Kjemi 2, Kap. 6; Spontanitet og katalyse

Mikrotilstand

En mikrotilstand er gitt ved den potensielle og kinetiske energien til en partikkel.

Makrotilstand

En makrotilstand er gitt ved temperaturen, volumet og trykket til et system. En makrotilstand inneholder et sett med mikrotilstander som et system med en viss sansynlighet består av.

Entropi

Entropien til et system er et mål for antall mikrotilstander som er tilgjenlige i systemet ved en bestemt makrotilstand(temp eller trykk). Entropi er gitt ved: S = Kb*lnΩ, der S er entropi, kb er Boltzmanns konstant og Ω er antallet mikrotilstander. Entropien er høy i systemer med mange tilgjenlige mikrotilstander. Enheten er J/K. Entropi er hvor mye energi som er spredt utover ulike mikrotilstander på en slik måte at energien ikke kan brukes til arbeid.

Faktorer som påvirker entropi

Entropi øker når:

- temperaturen øker

- fasen endrer seg fra fast stoff til væske eller fra væske til gass

- stoffer blander seg med hverandre

- det blir dannet flere bindinger i et molekyl

Når entropien i et system øker er ∆S>0. Når entropien minker er ∆S<0. Entropien i universet vil alltid øke. Dersom entropien minker i et system, må den øke tilsvarende mer i omgivelsene.

Endoterme og eksoterme reaksjoner

I eksoterme reaksjoner blir varme frigitt av systemet til omgivelsene. Da øker entropien i omgivelsene. Motsatt blir varme tatt opp av systemet fra omgivelsene i endoterme reaksjoner. Da minker entropien i omgivelsene.

Spontane reaksjoner

En reaksjon er spontan dersom endringen i fri energi ∆G<0. Fri energi er definert slik: ∆G = ∆H - T*∆S. Fri energi måles i joule(J).

Faktorer som påvirker fortegnet til ∆G:

- ∆H:+, ∆S:+; Spontanitet avhenger av T, spontan ved høye nok temperaturer.

- ∆H:+, ∆S:-; Aldri spontan.

- ∆H:-, ∆S:+; Spontan for alle verdier av T.

- ∆H:-, ∆S:-; Spontanitet avhenger av T, spontan ved lave nok temperaturer.

Aktiveringsenergi

Den energien som kreves for å få en reaksjon til å komme i gang.

Katalysator

Senker aktiveringsenergien, men brukes ikke selv opp i reaksjonen. Viktig del av grønn kjemi fordi det gjør at vi kan utføre reaksjoner ved lavere temperaturer, og med raskere og renere utbytte.

Homogen katalyse

Katalysatoren og reaktantene er i samme fase. Fordel med dette er at partiklene blandes godt og vi får mange kollisjoner mellom katalysatoren og reaktantene. Vi får høy katalytisk aktivitet, og finner mange eksempler på dette i naturen. Eks: KFK-gasser katalyserer nedbrytingen av ozon, syre kan katalysere estersyntese.

Heterogen katalyse

Katalysatoren og reaktantene er i ulik fase. Katalysatoren er ofte fast stoff, mens reaktantene er gasser eller væsker. Brukes ofte i industrien fordi det er lett å separere produkter og katalysator etter at reaksjonen er ferdig.

Trinnene i heterogen katalyse:

1 En eller flere av reaktantene blir adsorbert på en katalysatoroverflate

2 Det brytes bindinger hos en eller flere reaktanter, slik at vi får frie atomer (dissosiasjon)

3 Det dannes nye bindinger

4 Produktet forlater katalysatoroverflaten (desorpsjon)

Zeolitter

Zeolitter er aluminiumsilikater med veldefinerte porestrukturer. Porestrukturen kan justeres slik at bare enkelte partikler blir absorbert i zeolitten. De kan brukes til å separere stoffer og sette igang kjemiske reaksjoner.

Miljøkatalysator

Kjemisk stoff som katalyserer omdanningen av miljøbelastende stoffer til mindre miljøbelastende stoffer eller til stoffer som ikke påvirker miljøet i det hele tatt.

Adsorpsjon

En adsorpsjon innebærer at reaktantene knytter seg til en katalysator med svake induserte dipolbindinger.

Dissosiasjon

En dissosiasjon innebærer at et molekyl brytes opp i et mellomstadium for å lage nye molekyler. Atomene i dette stadiet er svært ustabile og reagerer raskt videre.

Desorpsjon

Desorpsjon er det motsatte av adsorpsjon og innebærer at de svake bindingene mellom produktene og katalysatoren brytes og produktene frigjøres.