Chemische Kinetik: Geschwindigkeiten und Mechanismen

Einführung in die Chemische Kinetik

Die Geschwindigkeit eines chemischen Prozesses ist die Änderung der Konzentration der Edukte oder Produkte in Bezug auf die Zeit. Die allgemeine Ordnung einer Reaktion ist definiert als die Summe der Teilordnungen für jedes der Reagenzien.

Reaktionsordnungen

Reaktion nullter Ordnung

In diesen Reaktionen ist das grundlegende Merkmal, dass die Reaktionsgeschwindigkeit unabhängig von der Konzentration der Reaktanten ist. Sie finden sich oft in der heterogenen Katalyse, wenn die Reaktion auf einer mit Reagenz gesättigten Oberfläche durchgeführt wird, sowie in katalysierten Reaktionen mit ausreichend Substrat, um den Katalysator zu sättigen.

Formel:

Reaktion erster Ordnung

In diesen Reaktionen hängt die Geschwindigkeit von der Konzentration der Reaktanten ab und entspricht unimolekularen Elementarprozessen.

Formel:

Reaktion zweiter Ordnung

Formel:

Halbwertszeiten von Reaktionen

Die Halbwertszeit (t½) ist die Zeit, die benötigt wird, bis die Konzentration eines Reaktanten auf die Hälfte ihres ursprünglichen Wertes gesunken ist.

Nullter Ordnung:

Erster Ordnung:

Zweiter Ordnung:

Grundlagen der Reaktionsmechanismen

Der Reaktionsmechanismus

Der Reaktionsmechanismus ist die Abfolge von Elementarschritten oder Zuständen, die zu einer chemischen Reaktion führen. Reaktionsmechanismen sind eng mit der chemischen Kinetik verbunden.

Molekularität

Die Molekularität ist die Anzahl der Moleküle, die als Reaktionspartner an einem Elementarprozess teilnehmen, d.h. die Summe der einzelnen Reaktandenmoleküle vor der Bildung des aktivierten Komplexes, der zu Produkten führt. Es ist ein theoretisches Konzept, das die Anzahl der einzelnen beteiligten Teilchen in einem Elementarschritt angibt.

Geschwindigkeitsbestimmender Schritt

Der geschwindigkeitsbestimmende Schritt (oder limitierende Schritt) bestimmt die Gesamtgeschwindigkeit der Reaktion und ist der langsamste Schritt aller Teilschritte, die den Reaktionsmechanismus bilden.

Kollisionstheorie

Die Kollisionstheorie gehört zum Gebiet der chemischen Kinetik, hat aber auch weitreichende Anwendungen in der Physik. Sie besagt, dass beim Zusammenstoß von Molekülen diese eine bestimmte potenzielle, Schwingungs- und kinetische Energie besitzen. All diese Energien müssen groß genug sein, um die Energiebarriere, die sogenannte „Aktivierungsenergie“, zu überwinden. Wird diese Barriere durchbrochen, führen die Kollisionen zu einer wirksamen Reaktion zwischen den beteiligten Molekülen. Ist der Stoß hingegen nicht wirksam, findet keine Reaktion statt.

Es ist wichtig zu beachten, dass die Reaktion, wenn sie die „Aktivierungsenergie“ erreicht, einen Energiepeak durchläuft. Abhängig von der Stabilität des gebildeten Moleküls kann die Reaktion exotherm (das Reaktionsprodukt ist stabiler als die getrennten Reaktanten) oder endotherm (das Reaktionsprodukt ist instabiler als die getrennten Reaktanten) sein.

Bedingungen für einen wirksamen Stoß:

• Die Reaktionspartner-Moleküle kollidieren mit genügend Energie, um ihre Bindungen zu brechen oder zu schwächen.
• Die Moleküle müssen die Aktivierungsenergie erreichen.
• Die Reaktanden-Moleküle kollidieren mit der richtigen Ausrichtung.

Temperatur

Einfluss des Katalysators

Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion verändert, ohne dabei selbst am Ende der Reaktion verbraucht zu werden. Er erscheint unverändert. Wenn die Geschwindigkeit der Reaktion erhöht wird, spricht man von einem positiven Katalysator oder Beschleuniger. Wird die Geschwindigkeit der Reaktion verringert, handelt es sich um einen negativen Katalysator oder Inhibitor.

Es wird angenommen, dass die Rolle eines Katalysators darin besteht, den Wert der Aktivierungsenergie (Ea) zu senken, die für jede Reaktion einzigartig ist. Dieser Effekt des Katalysators dient als Erklärung für positive Katalysatoren. Es kann jedoch nicht mit Sicherheit gesagt werden, dass Inhibitoren den gegenteiligen Effekt haben (erhöhte Ea), da ihr genauer Wirkmechanismus nicht vollständig bekannt ist.

In katalysierten Reaktionen wird die Aktivierungsenergie (Ea) gesenkt, oft durch die Bildung eines instabilen Zwischenkomplexes, der dann schnell zu Produkten reagiert.

Man spricht von homogener Katalyse, wenn der Katalysator und die an der Reaktion beteiligten Stoffe den gleichen Aggregatzustand haben.

Man spricht von heterogener Katalyse, wenn der Aggregatzustand des Katalysators von dem der beteiligten Substanzen abweicht.