Legge delle applicazioni di azioni di massa, esempi

il legge di azione di massa stabilisce la relazione tra le masse attive dei reagenti e quella dei prodotti, in condizioni di equilibrio e in sistemi omogenei (soluzioni o fasi gassose). E 'stato formulato dagli scienziati norvegesi C.M. Guldberg e P. Waage, che hanno riconosciuto che l'equilibrio è dinamico e non statico.

Perché dinamico? Perché le velocità delle reazioni dirette e inverse sono le stesse. Le masse attive sono solitamente espresse in mol / L (molarità). Una reazione di questo tipo può essere scritta come segue: aA + bB <=> cC + dD. Per l'equilibrio citato in questo esempio, la relazione tra reagenti e prodotti è illustrata nell'equazione dell'immagine inferiore.

K è sempre costante, indipendentemente dalle concentrazioni iniziali delle sostanze, purché la temperatura non cambi. Qui A, B, C e D sono i reagenti e i prodotti; mentre a, b, ced sono i loro coefficienti stechiometrici.

Il valore numerico di K è una costante caratteristica per ogni reazione ad una data temperatura. Quindi, K è quella che viene chiamata la costante di equilibrio.

La notazione [] significa che nell'espressione matematica le concentrazioni appaiono in unità di mol / L, portate ad una potenza pari al coefficiente di reazione.

indice

• 1 Qual è la legge dell'azione di massa?
  • 1.1 Significato della costante di equilibrio
• 2 Equilibrio chimico
  • 2.1 Equilibrio in sistemi eterogenei
  • 2.2 Offset di equilibrio
• 3 Principio di Le Chatelier
• 4 applicazioni
• 5 Esempi di legge dell'azione di massa
• 6 La legge dell'azione di massa in farmacologia
• 7 limitazioni
• 8 riferimenti

Qual è la legge dell'azione di massa?

Come accennato in precedenza, la legge dell'azione di massa esprime che la velocità di una determinata reazione ha una proporzionalità diretta con il prodotto delle concentrazioni delle specie reagenti, dove la concentrazione di ciascuna specie è elevata a una potenza pari al suo coefficiente stechiometrico nell'equazione chimica.

In questo senso, può essere meglio spiegato avendo una reazione reversibile, la cui equazione generale è illustrata di seguito:

aA + bB ↔ cC + dD

Dove A e B rappresentano i reagenti e le sostanze designate C e D rappresentano i prodotti della reazione. Anche i valori di a, b, ced rappresentano i coefficienti stechiometrici di A, B, C e D, rispettivamente.

Partendo dalla precedente equazione, otteniamo la costante di equilibrio precedentemente citata, che è illustrata come:

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

Dove la costante di equilibrio K è uguale a un quoziente, in cui il numeratore è formato dalla moltiplicazione delle concentrazioni dei prodotti (all'equilibrio) elevato al loro coefficiente nell'equazione bilanciata e il denominatore consiste in una moltiplicazione simile ma tra i reagenti elevato al coefficiente che li accompagna.

Significato della costante di equilibrio

Va notato che nell'equazione per calcolare la costante di equilibrio, dovrebbero essere utilizzate le concentrazioni delle specie in equilibrio, a condizione che non vi siano modifiche a queste o alla temperatura del sistema.

Allo stesso modo, il valore della costante di equilibrio fornisce informazioni sul senso che è favorito in una reazione in equilibrio, cioè rivela se la reazione è favorevole nei confronti dei reagenti o dei prodotti.

Nel caso in cui la grandezza di questa costante sia molto più grande dell'unità (K "1), l'equilibrio sarà inclinato verso destra e favorirà i prodotti, mentre se l'entità di questa costante è molto più piccola dell'unità (K "1), il bilanciamento sarà inclinato a sinistra e favorirà i reagenti.

Inoltre, anche se per convenzione è indicato che le sostanze sul lato sinistro della freccia sono i reagenti e quelli sul lato destro sono i prodotti, può essere un po 'di confusione che i reagenti provenienti dalla reazione in il senso diretto capita di essere i prodotti nella reazione nella direzione opposta e viceversa.

Equilibrio chimico

Spesso le reazioni raggiungono un equilibrio tra le quantità di sostanze iniziali e quelle dei prodotti che si formano. Questo equilibrio può inoltre essere spostato favorendo l'aumento o la diminuzione di una delle sostanze che partecipano alla reazione.

Un evento analogo si verifica nella dissociazione di una sostanza disciolta: durante una reazione è possibile osservare sperimentalmente la scomparsa delle sostanze iniziali e la formazione dei prodotti a velocità variabile.

La velocità di una reazione dipende in larga misura dalla temperatura e dai vari gradi di concentrazione dei reagenti. In realtà, questi fattori sono studiati soprattutto dalla cinetica chimica.

Tuttavia, questo equilibrio non è statico, ma deriva dalla coesistenza di una reazione diretta e una reazione inversa.

Nella reazione diretta (->) si formano i prodotti, mentre nella reazione inversa (<-) si originano le sostanze iniziali.

Quanto sopra costituisce ciò che è noto come equilibrio dinamico, menzionato sopra.

Equilibrio in sistemi eterogenei

In sistemi eterogenei - cioè in quelli formati da più fasi - le concentrazioni di solidi possono essere considerate costanti, omettendo l'espressione matematica per K.

CaCO₃(s) <=> CaO (s) + CO₂(G)

Pertanto, nell'equilibrio di decomposizione del carbonato di calcio, la sua concentrazione e quella dell'ossido risultante possono essere considerate costanti indipendentemente dalla sua massa.

Turni di equilibrio

Il valore numerico della costante di equilibrio determina se una reazione favorisce la formazione di prodotti o meno. Quando K è maggiore di 1, il sistema in equilibrio avrà una maggiore concentrazione prodotti reattivi, e se K è minore di 1, avviene il contrario: all'equilibrio sarà maggiore concentrazione dei reagenti prodotto.

Inizio di Le Chatelier

L'influenza delle variazioni di concentrazione, temperatura e pressione può alterare la velocità di una reazione.

Ad esempio, se in una reazione si formano prodotti gassosi, un aumento di pressione sul sistema fa sì che la reazione proceda nella direzione opposta (verso i reagenti).

In generale, le reazioni inorganiche che avvengono tra gli ioni sono molto veloci, mentre quelle organiche hanno velocità molto più basse.

Se una reazione produce calore, un aumento della temperatura esterna tende ad orientarlo nella direzione opposta, poiché la reazione inversa è endotermica (assorbe calore).

Allo stesso modo, se un eccesso è causato in uno dei reagenti all'interno di un sistema in equilibrio, le altre sostanze formeranno prodotti per neutralizzare questa modifica il più possibile.

Di conseguenza, l'equilibrio si muove favorendo in un modo o nell'altro aumentando la velocità di reazione, in modo che il valore di K rimanga costante.

Tutte queste influenze esterne e la risposta all'equilibrio per contrastarle è ciò che è noto come principio di Le Chatelier.

applicazioni

Nonostante la sua enorme utilità, quando è stata proposta questa legge non ha avuto l'impatto o la rilevanza desiderati nella comunità scientifica.

Tuttavia, dal ventesimo secolo stava guadagnando notorietà grazie agli scienziati britannici William Esson e Vernon Harcourt che lo riprendono diversi decenni dopo la sua promulgazione.

La legge di azione di massa ha avuto molte applicazioni nel tempo, motivo per cui alcuni sono indicati di seguito:

• Quando è formulato in termini di attività anziché di concentrazioni, è utile determinare le deviazioni del comportamento ideale dei reagenti in una soluzione, purché sia ​​coerente con la termodinamica.
• Quando una reazione si avvicina allo stato di equilibrio, è possibile prevedere la relazione tra la velocità di reazione netta e l'energia libera istantanea di Gibbs di una reazione.
• Quando combinato con il principio di equilibrio dettagliato in generale questa legge fornisce i valori risultanti, secondo la termodinamica delle attività e la costante nello stato stazionario, e il rapporto tra loro e costanti di velocità risultante le reazioni in senso diretto come nella direzione opposta.
• Quando le reazioni sono di tipo elementare, quando si applica questa legge, si ottiene l'equazione di equilibrio adatta per una certa reazione chimica e le espressioni della sua velocità.

Esempi di legge dell'azione di massa

Quando la reazione di tipo irreversibile tra ioni in soluzione, l'espressione generale di questa legge porta alla formulazione di Bronsted-Bjerrum, che stabilisce la relazione tra la forza ionica della specie e la costante di velocità è studiata .

- Analizzando le reazioni che vengono eseguite in soluzioni ideali diluite o in uno stato di aggregazione gassosa, si ottiene l'espressione generale della legge originale (decade degli anni '80).

-Come ha caratteristiche universali, l'espressione generale di questa legge può essere usata come parte della cinetica invece di vederla come parte della termodinamica.

-Quando viene utilizzata in elettronica, questa legge viene utilizzata per determinare che la moltiplicazione tra le densità dei fori e degli elettroni di una determinata superficie ha una grandezza costante nello stato stazionario, anche indipendentemente dal drogaggio che viene fornito al materiale .

-L'uso di questa legge è ampiamente noto per descrivere le dinamiche esistenti tra predatori e prede, assumendo che la relazione predatoria sulla preda presenti una certa proporzione con la relazione tra predatori e prede.

- Nel campo degli studi sulla salute, questa legge può anche essere applicata per descrivere alcuni fattori del comportamento umano, dal punto di vista politico e sociale.

La legge dell'azione di massa in farmacologia

Supponendo che D sia il farmaco e R il recettore su cui agisce, entrambi reagiscono per originare il complesso DR, responsabile dell'effetto farmacologico:

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

K è la costante di dissociazione.Esiste una reazione diretta in cui il farmaco agisce sul recettore e un altro in cui il complesso DR si dissocia nei composti originali. Ogni reazione ha la sua velocità, eguaglia solo in equilibrio, soddisfacendo se stessa K.

Interpretando letteralmente la legge di massa, maggiore è la concentrazione di D, maggiore è la concentrazione del complesso di DR formato.

Tuttavia, i ricevitori totali Rt hanno un limite fisico, quindi non c'è un numero illimitato di R per tutti i D. disponibili. Inoltre, sperimentalmente nel campo della farmacologia hanno trovato le seguenti limitazioni alla legge delle masse in questo campo:

- Supponiamo che il collegamento R-D sia reversibile, quando nella maggior parte dei casi non lo è davvero.

- Il legame R-D può alterare strutturalmente uno dei due componenti (il farmaco o il recettore), una circostanza che non considera la legge di massa.

- Inoltre, la legge di massa impallidisce prima delle reazioni in cui intervengono più intermediari nella formazione del DR.

limitazioni

La legge dell'azione di massa presuppone che ogni reazione chimica sia elementare; in altre parole, che la molecolarità è la stessa del rispettivo ordine di reazione per ogni specie coinvolta.

Qui i coefficienti stechiometrici a, b, c e d sono considerati come il numero di molecole che intervengono nel meccanismo di reazione. Tuttavia, in una reazione globale questi non coincidono necessariamente con il loro ordine.

Ad esempio, per la reazione aA + bB <=> cC + dD:

L'espressione della velocità per le reazioni dirette e inverse sono:

k₁= [A]^a[B]^B

k₂= [C]^c[D]^d

Questo si applica solo alle reazioni elementari, poiché per le reazioni globali, sebbene i coefficienti stechiometrici siano corretti, non sono sempre gli ordini di reazione. Nel caso di reazione diretta, quest'ultimo potrebbe essere:

k₁= [A]^w[B]^z

In detta espressione w e z sarebbero i veri ordini di reazione per le specie A e B.

riferimenti

1. Jeffrey Aronson. (19 novembre 2015). The Laws of Life: Guldberg and Waage's Law of Mass Action. Estratto il 10 maggio 2018 da: cebm.net
2. ScienceHQ. (2018). Legge di azione di massa. Estratto il 10 maggio 2018 da: sciencehq.com
3. askiitans. (2018). Legge di Mass Action e Equilibrium Constant. Estratto il 10 maggio 2018 da: askiitians.com
4. Enciclopedia delle scienze di Salvat. (1968). Chimica. Volume 9, Salvat S.A. delle edizioni Pamplona, ​​Spagna. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Chimica fisica in Termodinamica e equilibrio chimico. (Quarto ed.). Longmans. P 169.
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