massevirkningsloven

Noen kjemiske reaksjoner går raskt, andre langsomt. Alle kjemiske reaksjoner kommer til slutt i likevekt dersom de foregår i en lukket beholder, slik at stoffene som inngår i reaksjonene ikke vekselvirker med stoffer utenfra. Kjemiske likevekter er dynamiske, det vil si at selv om en likevekt er oppnådd, vil reaktantene fortsatt danne produkter, samtidig som produktene fortsatt reagerer og danner utgangsstoffene (substratene). Ved likevekt er konsentrasjonen av alle stoffene som deltar i reaksjonen konstant.

Man kan for eksempel se for seg en kjemisk reaksjon mellom to stoffer A og B, som fører til dannelse av produktene C og D. Reaksjonslikningen for denne reaksjonen kan skrives slik:

\[\ce{A + B} = \ce{C + D}\]

Ifølge massevirkningsloven vil forholdet mellom produktet av konsentrasjonene av utgangsstoffene ([A] × [B]) og produktet av konsentrasjonene av produktene ([C] × [D]) være konstant. Dette kan uttrykkes med følgende formel:

\[\ce{K} = \ce{\frac{[C] \cdot [D]}{[A] \cdot [B]}}\]

K kalles likevektskonstanten. Hver kjemiske reaksjon har sin unike likevektskonstant som er avhengig av temperaturen. En likevektskonstant må bestemmes gjennom eksperimenter.

Reaksjonen foregår mellom molekyler av stoffene A, B, C og D. [A], [B], [C] og [D] er den molare konsentrasjonen av de fire stoffene, oppgitt i mol per liter.

Massevirkningsloven er altså en kvantitativ lov som gjør det mulig å beregne konsentrasjoner av stoffer som inngår i en reaksjon, under gitte betingelser.

Massevirkningsloven er en naturlov. En naturlov gir ingen forklaring på et fenomen, men den beskriver forhold i naturen ved hjelp av matematikk. Det gjør at man kan forutsi hvordan et fenomen vil opptre i naturen. Massevirkningsloven følger av termodynamikkens lover. Loven er bare tilnærmet riktig, og den passer best for stoffer i lave konsentrasjoner.

Guldberg og Waage introduserte ikke bare en matematisk beskrivelse av dynamisk likevekt, men bidro også med en ny forståelse av dynamisk likevekt, som andre i samtiden hadde oversett.

Massevirkningsloven underbygger flere typer biokjemiske, fysiologiske og farmakologiske fenomener. For eksempel har den fått betydning for forståelsen av metabolske prosesser og dissosiasjon av molekyler samt for forståelsen av interaksjonen mellom signalmolekyler i videste forstand, for eksempel hormoner og legemidler, og deres spesifikke reseptorer.

Fartsloven forteller hvor raskt A og B reagerer med hverandre. Denne farten skrives som v_ab. Fartsloven kan skrives på følgende vis:

\[\ce{v_{ab} = k_1[A] \cdot [B]}\]

Her er [A] konsentrasjonen av A og k₁ en ubestemt konstant som sier at ikke alle kollisjoner fører til reaksjon. Reaksjonen må være tilstrekkelig kraftig uten at vi behøver å vite hvor kraftig.

Fartsloven gjelder bare når reaksjonen er nær likevekt. Når utgangsstoffene reagerer, dannes det som oftest først andre stoffer som har korte levetider. De reagerer videre og gir til slutt de endelige produktene. Det kan være en lang vei fra utgangsstoffene til produktene. Å bestemme detaljer i denne reaksjonsveien kalles reaksjonskinetikk.

Det kjemikere i dag er særlig opptatt av er å utvikle stoffer (katalysatorer) som kan øke reaksjonsfarten. En god katalysator skal også styre reaksjonen slik at man får det produktet man ønsker fra de billigste råvarer tilgjengelig uten at det produseres biprodukter som er miljøskadelige. Nesten alle de industriprodukter vi i dag kan kjøpe er fremstilt i en katalysatorstyrt prosess.

Likevektsloven beskriver hvordan den kjemiske reaksjonen går begge veier. I eksempelet betyr det at A og B og gir C og D, men også at D og C reagerer og gir A og B:

\[\ce{C + D -> A + B}\]

Farten på den motsatte reaksjon vil være:

\[\ce{v_{cd}} = \ce{k_2[C] \cdot [D]}\]

I reaksjonen avtar konsentrasjonen av A og B og konsentrasjonen av C og D øker. Etter en viss tid er de to fartene like store:

\[\ce{v_{ab}} = \ce{v_{cd}}\]

Da er reaksjonen i likevekt:

\[\ce{k_1 [A] \cdot [B]} = \ce{k_2 [C] \cdot [D]}\]

Dette skrives gjerne som en brøk hvor K tilsvarer k₁ delt på k₂:

\[K = \frac{k_1}{k_2}\]

Alle kjemiske reaksjoner i likevekt er karakterisert ved sin likevektskonstant. Den kan man finne fram til gjennom eksperimenter ved forskjellige temperaturer. Likevektskonstanten varierer med temperaturen. Når det er gjort, kan likevektsloven brukes til å beregne konsentrasjonen av ett stoff i en reaksjon i likevekten når konsentrasjonen av alle de andre stoffene i reaksjonen er kjent.

Cato Guldberg var matematiker og Peter Waage var kjemiker. De var også svogere. Sammen forsøkte de å finne en måte å uttrykke «drivkraften» i kjemiske reaksjoner matematisk. Dette var på 1860-tallet, i en tid der man tenkte at kjemiske krefter virket inn når nye stoffer dannes i en kjemisk reaksjon. Noen forklarte reversibilitet, altså det at kjemiske reaksjoner kan gå begge veier, som en balanse mellom to motsatte krefter.

Guldberg og Waage tok utgangspunkt i arbeidet utført av andre forskere og utførte 300 eksperimenter med reversible kjemiske reaksjoner for å utforske fenomenet videre. Deres strategi ble å beskrive kreftene som virket i hver av de motsatte reaksjonene matematisk, og så formulere en generell lov som sa noe om forholdet mellom dem. De var også opptatt av hvilke forhold som virket inn på de kjemiske kreftene som virket i reaksjonene, for eksempel temperatur og løselighet.

Guldberg og Waage kom etter hvert fram til at molekyler av A og B reagerer fordi de støter sammen tilstrekkelig kraftig til at de kan reagere. Hvor ofte de støter sammen er avhengig av konsentrasjonen av molekylene A og B. Konsentrasjon ble av Guldberg og Waage kalt «massevirkning». De kalte det massevirkning fordi de hevdet at dette var en faktor man måtte ta hensyn til ved siden av affiniteten, kraften som fikk ulike stoffer til å reagere med hverandre. I artikler publisert på norsk, fransk og tysk i 1864, 1867 og 1879 utviklet og raffinerte de sine ideer fram mot det som i dag er kjent som massevirkningsloven. Egentlig er det snakk om to lover – en om reaksjonsfart og en likevekt. Det er loven om likevekt som i dag kalles Guldberg og Waages lov.

I dag utledes likevektsloven fra de termodynamiske lovene. Dette er en annen og mer fundamental måte enn den Guldberg og Waage brukte. Dessuten kjenner vi begrensningene på loven: konsentrasjonene må ikke være for store; likevektsloven er en tilnærmet lov som er riktigst når konsentrasjonene er små.

• kjemi