I denne filmen skal vi se litt på reaksjonsfart og hvordan man kan endre på reaksjonsfart. Reaksjonsfart, eller før at det skal skje en reaksjon, så er det visse betingelser som må være til stede. Dette beskriver vi med kollisjonsmodellen, eller kollisjonsteori.
Det er sånn at partikler, altså atomer, molekyler og ioner, beveger seg rundt hverandre i høy fart. Disse partiklene er i samme beholde, eller i samme område, og da vil de kollidere med hverandre hele tiden. For at det skal skje en kjemisk reaksjon ...
når disse her kolliderer med hverandre, så må disse partiklene kollidere, ha nok energi eller fart, og det må være gunstig. Liksom to betingelser som definerer kollisjonsmaterien. Og gunstig betyr at partiklene må treffe hverandre med riktig vinkel i forhold til hverandre. Vi kommer litt tilbake til hva det betyr, disse tingene.
Men det er altså to betingelser at det må være nok energi i kollisjon, og partikler må treffe hverandre i gunstig. Hvis vi ser på reaksjonen mellom karbonmonoxid CO og oksygengas O2, når det dannes karbondioxid CO2, så ser vi her er eksempel på hva det betyr å være i gunstig kollisjon. Hvis disse kolliderer i denne vinkelen, så treffer oksygengassatomene, oksygenmolekylene, treffer karbonmonoksidmolekylene på feil plass, så det skjer ingen reaksjon. Men hvis det snur karbonmonoksidet slik at oksygenet treffer karbonet, så vil det kunne skje en reaksjon.
Det er det man mener med at det må være en gunstig kollisjon. Kjemiske reaksjoner kan enten gå sakte, eksempler på sakte reaksjoner er når hjernen ruster, det skjer spontant, men det tar tid, eller det kan skje raskt, for eksempel en eksplosjon. Reaksjonsfarten forteller oss hvor raskt en reaksjon går, og måles ofte i konsentrasjonsendring per tidsenhet, altså mol per liter per sekund.
Dette er jo stoffmengde og konsentrasjon, og hvor mye endrer konsentrasjonen seg per sekund. Ikke spontane reaksjoner. Må hele tiden tilsettes energi for å skje.
Eksempel på det er jo å lade et batteri. Du må hele tiden tilføre energi kontinuerlig før at reaksjonen skal gå. En spontan reaksjon.
er kjemiske reaksjoner som går av seg selv. Det trenger ikke kontinuerlig tilsetting av energi. Typisk for dem er forbrenningsreaksjoner.
Men disse må ofte ha litt startenergi for å komme i gang. For eksempel hvis et sterillys skal brenne, så brenner det jo helt kontinuerlig, men du må tilsette flammen, du må tenne det først for å få det til å brenne. Denne staten...
startenergien som vi må tilsette for å få i gang reaksjonen, kaller vi for aktiveringsenergi. Betegnelsen er A. Og hvis vi ser på det energidiagrammet, så er aktiveringsenergien, det er på en måte toppen. Den energien vi må tilsette før at det kan skje en reaksjon.
Vi må liksom komme over denne toppen her. Vi har sett på det tidligere, hva denne toppen er. Vi må tilsette energi for å bryte bindingene i reaktanten. Og hvis vi har tilsatt nok energi, så klarer vi å bryte bindingene, og da kan det dannes nye bindinger. Og denne startenergien, for å få i gang reaksjonen, så trenger vi å tilsette energi.
Men når første reaksjonen har kommet i gang, så vil forrige reaksjon gi nok energi til at neste reaksjon kommer over aktiveringsenergien. Dette her er en eksoterm reaksjon. Vi ser at det er mer energi bunnet i bindingene i reaktantene enn i produktene.
Så her frigjør frieste energi. Men vi kan også ha en endotermreaksjon, og da er det sånn at aktiveringsenergien er mye, mye høyere. Dere ser at terskelen her er mye høyere enn den er hvis det er en exotermreaksjon.
Her ser vi at vi må tilsette energi før at reaksjonen skal gå. Det er typisk ikke spontan reaksjon. Hele tiden må vi tilsette energi, fordi det frier oss ikke nok energi.
til at neste reaksjon kan gå av seg selv igjen. Samme figurene, ja. Aktiveringsenergien er på en måte den terskelenergien som må være i kollisjon mellom partikler for at det skal skje en reaksjon. I kollisjonsteorien så sa vi at det måtte være nok energi i kollisjon, og at kollisjonen måtte være gunstig. Med nok energi så betyr det rett og slett at når disse to molekylene kolliderer, så må det være nok energi, nok fart i partiklene, slik at energien er høy nok til at vi kommer over aktiveringsenergien.
Når vi først har kommet over denne terskelenergien, så skjer reaksjonen. Da dannes det nye bindinger, og det frigjøres energi. Dersom det er for lite energi i kollisjonen, så vil det ikke være nok energi til at partiklene kommer over aktiveringsenergien, og da skjer det ingen reaksjon. Det kan være kollisjon, men så spretter de tilbake til reaktantene, for de kommer liksom ikke over aktiveringsenergien.
Dersom aktiveringsenergien er høy, hvis den terskelen her er høy, så vil reaksjonen gå sakte, for det er ikke så mange av kollisjonene som har nok energi. Men hvis den er lav, så vil reaksjonen være mye raskere, fordi at mange av kollisjonene har nok energi. Vi skal se litt på hvilke faktorer vi kan bruke for å påvike reaksjonsfarten, eller egentlig ønsker vi å øke reaksjonsfarten, så det er det det snakker om.
Og det er fem faktorer. I boka så nevner man fire faktorer, men det er egentlig fem faktorer. Vi kommer litt tilbake til det. Det første er temperatur, andre er konsentrasjon, tredje er trykk, fjerde er overflate og det fjerde er katalysator.
Nå skal vi gå gjennom hver enkelt av disse fem og se på det. Ved økt temperatur, la oss si at vi har et system, en beholder, hvor det skjer en reaksjon. Hvis vi øker temperaturen, så vil partiklene inni beholderen ha større fart. Det er jo på en måte det temperatur er, økt temperatur.
Det er jo at partiklene får større fart. Og det betyr at når de får større fart, så vil det skje flere reaksjoner mellom partiklene, og det vil være mer energi i disse kollisjonene. Prøv å illustrere det med denne figuren her. Her har vi lav temperatur. Vi ser det på termometret her.
Og da er det liten fart. Det blir ikke så mange kollisjoner, og når de kolliderer så er det lite energi. Når vi øker temperaturen så har den mye større fart.
Da vil det skje flere kollisjoner, og mange har nok energi. Koncentrasjon vil også kunne... øker reaksjonsfarten.
Før vi økt konsentrasjon, så vil det være flere partikler på samme volym, det er jo definisjonen av konsentrasjon, og det vil gi flere kollisjoner. Jo flere partikler vi har på samme volym, jo flere kollisjoner får vi. Illustrert ved denne figuren.
Her har vi bare to blå og to grønne, og disse her beveger seg, og de vil kollidere av og til, men ikke så ofte. Her har vi fortsatt bare to grønne, men her har vi mange flere blå, og det betyr at de grønne kolliderer mye raskere, mye lettere med de blå, når vi har økt konsentrasjon av blåkule. Så økt konsentrasjon gir flere partikler på samme volym, og det gir flere kollidasjoner, og dermed vil reaksjonen gå raskere.
Tredje type som kan påvike reaksjonsfartighet er trykk. Da snakker vi kun om gasser, ikke om faste formelle gass, nei, jeg vet ikke hva jeg mener. Det er kun gasser. Hvis man øker trykket på en beholder, altså øker trykket i et system, så vil, det gjør man ved å redusere volymet, så vil det bli flere gasspartikler per volymenhet.
Dette gir flere kollisjoner. Egentlig så er ikke dette et eget punkt. Dette er egentlig punkt 2. med økt konsentrasjon, for For med økt konsentrasjon så snakker vi som oftest vannløsning, men trykk da er det gass, men hvis du øker trykket ved å redusere volymet, så øker du jo egentlig konsentrasjonen av gassen.
Så dette her er egentlig det samme som punkt 2. Men vi kan se på det her. Her har vi en beholder, vi har et stempel her, og når stempelet er dratt opp sånn at vi har stort volym, så vil det ikke skje så veldig mange reaksjoner, fordi det er litt stor avstand mellom molekylene. Men øh! Hvorfor trykker vi ved å redusere volymet?
Det er like mange gasspartikler her, men da har det mye mindre plass å bevege seg på, og da vil det være flere partikler per volymenhet, altså økt konsentrasjon. Og da vil vi få flere kollisjoner, som gjør at reaksjonsfarten går opp. Punkt 4, det er overflate. reaksjonene skjer som oftest på overflaten i forbindelsen. Så når vi øker overflaten, så vil det være mange flere plasser hvor reaksjonene kan gå, og dermed så øker reaksjonsfarten.
Her har vi en metallbit, også noe som skal reagere. Hva vet jeg ikke, ikke viktig. Men vi ser at metallbiten her, de lysroser.
er overflate atomene, mens de mørke rosa er de som ikke er i overflaten. Disse kan ikke reagere, de mørke rosa, fordi de ikke er på overflaten. Så der er det ingen mulig reaksjon.
Hvis vi derimot splitter opp dette, deler opp dette metallbiten her i mindre deler, dette er akkurat samme metallbiten, hvis dere teller etter, så er det akkurat samme antall atomer. Da får vi mye større overflate, også de mørkroser som ikke hadde overflate i figuren til venstre, vil nå være overflate og kan være ledig for reaksjoner. Så det er rett og slett flere plasser hvor det kan skje en reaksjon. Og dermed vil reaksjonsfarten gå opp hvis vi øker overflaten.
Siste punkt kaller vi for en katalysator. Definisjonen. på en katalysator. Det er et stoff som deltar i en reaksjon uten selv å bli brukt opp.
Og grunnen til å bruke en katalysator er jo normalt for å øke reaksjonsfart. En katalysator får reaktantene til å reagere på en annen måte, og det senker aktiveringsenergien, og dermed så øker reaksjonsfarten. Her har jeg en figur.
Ea er aktiveringsenergi for reaksjon uten katalysator. Når vi tilsetter katalysator, fører det til at aktiveringsenergien blir senket, og da vil reaksjonsfarten gå opp. Det snakker vi om litt tidligere i filmen, at hvis aktiveringsenergien var høy, så var det lav reaksjonsfart.
Hvis aktiveringsenergien var lav, så var det høy reaksjonsfart. Så ved å senke aktiveringsenergien, så øker vi reaksjonsfarten. Her har vi en bilde som skal vise hvordan en katalysator fungerer. Det er en av måtene, det finnes flere katalysatorer, blant annet enzymer i kroppen, men det skal vi ikke snakke om nå.
Men her har vi en platinaplate, platinum som det heter på engelsk. Den fungerer som en katalysator nå. Det betyr at Her har vi samme reaksjon som vi så på tidligere, med karbonmonoksid og oksygen. Det som skjer med katalysatoren er at disse reaktantene på en måte fester seg til katalysatoren, og da får de en vinkel som er gunstig i forhold til hverandre, og da fremmer det reaksjonen. Det betyr at reaksjonen vil gå lettere, fordi at...
Atomene får rett vinkel i forhold til hverandre, og dermed vil reaksjonsfarten gå opp. Da ser vi at når reaksjonen er ferdig, så vil de her løsne fra katalysatoren, og katalysatoren er fri til å brukes til en ny reaksjon. Så en katalysator deltar altså i reaksjonen, øker reaksjonsfarten.
Men blir ikke selv brukt opp. Det var siste film på kapittel 4, håper jeg. Det var...