LOVEN OM MASSEAKTION: ANVENDELSER, EKSEMPLER - KEMI - 2025

Den massevirkningsloven etablerer forholdet mellem de aktive masser af reaktanter og varer, under ligevægtsbetingelser og i homogene systemer (opløsninger eller gas faser). Det blev formuleret af de norske forskere CM Guldberg og P. Waage, der erkendte, at ligevægt er dynamisk og ikke statisk.

Hvorfor dynamisk? Fordi satserne for frem- og bagreaktion er lige. Aktive masser udtrykkes normalt mol / L (molaritet). En sådan reaktion kan skrives sådan: aA + bB <=> cC + dD. For den ligevægt, der er nævnt i dette eksempel, illustreres forholdet mellem reaktanter og produkter i ligningen på billedet herunder.

K er altid konstant, uanset stoffernes indledende koncentration, så længe temperaturen ikke varierer. Her er A, B, C og D reaktanter og produkter; mens a, b, c og d er deres støkiometriske koefficienter.

Den numeriske værdi af K er en karakteristisk konstant for hver reaktion ved en given temperatur. Så K er det, der kaldes ligevægtskonstanten.

Notationen betyder, at koncentrationer i det matematiske udtryk forekommer i mol / l enheder, hævet til en effekt, der er lig med reaktionskoefficienten.

Hvad er loven om masseaktion?

Som tidligere nævnt udtrykker masseaktionens lov, at hastigheden af ​​en given reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af den reaktante art, hvor koncentrationen af ​​hver art er forhøjet til en magt lig med dens koefficient støkiometrisk i den kemiske ligning.

I denne forstand kan det forklares bedre ved at have en reversibel reaktion, hvis generelle ligning er illustreret nedenfor:

aA + bB ↔ cC + dD

Hvor A og B repræsenterer reaktanterne, og de stoffer, der er navngivet C og D, repræsenterer reaktionsprodukterne. Ligeledes repræsenterer værdierne af a, b, c og d de støkiometriske koefficienter for henholdsvis A, B, C og D.

Fra den forrige ligning opnås den ovenfor nævnte ligevægtskonstant, der er illustreret som:

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

Hvor ligevægtskonstanten K er lig med en kvotient, i hvilken tælleren består af multiplikationen af ​​koncentrationerne af produkterne (i ligevægtstilstand) hævet til deres koefficient i den afbalancerede ligning, og nævneren består af en lignende multiplikation men blandt reaktanterne hævet til koefficienten, der ledsager dem.

Betydning af ligevægtskonstanten

Det skal bemærkes, at ligevægtskoncentrationerne af arten skal bruges i ligningen til at beregne ligevægtskonstanten, så længe der ikke er ændringer til disse eller temperaturen i systemet.

På samme måde giver værdien af ​​ligevægtskonstanten information om den retning, der favoriseres i en reaktion ved ligevægt, det vil sige, at den afslører, om reaktionen er gunstig over for reaktanterne eller produkterne.

I tilfælde af at størrelsen på denne konstant er meget større end enhed (K »1), vil ligevægten skifte til højre og favorisere produkterne; Mens størrelsen af ​​denne konstant er meget mindre end enhed (K «1), vil ligevægten skifte til venstre og favorisere reaktanterne.

Ligeledes, selvom det ved konvention er indikeret, at stofferne på venstre side af pilen er reaktanterne og dem på højre side er produkterne, kan det være lidt forvirrende, at reaktanterne, der kommer fra reaktionen i direkte forstand bliver produkterne i reaktionen omvendt og omvendt.

Kemisk balance

Reaktioner når ofte en balance mellem mængderne af udgangsstoffer og dem af de produkter, der dannes. Denne balance kan derudover skiftes til fordel for stigning eller fald af et af de stoffer, der deltager i reaktionen.

En analog kendsgerning forekommer i dissocieringen af ​​et opløst stof: under en reaktion kan forsvinden af ​​de oprindelige stoffer og dannelsen af ​​produkterne observeres eksperimentelt med en variabel hastighed.

Hastigheden af ​​en reaktion er meget afhængig af temperaturen og i varierende grad af koncentrationen af ​​reaktanterne. Faktisk studeres disse faktorer især ved kemisk kinetik.

Imidlertid er denne ligevægt ikke statisk, men kommer fra sameksistensen af ​​en direkte og en invers reaktion.

Ved den direkte reaktion (->) dannes produkterne, mens de i den inverse reaktion (<-) oprindelige udgangsstoffer.

Dette udgør det, der er kendt som dynamisk ligevægt, nævnt ovenfor.

Balance i heterogene systemer

I heterogene systemer - det er i dem, der er dannet af flere faser - kan koncentrationerne af de faste stoffer betragtes som konstante, idet de udelades fra det matematiske udtryk for K.

CaCO ₃ (r) <=> CaO (r) + CO ₂ (g)

I nedbrydningsbalancen af ​​calciumcarbonat kan dets koncentration og koncentrationen af ​​det resulterende oxid således betragtes som konstant uanset dens masse.

Balance forskydninger

Den numeriske værdi af ligevægtskonstanten bestemmer, om en reaktion favoriserer dannelsen af ​​produkter eller ikke. Når K er større end 1, vil ligevægtssystemet have en højere koncentration af produkter end af reaktanter, og hvis K er mindre end 1, forekommer det modsatte: i ligevægt vil der være en større koncentration af reaktanter end produkter.

Le Chatelier-princippet

Indflydelsen af ​​variationer i koncentration, temperatur og tryk kan ændre reaktionshastigheden.

Hvis der for eksempel dannes gasformige produkter i en reaktion, får en stigning i trykket over systemet til at reaktionen løber i den modsatte retning (mod reaktanterne).

Generelt er de uorganiske reaktioner, der finder sted mellem ioner, meget hurtige, mens de organiske har meget lavere hastigheder.

Hvis der frembringes varme i en reaktion, har en stigning i udetemperaturen en tendens til at orientere den i den modsatte retning, da den omvendte reaktion er endotermisk (absorberer varme).

Ligeledes, hvis der forårsages et overskud i en af ​​reaktanterne i et ligevægtssystem, vil de andre stoffer danne produkter for at neutralisere nævnte modifikation maksimalt.

Som et resultat forskydes ligevægten ved at foretrække den ene eller den anden måde ved at øge reaktionshastigheden på en sådan måde, at værdien af ​​K forbliver konstant.

Alle disse eksterne påvirkninger og balancereaktionen for at modvirke dem er det, der er kendt som Le Chatelier-princippet.

Applikationer

På trods af sin enorme nytteværdi havde denne lov, da denne lov blev foreslået, ikke den ønskede indflydelse eller relevans i det videnskabelige samfund.

Fra det tyvende århundrede fik det imidlertid berygtelse takket være det faktum, at de britiske forskere William Esson og Vernon Harcourt tog det op igen flere årtier efter dets promulgation.

Loven om masseaktion har haft mange anvendelser over tid, hvoraf nogle er anført nedenfor:

• Da det er formuleret med hensyn til aktiviteter snarere end koncentrationer, er det nyttigt til at bestemme afvigelser fra den ideelle opførsel af reaktanter i en opløsning, så længe det er i overensstemmelse med termodynamik.
• Når en reaktion nærmer sig ligevægt, kan forholdet mellem reaktionens nettotakt og den øjeblikkelige Gibbs-frie energi fra en reaktion forudsiges.
• Når det kombineres med det detaljerede ligevægtsprincip, indeholder denne lov i generelle vendinger de resulterende værdier i henhold til termodynamik af aktiviteterne og konstanten i ligevægttilstanden samt forholdet mellem disse og den resulterende hastighedskonstant af reaktioner i retning frem og tilbage.
• Når reaktionerne er af den elementære type, opnås anvendelse af denne lov den passende ligevægtsligning for en given kemisk reaktion og udtryk for dens hastighed.

Eksempler på loven om masseaktion

-Når man studerer en irreversibel reaktion mellem ioner, der findes i løsningen, fører det generelle udtryk for denne lov til Brönsted-Bjerrum-formuleringen, der fastlægger forholdet mellem artenes ionstyrke og hastighedskonstanten.

-Når analyse af reaktionerne, der udføres i fortyndede ideelle opløsninger eller i en tilstand af gasformig aggregering, opnås det generelle udtryk for den oprindelige lov (tiår af 80'erne).

-Som den har universelle karakteristika, kan det generelle udtryk for denne lov bruges som en del af kinetikken i stedet for at se det som en del af termodynamik.

-Ved anvendelse i elektronik bruges denne lov til at bestemme, at multiplikationen mellem tæthederne af huller og elektronerne på en given overflade har en konstant styrke i ligevægts-tilstand, selv uafhængigt af den doping, der leveres til materialet.

-Brug af denne lov til at beskrive dynamikken mellem rovdyr og byttedyr er almindeligt kendt, idet man antager, at rovdyrforholdet på byttet præsenterer en vis andel med forholdet mellem rovdyr og byttedyr.

-På sundhedsundersøgelser kan denne lov endda anvendes til at beskrive visse faktorer for menneskelig adfærd fra politiske og sociale synsvinkler.

Loven om masseaktion i farmakologi

Hvis man antager, at D er lægemidlet, og R er den receptor, som det virker på, reagerer begge med oprindelse i DR-komplekset, der er ansvarlig for den farmakologiske virkning:

K = /

K er dissociationskonstanten. Der er en direkte reaktion, hvor lægemidlet virker på receptoren, og en anden hvor DR-komplekset dissocieres i de originale forbindelser. Hver reaktion har sin egen hastighed, som kun svarer til sig selv ved ligevægt, hvor K. er tilfreds.

Tolkning af masseloven til bogstavet, jo højere koncentration af D, jo højere er koncentrationen af ​​DR-komplekset dannet.

Imidlertid har de samlede modtagere Rt en fysisk grænse, så der er ingen ubegrænset mængde R for alle tilgængelige D. Ligeledes har eksperimentelt undersøgelser inden for farmakologi fundet følgende begrænsninger i masseloven på dette område:

- Det antager, at RD-linket er reversibelt, når det i de fleste tilfælde virkelig ikke er det.

- RD-bindingen kan strukturelt ændre en af ​​de to komponenter (lægemidlet eller receptoren), en situation, der ikke betragtes som masselovgivning.

- Desuden bleger masseloven i lyset af reaktioner, hvor flere mellemmænd griber ind i dannelsen af ​​RD.

Begrænsninger

Loven om masseaktion antager, at enhver kemisk reaktion er elementær; med andre ord, at molekulariteten er den samme som den respektive reaktionsorden for hver involveret art.

Her betragtes de støkiometriske koefficienter a, b, c og d som antallet af molekyler involveret i reaktionsmekanismen. I en global reaktion stemmer disse ikke nødvendigvis overens med din ordre.

For eksempel for reaktionen aA + bB <=> cC + dD:

Hastighedsudtrykket for de direkte og inverse reaktioner er:

Dette gælder kun elementære reaktioner, da for globale reaktioner, selv om de støkiometriske koefficienter er korrekte, ikke altid er reaktionsordrene. I tilfælde af den direkte reaktion kunne sidstnævnte være:

I dette udtryk ville w og z være de rigtige reaktionsordrer for arterne A og B.

Referencer

1. Jeffrey Aronson. (2015, 19. november). Livets love: Guldberg og Waages lov om masseaktion. Hentet den 10. maj 2018 fra: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Loven om masseaktion. Hentet den 10. maj 2018 fra: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Loven om masseaktion og konstant ligevægt. Hentet den 10. maj 2018 fra: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Kemi. Bind 9, Salvat SA fra ediciones Pamplona, ​​Spanien. S 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fysisk kemi. I termodynamik og kemisk ligevægt. (Fjerde udgave). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018). Loven om masseaktion i farmakodynamik. Hentet den 10. maj 2018 fra: derangedphysiology.com