LOI DE L'ACTION DE MASSE: APPLICATIONS, EXEMPLES - CHIMIE - 2024

La loi d'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 CM Guldberg et P. Waage, qui ont reconnu que l'équilibre est dynamique et non statique.

Pourquoi dynamique? Parce que les taux des réactions directes et inverses sont égaux. Les masses actives sont généralement exprimées en mol / L (molarité). Une telle réaction peut s'écrire comme ceci: 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 ci-dessous.

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

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 de mol / L, élevées à une puissance égale au coefficient de réaction.

Quelle est la loi de l'action de masse?

Comme mentionné précédemment, la loi d'action de masse exprime que la vitesse d'une réaction donnée est directement proportionnelle au produit des concentrations de l'espèce de réactif, où la concentration de chaque espèce est élevée à une puissance égale à son coefficient stoechiométrique dans l'équation chimique.

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

aA + bB ↔ cC + dD

Où A et B représentent les réactifs et les substances nommées C et D représentent les produits de la réaction. De même, les valeurs de a, b, c et d représentent les coefficients stoechiométriques de A, B, C et D, respectivement.

En partant de l'équation précédente, on obtient la constante d'équilibre mentionnée précédemment, illustrée par:

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

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

Signification de la constante d'équilibre

Il est à noter que les concentrations d'équilibre de l'espèce doivent être utilisées dans l'équation pour calculer la constante d'équilibre, tant qu'il n'y a pas de modifications de celles-ci ou de la température du système.

De la même manière, la valeur de la constante d'équilibre renseigne sur la direction qui est favorisée dans une réaction à l'équilibre, c'est-à-dire qu'elle révèle si la réaction est favorable envers les réactifs ou les produits.

Dans le cas où la grandeur de cette constante est beaucoup plus grande que l'unité (K »1), l'équilibre se déplacera vers la droite et favorisera les produits; Alors que si la grandeur de cette constante est bien inférieure à l'unité (K «1), l'équilibre se déplacera vers la gauche et favorisera les réactifs.

De même, 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 qui proviennent de la réaction en le sens direct devient les produits de la réaction inverse et vice versa.

Balance chimique

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

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

La vitesse d'une réaction dépend fortement de la température et à des degrés divers de la concentration des réactifs. En fait, ces facteurs sont étudiés notamment 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 se forment, tandis que dans la réaction inverse (<-), ils ré-originent les substances initiales.

Ceci constitue ce que l'on appelle l'équilibre dynamique, mentionné ci-dessus.

Équilibre dans des systèmes hétérogènes

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

CaCO ₃ (s) <=> CaO (s) + CO ₂ (g)

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 d'équilibre aura une concentration plus élevée de produits que de réactifs, et si K est inférieur à 1, l'inverse se produit: en équilibre, il y aura une plus grande concentration de réactifs que de produits.

Principe 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 dans le système fait que la réaction se déroule dans la direction opposée (vers les réactifs).

En général, les réactions inorganiques qui ont lieu entre les ions sont très rapides, tandis que les réactions organiques ont des vitesses beaucoup plus faibles.

Si de la chaleur est produite lors d'une réaction, une augmentation de la température extérieure tend à l'orienter dans le sens opposé, car la réaction inverse est endothermique (absorbe la chaleur).

De même, si un excès est provoqué dans l'un des réactifs au sein d'un système en équilibre, les autres substances formeront des produits pour neutraliser au maximum ladite modification.

En conséquence, l'équilibre se déplace en favorisant dans un sens ou dans l'autre en augmentant la vitesse de réaction, de telle sorte que la valeur de K reste constante.

Toutes ces influences externes et la réponse d'équilibre pour les contrecarrer est 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 ou la pertinence escomptés dans la communauté scientifique.

Cependant, à partir du XXe siècle, il gagnait en notoriété grâce au fait que les scientifiques britanniques William Esson et Vernon Harcourt l'ont repris plusieurs décennies après sa promulgation.

La loi de l'action de masse a eu de nombreuses applications au fil du temps, dont certaines sont énumérées ci-dessous:

• Comme il est formulé en termes d'activités plutôt que de concentrations, il est utile pour déterminer les écarts par rapport au comportement idéal des réactifs dans une solution, à condition qu'il soit compatible avec la thermodynamique.
• Lorsqu'une réaction s'approche de l'équilibre, la relation entre la vitesse nette de la réaction et l'énergie libre instantanée de Gibbs d'une réaction peut être prédite.
• Lorsqu'elle est combinée avec le principe d'équilibre détaillé, en termes généraux cette loi fournit les valeurs résultantes, selon la thermodynamique, des activités et de la constante à l'état d'équilibre, ainsi que la relation entre celles-ci et les constantes de vitesse résultantes de réactions dans les sens avant et arrière.
• Lorsque les réactions sont de type élémentaire, en appliquant cette loi, on obtient l'équation d'équilibre appropriée pour une réaction chimique donnée et les expressions de sa vitesse.

Exemples de la loi de l'action de masse

-Lors de l'étude d'une réaction irréversible entre des ions trouvés en solution, l'expression générale de cette loi conduit à la formulation de Brönsted-Bjerrum, qui établit la relation entre la force ionique de l'espèce et la constante de vitesse.

-Lors de l'analyse des réactions qui sont effectuées dans des solutions idéales diluées ou dans un état d'agrégation gazeuse, l'expression générale de la loi d'origine (décennie des années 80) est obtenue.

-Comme elle a des 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.

-Lorsqu'elle est utilisée en électronique, cette loi permet de déterminer que la multiplication entre les densités des trous et les électrons d'une surface donnée a une grandeur constante à l'état d'équilibre, même indépendamment du dopage qui est fourni au matériau.

-L'utilisation de cette loi pour décrire la dynamique entre prédateurs et proies est largement connue, en supposant que la relation de prédation sur la proie présente une certaine proportion avec la relation entre prédateurs et proies.

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

La loi de l'action de masse en pharmacologie

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

K = /

K est la constante de dissociation. Il y a une réaction directe dans laquelle le médicament agit sur le récepteur, et une autre où le complexe DR se dissocie en composés d'origine. Chaque réaction a sa propre vitesse, ne s'équilibrant qu'à l'équilibre, K. étant satisfait.

En interprétant la loi de masse à la lettre, plus la concentration de D est élevée, plus la concentration du complexe DR formé 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. De même, des études expérimentales dans le domaine de la pharmacologie ont trouvé les limites suivantes à la loi de masse dans ce domaine:

- Il suppose que la liaison RD est réversible, alors que dans la plupart des cas elle ne l'est vraiment pas.

- La liaison RD peut modifier structurellement l'un des deux composants (le médicament ou le récepteur), une circonstance qui n'est pas considérée par la loi de masse.

- De plus, la loi de masse pâlit face aux réactions où de multiples intermédiaires interviennent dans la formation de RD.

Limites

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

Ici, les coefficients stoechiométriques a, b, c et d sont considérés comme le nombre de molécules impliquées dans le mécanisme de réaction. Cependant, dans une réaction globale, ceux-ci ne correspondent pas nécessairement à votre commande.

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

Les expressions de vitesse pour les réactions directes et inverses sont:

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

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

Références

1. Jeffrey Aronson. (2015, 19 novembre). Les lois de la vie: la loi de l'action de masse de Guldberg et Waage. Extrait 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 constante d'équilibre. Récupéré le 10 mai 2018 de: askiitians.com
4. Encyclopédie Salvat des Sciences. (1968). Chimie. Volume 9, Salvat SA d'ediciones Pamplona, ​​Espagne. P 13-16.
5. Walter J. Moore. (1963). Chimie physique. En thermodynamique et équilibre chimique. (Quatrième éd.). Longmans. P 169.
6. Alex Yartsev. (2018). La loi de l'action de masse en pharmacodynamique. Extrait le 10 mai 2018 de: derangedphysiology.com