Grundlagen der chemischen Reaktionskinetik

Grundlagen der chemischen Reaktionsgeschwindigkeit

Die Erfahrung zeigt, dass die Geschwindigkeit, mit der Reaktanden in Produkte umgewandelt werden, stark variiert. Einige Reaktionen laufen extrem langsam ab, während andere fast augenblicklich erfolgen.

Die Reaktionsgeschwindigkeit ist eine positive Größe, die die Änderung der Konzentration von Edukten oder Produkten im Laufe der Zeit ausdrückt.

Messung der Reaktionsgeschwindigkeit

Die Geschwindigkeit zu einem bestimmten Zeitpunkt wird als Momentangeschwindigkeit bezeichnet. Sie entspricht der Steigung der Tangente an die Konzentrations-Zeit-Kurve der Reaktanden oder Produkte an einem bestimmten Punkt.

Reaktionsordnung und Molekularität

Die Geschwindigkeit einer Reaktion kann wie folgt ausgedrückt werden: v = k [A]^m [B]ⁿ. Dies nennt man das Geschwindigkeitsgesetz. Die Konstante k ist die Geschwindigkeitskonstante, die von der Temperatur abhängt. Die Exponenten geben die Ordnung der Reaktion in Bezug auf den jeweiligen Reaktanden an; die Summe aller Exponenten ergibt die Gesamtreaktionsordnung. Das Geschwindigkeitsgesetz muss experimentell bestimmt werden.

Faktoren, die die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen

• Art der Reagenzien: Die Geschwindigkeit variiert je nach chemischer Natur der Stoffe.
• Kontaktfläche: Reaktionen erfordern oft den Kontakt zwischen den Reaktanden. Deshalb laufen Reaktionen in der Gasphase oder in Lösung schneller ab. Bei Feststoffen erhöht eine Verkleinerung der Partikel (z. B. durch Mahlen zu feinem Pulver) die Oberfläche und damit die Reaktionsgeschwindigkeit.
• Konzentration: Eine höhere Konzentration der Reaktanden führt zu einer höheren Stoßfrequenz der Moleküle, was die Geschwindigkeit in der Regel erhöht.
• Temperatur: Die Geschwindigkeit fast aller Reaktionen steigt mit der Temperatur. Als Faustregel gilt: Eine Erhöhung um 10 °C verdoppelt oft die Reaktionsgeschwindigkeit.
• Katalysatoren: Stoffe, die die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen, ohne dabei selbst verbraucht zu werden.

Kollisionstheorie

Damit eine Reaktion stattfinden kann, müssen die Moleküle der Reaktanden zusammenstoßen. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist proportional zur Anzahl der Kollisionen. Nicht alle Kollisionen sind jedoch effektiv.

Sterische Wirkung und Orientierung

Für eine erfolgreiche Reaktion müssen zwei Bedingungen erfüllt sein:

1. Die Moleküle müssen eine geeignete räumliche Orientierung aufweisen.
2. Die Moleküle müssen über eine Mindestenergie verfügen, um die chemischen Bindungen zu brechen.

Aktivierungsenergie

Der Zustand mit der maximalen Energie während der Reaktion wird als Übergangszustand oder aktivierter Komplex bezeichnet. Die Energie, die benötigt wird, um diesen Zustand zu erreichen, ist die Aktivierungsenergie (E_a). Je niedriger die Aktivierungsenergie, desto mehr Moleküle können die Barriere überwinden.

Katalyse

Ein Katalysator beeinflusst die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion, ohne im Gesamtergebnis verbraucht zu werden. Stoffe, die die Geschwindigkeit verringern, nennt man Inhibitoren.

Wirkungsweise: Katalysatoren verringern die Aktivierungsenergie, indem sie einen alternativen Reaktionsmechanismus ermöglichen. Sie verändern jedoch nicht die thermodynamischen Größen wie die Reaktionsenthalpie (ΔH) oder die freie Enthalpie (ΔG).

Klassen der Katalyse

• Homogene Katalyse: Katalysator und Reaktanden liegen in der gleichen Phase vor.
• Heterogene Katalyse: Katalysator und Reaktanden liegen in verschiedenen Phasen vor (oft Adsorption an Oberflächen).
• Enzymkatalyse: Biologische Katalysatoren (Enzyme), bei denen das Substrat spezifisch an das Enzym bindet.

Hinweis: Die Art des Katalysators kann die Selektivität und damit die gebildeten Reaktionsprodukte bestimmen.