Det lov om masseaktion etablerer forholdet mellem de aktive masser af reaktanterne og produkterne under ligevægtsbetingelser og i homogene systemer (opløsninger eller gasfaser). Det blev formuleret af norske forskere C.M. Guldberg og P. Waage, der erkendte, at ligevægt er dynamisk og ikke statisk.
Hvorfor dynamisk? Fordi hastighederne for fremadgående og omvendte reaktioner er ens. Aktive masser udtrykkes normalt mol / l (molaritet). En sådan reaktion kan skrives således: aA + bB <=> cC + dD. For ligevægten nævnt i dette eksempel er forholdet mellem reaktanter og produkter illustreret i ligningen i billedet nedenfor.
K er altid konstant, uanset de indledende koncentrationer af stofferne, så længe temperaturen ikke varierer. Her er A, B, C og D reaktanterne og produkterne; 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. Derefter er K det, der kaldes ligevægtskonstanten.
Notationen [] betyder, at i det matematiske udtryk vises koncentrationerne i enheder af mol / L, hævet til en styrke svarende til reaktionskoefficienten.
Artikelindeks
Som tidligere nævnt udtrykker loven om masseaktion, at hastigheden af en given reaktion er direkte proportional med produktet af koncentrationerne af den reaktante art, hvor koncentrationen af hver art hæves til en styrke svarende til dens koefficient støkiometrisk i kemikaliet ligning.
I denne forstand kan det bedre forklares ved at have en reversibel reaktion, hvis generelle ligning er illustreret nedenfor:
aA + bB ↔ cC + dD
Hvor A og B repræsenterer reaktanterne, og stofferne med navnet C og D repræsenterer reaktionsprodukterne. Ligeledes repræsenterer værdierne af a, b, c og d de støkiometriske koefficienter for henholdsvis A, B, C og D..
Med udgangspunkt i den tidligere ligning opnås ligevægtskonstanten, der er nævnt tidligere, hvilket er illustreret som:
K = [C]c[D]d/[TIL]til[B]b
Hvor ligevægtskonstanten K er lig med en kvotient, hvor 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.
Det skal bemærkes, at i ligningen til beregning af ligevægtskonstanten skal koncentrationerne af arten i ligevægt anvendes, så længe der ikke er nogen ændringer til disse eller til systemets temperatur..
På samme måde giver værdien af ligevægtskonstanten information om den retning, der foretrækkes i en reaktion ved ligevægt, dvs. det afslører, om reaktionen er gunstig over for reaktanterne eller produkterne..
Hvis størrelsen af denne konstant er meget større end enhed (K "1), vil ligevægten skifte til højre og favorisere produkterne; mens hvis størrelsen af denne konstant er meget mindre end enhed (K" 1), vil ligevægten vippes til venstre og vil favorisere reaktanterne.
Selvom det ved konvention er angivet, at stofferne på venstre side af pilen er reaktanterne, og de på højre side er produkterne, bliver det faktum, at reaktanterne, der kommer fra reaktionen i direkte forstand, produkterne i reaktionen omvendt og omvendt.
Reaktioner når ofte en ligevægt mellem mængderne af udgangsstoffer og de produkter, der dannes. Denne balance kan desuden forskydes, hvilket favoriserer stigning eller formindskelse af et af de stoffer, der deltager i reaktionen..
En analog kendsgerning forekommer i dissociationen af et opløst stof: under en reaktion kan forsvinden af de oprindelige stoffer og dannelsen af produkterne observeres eksperimentelt med en variabel hastighed.
Reaktionshastigheden er stærkt afhængig af temperaturen og i varierende grad af koncentrationen af reaktanterne. Faktisk undersøges disse faktorer især af kemisk kinetik.
Denne ligevægt er imidlertid ikke statisk, men kommer fra sameksistensen af en direkte og en omvendt reaktion..
I den direkte reaktion (->) dannes produkterne, mens de er i den omvendte reaktion (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.
Ovenstående udgør det, der er kendt som dynamisk ligevægt, nævnt ovenfor..
I heterogene systemer - dvs. i dem, der dannes af flere faser - kan koncentrationerne af de faste stoffer betragtes som konstante, idet de matematiske udtryk for K udelades..
Tyv3(s) <=> CaO (s) + COto(g)
Således i nedbrydningsligevægten af calciumcarbonat kan dets koncentration og koncentrationen af det resulterende oxid betragtes som konstant uanset dens masse..
Den numeriske værdi af ligevægtskonstanten bestemmer, om en reaktion favoriserer dannelsen af produkter eller ej. Når K er større end 1, vil ligevægtssystemet have en højere koncentration af produkter end af reaktanter, og hvis K er mindre end 1, sker det modsatte: i ligevægt vil der være en større koncentration af reaktanter end produkter..
Indflydelsen af variationer i koncentration, temperatur og tryk kan ændre reaktionshastigheden.
For eksempel, hvis der dannes gasformige produkter i en reaktion, får en stigning i tryk over systemet reaktionen til at løbe 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 produceres varme i en reaktion, har en stigning i udetemperaturen tendens til at orientere den i den modsatte retning, da den omvendte reaktion er endoterm (absorberer varme).
Ligeledes, hvis et overskud er forårsaget i et af de reagerende stoffer i et system i ligevægt, vil de andre stoffer danne produkter for at neutralisere nævnte modifikation så meget som muligt..
Som et resultat skifter ligevægten favorisering i den ene eller den anden retning ved at øge reaktionshastigheden på en sådan måde, at værdien af K forbliver konstant..
Alle disse eksterne påvirkninger og balanceresponsen for at modvirke dem er det, der er kendt som Le Chatelier-princippet..
På trods af dets enorme nytteværdi, da denne lov blev foreslået, havde den ikke den ønskede virkning eller relevans i det videnskabelige samfund.
Fra det tyvende århundrede blev det imidlertid berygtet takket være det faktum, at de britiske forskere William Esson og Vernon Harcourt tog det op igen flere årtier efter dets bekendtgørelse..
Loven om masseaktion har haft mange ansøgninger over tid, hvoraf nogle er anført nedenfor:
-Når man studerer en irreversibel reaktion mellem ioner, der findes i opløsning, fører det generelle udtryk for denne lov til Brönsted-Bjerrum-formuleringen, som etablerer sammenhængen mellem ionens styrke af arten og hastighedskonstanten.
-Når man analyserer reaktionerne, der udføres i fortyndede ideelle opløsninger eller i en tilstand af gasformig aggregering, opnås det generelle udtryk for den oprindelige lov (årti af 80'erne).
-Da den har universelle egenskaber, kan det generelle udtryk for denne lov bruges som en del af kinetik i stedet for at se det som en del af termodynamikken..
-Når den anvendes i elektronik, bruges denne lov til at bestemme, at multiplikationen mellem hullernes tæthed og elektronerne på en given overflade har en konstant størrelse i ligevægtstilstand, selv uafhængigt af den doping, der tilføres materialet..
-Anvendelsen af denne lov til at beskrive dynamikken mellem rovdyr og bytte er bredt kendt, forudsat at rovdyrsforholdet på byttet udgør en vis andel af forholdet mellem rovdyr og bytte..
-Inden for sundhedsundersøgelser kan denne lov endda anvendes til at beskrive visse faktorer for menneskelig adfærd set ud fra de politiske og sociale synspunkter.
Under antagelse af at D er lægemidlet og R receptoren, som det virker på, reagerer begge med oprindelse af DR-komplekset, som er ansvarlig for den farmakologiske virkning:
K = [DR] / [D] [R]
K er dissociationskonstanten. Der er en direkte reaktion, hvor lægemidlet virker på receptoren, og en anden, hvor DR-komplekset adskilles i de originale forbindelser. Hver reaktion har sin egen hastighed og svarer kun til sig selv ved ligevægt og tilfredsstiller K.
Ved at fortolke masseloven til punkt og prikke, jo højere koncentration af D, jo højere er koncentrationen af det dannede DR-kompleks..
Imidlertid har de samlede Rt-modtagere en fysisk grænse, så der er ingen ubegrænset mængde R for alle tilgængelige D. Ligeledes har eksperimentelle undersøgelser inden for farmakologi fundet følgende begrænsninger for masseloven på dette område:
- Det antages, at RD-obligationen er reversibel, når det i de fleste tilfælde virkelig ikke er det..
- RD-bindingen kan strukturelt ændre en af de to komponenter (lægemidlet eller receptoren), en omstændighed, der ikke overvejer masseloven.
- Derudover lyser masseloven i lyset af reaktioner, hvor flere mellemmænd griber ind i dannelsen af RD..
Loven om massehandling antager, at enhver kemisk reaktion er af en grundlæggende type; med andre ord, at molekylæriteten er den samme som den respektive reaktionsrækkefølge for hver involveret art.
Her betragtes de støkiometriske koefficienter a, b, c og d som antallet af molekyler involveret i reaktionsmekanismen. Imidlertid falder disse ikke nødvendigvis sammen med deres rækkefølge i en global reaktion..
For eksempel til reaktionen aA + bB <=> cC + dD:
Hastighedsudtrykket for de direkte og omvendte reaktioner er:
k1= [A]til[B]b
kto= [C]c[D]d
Dette gælder kun for elementære reaktioner, for selvom de støkiometriske koefficienter er korrekte, er de ikke altid reaktionsordren for globale reaktioner. I tilfælde af den direkte reaktion kan sidstnævnte være:
k1= [A]w[B]z
I dette udtryk ville w og z være de sande reaktionsordrer for arterne A og B.
Endnu ingen kommentarer