Reaktionshastigheder

Reaktionshastigheder er intuitivt let at forstå. Hvor hurtigt sker reaktionen? Tænk på f.eks. lim eller maling. Hvor lang tid er det om at tørre/hærde? Det svære kommer, når vi skal tage stilling til "under hvilke forhold?", "i forhold til hvad?" og "hvad er det der styrer hastigheden?"

Hvis vi ser på den helt simple reaktion:

A(aq) + B(aq) C(aq)

Man kan nu tage reaktionshastigheden som enten hastigheden hvormed C dannes, eller hastigheden hvormed A og B forsvinder. Intuitivt vil mange se reaktionshastigheden som hastigheden hvormed C dannes, og eksperimentelt vil man ofte analysere for denne, da det gerne er hastigheden hvormed et produkt fremstilles, man er interesseret i. Men, når vi skal til at arbejde med massevirkningsloven, er det faktisk koncentrationerne af A og B vi arbejder ud fra. Så derfor: Hvis man taler om reaktionshastigheder, skal man gøre sig klart hvilken del af reaktionen man refererer til mht. reaktionshastigheden.

I den viste reaktion, er alt i vandig opløsning, så her vil vi af praktiske hensyn se på den aktuelle koncentration, men det kunne lige så godt være massen, m, eller f.eks. et partialtryk, p, om det havde foregået i gasfase.

Hastigheden benævnes v, som vi også gør i fysikken, og hastigheden for dannelse af C, beregnes således som ændringen i koncentrationen af C som funktion af tiden t. Tiden t måles sædvanligvis i sekunder:

v =	d[C]
	dt

Den tilsvarende ligning i gasfase, ved konstant temperatur, er:

v =	1	·	dpA
	R·T		dt

Disse ligninger forudsætter, at der er tale om lukkede systemer! Har man åbne systemer, og det kan man meget vel have i f.eks. industrielle processer, skal der korrigeres for dette. I praksis bestemmes v, ved eksperimentelt at måle [C] som funktion af tiden.

Man kan få den nærliggende tanke, at hastigheden hvormed [C] stiger, må svare til faldet i koncentrationerne af A og B, dvs.

v =	d[C]	=	−d[A]	=	−d[B]
	dt		dt		dt

Denne formel skal bruges med omtanke! For nogle reaktioner vil den være rigtig nok, men med stigende kompleksitet i reaktionerne og reaktionsligningerne, kan der være sidereaktioner af forskellig art, der influerer på koncentrationerne. Det kunne være A der dekomponerer, så der forsvinder mere A end der produceres C, eller C, der reagerer videre til D, så [C] ikke svarer til faldet i [A].


Hvis vi udvider reaktionsligningen til at tage de støkiometriske koefficienter med, dvs.

a A(aq) + b B(aq) c C(aq)

afspejles dette i sagens natur i hastighedsudtrykket:

v = c−1 ·	d[C]	= a−1 ·	−d[A]	= b−1 ·	−d[B]
	dt		dt		dt

Foretrækker man at arbejde i mol, f.eks. hvis man arbejder i åbne systemer, kan man også det. Her tages udgangspunkt i reaktionsomfanget ξ, dvs.

v =	dξ
	dt

For en vilkårlig reaktion, vil man for den reaktionsdeltageren, i, have hastighedsudtrykket:

v =

dξ

=

1

·

dni

=

1

·

d([ i ]·V)

=

1

· (V

d[ i ]

+ [ i ]

d[ V ]

)

dt

νi

dt

νi

dt

νi

dt

dt

Til undervisning vil man gerne arbejde med lukkede systemer, da det simplificerer udregningerne. Til mange industrielle processer vil man have åbne systemer, hvor man tilføjer væsker, f.eks. ved udsaltning, eller filtrerer produkter fra og genanvender væskefasen.

Ligeledes skal man være opmærksom på størrelsesforhold. Hvis den ene af reaktionsdeltagerne er solventet som reaktionen foregår i, vil ændringen i koncentrationen d[solvent] sædvanligvis være neglegibel. Det samme vil være tilfældet hvis den ene reaktant er til stede i meget store mængder i forhold til den anden. Man kender bl.a. dette fra skruppersystemer på skibe, hvor man neutraliserer den sure skruppervæske, ved at lede den ud i det let alkaliske havvand.

Man skal derfor ved disse beregninger være meget opmærksom på om der er tale om et åbent eller lukket system, og hvilke konsekvenser det måtte have for målinger og beregninger.