LOV OM MASSEAKSJON: ANVENDELSER, EKSEMPLER - KJEMI - 2026

Den massevirkningsloven etablerer forholdet mellom de aktive massene av reaktanter og det av produktene under likevektsbetingelser og i homogene systemer (oppløsninger eller gassfase). Det ble formulert av de norske forskerne CM Guldberg og P. Waage, som anerkjente at likevekt er dynamisk og ikke statisk.

Hvorfor dynamisk? Fordi frekvensene for frem- og bakreaksjonene er like. Aktive masser uttrykkes vanligvis mol / L (molaritet). En slik reaksjon kan skrives slik: aA + bB <=> cC + dD. For likevekten som er sitert i dette eksemplet, er forholdet mellom reaktanter og produkter illustrert i ligningen på bildet nedenfor.

K er alltid konstant, uavhengig av startkonsentrasjonen av stoffene, så lenge temperaturen ikke varierer. Her er A, B, C og D reaktantene og produktene; mens a, b, c og d er deres støkiometriske koeffisienter.

Den numeriske verdien av K er en karakteristisk konstant for hver reaksjon ved en gitt temperatur. Så K er det som kalles likevektskonstanten.

Notasjonen betyr at konsentrasjonene i det matematiske uttrykket vises i mol / L-enheter, hevet til en effekt lik reaksjonskoeffisienten.

Hva er loven om masseaksjon?

Som tidligere nevnt uttrykker masseaksjonsloven at hastigheten til en gitt reaksjon er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonene av den reaktante art, hvor konsentrasjonen av hver art blir hevet til en kraft lik dens koeffisient støkiometrisk i den kjemiske ligningen.

Slik sett kan det forklares bedre ved å ha en reversibel reaksjon, hvis generelle ligning er illustrert nedenfor:

aA + bB ↔ cC + dD

Hvor A og B representerer reaktantene og stoffene som heter C og D representerer reaksjonsproduktene. På samme måte representerer verdiene av a, b, c og d de støkiometriske koeffisientene til henholdsvis A, B, C og D.

Med utgangspunkt i den forrige ligningen oppnås likevektskonstanten som er nevnt tidligere, som er illustrert som:

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

Hvor likevektskonstanten K er lik en kvotient, der telleren er sammensatt av multiplikasjonen av konsentrasjonene av produktene (i likevektstilstanden) hevet til deres koeffisient i den balanserte ligningen og nevneren består av en lignende multiplikasjon men blant reaktantene hevet til koeffisienten som følger med dem.

Betydning av likevektskonstanten

Det skal bemerkes at likevektskonsentrasjonene til arten må brukes i ligningen for å beregne likevektskonstanten, så lenge det ikke er endringer i disse eller temperaturen i systemet.

På samme måte gir verdien av likevektskonstanten informasjon om retningen som er foretrukket i en reaksjon ved likevekt, det vil si at den avslører om reaksjonen er gunstig mot reaktantene eller produktene.

I tilfelle størrelsen på denne konstanten er mye større enn enhet (K »1), vil likevekten skifte til høyre og favorisere produktene; Mens størrelsen på denne konstanten er mye mindre enn enheten (K «1), vil likevekten forskyve seg til venstre og favorisere reaktantene.

På samme måte, selv om det ifølge konvensjonen indikeres at stoffene på venstre side av pilen er reaktantene og de på høyre side er produktene, kan det være litt forvirrende at reaktantene som kommer fra reaksjonen i direkte forstand blir produktene i reaksjonen omvendt og omvendt.

Kjemisk balanse

Reaksjoner når ofte en likevekt mellom mengdene av startstoffene og produktene som dannes. Denne balansen kan i tillegg forskyves ved å øke eller redusere et av stoffene som deltar i reaksjonen.

Et analogt faktum oppstår i dissosiasjonen av et oppløst stoff: under en reaksjon kan forsvinningen av startstoffene og dannelsen av produktene observeres eksperimentelt med variabel hastighet.

Reaksjonshastigheten er sterkt avhengig av temperatur og i varierende grad av konsentrasjonen av reaktantene. Faktisk blir disse faktorene studert spesielt av kjemisk kinetikk.

Imidlertid er denne likevekten ikke statisk, men kommer fra sameksistensen av en direkte og en invers reaksjon.

I den direkte reaksjonen (->) dannes produktene, mens de i den inverse reaksjonen (<-) stammer fra startstoffene.

Dette utgjør det som er kjent som dynamisk likevekt, nevnt over.

Likevekt i heterogene systemer

I heterogene systemer - som er i de som dannes av flere faser - kan konsentrasjonen av faste stoffer betraktes som konstant, utelatt fra det matematiske uttrykket for K.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

I dekomponeringsbalansen av kalsiumkarbonat kan således konsentrasjonen og konsentrasjonen av det resulterende oksyd betraktes som konstant uavhengig av dens masse.

Balanseskift

Den numeriske verdien av likevektskonstanten bestemmer om en reaksjon favoriserer dannelsen av produkter eller ikke. Når K er større enn 1, vil likevektssystemet ha en høyere konsentrasjon av produkter enn av reaktanter, og hvis K er mindre enn 1, skjer det motsatte: i likevekt vil det være en større konsentrasjon av reaktanter enn produkter.

Le Chatelier-prinsippet

Påvirkningen av variasjoner i konsentrasjon, temperatur og trykk kan endre reaksjonshastigheten.

For eksempel, hvis gassformige produkter dannes i en reaksjon, fører en økning i trykket over systemet til at reaksjonen løper i motsatt retning (mot reaktantene).

Generelt er de uorganiske reaksjonene som finner sted mellom ioner veldig raske, mens de organiske har mye lavere hastigheter.

Hvis det produseres varme i en reaksjon, har en økning i utetemperaturen en tendens til å orientere den i motsatt retning, ettersom reversreaksjonen er endotermisk (absorberer varme).

På samme måte, hvis et overskudd forårsakes i en av reaktantene i et system i likevekt, vil de andre stoffene danne produkter for å nøytralisere nevnte modifisering til det maksimale.

Som et resultat forskyves likevekten som favoriserer den ene eller den andre veien ved å øke reaksjonshastigheten, på en slik måte at verdien av K forblir konstant.

Alle disse ytre påvirkningene og balanseresponsen for å motvirke dem er det som kalles Le Chatelier-prinsippet.

applikasjoner

Til tross for den enorme bruken, hadde denne loven ikke den ønskede innvirkning eller relevans i det vitenskapelige samfunnet når denne loven ble foreslått.

Fra det tjuende århundre ble det imidlertid kjent, takket være at de britiske forskerne William Esson og Vernon Harcourt tok det opp igjen flere tiår etter kunngjøringen.

Loven om masseaksjon har hatt mange bruksområder over tid, hvorav noen er listet nedenfor:

• Ettersom den er formulert med tanke på aktiviteter i stedet for konsentrasjoner, er det nyttig å bestemme avvik fra den ideelle oppførselen til reaktanter i en løsning, så lenge den er i samsvar med termodynamikk.
• Når en reaksjon nærmer seg likevekt, kan forholdet mellom reaksjonshastigheten og den øyeblikkelige Gibbs-frie energien fra en reaksjon forutses.
• Når det kombineres med det detaljerte likevektsprinsippet, gir denne loven i generelle termer de resulterende verdiene, i henhold til termodynamikk, av aktivitetene og konstanten i likevekttilstanden, så vel som forholdet mellom disse og den resulterende hastighetskonstantene i reaksjoner i frem og tilbake retning.
• Når reaksjonene er av den elementære typen, oppnås anvendelse av denne loven passende likevektsligning for en gitt kjemisk reaksjon og uttrykk for dens hastighet.

Eksempler på loven om masseaksjon

-Når du studerer en irreversibel reaksjon mellom ioner som finnes i løsningen, fører det generelle uttrykket til denne loven til Brönsted-Bjerrum-formuleringen, som etablerer forholdet mellom artenes ionestyrke og hastighetskonstanten .

-Når du analyserer reaksjonene som blir utført i fortynnede ideelle løsninger eller i en tilstand av gassformet aggregering, oppnås det generelle uttrykket for den opprinnelige loven (tiår på 80-tallet).

-Som den har universelle kjennetegn, kan det generelle uttrykket for denne loven brukes som en del av kinetikken i stedet for å se det som en del av termodynamikken.

-Når den brukes i elektronikk, brukes denne loven for å bestemme at multiplikasjonen mellom tettheten av hullene og elektronene på en gitt overflate har en konstant størrelse i likevektstilstanden, selv uavhengig av dopingen som tilføres materialet .

-Bruken av denne loven for å beskrive dynamikken mellom rovdyr og byttedyr er allment kjent, forutsatt at rovdyrforholdet på byttet gir en viss proporsjon med forholdet mellom rovdyr og byttedyr.

-Feltet innen helsestudier, kan denne loven til og med brukes for å beskrive visse faktorer for menneskelig atferd, fra politiske og sosiale synspunkt.

Loven om masseaksjon i farmakologi

Forutsatt at D er medikamentet og R er reseptoren det virker på, reagerer begge på opprinnelse av DR-komplekset, ansvarlig for den farmakologiske effekten:

K = /

K er dissosiasjonskonstanten. Det er en direkte reaksjon der medikamentet virker på reseptoren, og en annen der DR-komplekset dissosierer seg til de opprinnelige forbindelsene. Hver reaksjon har sin egen hastighet, og tilsvarer seg selv bare ved likevekt, hvor K. er tilfreds.

Tolke masseloven til bokstaven, jo høyere konsentrasjon av D, desto høyere ble konsentrasjonen av DR-komplekset dannet.

Imidlertid har totale mottakere Rt en fysisk grense, så det er ingen ubegrenset mengde R for alle tilgjengelige D. På samme måte har eksperimentelle studier innen farmakologi funnet følgende begrensninger i masseloven på dette feltet:

- Det forutsetter at RD-koblingen er reversibel, når det i de fleste tilfeller virkelig ikke er det.

- RD-bindingen kan strukturelt endre en av de to komponentene (medikamentet eller reseptoren), en omstendighet som ikke blir vurdert av masselovgivningen.

- Videre blekner masseloven i møte med reaksjoner der flere mellomledd griper inn i dannelsen av RD.

begrensninger

Loven om masseaksjon forutsetter at enhver kjemisk reaksjon er elementær; med andre ord at molekulariteten er den samme som den respektive reaksjonsrekkefølgen for hver involverte art.

Her blir de støkiometriske koeffisientene a, b, c og d betraktet som antall molekyler involvert i reaksjonsmekanismen. Imidlertid, i en global reaksjon, stemmer ikke disse nødvendigvis med bestillingen din.

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

Hastighetsuttrykket for de direkte og inverse reaksjonene er:

Dette gjelder bare elementære reaksjoner, for for de globale, selv om de støkiometriske koeffisientene er riktige, er de ikke alltid reaksjonsordrene. I tilfelle av den direkte reaksjonen, kan sistnevnte være:

I dette uttrykket ville w og z være de sanne reaksjonsordrene for arter A og B.

referanser

1. Jeffrey Aronson. (2015, 19. november). Livets lover: Guldberg og Waages lov om masseaksjon. Hentet 10. mai 2018, fra: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Lov om masseaksjon. Hentet 10. mai 2018, fra: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Mass of Act Law and Equilibrium Constant. Hentet 10. mai 2018, fra: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Kjemi. Bind 9, Salvat SA av ediciones Pamplona, ​​Spania. S 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fysisk kjemi. I termodynamikk og kjemisk likevekt. (Fjerde utg.). Longmans. S 169.
6. Alex Yartsev. (2018). Loven om masseaksjon i farmakodynamikk. Hentet 10. mai 2018, fra: derangedphysiology.com