοντες. Ο συντελεστής μέτρησης σε σχέση με τη σύνθεση του μείγματος αντίδρασης και ο κινητικός παράγοντας που σχετίζεται με τις τιμές της αρχικής τιμής αντίδρασης.

Εξίσωση ισορροπίας:

Kc=  ([C][D])/([A][B])
Όπου ([C][D]) είναι ο ρυθμός της μπροστινής αντίδρασης, ([A][B]) είναι ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης, Kc είναι η σταθερά ισορροπίας και η δεξιά πλευρά της εξίσωσης ονομάζεται έκφραση σταθεράς ισορροπίας. Ας πάρουμε τώρα ένα παράδειγμα αντίδρασης μεταξύ αερίου υδρογόνου και ιωδίου που διεξάγεται σε ένα σφραγισμένο δοχείο στους 731 Κ. Ο λόγος εστίασης ισορροπίας εκφράζεται ως στατιστική συνέπεια.

Η σταθερά ισορροπίας είναι η μέτρηση της συγκέντρωσης ισορροπίας, στην ισορροπία οι ρυθμοί των μπροστινών και αντίστροφων διεργασιών είναι πανομοιότυποι, αλλά οι σταθερές ρυθμού ποικίλλουν. Αρχικά, ας εξετάσουμε μια απλή αναστρέψιμη αντίδραση για τον προσδιορισμό της σταθεράς ισορροπίας. A + B -> C + D. Από το νόμο των ενεργών μαζών ο ρυθμός της χημικής αντίδρασης είναι ανάλογος με το γινόμενο της συγκέντρωσης σε mol.

Χημική ισορροπία:

Η χημική ισορροπία αναφέρεται σε μια κατάσταση στην οποία η συγκέντρωση του αντιδραστηρίου και η συγκέντρωση του προϊόντος δεν αλλάζουν με την πάροδο του χρόνου και το σύστημα δεν εμφανίζει άλλες αλλαγές στις ιδιότητες. Η κατάσταση της χημικής ισορροπίας καθορίζεται από ένα σύστημα στο οποίο ο ρυθμός της αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό της αντίστροφης αντίδρασης. Το σύστημα λέγεται ότι βρίσκεται σε σταθερή κατάσταση ροής όταν δεν υπάρχει περαιτέρω μεταβολή στη συγκέντρωση των αντιδρώντων και των προϊόντων λόγω των ίδιων αναλογιών μπροστινών και αντίστροφων αντιδράσεων.

Στη μέτρηση, ο ρυθμός αντίδρασης είναι ίσος με τον ρυθμό αντίδρασης προς τα πίσω. Όλα τα αντιδρώντα και τα προϊόντα είναι διαθέσιμα σε χημική ισορροπία. Υπάρχει ένας ορισμένος βαθμός συγκέντρωσης όταν η συγκέντρωση των αντιδρώντων και των προϊόντων φθάνει σε σταθερές τιμές.

Ονομάζουμε τη σύντομη σημειογραφία των χημικών αντιδράσεων «εξίσωση» επειδή συνδυάζει την «ισορροπία» και με τις δύο πλευρές και επομένως σχετίζεται με μαθηματικές εξισώσεις. Ωστόσο, δεν είναι μια εξίσωση με τη μαθηματική έννοια, αλλά μια περιγραφή των συνθηκών ισορροπίας των χημικών αντιδράσεων. Οι σταθερές ισορροπίας, που περιλαμβάνουν το pH και την τήξη, είναι μέτρα του βαθμού «διάλυσης» ή αφαίρεσης μιας αντίδρασης από τη μια πλευρά της εξίσωσης στην άλλη.

Ισορροπία στερεού υγρού:

Η ισορροπία μπορεί να θεωρηθεί ως ισότητα σε κάποιο βαθμό. Λαμβάνοντας ένα παράδειγμα συστήματος στους 0 βαθμούς κελσίου ενώ το νερό μετατρέπεται σε πάγο, ο πάγος λιώνει επίσης στην ίδια θερμοκρασία. Η ισορροπία στερεού-υγρού επιτυγχάνεται όταν μετατρέπεται στερεό σε υγρό και υγρό σε στερεό συμβαίνουν με τον ίδιο ρυθμό. Και οι δύο αντικρουόμενες διαδικασίες συμβαίνουν ταυτόχρονα και με τον ίδιο ρυθμό, έτσι ώστε η ποσότητα του πάγου και του νερού να παραμένει σταθερή. Στη μέτρηση της ισορροπίας ατμού και υγρού, το υγρό που υπάρχει σε κάθε συμπύκνωμα θα έχει ίσο όγκο όταν η συγκέντρωση ή η μερική πίεση των συστατικών του ατμού έχει μια ορισμένη τιμή ανάλογα με τη συνολική συγκέντρωση του υγρού και τη θερμοκρασία.

Όταν υπάρχει ισορροπία μεταξύ υγρού και ατμού, ονομάζεται ισορροπία υγρού-ατμού.

Η ισορροπία στερεού-ατμού επιτυγχάνεται όταν τα στερεά βρίσκονται στη φάση ατμού. Για παράδειγμα, όταν τοποθετείται ισχυρό ιώδιο σε ένα κλειστό δοχείο, αρχίζουν να εμφανίζονται βιολετί ατμοί στο δοχείο του οποίου η σκληρότητα αυξάνεται με την πάροδο του χρόνου και, τελικά, εμφανίζεται.

Ομογενής και Ετερογενής Ισορροπία:

Η ισορροπία στην οποία τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της αντίδρασης είναι παρόντα σε μία μόνο φάση ονομάζεται ομοιογενής. Η ισορροπία στην οποία τα αντιδρώντα και τα προϊόντα της αντίδρασης δεν υπάρχουν σε μία μόνο φάση ονομάζεται ετερογενής.

Νόμος της χημικής ισορροπίας:

Ο νόμος της χημικής ισορροπίας ορίζεται ως η συγκέντρωση των συγκεντρώσεων του προϊόντος στο προϊόν συγκέντρωσης των αντιδρώντων, κάθε φορά που η συγκέντρωση διαδίδεται στη δύναμη από τον συντελεστή της στη συνολική χημική σύνθεση, είναι μια σταθερή τιμή. Η δεδομένη θερμοκρασία ονομάζεται επίσης σταθερά ισορροπίας. Εάν το σύστημα υπόκειται σε αλλαγή στη συγκέντρωση ενός ή περισσότερων αντιδρώντων ή σε αλλαγή θερμοκρασίας ή πίεσης, η θέση του συστήματος αλλάζει. Η καθαρή αντίδραση θα λάβει χώρα με κάποιο τρόπο μέχρι να επιτευχθεί ένα νέο επίπεδο ισότητας.

Το 1884, ο Γάλλος Χημικός και Μηχανικός, Le Chatelier, επεσήμανε ότι σε όλες αυτές τις περιπτώσεις, η νέα κατάσταση ισότητας σταδιακά μείωσε την επίδραση της αλλαγής που είχε επιφέρει. Αυτή η αρχή είναι γνωστή ως η αρχή του Le Chatelier. Η αρχή είναι ότι, εάν το σύστημα στην εξίσωση υπόκειται σε μεταβολή της πίεσης ή της θερμοκρασίας ή του αριθμού των γραμμομορίων του εξαρτήματος, θα υπάρχει μια τάση για την καθαρή πλευρά της αντίδρασης να μειώσει το αποτέλεσμα αυτής της αλλαγής.

Συμπέρασμα:

Ο νόμος της πληθυντικής δράσης μπορεί να χρησιμοποιηθεί με αντιστροφή για να ληφθεί η μαθηματική έκφραση της συνέπειας ισορροπίας, γνωστή ως νόμος της χημικής ισότητας. Ο νόμος του πλουραλισμού δεν μπορεί να εφαρμοστεί σε στερεά στερεά και καθαρά υγρά, ακόμη και σε στερεά γη ή υγρά. Καταλάβαμε τη νομική έννοια του πλουραλισμού και τη σημασία των μη αναστρέψιμων και μη αναστρέψιμων αντιδράσεων. Η συνεπής εύρεση της εξίσωσης και η εφαρμογή και εφαρμογή της σε διάφορες αποκρίσεις.