Wet van massale actietoepassingen, voorbeelden

de wet van massale actie vestigt de bestaande relatie tussen de actieve massa's van de reactanten en die van de producten, onder evenwichtscondities en in homogene systemen (oplossingen of gasfasen). Het werd geformuleerd door de Noorse wetenschappers C.M. Guldberg en P. Waage, die erkenden dat evenwicht evenwichtig en niet statisch is.

Waarom dynamisch? Omdat de snelheden van de directe en omgekeerde reacties hetzelfde zijn. Actieve massa's worden gewoonlijk uitgedrukt in mol / L (molariteit). Een dergelijke reactie kan als volgt worden geschreven: aA + bB <=> cC + dD. Voor het evenwicht dat in dit voorbeeld wordt aangehaald, wordt de relatie tussen reactanten en producten geïllustreerd in de vergelijking van het onderste beeld.

K is altijd constant, ongeacht de beginconcentraties van de stoffen, zolang de temperatuur niet verandert. 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 gegeven temperatuur. Dus, K is wat evenwichtsconstante wordt genoemd.

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

index

• 1 Wat is de wet van massale actie??
  • 1.1 Betekenis van de evenwichtsconstante
• 2 Chemisch evenwicht
  • 2.1 Evenwicht in heterogene systemen
  • 2.2 Verschuivingen van evenwicht
• 3 Principe van Le Chatelier
• 4 toepassingen
• 5 Voorbeelden van de wet van massale actie
• 6 De wet van massale actie in de farmacologie
• 7 Beperkingen
• 8 Referenties

Wat is de wet van massale actie??

Zoals eerder vermeld, de wet van de massawerking dat de snelheid van een bepaalde reactie is direct evenredig met het product van de concentraties van de reactantsoort waarbij de concentratie van elke soort is verheven tot een macht die gelijk is aan de coëfficiënt stoichiometrisch in de chemische vergelijking.

In deze 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 de reactanten voorstellen en de stoffen aangeduid als C en D de producten van de reactie voorstellen. Ook vertegenwoordigen de waarden van a, b, c en d de stoichiometrische coëfficiënten van A, B, C en D, respectievelijk.

Uitgaande van de vorige vergelijking, verkrijgen we de evenwichtsconstante die eerder werd genoemd, die wordt geïllustreerd als:

K = [C]^c[D]^d/ [A]^naar[B]^b

Wanneer de evenwichtsconstante K gelijk aan de verhouding waarin de teller wordt gevormd door de vermenigvuldiging van productconcentraties (steady state) verheven tot de coëfficiënt in het kloppende vergelijking is en de noemer is een soortgelijke vermenigvuldiging maar tussen de reactanten verhoogd tot de coëfficiënt die hen vergezelt.

Betekenis van de evenwichtsconstante

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

Op dezelfde manier geeft de waarde van de evenwichtsconstante informatie over de zin die de voorkeur heeft in een reactie in evenwicht, dat wil zeggen, het onthult of de reactie gunstig is voor de reagentia 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 worden gekanteld en de producten bevoordelen, terwijl de grootte van deze constante veel kleiner is dan de eenheid (K "1), de balans zal naar links worden gekanteld en zal de reactanten bevoordelen.

Ook, hoewel volgens afspraak aangegeven dat stoffen aan de linkerkant van de pijl zijn de reagentia en de rechterkant zijn de producten, kan het een beetje verwarrend dat de reactanten vanuit reactiemengsel direct verstand zijn de producten in de reactie in de tegenovergestelde richting en vice versa.

Chemische balans

Vaak bereiken de reacties een balans tussen de hoeveelheden uitgangsstoffen en die van de producten die worden gevormd. Dit evenwicht kan ook worden verdrongen door de toename of afname van een van de stoffen die aan de reactie deelnemen te bevorderen.

Een analoge gebeurtenis treedt op bij de dissociatie van een opgeloste stof: tijdens een reactie kan het verdwijnen van de oorspronkelijke stoffen en de vorming van de producten met een variabele snelheid experimenteel worden waargenomen..

De snelheid van een reactie hangt in grote mate af van de temperatuur en in verschillende mate van de concentratie van de reactanten. In feite worden deze factoren met name bestudeerd door chemische kinetica.

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

In de directe reactie (->) worden de producten gevormd, terwijl in de omgekeerde reactie (<-) estos vuelven a originar las sustancias iniciales.

Het bovenstaande vormt wat bekend staat als dynamisch evenwicht, hierboven genoemd.

Evenwicht in heterogene systemen

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

CaCO₃(S) <=> CaO (s) + CO₂(G)

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

Saldo verschuift

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

Begin van Le Chatelier

De invloed van variaties in concentratie, temperatuur en druk kan de snelheid van een reactie veranderen.

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

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

Als een reactie warmte produceert, heeft een toename van de buitentemperatuur de neiging deze in de tegenovergestelde richting te richten, omdat de omgekeerde reactie endotherm is (absorbeert warmte).

Evenzo, als een overmaat wordt veroorzaakt in een van de reactanten in een evenwichtssysteem, zullen de andere stoffen producten vormen om deze wijziging zoveel mogelijk te neutraliseren..

Dientengevolge beweegt het evenwicht op de een of andere manier in het voordeel door de reactiesnelheid te verhogen, zodat de K-waarde 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 het enorme nut ervan, 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 decennia na de afkondiging ervan terugnamen..

De wet van massale actie heeft in de loop van de tijd veel toepassingen gehad, vandaar dat hieronder een aantal zijn aangegeven:

• Wanneer geformuleerd in termen van activiteiten in plaats van concentraties, is het nuttig om de afwijkingen van het ideale gedrag van de reactanten in een oplossing te bepalen, zolang het maar in overeenstemming is met de thermodynamica..
• Wanneer een reactie de evenwichtstoestand nadert, kan de relatie tussen de netto reactiesnelheid en de Gibbs vrije energie onmiddellijk van een reactie worden voorspeld..
• In combinatie met het principe van gedetailleerd evenwicht, voorziet deze wet in algemene termen in de resulterende waarden, volgens de thermodynamica, van de activiteiten en de constante in de evenwichtstoestand, evenals de relatie tussen deze en de resulterende snelheidsconstanten. de reacties in directe zin als in de tegenovergestelde richting.
• Wanneer de reacties van elementair type zijn, worden bij het toepassen van deze wet de evenwichtsvergelijking die geschikt is voor een bepaalde chemische reactie en de uitdrukking van de snelheid ervan verkregen..

Voorbeelden van de wet van massale actie

-Wanneer een onomkeerbare reactie tussen soort ionen in oplossing, de algemene aanduiding van deze wet leidt tot de formulering van Bronsted-Bjerrum, waarin de relatie tussen de ionensterkte van de soort en de snelheidsconstante vaststelt bestudeerd.

-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 verkregen (decennium uit de jaren 80).

-Omdat 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 de elektronica, wordt deze wet gebruikt voor de vermenigvuldiging tussen de dichtheid van gaten en elektronen van een gegeven oppervlak bepaalt een constante grootte in normaal bedrijf, ook onafhankelijk van de dotering aan het materiaal toe te voeren.

-Het is algemeen bekend dat deze wet gebruiken om de dynamiek tussen roofdieren en prooi beschrijven, uitgaande van de verhouding van predatie op roof houdt bepaalde verhouding tot de relatie tussen roofdieren en prooi.

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

De wet van massale actie in de farmacologie

Ervan uitgaande dat D het medicijn is en R de receptor waarop het werkt, reageren beide op het DR-complex, verantwoordelijk voor het farmacologische effect:

K = [DR] / [D] [R]

K is de dissociatieconstante. Er is een directe reactie waarbij het geneesmiddel op de receptor inwerkt en een ander waarbij het DR-complex dissocieert tot de oorspronkelijke verbindingen. Elke reactie heeft zijn eigen snelheid, die slechts in evenwicht is, en voldoet aan K.

Door de massawet letterlijk uit te leggen, hoe hoger de concentratie van D, hoe hoger de concentratie van het gevormde DR-complex.

De totale ontvangers Rt hebben 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 gevonden voor de massale wet op dit gebied:

- Neem aan dat de R-D-link omkeerbaar is, terwijl dat in de meeste gevallen niet het geval is.

- De R-D-binding kan structureel een van de twee componenten (het geneesmiddel of de receptor) veranderen, een omstandigheid die geen rekening houdt met massawetgeving.

- Bovendien verbleekt de massawet voor reacties waarbij meerdere intermediairen interveniëren in de vorming van DR.

beperkingen

De wet van massale actie gaat ervan uit dat elke chemische reactie elementair is; met andere woorden, dat de moleculaire waarde 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 tussenbeide komt in het reactiemechanisme. In een algemene reactie vallen deze echter niet noodzakelijkerwijs samen met uw bestelling.

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

De uitdrukking van snelheid voor directe en inverse reacties zijn:

k₁= [A]^naar[B]^b

k₂= [C]^c[D]^d

Dit geldt alleen voor elementaire reacties, omdat voor globale reacties, hoewel de stoichiometrische coëfficiënten juist zijn, dit niet altijd reactieorders zijn. In het geval van een directe reactie kan de laatste zijn:

k₁= [A]^w[B]^z

In die uitdrukking zouden w en z de ware reactieorden zijn voor soorten A en B.

referenties

1. Jeffrey Aronson. (19 november 2015). The Laws of Life: Guldberg and Waage's Law of Mass Action. Opgehaald op 10 mei 2018, vanaf: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Wet van massale actie. Opgehaald op 10 mei 2018, vanuit: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Wet van massale actie en evenwichtsconstante. Opgehaald op 10 mei 2018, van: askiitians.com
4. Salvat Encyclopedia of Sciences. (1968). Chemie. Deel 9, Salvat S.A. van edities Pamplona, ​​Spanje. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Fysische chemie in Thermodynamica en chemisch evenwicht. (Vierde druk). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev (2018). De wet van massale actie in de farmacodynamica. Opgehaald op 10 mei 2018, uit: derangedphysiology.com