Reaktionskinetik: Theorien, Katalysatoren und Mechanismen

Geschwindigkeitsgleichung

Die Geschwindigkeitsgleichung drückt die Reaktionsgeschwindigkeit als Funktion der Konzentrationen der Stoffe in einem gegebenen Moment aus. Die Konstante k wird als Geschwindigkeitskonstante bezeichnet. Die Exponenten x und y sind die Konzentrationen der jeweiligen Reaktionsordnung. Die Summe (x + y) wird als globale Reaktionsordnung bezeichnet. Die Halbwertszeit ist die Zeit, die benötigt wird, um die Konzentration eines Reagenzes auf die Hälfte zu reduzieren. Es gibt Reaktionen nullter, erster, zweiter und dritter Ordnung.

Theorien der chemischen Reaktion

Kollisionstheorie

Die von Lewis vorgeschlagene Theorie besagt, dass chemische Reaktionen durch Stöße zwischen Molekülen, Atomen oder Ionen der Reaktanten auftreten. Die Reaktionsgeschwindigkeit hängt von zwei Faktoren ab:

• Häufigkeit der Stöße: Die Anzahl der Stöße zwischen zwei Molekülen pro Volumeneinheit, berechenbar aus der kinetischen Gastheorie.
• Wirksamkeit der Stöße: Für einen effektiven Stoß müssen Bindungen aufgebrochen und neue gebildet werden.

Voraussetzungen für einen effektiven Stoß:

• Die Teilchen müssen genügend kinetische Energie besitzen, um die notwendigen Bindungen zu brechen (Aktivierungsenergie, E_a).
• Der Stoß muss mit der korrekten Orientierung erfolgen.

Die Arrhenius-Gleichung lautet: k = Ae^-Ea/RT.

Theorie des Übergangszustands (Aktivierter Komplex)

Eyring schlug vor, dass reagierende Moleküle bei einem Stoß ein instabiles Aggregat bilden, den sogenannten aktivierten Komplex. Die Aktivierungsenergie stellt die notwendige Energie dar, um diesen Komplex zu bilden. In einem Energiediagramm stellt die Aktivierungsenthalpie die Differenz zwischen den Reaktanten und dem Übergangszustand dar; sie ist immer positiv.

Katalysatoren

Katalysatoren sind Stoffe, die die Reaktionsgeschwindigkeit verändern, ohne dabei selbst dauerhaft chemisch verändert zu werden. Sie wirken bereits in sehr geringen Mengen und verändern den Reaktionsmechanismus sowie die benötigte Aktivierungsenergie.

• Positive Katalysatoren: Erhöhen die Reaktionsgeschwindigkeit.
• Negative Katalysatoren: Reduzieren die Reaktionsgeschwindigkeit.

Arten und Nutzen von Katalysatoren

Man unterscheidet zwei Haupttypen der Katalyse:

• Homogene Katalyse: Der Katalysator liegt in der gleichen Phase vor wie die Reaktanten (z. B. alle gasförmig).
• Heterogene Katalyse: Katalysator und Reaktanten liegen in verschiedenen Phasen vor. Ein Problem ist hierbei die Vergiftung oder Inaktivierung des Katalysators.
• Enzymkatalyse: Eine Zwischenform zwischen homogener und heterogener Katalyse; sie stellt die effektivste und spezialisierteste Form der Katalyse dar.