Loi des applications d'action de masse, exemples



Le loi de l'action de masse établit la relation entre les masses actives des réactifs et celle des produits, dans des conditions d'équilibre et dans des systèmes homogènes (solutions ou phases gazeuses). Il a été formulé par les scientifiques norvégiens C.M. Guldberg et P. Waage, qui ont reconnu que l’équilibre est dynamique et non statique.

Pourquoi dynamique? Parce que les vitesses des réactions directes et inverses sont les mêmes. Les masses actives sont généralement exprimées en mol / L (molarité). Une réaction de ce type peut être écrite comme suit: aA ​​+ bB <=> cC + dD. Pour l’équilibre cité dans cet exemple, la relation entre les réactifs et les produits est illustrée dans l’équation de l’image inférieure.

K est toujours constant, quelles que soient les concentrations initiales des substances, tant que la température ne change pas. Ici, A, B, C et D sont les réactifs et les produits; tandis que a, b, c et d sont leurs coefficients stœchiométriques.

La valeur numérique de K est une constante caractéristique pour chaque réaction à une température donnée. Donc, K est ce qu'on appelle la constante d'équilibre.

La notation [] signifie que dans l'expression mathématique, les concentrations apparaissent en unités mol / L, portées à une puissance égale au coefficient de réaction.

Index

  • 1 Quelle est la loi de l'action de masse?
    • 1.1 Signification de la constante d'équilibre
  • 2 équilibre chimique
    • 2.1 Équilibre dans les systèmes hétérogènes
    • 2.2 Compensations d'équilibre
  • 3 Principe du Chatelier
  • 4 applications
  • 5 Exemples de la loi de l'action de masse
  • 6 La loi de l'action de masse en pharmacologie
  • 7 limitations
  • 8 références

Quelle est la loi de l'action de masse?

Comme mentionné précédemment, la loi de l'action de masse exprime que la vitesse d'une réaction donnée a une proportionnalité directe avec le produit des concentrations de l'espèce réactive, où la concentration de chaque espèce est élevée à une puissance égale à son coefficient stoechiométrique dans l'équation chimique.

En ce sens, cela peut être mieux expliqué en ayant une réaction réversible, dont l'équation générale est illustrée ci-dessous:

aA + bB C cC + dD

Lorsque A et B représentent les réactifs et que les substances désignées C et D représentent les produits de la réaction. Les valeurs de a, b, c et d représentent également les coefficients stœchiométriques de A, B, C et D, respectivement.

À partir de l'équation précédente, nous obtenons la constante d'équilibre mentionnée précédemment, illustrée par:

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

Lorsque la constante d'équilibre K est égale à un quotient, dans lequel le numérateur est formé par la multiplication des concentrations des produits (à l'équilibre) élevées à leur coefficient dans l'équation équilibrée et le dénominateur consiste en une multiplication similaire mais entre les réactifs élevés au coefficient qui les accompagne.

Signification de la constante d'équilibre

Il convient de noter que dans l'équation permettant de calculer la constante d'équilibre, il convient d'utiliser les concentrations de l'espèce en équilibre, à condition qu'il n'y ait aucune modification à celles-ci ou à la température du système.

De la même manière, la valeur de la constante d'équilibre renseigne sur le sens privilégié dans une réaction en équilibre, c'est-à-dire qu'elle révèle si la réaction est favorable aux réactifs ou aux produits.

Si l'ampleur de cette constante est beaucoup plus grande que l'unité (K "1), l'équilibre sera incliné vers la droite et favorisera les produits, tandis que si l'amplitude de cette constante est beaucoup plus petite que l'unité (K "1), la balance sera inclinée vers la gauche et favorisera les réactifs.

Aussi, bien que par convention il soit indiqué que les substances du côté gauche de la flèche sont les réactifs et celles du côté droit sont les produits, il peut être un peu déroutant que les réactifs provenant de la réaction dans sens direct arriver à être les produits dans la réaction dans la direction opposée et vice versa.

Balance chimique

Les réactions atteignent souvent un équilibre entre les quantités de substances initiales et celles des produits formés. Cet équilibre peut en outre être déplacé en favorisant l'augmentation ou la diminution de l'une des substances qui participent à la réaction.

Un événement analogue se produit dans la dissociation d'une substance dissoute: lors d'une réaction, la disparition des substances initiales et la formation des produits à une vitesse variable peuvent être observées expérimentalement.

La vitesse d'une réaction dépend dans une large mesure de la température et de divers degrés de concentration des réactifs. En fait, ces facteurs sont étudiés en particulier par cinétique chimique.

Cependant, cet équilibre n'est pas statique, mais provient de la coexistence d'une réaction directe et d'une réaction inverse.

Dans la réaction directe (->), les produits sont formés, tandis que dans la réaction inverse (<-) ils génèrent les substances initiales.

Ce qui précède constitue ce qu'on appelle l'équilibre dynamique mentionné ci-dessus.

Equilibre dans les systèmes hétérogènes

Dans les systèmes hétérogènes, c'est-à-dire dans ceux formés par plusieurs phases, les concentrations de solides peuvent être considérées comme constantes, en omettant l'expression mathématique pour K.

CaCO3(s) <=> CaO (s) + CO2g)

Ainsi, dans l'équilibre de décomposition du carbonate de calcium, sa concentration et celle de l'oxyde résultant peuvent être considérées comme constantes quelle que soit sa masse.

Changements d'équilibre

La valeur numérique de la constante d'équilibre détermine si une réaction favorise ou non la formation de produits. Lorsque K est supérieur à 1, le système en équilibre aura une plus grande produits réactifs de concentration, et si K est inférieur à 1, l'inverse se produit: à l'équilibre sera plus forte concentration de produits réactifs.

Début du Chatelier

L'influence des variations de concentration, de température et de pression peut modifier la vitesse d'une réaction.

Par exemple, si des produits gazeux se forment dans une réaction, une augmentation de la pression sur le système provoque la réaction dans la direction opposée (vers les réactifs).

En général, les réactions inorganiques entre les ions sont très rapides, tandis que les réactions organiques sont beaucoup plus faibles.

Si une réaction produit de la chaleur, une augmentation de la température extérieure tend à l'orienter dans la direction opposée, car la réaction inverse est endothermique (absorbe la chaleur).

De même, si un excès est provoqué dans l'un des réactifs dans un système en équilibre, les autres substances formeront des produits pour neutraliser autant que possible cette modification.

En conséquence, l'équilibre se déplace en privilégiant d'une manière ou d'une autre en augmentant la vitesse de réaction, de sorte que la valeur de K reste constante.

Toutes ces influences externes et la réponse équilibrée pour les contrer sont ce que l'on appelle le principe de Le Chatelier.

Applications

Malgré son énorme utilité, lorsque cette loi a été proposée, elle n’a pas eu l’impact ni la pertinence souhaités dans la communauté scientifique.

Cependant, à partir du XXe siècle, la notoriété s’est accrue grâce aux scientifiques britanniques William Esson et Vernon Harcourt le reprennent plusieurs décennies après sa promulgation.

La loi de l'action de masse a eu de nombreuses applications au fil du temps, ce qui explique pourquoi certaines sont indiquées ci-dessous:

  • Pour être formulée en termes d'activités plutôt que des concentrations, il est utile de déterminer les écarts par rapport au comportement idéal des réactifs dans une solution, à condition qu'elle soit conforme à la thermodynamique.
  • Lorsqu'une réaction se rapproche de l'état d'équilibre, la relation entre le taux de réaction net et l'énergie libre instantanée de Gibbs d'une réaction peut être prédite.
  • Lorsqu'il est combiné avec le principe de l'équilibre détaillé en général cette loi fournit les valeurs résultantes, selon la thermodynamique des activités et la constante dans l'état d'équilibre, et la relation entre eux et les constantes de vitesse résultant les réactions dans le sens direct comme dans la direction opposée.
  • Lorsque les réactions sont de type élémentaire, en appliquant cette loi, on obtient l'équation d'équilibre appropriée pour une réaction chimique donnée et l'expression de sa vitesse.

Exemples de la loi de l'action de masse

Lorsque la réaction de type irréversible entre les ions en solution, l'expression générale de cette loi conduit à la formulation de Bronsted-Bjerrum, qui établit la relation entre la force ionique de l'espèce et de la constante de vitesse est étudiée .

- En analysant les réactions effectuées dans des solutions idéales diluées ou dans un état d'agrégation gazeuse, on obtient l'expression générale de la loi d'origine (décennie des années 80).

-En tant que caractéristiques universelles, l'expression générale de cette loi peut être utilisée dans le cadre de la cinétique au lieu de la voir comme faisant partie de la thermodynamique.

-at utilisé dans l'électronique, cette loi est utilisée pour déterminer la multiplication entre les densités de trous et d'électrons d'une surface donnée a une amplitude constante dans l'état d'équilibre, même indépendamment du dopage à fournir à la matière .

Il est largement connu pour utiliser cette loi pour décrire la dynamique entre les prédateurs et leurs proies, en supposant que la relation de la prédation sur les proies présente certaine proportion de la relation entre les prédateurs et les proies.

- Dans le domaine des études sur la santé, cette loi peut même être appliquée pour décrire certains facteurs du comportement humain, du point de vue politique et social.

La loi de l'action de masse en pharmacologie

En supposant que D est le médicament et R le récepteur sur lequel il agit, les deux réagissent pour créer le complexe DR, responsable de l'effet pharmacologique:

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

K est la constante de dissociation.Il y a une réaction directe dans laquelle le médicament agit sur le récepteur et un autre où le complexe DR se dissocie dans les composés d'origine. Chaque réaction a sa propre vitesse, égalant seulement son équilibre, se satisfaisant elle-même. K.

En interprétant littéralement la loi de masse, plus la concentration de D est élevée, plus la concentration du complexe DR est élevée.

Cependant, le nombre total de récepteurs Rt a une limite physique, il n'y a donc pas de quantité illimitée de R pour tous les D. disponibles. Aussi, expérimentalement dans le domaine de la pharmacologie ont trouvé les limites suivantes à la loi des masses dans ce domaine:

- Supposons que le lien R-D est réversible, alors que dans la plupart des cas, ce n’est pas le cas.

- Le lien R-D peut modifier structurellement l'un des deux composants (le médicament ou le récepteur), une circonstance qui ne tient pas compte de la loi de masse.

- De plus, la loi de masse est de moins en moins conforme aux réactions où plusieurs intermédiaires interviennent dans la formation de la RD.

Limitations

La loi de l'action de masse suppose que toute réaction chimique est élémentaire; en d'autres termes, la molécularité est la même que l'ordre de réaction respectif pour chaque espèce impliquée.

Ici, les coefficients stœchiométriques a, b, c et d sont considérés comme le nombre de molécules qui interviennent dans le mécanisme de réaction. Cependant, dans une réaction globale, celles-ci ne coïncident pas nécessairement avec leur ordre.

Par exemple, pour la réaction aA + bB <=> cC + dD:

L'expression de la vitesse pour les réactions directes et inverses sont:

k1= [A]un[B]b

k2= [C]c[D]d

Ceci ne s'applique qu'aux réactions élémentaires, car pour les réactions globales, bien que les coefficients stœchiométriques soient corrects, ce ne sont pas toujours des ordres de réaction. En cas de réaction directe, cette dernière pourrait être:

k1= [A]w[B]z

Dans ladite expression, w et z seraient les ordres de réaction réels pour les espèces A et B.

Références

  1. Jeffrey Aronson. (19 novembre 2015). Les lois de la vie: la loi d'action de masse de Guldberg et Waage. Récupéré le 10 mai 2018 de: cebm.net
  2. ScienceHQ. (2018). Loi de l'action de masse. Extrait le 10 mai 2018 de: sciencehq.com
  3. askiitans. (2018). Loi de l'action de masse et de l'équilibre constant. Récupéré le 10 mai 2018 de: askiitians.com
  4. Salvat Encyclopédie des sciences. (1968). Chimie Volume 9, Salvat S.A. des éditions Pampelune, Espagne. P 13-16.
  5. Walter J. Moore. (1963). Chimie physique Dans Thermodynamique et équilibre chimique. (Quatrième éd.). Longmans. P 169.
  6. Alex Yartsev (2018). La loi de l'action de masse en pharmacodynamique. Récupéré le 10 mai 2018 de: derangedphysiology.com