Reaktionshastighed og ligevægt

Reaktionshastighed og ligevægt Reaktionshastighed Kemiske reaktioners hastigheder er meget forskellige - nogle er så hurtige, at de næsten er umulige at måle, mens andre helt åbenlyst tager tid. Blander man f.eks. AgNO og NaCl-opløsninger, sker udfældningen af AgCl nærmest øjeblikkelig: AgNO (aq) + NaCl(aq) NaNO (aq) + AgCl(s) mens det, som bekendt, tager længere tid at opløse et marmorbord i cola - eller mindre eksotisk - at opløse ståluld i svovlsyre. Enheden for reaktionshastighed er selvfølgelig ikke km/h, men hvad er den så? Spørgsmålet har faktisk flere svar, alt efter reaktionstypen. Reaktionshastigheden for ovenstående reaktion mellem cola og marmorbord kunne jo godt angives som antal gram marmor opløst pr. sekund - omend det ville være lidt specielt. Den almindeligste måde at angive en reaktionshastighed på, er at se på hvordan koncentrationen af et af de indgående stoffer ændrer sig med tiden. Dette kræver selvfølgelig at mindst et af de indgående stoffer er i vandig opløsning, men det er nu også det mest normale. For at blive ved marmorbordet kan cola jo godt betragtes som en opløsning af syre i vand, og da syre indeholder H +, og da det er denne, som reagerer med marmor, må reaktionshastigheden kunne skrives som: V + [ H ] t Hvor [H + ] betyder ændring i koncentrationen af H + i tiden t. Minusset skal til, hvis man vil have en positiv reaktionshastighed, idet ændringen er negativ (der bliver mindre H + med tiden). Enheden for reaktionshastighed bliver nu M/s, idet koncentrationen måles i M (molær mol/l) og tiden i sekund. Reaktionen ser således ud: CaCO + 2H + Ca ++ + H 2 O + CO 2 marmor syre side 1

Generel reaktion og afhængighed Har man en renerel reaktion A + B C + D kan reaktionshastigheden altså skrives V [ A] t V afhænger af følgende størrelser: 1.Koncentration af A og B eller overflade 2.Temperaturen.Evt. katalysator 1. Koncentration - overflade For at A og B kan reagere, må de nødvendigvis støde sammen. Jo større koncentrationerne af A og B er, jo større er sandsynligheden for sammenstød og dermed reaktion. Den matematiske sammenhæng mellem hastighed og koncentration er ofte, men ikke altid, V konst. [A] [B]. Hvis et fast stof skal opløses afhænger reaktionshastigheden af stoffets overflade - opløseren skal jo kunne komme til! Den største overflade fås ved at pulverisere det faste stof - melis opløses hurtigere i kaffen end en sukkerknald. 2. Temperaturen Selv om A og B støder sammen, er det ikke sikkert, at de reagerer og bliver til C og D - de skal nemlig have en energi, som er større end aktiveringsenergien E. Da energien er ligefrem proportional med den absolutte temperatur (Energi konst. T), vil en forøgelse af temperaturen betyde, at flere sammenstød fører til reaktion. Derudover vil en højere temperatur betyde større gennemsnitshastighed og dermed flere sammenstød (udsalg i Fields), men det er den førstnævnte årsag, som er den væsentligste. side 2

. katalyse En katalysator er et stof, som forøger reaktionshastigheden uden selv at blive forbrugt. Katalysatoren kan godt indgå i reaktionen, men vil altid selv gendannes. Den egentlige virkemåde er oftest, at den nedsætter aktiveringsenergien E, som vist på tegningen. Dette sker som følge af ændringen af reaktionsvejen. Katalyse kan enten være homogen eller heterogen, hvilket oftest svarer til, om katalysatoren er fast eller opløst. En reaktion som spaltning af H 2 O 2 i O 2 og H 2 O kan både katalyseres homogent og heterogent: Homogen katalyse 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 I - MnO 2 Heterogen katalyse 2H 2 O 2 2H 2 O + O 2 Et stof som platinsvamp virker som heterogen katalysator i mange reaktioner mellem gasser - f.eks. i ammoniaksyntesen: Pt N 2 + H 2 2NH Finddelt platin er i øvrigt også det virksomme stof i bilkatalysatorer, hvor uforbrændte carbonhydrider spaltes i CO 2 og H 2 O og NO x er spaltes i N 2 og O 2. Virkemåden er sandsynligvis noget med, at platinsvampen suger gasserne til sig, således at koncentrationerne bliver ganske store omkring svampen - her er altså ikke tale om nedsættelse af aktiveringsenergien. side

Kemisk ligevægt Mange reaktioner forløber ikke fuldstændigt - der indstiller sig en ligevægt. Dette gælder f.eks. for svage syrers og svage basers reaktion med vand. Et klassisk eksempel er eddikesyres reaktion med vand: CH COOH + H 2 O CH COO - + H O + hvor kun ca. 1% af eddikesyren har reageret med vandet og er blevet til acetation. Karakteristisk for en ligevægt er, at der ikke er tale om en stationær situation, idet stofferne på begge sider af ligevægtstegnet hele tiden reagerer med hinanden - reaktionshastigheden fra venstre mod højre er imidlertid lig med reaktionshastigheden fra højre mod venstre, således at de rent faktiske koncentrationer af de indgående stoffer ikke ændrer sig. Ligevægtsloven Ser man på en generel ligevægt hvor to stoffer reagerer og bliver til to reaktionsprodukter aa + bb cc + dd kan man opskrive en lov, kaldet ligevægtsloven: [ C ] c [ A] a D ] B ] d b Denne skal forstås således at når brøken på venstre side af ligevægtstegnet har størrelsen K, er systemet i ligevægt. K afhænger af temperaturen, men ikke af en katalysator. Indgår der flere eller færre stoffer på en af siderne, indgår disse bare på lignende måde. Opskriver man ligevægtsloven for reaktionen mellem eddikesyre og vand, kommer den til at se således ud: K [ CH COO [ CH COOH ] H O] K hvor K altså er en temperaturafhængig konstant. + ] H O 2 ] side 4

Nedgraderer man ligevægten til at være A + B C + D kan man lave en høkerudledning af ligevægtsloven Først må man antage, at alle de stoffer, som indgår i ligevægten, udgør en homogen blanding - og så må det antages, at reaktionshastigheden fra begge sider følger udtrykket, som er angivet side 2. Under disse omstændigheder fås: V k 1 [A] [B] og V k 2 [C] [D] Ved ligevægt er V V og man får derfor k 1 [A] [B] k 2 [C] [D] hvilket giver: [ C ] [ A] D ] B ] k k 1 2 K Le Chateliers princip Le Chateliers princip angiver en enkel måde at forudsige, hvordan en ligevægt forskydes, når den udsættes for forskellige indgreb. Selve princippet lyder: Et indgreb i et ligevægtssystem bevirker en forskydning i den retning, som formindsker indgrebet. Forøges en koncentration vil forskydningen forsøge at formindske den, øges trykket, vil en evt. forskyd forsøge at gøre trykket mindre og øges temperaturen vil forskydningen gå i retning af den endoterme proces (reaktionen vil forbruge varme) - det omvendte vil selvfølgelig også gælde i alle tilfælde. Et eksempel, som belyser dette, kunne være ammoniakligevægten: H 2 (g) + N 2 (g) 2NH (g) + Q Hvis man vil fremstille store mængder ammoniak, må man altså tilsætte hydrogen og nitrogen og fjerne ammoniakken. Man må også arbejde ved højt tryk (dyrt), da der er flere gasmolekyler på venstre side, end på højre og man må arbejde ved lav temperatur, da reaktionen er exoterm. Problemet i praksis er bare, at ved lav temperatur er reaktionshastigheden også lille - og dermed tager det alt for lang tid at få produceret sin ammoniak. Den rigtige katalysator, kan løse problemet. Den er opfundet, men er hundedyr, da den jo sparer producenten for en formue i anlægsudgifter (se kopi om Haldor Thopsøs katalysator). Uden katalysator, må man affinde sig med et kompromis, hvor en forholdsvis høj temperatur giver en anstændig reaktionshastighed, men ligevægten er ikke særlig forskudt mod højre (ved 00 atm og 500 C er ligevægtsudbyttet nede på 26%). side 5