WET VAN MASSA-ACTIE: TOEPASSINGEN, VOORBEELDEN - CHEMIE - 2025

De wet van massa-actie legt de relatie vast tussen de actieve massa van reactanten en die van producten, onder evenwichtsomstandigheden en in homogene systemen (oplossingen of gasfasen). Het werd geformuleerd door de Noorse wetenschappers CM Guldberg en P. Waage, die erkenden dat evenwicht dynamisch is en niet statisch.

Waarom dynamisch? Omdat de snelheden van de voorwaartse en achterwaartse reacties gelijk zijn. Actieve massa's worden meestal uitgedrukt in mol / L (molariteit). Zo'n reactie kan als volgt worden geschreven: aA + bB <=> cC + dD. Voor het in dit voorbeeld aangehaalde evenwicht wordt de relatie tussen reactanten en producten geïllustreerd in de vergelijking in de onderstaande afbeelding.

K is altijd constant, ongeacht de beginconcentraties van de stoffen, zolang de temperatuur niet varieert. Hier zijn A, B, C en D de reactanten en producten; terwijl a, b, c en d hun stoichiometrische coëfficiënten zijn.

De numerieke waarde van K is een karakteristieke constante voor elke reactie bij een bepaalde temperatuur. Dus K is wat de evenwichtsconstante wordt genoemd.

De notatie betekent dat in de wiskundige uitdrukking de concentraties verschijnen in eenheden van mol / L, verhoogd tot een macht gelijk aan de reactiecoëfficiënt.

Wat is de wet van massa-actie?

Zoals eerder vermeld, drukt de wet van massa-actie uit dat de snelheid van een bepaalde reactie recht evenredig is met het product van de concentraties van de reagenssoort, waarbij de concentratie van elke soort wordt verhoogd tot een vermogen gelijk aan zijn coëfficiënt. stoichiometrisch in de chemische vergelijking.

In die zin kan het beter worden verklaard door een omkeerbare reactie te hebben, waarvan de algemene vergelijking hieronder wordt geïllustreerd:

aA + bB ↔ cC + dD

Waar A en B staan ​​voor de reactanten en de stoffen met de naam C en D staan ​​voor de producten van de reactie. Evenzo vertegenwoordigen de waarden van a, b, c en d de stoichiometrische coëfficiënten van respectievelijk A, B, C en D.

Uitgaande van de vorige vergelijking wordt de eerder genoemde evenwichtsconstante verkregen, die wordt geïllustreerd als:

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

Waarbij de evenwichtsconstante K gelijk is aan een quotiënt, waarbij de teller bestaat uit de vermenigvuldiging van de concentraties van de producten (in de evenwichtstoestand) verhoogd tot hun coëfficiënt in de gebalanceerde vergelijking en de noemer bestaat uit een vergelijkbare vermenigvuldiging maar onder de reactanten verheven tot de coëfficiënt die daarmee gepaard gaat.

Betekenis van de evenwichtsconstante

Opgemerkt moet worden dat de evenwichtsconcentraties van de soort in de vergelijking moeten worden gebruikt om de evenwichtsconstante te berekenen, zolang er geen wijzigingen aan deze of aan de temperatuur van het systeem zijn.

Op dezelfde manier geeft de waarde van de evenwichtsconstante informatie over de richting die de voorkeur geniet bij een reactie bij evenwicht, dat wil zeggen, het onthult of de reactie gunstig is voor de reactanten of de producten.

In het geval dat de grootte van deze constante veel groter is dan de eenheid (K »1), zal het evenwicht naar rechts verschuiven en de producten begunstigen; Terwijl als de grootte van deze constante veel kleiner is dan eenheid (K «1), het evenwicht naar links verschuift en de reactanten begunstigt.

Hoewel volgens afspraak wordt aangegeven dat de stoffen aan de linkerkant van de pijl de reactanten zijn en die aan de rechterkant de producten zijn, kan het een beetje verwarrend worden dat de reactanten die uit de reactie komen in directe zin worden de producten in de reactie in omgekeerde richting en vice versa.

Chemisch evenwicht

Reacties bereiken vaak een evenwicht tussen de hoeveelheden uitgangsstoffen en die van de gevormde producten. Dit evenwicht kan bovendien verschuiven ten gunste van de toename of afname van een van de stoffen die aan de reactie deelnemen.

Een analoog feit doet zich voor bij de dissociatie van een opgeloste stof: tijdens een reactie kan het verdwijnen van de oorspronkelijke stoffen en de vorming van de producten experimenteel worden waargenomen met een variabele snelheid.

De reactiesnelheid is sterk afhankelijk van de temperatuur en in verschillende mate van de concentratie van de reactanten. In feite worden deze factoren vooral bestudeerd door middel van chemische kinetiek.

Dit evenwicht is echter niet statisch, maar komt voort uit het naast elkaar bestaan ​​van een directe en een omgekeerde reactie.

Bij de directe reactie (->) worden de producten gevormd, terwijl ze bij de omgekeerde reactie (<-) de oorspronkelijke stoffen opnieuw voortbrengen.

Dit vormt het zogenaamde dynamisch evenwicht, zoals hierboven vermeld.

Evenwicht in heterogene systemen

In heterogene systemen - dat wil zeggen in systemen die door verschillende fasen worden gevormd - kunnen de concentraties van de vaste stoffen als constant worden beschouwd, waarbij de wiskundige uitdrukking voor K.

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

Aldus kan in het ontledingsevenwicht van calciumcarbonaat de concentratie en die van het resulterende oxide als constant worden beschouwd, ongeacht de massa.

Balans verschuift

De numerieke waarde van de evenwichtsconstante bepaalt of een reactie al dan niet de vorming van producten bevordert. Als K groter is dan 1, zal het evenwichtssysteem een ​​hogere concentratie van producten hebben dan van reactanten, en als K kleiner is dan 1, gebeurt het tegenovergestelde: in evenwicht zal er een grotere concentratie reactanten zijn dan producten.

Le Chatelier-principe

De invloed van variaties in concentratie, temperatuur en druk kan de reactiesnelheid veranderen.

Als bij een reactie bijvoorbeeld gasvormige producten worden gevormd, zorgt een toename van de druk over het systeem ervoor dat de reactie in de tegenovergestelde richting verloopt (naar de reactanten).

Over het algemeen zijn de anorganische reacties die plaatsvinden tussen ionen erg snel, terwijl de organische reacties veel lagere snelheden hebben.

Als bij een reactie warmte wordt geproduceerd, neigt een stijging van de buitentemperatuur deze in de tegenovergestelde richting te oriënteren, aangezien de omgekeerde reactie endotherm is (warmte absorbeert).

Evenzo, als een overmaat wordt veroorzaakt in een van de reactanten binnen een systeem in evenwicht, zullen de andere stoffen producten vormen om de genoemde modificatie maximaal te neutraliseren.

Het resultaat is dat het evenwicht op de een of andere manier verschuift door de reactiesnelheid te verhogen, zodanig dat de waarde van K constant blijft.

Al deze externe invloeden en de balansreactie om ze tegen te gaan, is wat bekend staat als het Le Chatelier-principe.

Toepassingen

Ondanks zijn enorme bruikbaarheid had deze wet, toen deze werd voorgesteld, niet de gewenste impact of relevantie in de wetenschappelijke gemeenschap.

Vanaf de twintigste eeuw kreeg het echter bekendheid dankzij het feit dat de Britse wetenschappers William Esson en Vernon Harcourt het enkele decennia na de afkondiging ervan weer oppakten.

De wet van massa-actie heeft in de loop van de tijd veel toepassingen gehad, waarvan er enkele hieronder worden vermeld:

• Omdat het is geformuleerd in termen van activiteiten in plaats van concentraties, is het nuttig om afwijkingen van het ideale gedrag van reactanten in een oplossing te bepalen, zolang het consistent is met de thermodynamica.
• Als een reactie het evenwicht nadert, kan de relatie tussen de nettosnelheid van de reactie en de momentane Gibbs-vrije energie van een reactie worden voorspeld.
• In combinatie met het gedetailleerde evenwichtsprincipe, voorziet deze wet in algemene termen in de resulterende waarden, volgens thermodynamica, van de activiteiten en de constante in de evenwichtstoestand, evenals de relatie tussen deze en de resulterende snelheidsconstanten van reacties in voorwaartse en achterwaartse richting.
• Als de reacties van het elementaire type zijn, wordt door toepassing van deze wet de juiste evenwichtsvergelijking voor een gegeven chemische reactie en de uitdrukkingen van de snelheid verkregen.

Voorbeelden van de wet van massa-actie

-Bij het bestuderen van een onomkeerbare reactie tussen ionen die in oplossing zijn gevonden, leidt de algemene uitdrukking van deze wet tot de Brönsted-Bjerrum-formulering, die de relatie vaststelt tussen de ionsterkte van de soort en de snelheidsconstante .

-Bij het analyseren van de reacties die worden uitgevoerd in verdunde ideale oplossingen of in een toestand van gasvormige aggregatie, wordt de algemene uitdrukking van de oorspronkelijke wet (decennium van de jaren 80) verkregen.

-Aangezien het universele kenmerken heeft, kan de algemene uitdrukking van deze wet worden gebruikt als onderdeel van de kinetiek in plaats van het te zien als onderdeel van de thermodynamica.

-Bij gebruik in elektronica wordt deze wet gebruikt om te bepalen dat de vermenigvuldiging tussen de dichtheden van de gaten en de elektronen van een bepaald oppervlak een constante grootte heeft in de evenwichtstoestand, zelfs onafhankelijk van de dotering die aan het materiaal wordt geleverd .

-Het gebruik van deze wet om de dynamiek tussen roofdieren en prooi te beschrijven is algemeen bekend, ervan uitgaande dat de predatierelatie op de prooi een zekere verhouding vertoont met de relatie tussen roofdieren en prooi.

Op het gebied van gezondheidsstudies kan deze wet zelfs worden toegepast om bepaalde factoren van menselijk gedrag te beschrijven, vanuit politiek en sociaal oogpunt.

De wet van massa-actie in de farmacologie

Ervan uitgaande dat D het medicijn is en R de receptor is waarop het inwerkt, reageren beide om het DR-complex te veroorzaken, verantwoordelijk voor het farmacologische effect:

K = /

K is de dissociatieconstante. Er is een directe reactie waarbij het medicijn inwerkt op de receptor, en een andere waarbij het DR-complex uiteenvalt in de oorspronkelijke verbindingen. Elke reactie heeft zijn eigen snelheid, die zichzelf pas bij evenwicht evenaart, waarbij K. wordt voldaan.

Als we de massawet letterlijk interpreteren: hoe hoger de concentratie van D, hoe hoger de concentratie van het gevormde DR-complex.

Het totale aantal ontvangers Rt heeft echter een fysieke limiet, dus er is geen onbeperkte hoeveelheid R voor alle beschikbare D. Evenzo hebben experimentele studies op het gebied van farmacologie de volgende beperkingen aan de massawet op dit gebied gevonden:

- Het gaat ervan uit dat de RD-link omkeerbaar is, terwijl dat in de meeste gevallen echt niet het geval is.

- De RD-binding kan een van de twee componenten (het medicijn of de receptor) structureel veranderen, een omstandigheid die niet wordt overwogen door de massawet.

- Bovendien verbleekt de massawet bij reacties waarbij meerdere tussenpersonen ingrijpen bij de vorming van RD.

Beperkingen

De wet van massa-actie gaat ervan uit dat elke chemische reactie elementair is; met andere woorden, dat de molecuulmassa hetzelfde is als de respectievelijke reactievolgorde voor elke betrokken soort.

Hier worden de stoichiometrische coëfficiënten a, b, c en d beschouwd als het aantal moleculen dat betrokken is bij het reactiemechanisme. Bij een globale reactie komen deze echter niet per se overeen met uw bestelling.

Bijvoorbeeld voor de reactie aA + bB <=> cC + dD:

De snelheidsuitdrukking voor de directe en inverse reacties zijn:

Dit geldt alleen voor elementaire reacties, aangezien voor globale reacties, hoewel de stoichiometrische coëfficiënten correct zijn, het niet altijd de reactieorden zijn. In het geval van de directe reactie kan dit laatste zijn:

In deze uitdrukking zouden w en z de echte reactieorden zijn voor soorten A en B.

Referenties

1. Jeffrey Aronson. (2015, 19 november). The Laws of Life: Guldberg en Waage's Law of Mass Action. Opgehaald op 10 mei 2018, van: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Wet van massa-actie. Opgehaald op 10 mei 2018, van: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Law of Mass Action and Equilibrium Constant. Opgehaald op 10 mei 2018, van: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Chemie. Deel 9, Salvat SA van ediciones Pamplona, ​​Spanje. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fysische chemie. In thermodynamica en chemisch evenwicht. (Vierde ed.). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018). De wet van massa-actie in de farmacodynamiek. Opgehaald op 10 mei 2018, van: derangedphysiology.com