Grundlagen der Chemischen Kinetik

Reaktionsgeschwindigkeit

Die Reaktionsgeschwindigkeit misst die Abnahme der Konzentration der Reaktanten oder die Zunahme der Konzentration der Produkte pro Zeiteinheit.

Geschwindigkeitsgleichung

Die Geschwindigkeitsgleichung beschreibt die Beziehung zwischen der Reaktionsgeschwindigkeit und den Konzentrationen der Reaktionspartner.

Die Geschwindigkeitskonstante (k) hängt von der jeweiligen Reaktion und der Temperatur ab, bei der sie abläuft.

Reaktionsordnung

Die Reaktionsordnung ist die Summe der Exponenten der Konzentrationen in der Geschwindigkeitsgleichung.

Reaktionsmechanismen

Wenn die Reaktionsordnung nicht den stöchiometrischen Werten entspricht, bedeutet dies, dass die Reaktion über eine Reihe von elementaren Schritten abläuft.

Als Reaktionsmechanismus bezeichnen wir die Gesamtheit aller elementaren Schritte, die zusammen die Bruttoreaktion ergeben.

Nicht alle elementaren Schritte laufen mit der gleichen Geschwindigkeit ab. Der langsamste Schritt wird als geschwindigkeitsbestimmender Schritt bezeichnet, da er die Gesamtgeschwindigkeit der Reaktion maßgeblich beeinflusst.

Die Molekularität eines elementaren Schritts ist die Anzahl der Moleküle, Atome oder Ionen, die an diesem Schritt beteiligt sind. Sie entspricht in diesem Fall den stöchiometrischen Koeffizienten.

Wenn die Reaktion in einem einzigen Schritt abläuft, sind die Molekularität und die Reaktionsordnung identisch und entsprechen den stöchiometrischen Koeffizienten.

Theorien chemischer Reaktionen

1. Kollisionstheorie

Diese Theorie geht davon aus, dass für eine chemische Reaktion die Teilchen der Reaktanten kollidieren müssen. Damit eine Kollision zu einer chemischen Reaktion führt, müssen zwei Bedingungen erfüllt sein:

• Die Energie der Reaktionspartner muss ausreichen, um bestehende Bindungen zu brechen und neue zu bilden. Jede chemische Reaktion benötigt eine bestimmte Mindestenergie, die als Aktivierungsenergie bezeichnet wird.
• Die Reaktantenteilchen müssen in der richtigen Orientierung kollidieren, damit die Reaktion stattfinden kann.

2. Theorie des aktivierten Komplexes

Diese Theorie berücksichtigt alle Anforderungen der Kollisionstheorie, fügt aber hinzu, dass die Reaktion über einen Zwischenzustand abläuft, der als aktivierter Komplex bezeichnet wird. Dieser aktivierte Komplex ist eine quasi-Molekülstruktur, in der die Bindungen der Edukte teilweise gebrochen und die Bindungen der Produkte teilweise gebildet sind. Der aktivierte Komplex besitzt eine hohe Energie, was ihn extrem instabil macht und dazu führt, dass er schnell zu Produkten zerfällt und überschüssige Energie freisetzt.

Faktoren, die die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen

Jeder Faktor, der die Anzahl der Kollisionen zwischen den Reaktantenmolekülen erhöht, wird die Reaktionsgeschwindigkeit steigern.

1. Natur der Reaktanten und physikalischer Zustand

   In gasförmigen Reaktanten sind die Teilchen freier beweglich als im flüssigen Zustand, und diese wiederum freier als in Festkörpern. Daher reagieren Gase schneller als Flüssigkeiten und diese schneller als Feststoffe.

   Bei Feststoffen erhöht eine feinere Verteilung (größere Oberfläche) die Anzahl der möglichen Kollisionen und somit die Reaktionsgeschwindigkeit.

   Manche Stoffe sind reaktiver als andere, was von ihrer chemischen Konfiguration und den vorhandenen Bindungen abhängt.

2. Konzentration der Reaktanten

   Eine höhere Konzentration der Reaktanten bedeutet eine größere Anzahl von Teilchen pro Volumeneinheit und somit eine höhere Wahrscheinlichkeit für Kollisionen.

3. Temperatur

   Mit steigender Temperatur erhöhen die Teilchen ihre kinetische Energie und somit ihre Geschwindigkeit, was zu einer höheren Anzahl und Intensität der Zusammenstöße zwischen den Teilchen führt.

   Arrhenius schlug eine Gleichung vor, die die Temperatur mit der Geschwindigkeitskonstante (k) in Beziehung setzt. Die Geschwindigkeitskonstante (k) hängt von der Temperatur ab, bei der die Reaktion abläuft. Dabei ist R = 8.31 J/mol·K (Gaskonstante).

Weitere wichtige Begriffe

Katalysatoren

Ein Katalysator ist ein Stoff, der an einer chemischen Reaktion teilnimmt, ohne dabei verbraucht zu werden, und die Reaktionsgeschwindigkeit verändert. Er tut dies, indem er einen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie ermöglicht und somit einen schnelleren Ablauf der Reaktion bewirkt.

Katalysierte Reaktionen sind in der Industrie sehr wichtig, da sie die Produktbildung beschleunigen.

Es gibt spezielle Katalysatoren, sogenannte Biokatalysatoren (Enzyme), die eine hohe Selektivität und Stereospezifität aufweisen.

Inhibitoren sind sogenannte negative Katalysatoren, die bestimmte Reaktionen verlangsamen oder verhindern.

Reaktionsenthalpie

Die Reaktionsenthalpie ist die Energiedifferenz zwischen den Reaktanten und den Produkten.

Zwischenzustand / Zwischenprodukt

Ein Zwischenzustand oder Zwischenprodukt ist eine Spezies, die während einer chemischen Reaktion gebildet und in einem späteren Schritt wieder verbraucht wird, oder ein instabiler Zustand (wie der aktivierte Komplex), der während der Reaktion auftritt.