6.3 Reaksjonsfart

Hvorfor går noe fort og noe sakte?

Et stykke ved kan ligge i skogen i årevis og råtne langsomt -- men i en peis brenner det opp på minutter. Begge er reaksjoner mellom karbon og oksygen, så hvorfor er det så enorm forskjell i fart? Svaret gir kollisjonsteorien, som forklarer hvordan reaksjoner skjer helt nede på molekylnivå.

For at en reaksjon skal skje, må tre ting være på plass. Først må partiklene faktisk kollidere med hverandre. Dernest må kollisjonen ha nok energi. Og til sist må partiklene ha riktig orientering -- de må treffe på rett måte. Det avgjørende poenget er at ikke alle kollisjoner fører til reaksjon; mange er for svake eller treffer feil.

Reaksjonsfarten forteller hvor raskt reaksjonen foregår. En eksplosjon eller forbrenning er rask; rusting og aldring av mat er langsomt. Vi kan måle farten som hvor fort konsentrasjonen endrer seg:
$$\text{Fart} = \frac{\text{endring i konsentrasjon}}{\text{tid}}$$

Energibakken som må forseres

Hvorfor er det ikke nok bare å kollidere? Fordi det finnes en energiterskel. Aktiveringsenergien ($E_\text{a}$) er den minste energien som kreves for at en reaksjon skal kunne skje. Du kan tenke på den som en bakke molekylene må over før de kan rulle ned til produktene -- selv en reaksjon som ender lavere enn den startet, må først opp denne bakken.

På toppen av bakken befinner molekylene seg i et aktivert kompleks (eller overgangstilstand): et ustabilt øyeblikk med høyest energi, der gamle bindinger brytes og nye dannes samtidig. Det er en flyktig, vaklende mellomtilstand.

Vi tegner dette i et energidiagram. Kurven stiger fra reaktantene opp til toppen (det aktiverte komplekset) og faller så ned til produktene. Høyden fra reaktantene opp til toppen er aktiveringsenergien $E_\text{a}$, mens forskjellen mellom reaktanter og produkter er entalpiendringen $\Delta H$. Her er en viktig sammenheng: høy $E_\text{a}$ betyr at få molekyler har nok energi, så reaksjonen går langsomt; lav $E_\text{a}$ betyr en rask reaksjon. La oss lese et diagram der reaktantene har 100 kJ, det aktiverte komplekset 180 kJ og produktene 80 kJ. Aktiveringsenergien er $E_\text{a} = 180 - 100 = 80$ kJ/mol, og entalpiendringen er $\Delta H = 80 - 100 = -20$ kJ/mol -- en eksoterm reaksjon.

Fire måter å skru opp tempoet

Nå som vi forstår hvorfor reaksjoner har en fart, kan vi også styre den. Det finnes fire klassiske faktorer.

Temperatur: høyere temperatur gir raskere reaksjon. Partiklene beveger seg fortere, så det blir flere kollisjoner per sekund, og enda viktigere: flere partikler får energi over $E_\text{a}$. En nyttig tommelfingerregel sier at 10 °C temperaturøkning omtrent dobler reaksjonsfarten.

Konsentrasjon: høyere konsentrasjon gir raskere reaksjon, fordi det er flere partikler per volum, og dermed flere kollisjoner.

Overflate (for faste stoffer): større overflate gir raskere reaksjon. Når flere partikler er eksponert, blir flere kollisjoner mulige. Derfor reagerer pulver raskere enn store biter -- sukker løser seg fortere som pulver enn som terninger.

Katalysator: en katalysator gjør reaksjonen raskere ved å senke aktiveringsenergien, uten selv å bli brukt opp og uten å endre $\Delta H$. La oss bruke reaksjonen mellom magnesium og saltsyre, $\text{Mg} + 2\text{HCl} \rightarrow \text{MgCl}_2 + \text{H}_2$, som eksempel. Vil du øke farten, kan du varme opp blandingen, bruke mer konsentrert saltsyre, bruke magnesiumpulver i stedet for et bånd, eller tilsette en katalysator -- alle fire virker.

Katalysatorenes magi

Katalysatoren fortjener et eget kapittel, for den er en av kjemiens mest fascinerende aktører. En katalysator er et stoff som øker reaksjonsfarten uten selv å bli forbrukt. Den deltar i reaksjonen, men regenereres til slutt, slik at den kan brukes om og om igjen.

Hvordan klarer den dette? Ved å senke aktiveringsenergien. Katalysatoren tilbyr en alternativ reaksjonsvei med en lavere energibakke, slik at flere kollisjoner blir effektive ved samme temperatur. I et energidiagram ser vi to kurver: én høy bakke uten katalysator, og én lavere bakke med katalysator. Men og dette er avgjørende start- og sluttpunktet er de samme i begge tilfeller, så $\Delta H$ endres ikke. Katalysatoren gjør reaksjonen raskere, ikke mer eksoterm.

La oss regne. En reaksjon har $E_\text{a} = 120$ kJ/mol uten katalysator, og $E_\text{a} = 60$ kJ/mol med, mens $\Delta H = -80$ kJ/mol. Katalysatoren senker aktiveringsenergien med $120 - 60 = 60$ kJ/mol. Men $\Delta H$ forblir $-80$ kJ/mol, fullstendig uendret. Katalysatorer er overalt: enzymer er biologiske katalysatorer (amylase bryter ned stivelse i munnen din), platina sitter i bilens katalysator og kutter utslipp, og jern driver Haber-Bosch-prosessen som lager ammoniakk til kunstgjødsel for hele verden.

Oppsummering

Kollisjonsteorien forklarer reaksjonsfart: partiklene må kollidere med nok energi og riktig orientering. Aktiveringsenergien ($E_\text{a}$) er energibakken de må over, med det ustabile aktiverte komplekset på toppen, og høy $E_\text{a}$ gir langsom reaksjon mens lav gir rask.

Fire faktorer øker farten: høyere temperatur (10 °C dobler omtrent farten), høyere konsentrasjon, større overflate for faste stoffer, og katalysator. En katalysator senker aktiveringsenergien og gir en alternativ reaksjonsvei uten å bli forbrukt -- og uten å endre $\Delta H$. Energidiagrammer viser både $E_\text{a}$ (fra reaktanter til topp) og $\Delta H$ (fra reaktanter til produkter), og forklarer hvorfor ved i peisen brenner raskt mens ved i skogen råtner langsomt.