قانون العمل الجماهيري: تطبيقات ، أمثلة - كيمياء - 2025

يحدد قانون الفعل الجماعي العلاقة بين الكتل النشطة للمواد المتفاعلة وكتلة المنتجات ، في ظل ظروف التوازن وفي الأنظمة المتجانسة (الحلول أو مراحل الغاز). صاغه العالمان النرويجيان CM Guldberg و P. Waage ، اللذان أدركا أن التوازن ديناميكي وليس ثابتًا.

لماذا ديناميكي؟ لأن معدلات ردود الفعل الأمامية والعكسية متساوية. عادة ما يتم التعبير عن الكتل النشطة بالمول / لتر (المولارية). يمكن كتابة هذا التفاعل على النحو التالي: aA + bB <=> cC + dD. بالنسبة للتوازن المذكور في هذا المثال ، فإن العلاقة بين المواد المتفاعلة والمنتجات موضحة في المعادلة في الصورة أدناه.

يكون K ثابتًا دائمًا ، بغض النظر عن التركيزات الأولية للمواد ، طالما أن درجة الحرارة لا تتغير. هنا A و B و C و D هي المتفاعلات والمنتجات ؛ بينما a و b و c و d هي معاملاتها المتكافئة.

القيمة العددية لـ K هي ثابت مميز لكل تفاعل عند درجة حرارة معينة. إذن ، K هو ما يسمى بثابت التوازن.

يعني الترميز أنه في التعبير الرياضي ، تظهر التركيزات بوحدات مول / لتر ، مرفوعة إلى قوة مساوية لمعامل التفاعل.

ما هو قانون العمل الجماهيري؟

كما ذكرنا سابقًا ، يعبر قانون الفعل الجماعي عن أن سرعة تفاعل معين تتناسب طرديًا مع ناتج تركيزات الأنواع المتفاعلة ، حيث يرتفع تركيز كل نوع إلى قوة مساوية لمعامله متكافئ في المعادلة الكيميائية.

بهذا المعنى ، يمكن تفسيره بشكل أفضل من خلال وجود تفاعل قابل للعكس ، والمعادلة العامة الخاصة به موضحة أدناه:

aA + bB ↔ cC + dD

حيث تمثل A و B المواد المتفاعلة وتمثل المواد المسماة C و D نواتج التفاعل. وبالمثل ، تمثل قيم a و b و c و d المعاملات المتكافئة لكل من A و B و C و D على التوالي.

بدءًا من المعادلة السابقة ، يتم الحصول على ثابت التوازن المذكور سابقًا ، والذي تم توضيحه على النحو التالي:

ك = ^{ج د} / ^{أ ب}

حيث يكون ثابت التوازن K يساوي حاصل القسمة ، حيث يتكون البسط من مضاعفة تركيزات المنتجات (في حالة التوازن) المرفوعة إلى معاملها في المعادلة المتوازنة ويتكون المقام من مضاعفة مماثلة ولكن من بين المواد المتفاعلة تم رفعها إلى المعامل المصاحب لها.

معنى ثابت التوازن

وتجدر الإشارة إلى أنه يجب استخدام تركيزات التوازن للأنواع في المعادلة لحساب ثابت التوازن ، طالما لا توجد تعديلات عليها أو على درجة حرارة النظام.

بنفس الطريقة ، توفر قيمة ثابت التوازن معلومات حول الاتجاه المفضل في التفاعل عند التوازن ، أي أنه يكشف ما إذا كان التفاعل مواتياً تجاه المواد المتفاعلة أو المنتجات.

في حالة أن حجم هذا الثابت أكبر بكثير من الوحدة (K »1) ، فإن التوازن سوف يتحول إلى اليمين ويفضل المنتجات ؛ بينما إذا كان حجم هذا الثابت أصغر بكثير من الوحدة (K «1) ، فإن التوازن سوف يتحول إلى اليسار ويفضل المتفاعلات.

وبالمثل ، على الرغم من أنه يُشار بموجب الاتفاقية إلى أن المواد الموجودة على الجانب الأيسر من السهم هي المواد المتفاعلة وتلك الموجودة على الجانب الأيمن هي المنتجات ، فقد يكون من المربك بعض الشيء أن المواد المتفاعلة التي تأتي من التفاعل في المعنى المباشر تصبح النواتج في رد الفعل في الاتجاه المعاكس والعكس بالعكس.

التوازن الكيميائي

غالبًا ما تصل التفاعلات إلى التوازن بين كميات المواد الأولية والمنتجات التي يتم تكوينها. يمكن أن يتحول هذا التوازن أيضًا لصالح زيادة أو نقصان إحدى المواد التي تشارك في التفاعل.

تحدث حقيقة مماثلة في تفكك مادة مذابة: أثناء التفاعل ، يمكن ملاحظة اختفاء المواد الأولية وتكوين المنتجات بشكل تجريبي بسرعة متغيرة.

معدل التفاعل يعتمد بدرجة كبيرة على درجة الحرارة وبدرجات متفاوتة على تركيز المواد المتفاعلة. في الواقع ، يتم دراسة هذه العوامل بشكل خاص بواسطة الحركية الكيميائية.

ومع ذلك ، فإن هذا التوازن ليس ثابتًا ، ولكنه يأتي من تعايش تفاعل مباشر وعكسي.

في التفاعل المباشر (->) تتشكل المنتجات ، بينما في التفاعل العكسي (<-) فإنها تعيد تكوين المواد الأولية.

وهذا يشكل ما يعرف بالتوازن الديناميكي المذكور أعلاه.

التوازن في الأنظمة غير المتجانسة

في الأنظمة غير المتجانسة - أي في تلك التي تتكون من عدة مراحل - يمكن اعتبار تركيزات المواد الصلبة ثابتة ، مع حذفها من التعبير الرياضي لـ K.

كربونات الكالسيوم ₃ (ق) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

وهكذا ، في توازن تحلل كربونات الكالسيوم ، يمكن اعتبار تركيزها وتركيز الأكسيد الناتج ثابتًا بغض النظر عن كتلته.

تحولات التوازن

تحدد القيمة العددية لثابت التوازن ما إذا كان التفاعل يفضل تكوين المنتجات أم لا. عندما يكون K أكبر من 1 ، يكون لنظام التوازن تركيز منتجات أعلى من المواد المتفاعلة ، وإذا كانت K أقل من 1 ، يحدث العكس: في حالة التوازن سيكون هناك تركيز أكبر من المواد المتفاعلة من المنتجات.

مبدأ لو شاتيلير

يمكن أن يغير تأثير الاختلافات في التركيز ودرجة الحرارة والضغط معدل التفاعل.

على سبيل المثال ، إذا تم تشكيل المنتجات الغازية في تفاعل ، تؤدي زيادة الضغط على النظام إلى تشغيل التفاعل في الاتجاه المعاكس (نحو المواد المتفاعلة).

بشكل عام ، التفاعلات غير العضوية التي تحدث بين الأيونات سريعة جدًا ، بينما التفاعلات العضوية لها سرعات أقل بكثير.

إذا تم إنتاج الحرارة في تفاعل ، فإن الزيادة في درجة الحرارة الخارجية تميل إلى توجيهها في الاتجاه المعاكس ، لأن التفاعل العكسي ماص للحرارة (يمتص الحرارة).

وبالمثل ، إذا حدث زيادة في أحد المواد المتفاعلة داخل نظام في حالة توازن ، فإن المواد الأخرى ستشكل منتجات لتحييد التعديل المذكور إلى الحد الأقصى.

نتيجة لذلك ، يتحول التوازن لصالح طريقة أو أخرى عن طريق زيادة معدل التفاعل ، بحيث تظل قيمة K ثابتة.

كل هذه التأثيرات الخارجية والاستجابة المتوازنة لمواجهتها هو ما يُعرف بمبدأ Le Chatelier.

التطبيقات

على الرغم من فائدته الهائلة ، عندما تم اقتراح هذا القانون ، لم يكن له التأثير المطلوب أو الصلة بالموضوع في المجتمع العلمي.

ومع ذلك ، منذ القرن العشرين فصاعدًا ، اكتسبت سمعة سيئة بفضل حقيقة أن العالمين البريطانيين ويليام إيسون وفيرنون هاركورت أعاداها مرة أخرى بعد عدة عقود من إصدارها.

كان لقانون العمل الجماهيري العديد من التطبيقات بمرور الوقت ، بعضها مدرج أدناه:

• نظرًا لأنه تمت صياغته من حيث الأنشطة بدلاً من التركيزات ، فمن المفيد تحديد الانحرافات عن السلوك المثالي للمواد المتفاعلة في المحلول ، طالما أنه يتوافق مع الديناميكا الحرارية.
• عندما يقترب التفاعل من التوازن ، يمكن التنبؤ بالعلاقة بين المعدل الصافي للتفاعل والطاقة الحرة لجيبس الآنية للتفاعل.
• عندما يقترن بمبدأ التوازن المفصل ، يوفر هذا القانون بشكل عام القيم الناتجة ، وفقًا للديناميكا الحرارية ، للأنشطة والثابت في حالة التوازن ، وكذلك العلاقة بين هذه وثوابت السرعة الناتجة عن ردود الفعل في الاتجاهين الأمامي والخلفي.
• عندما تكون التفاعلات من النوع الأولي ، فإن تطبيق هذا القانون يتم الحصول على معادلة التوازن المناسبة لتفاعل كيميائي معين وتعبيرات سرعته.

أمثلة على قانون العمل الجماهيري

- عند دراسة تفاعل لا رجوع فيه بين الأيونات الموجودة في المحلول ، يؤدي التعبير العام عن هذا القانون إلى صياغة Brönsted-Bjerrum ، والتي تحدد العلاقة بين القوة الأيونية للأنواع وثابت المعدل.

- عند تحليل التفاعلات التي يتم إجراؤها في المحاليل المثالية المخففة أو في حالة التجميع الغازي ، يتم الحصول على التعبير العام للقانون الأصلي (عقد الثمانينيات).

- نظرًا لأن له خصائص عالمية ، يمكن استخدام التعبير العام لهذا القانون كجزء من الحركية بدلاً من رؤيته كجزء من الديناميكا الحرارية.

- عند استخدامه في الإلكترونيات ، يتم استخدام هذا القانون لتحديد أن الضرب بين كثافات الثقوب والإلكترونات على سطح معين له حجم ثابت في حالة التوازن ، حتى بغض النظر عن المنشطات التي يتم توفيرها للمادة.

- إن استخدام هذا القانون لوصف الديناميكيات بين المفترسات والفريسة معروف على نطاق واسع ، بافتراض أن علاقة الافتراس على الفريسة تقدم نسبة معينة من العلاقة بين المفترسات والفريسة.

- في مجال الدراسات الصحية ، يمكن تطبيق هذا القانون حتى لوصف بعض عوامل السلوك البشري ، من وجهة نظر سياسية واجتماعية.

قانون العمل الجماعي في علم الأدوية

بافتراض أن D هو الدواء وأن R هو المستقبل الذي يعمل عليه ، يتفاعل كلاهما لتكوين مجمع DR المسؤول عن التأثير الدوائي:

ك = /

K هو ثابت التفكك. هناك تفاعل مباشر يعمل فيه الدواء على المستقبل ، وآخر حيث يتفكك معقد DR إلى المركبات الأصلية. كل رد فعل له سرعته الخاصة ، ويعادل نفسه فقط في حالة التوازن ، مع رضاء K.

عند تفسير قانون الكتلة للحرف ، كلما زاد تركيز D ، زاد تركيز مركب DR.

ومع ذلك ، فإن إجمالي أجهزة الاستقبال Rt لها حد مادي ، لذلك لا يوجد مقدار غير محدود من R لجميع أجهزة الاستقبال D. وبالمثل ، وجدت الدراسات التجريبية في مجال علم الأدوية القيود التالية لقانون الكتلة في هذا المجال:

- يفترض أن رابط RD قابل للعكس ، بينما في معظم الحالات لا يكون كذلك.

- يمكن لرابطة RD أن تغير هيكليًا أحد المكونين (الدواء أو المستقبل) ، وهو ظرف لا يعتبره القانون الشامل.

- علاوة على ذلك ، يتضاءل قانون الكتلة في مواجهة التفاعلات حيث يتدخل العديد من الوسطاء في تكوين RD.

محددات

يفترض قانون العمل الجماعي أن كل تفاعل كيميائي هو عنصر أساسي ؛ بعبارة أخرى ، أن الجزيئية هي نفس ترتيب التفاعل الخاص بكل نوع معني.

هنا تعتبر المعاملات المتكافئة أ ، ب ، ج ، د على أنها عدد الجزيئات المشاركة في آلية التفاعل. ومع ذلك ، في رد فعل عالمي هذه لا تتطابق بالضرورة مع طلبك.

على سبيل المثال ، للتفاعل aA + bB <=> cC + dD:

تعبير السرعة للتفاعلات المباشرة والعكسية هي:

ينطبق هذا فقط على التفاعلات الأولية ، لأنه بالنسبة للتفاعلات العالمية ، على الرغم من أن معاملات القياس المتكافئ صحيحة ، فهي ليست دائمًا أوامر رد الفعل. في حالة رد الفعل المباشر ، يمكن أن يكون الأخير:

في هذا التعبير ، ستكون w و z هي أوامر التفاعل الحقيقية للنوعين A و B.

المراجع

1. جيفري أرونسون. (2015 ، 19 نوفمبر). قوانين الحياة: Guldberg و Waage's Law of Mass Action. تم الاسترجاع في 10 مايو 2018 من: cebm.net
2. العلوم (2018). قانون العمل الجماهيري. تم الاسترجاع في 10 مايو 2018 من: sciencehq.com
3. Askiitans. (2018). قانون العمل الجماعي وثابت التوازن. تم الاسترجاع في 10 مايو 2018 من: askiitians.com
4. موسوعة سلفات للعلوم. (1968). كيمياء. المجلد 9 ، Salvat SA of ediciones Pamplona ، إسبانيا. ص 13-16.
5. والتر جيه مور. (1963). الكيمياء الفيزيائية. في الديناميكا الحرارية والتوازن الكيميائي. (الطبعة الرابعة). لونجمان. ص 169.
6. أليكس يارتسيف. (2018). قانون العمل الجماعي في الديناميكا الدوائية. تم الاسترجاع في 10 مايو 2018 من: derangedphysiology.com