massevirkningsloven

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. Selv om en likevekt er oppnådd, vil substratene fortsatt danne produkter, samtidig som produktene fortsatt reagerer og danner substratene. Det er det som ligger i begrepet dynamisk likevekt. Ved likevekt er forholdet mellom konsentrasjonen av alle stoffene som deltar i reaksjonen alltid konstant.

Et eksempel på en likevekt er reaksjonen mellom eddiksyre og vann. Når eddiksyre (\(\ce{CH3COOH}\)) reagerer med vann (\(\ce{H2O}\)), lages det acetat (\(\ce{CH3COO^{-}}\)) og oksoniumion (\(\ce{H3O+}\)). Her er altså eddiksyre og vann substrater, mens acetat og oksoniumion er produkter. Likevektsreaksjonen kan skrives slik:

\[\ce{CH3COOH + H2O <=> CH3COO^{-} + H3O+}\]

Likevektskonstanten finner man ved å gange konsentrasjonene av produktene med hverandre og dele på konsentrasjonene av substratene ganget med hverandre. Konsentrasjonen av rene væsker og faste stoffer vil imidlertid være konstant under reaksjonen og vil ikke påvirke likevekstkonstanten. Derfor multipliseres likevektskonstanten med disse slik at de utelates fra likevektsuttrykket.

Konsentrasjon skrives med det kjemiske symbolet inni klammeparenteser. Konsentrasjon måles i mol per liter. Likevektskonstanten for reaksjonen mellom eddiksyre og vann blir da:

\[K = \ce{\frac{[CH3COO^{-}] \cdot [H3O+]}{[CH3COOH]}}\]

Siden eddiksyre er en (svak) syre, kalles K i dette tilfellet syrekonstanten, ofte betegnet som K_a.

Generelt kan likevektsreaksjoner skrives som reaksjoner mellom substratene A og B, som fører til dannelse av produktene C og D. Den generelle reaksjonslikningen blir da:

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

Massevirkningsloven uttrykker at likevektskonstanten er avhengig av konsentrasjonen av substrater og produkter:

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

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

Hvis man fjerner enten et av produktene eller et av substratene i reaksjonen, vil dette påvirke likevekten. Man kan også påvirke likevekten ved å tilsette for eksempel mer substrat. Måten likevektsreaksjonen påvirkes beskrives gjennom Le Châteliers prinsipp.

Massevirkningsloven gjør det mulig å beregne likevektskonsentrasjonene av stoffer som inngår i en reaksjon under gitte betingelser. Loven er med på å beskrive flere typer biokjemiske, fysiologiske og farmakologiske fenomener. For eksempel har den fått betydning for forståelsen av prosesser i stoffskiftet, hvordan molekyler løses i vann, og for forståelsen av hvordan for eksempel hormoner og legemidler påvirker sine spesifikke reseptorer.

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.

Selv om likevektsloven (og likevektsuttrykket) omtalt over ofte brukes synonymt med massevirkningsloven, består massevirkningsloven egentlig av to lover. Før likevektsuttrykket ble beskrevet, beskrev Guldberg og Waage fartsloven, som brukes i biologiske og biokjemiske modeller som for eksempel Michaelis-Mentens fartslov i enzymkinetikken.

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

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

Her er [A] konsentrasjonen av A, mens k₁ er en ubestemt konstant som uttrykker at ikke alle kollisjoner fører til reaksjon. Sammenstøtene av molekylene i reaksjonsblandingen må være tilstrekkelig kraftige for at en reaksjon skal kunne skje.

Fartsloven gjelder bare når reaksjonen er nær likevekt. Når utgangsstoffene (substratene) reagerer, dannes det som oftest først andre stoffer som bare eksisterer i en kort tid. 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.

Kjemikere er i dag særlig opptatt av å utvikle stoffer som kan øke reaksjonsfarten. Slike stoffer kalles katalysatorer. 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 industriproduktene vi kan kjøpe i dag er fremstilt i en katalysatorstyrt prosess.

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 om lag 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.

• kjemi