<<
>>

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Система LADMER представлена множеством разнообразных реакций: высвобождение активного начала из лекарственных форм, растворение, взаимодействие соединения с макромолекулами (биологическими мишенями действия лекарственных средств), участие в химических и биологических превращениях, (субстраты ферментов, индукторы и ингибиторы) и др.

Скорость таких реакций зависит от различных факторов (природы реагирующих веществ, температуры, давления, катализаторов). Однако универсальной, объясняющей многие механизмы реакций, является зависимость их скорости от концентрации реагирующих веществ. Эта зависимость, получившая впоследствии название закона действующих масс, была сформулирована Гульдбергом и Вааге (1867) следующим образом: скорость химических реакций прямо пропорциональна действующим массам, т. е. концентрациям реагирующих веществ [2—4, 6].

Скорость реакции не остается постоянной, а изменяется во времени по мере взаимодействия исходных веществ.

Истинную скорость (у) реакции в данный момент рассматривают как производную от концентрации по времени:

v = dC/dt. (2.1)

Реакция протекает за счет активных молекул, обладающих избыточной энергией, что проявляется в повышенной скорости их движения, усиленных колебаниях атомов в молекуле или в повышенных электронных уровнях энергии (возбужденное состояние). Переход исходной молекулы в активную называют активацией. Энергия, необходимая для активации, называется энергией активации. Она равна разности между средней энергией активизированных частиц и средней энергией исходных молекул при температуре реакции.

Скорость химической реакции возрастает с увеличением температуры. Это объясняется тем, что число активных молекул с повышением температуры увеличивается.

Логарифм константы скорости реакции (lg/C) находится в линейной зависимости от обратного значения абсолютной температуры (1/7).

При химическом взаимодействии система должна перейти от исходного состояния до активированного состояния через энергетический барьер.

Энергия активации реакций, протекающих между ионами, которые взаимодействуют практически при каждом столкновении, сопровождающемся перераспределением электронной плотности и возникновением новых химических связей очень мала или практически равна нулю.

В случае обратимой реакции

A+B^D+E

скорость прямой реакции у, взаимодействия вещества А с веществом В при постоянной температуре прямо пропорциональна концентрациям этих веществ.

о. = /С,[Л][В], (2.2)

где К\ — коэффициент пропорциональности (константа скорости), зависящий от природы реагирующих веществ, температуры и давления; [Л] и [В] — молярные концентрации веществ Л и В.

Для обратного процесса скорость v2 взаимодействия вещества D с веществом Е равна:

v2-K2[D][E], (2.3)

где К2 — коэффициент пропорциональности (константа скорости) для данного процесса; [D] и [В] — молярные концентрации веществ D и Е.

По мере взаимодействия исходных веществ А и В их начальные концентрации уменьшаются; следовательно, постепенно уменьшается начальная скорость прямой реакции у,.

По мере накопления продуктов реакции D и Е концентрации их увеличиваются; следовательно, скорость обратной реакции v2 постепенно увеличивается. Наконец, наступает такой момент, когда скорость прямой реакции и, становится равной скорости обратной реакции v2. При установившемся равенстве скоростей прямой и обратной реакций наступает химическое равновесие. Состояние химического равновесия характеризуется тем, что концентрация исходных и конечных продуктов реакции при данных температуре и давлении остается постоянной. Иными словами, при установлении равновесия в единицу времени образуется такое количество веществ D и Е, какое в это же время распадается с образованием веществ А и В.

Таким образом, химическое равновесие является динамическим (подвижным): в момент равновесия химическое взаимодействие не прекращается, а продолжает идти с одинаковой скоростью в обоих направлениях — слева направо и справа налево.

В момент химического равновесия скорости прямой и обратной реакций равны (и, = v2), поэтому

Kl[A][B) = K2[D)[E], (2.4)

откуда

К, _[Р][Е]_

К2 [А][В]

Таким образом, отношение произведения концентраций конечных продуктов реакции к произведению концентраций исходных продуктов реакции достигает определенной величины, когда устанавливается химическое равновесие. Эту величину, постоянную для данной реакции при данной температуре, называют константой равновесия реакции (К).

Константа равновесия реакции представляет собой отношение констант скоростей прямой и обратной реакций

К = §- (2.6)

А2

и меняется с изменением температуры и давления.

Константа равновесия реакции К определяет относительные количества компонентов, составляющих равновесную систему. Она показывает, что на состояние равновесия влияет каждое из участвующих в реакции веществ. Если изменить концентрацию одного из них, то равновесие нарушится. Чтобы величина К оставалась постоянной, должна измениться концентрация и другого компонента данной равновесной системы.

Всякое нарушение равновесия, при неизменных температуре и давлении, путем увеличения или уменьшения концентрации одного или нескольких реагирующих веществ немедленно приводит к новому состоянию равновесия.

Пользуясь константами равновесия реакций, можно теоретически предсказывать и математически рассчитывать направление разнообразных химических реакций, стремящихся к определенному состоянию химического равновесия.

Например, если константа равновесия реакции, выражаемой уравнением

A+B^D+E

равна 10-6, т. е. согласно закону действия масс

тщ _ 10-б

ИР]

то это означает, что произведение равновесных концентраций продуктов реакции в 1 000 000 раз меньше произведения концентраций исходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие сдвинуто в левую сторону, т. е. указанная выше реакция протекает справа налево.

Если К равно 106, то это означает, что произведение концентраций конечных продуктов реакции в 1 000 000 раз больше произведения концентраций исходных продуктов реакции. Следовательно, равновесие в этом случае будет сдвинуто в правую сторону, т. е. указанная выше реакция протекает слева направо. Для реакции:

аА + ЬВ ^ dD + еЕ

уравнение, выражающее константу равновесия, представляют следующим образом:

[РГ'И* к МҐІВІ*

т. е. коэффициенты молекулярных соотношений стехиометрического уравнения становятся показателями степени величин концентраций.

В общем виде закон действия масс в применении к обратимым реакциям можно сформулировать следующим образом: при установившемся химическом равновесии в обратимой реакции отношение произведения равновесных концентраций конечных продуктов этой реакции к произведению равновесных концентраций исходных продуктов реакции есть величина постоянная.

Если коэффициенты a, b, d, е не равны единице, то численные значения концентраций [А], [В], [D] и [В] должны быть возведены в соответствующие степени.

Уравнение 2.7, выражающее константу равновесия реакции, применимо только для идеальных растворов.

В большинстве случаев реальные растворы дают отклонения от законов для идеальных растворов, так же как это наблюдается и в отношении идеальных и реальных газов. Поэтому при использовании закона действия масс получаются лишь приближенные результаты, но для практических целей в ряде случаев такая точность достаточна.

При концентрациях реагирующих веществ, меньших и незначительно превышающих одномолярные, результаты расчетов, получающиеся в случае применения закона действия масс, для слабых электролитов отклоняются на несколько процентов от действительных. Для сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения даже при более низких концентрациях.

Закон действия масс в его классической форме применим только к неэлектролитам и слабым электролитам в разбавленных водных растворах. Все сильные электролиты (щелочи, сильные кислоты, соли) и слабые электролиты в концентрированных водных растворах не подчиняются закону действия масс.

2.1.

<< | >>
Источник: Головенко М. Я.. Фізико-хімічна фармакологія: Монографія. — Одеса: Астропринт,2004. —720 с.. 2004
Помощь с написанием учебных работ

Еще по теме РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ:

  1. Растворы для инъекций. Инфузионные растворы. Требования к инъекционным и инфузионным растворам
  2. Реактивы, испытательные растворы и титрованные растворы
  3. ПОТРЕБНОСТЬ В ВОДЕ И ЭЛЕКТРОЛИТАХ
  4. Возмещение дефицита жидкости и электролитов в условиях спортивной деятельности
  5. Растворы
  6. Концентрированные растворы
  7. Укрепление и разбавление растворов
  8. СПИСОК РЕАКТИВОВ, ИСПЫТАТЕЛЬНЫХ И ТИТРОВАННЫХ РАСТВОРОВ
  9. СПИСОК РЕАКТИВОВ, ИСПЫТАТЕЛЬНЫХ И ТИТРОВАННЫХ РАСТВОРОВ
  10. Общая характеристика коллоидных растворов
  11. Глава 16 . РАСТВОРЫ ЗАЩИЩЕННЫХ КОЛЛОИДОВ
  12. Изготовление растворов защищенных коллоидов в аптеке
  13. Изготовление офтальмологических растворов
  14. СПИРТОВЫЕ РАСТВОРЫ (SOLUTIONES SPIRITUOSAE)
  15. Проба с раствором уксусной кислоты
  16. МЕДИЦИНСКИЕ РАСТВОРЫ (SOLUTIONES MEDICINALES)
  17. РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ (В ГОМОГЕННЫХ СИСТЕМАХ)