2.1 Energetik und Kinetik

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endotherm und trotzdem freiwillig verlaufen, ganz besonders bei höherer Temperatur. Der Grund dafür ist, dass neben dem Streben nach minimaler Gesamtenergie eine weitere Tendenz, die Zunahme der „Unordnung“, für den Ablauf einer Reaktion bestimmend ist. Die Entropie S (Einheit: J/K) ist ein Maß für die Unordnung eines Systems. Die Vergrößerung der Entropie (∆S ist positiv) bei chemischen Vorgängen, z. B. durch Vermehrung der Teilchenanzahl oder durch Übergang vom festen (hohe Ordnung – Kristall) in den flüssigen oder gasförmigen Zustand, begünstigt den freiwilligen Ablauf dieses Vorganges. Von allen möglichen Zuständen eines Systems strebt die Natur den Zustand mit der höchsten Entropie an. Ob eine Reaktion freiwillig abläuft, wird deshalb sowohl durch die Reaktionswärme (∆H) als auch durch die entstehende Unordnung (∆S) bestimmt. Die Reaktionspartner versuchen ein Energieminimum zu erreichen, gleichzeitig streben sie aber auch ein Entropiemaximum an. 2.1.2 Aktivierungsenergie und Katalyse Nun gibt es aber zahlreiche Fälle, in denen Stoffe, die energiereich sind und miteinander exotherm reagieren könnten, dies nicht tun. Solche Reaktionen werden als „gehemmt“ bezeichnet, man spricht von metastabilen Systemen. Ein Beispiel dafür bildet eine Mischung aus Wasserstoff und Sauerstoff (Knallgasgemisch), die ohne äußeren Anlass nicht explodiert, sondern eine Zündung (durch elektrischen Funken, Flamme oder einfach Wärme) benötigt. Solche Systeme brauchen zur Reaktion eine Zufuhr von Aktivierungsenergie. Dieses Verhalten lässt sich durch die Stoßtheorie anschaulich beschreiben. Stoßtheorie Es wird eine in der Gasphase verlaufende Reaktion zwischen den Molekülen H 2 und I 2 betrachtet: H 2 +I 2 ˝ 2HI Damit die beiden Moleküle reagieren können, müssen sie zusammenstoßen. Im Augenblick des Zusammenstoßes sind die vier Atome für kurze Zeit miteinander verbunden. Diesen Zustand bezeichnet man als den Übergangszustand. Hier kommt es zu einer Energetik und Kinetik Ein freiwilliger Vorgang Vor der Vermischung von zwei Gasen Nach der Vermischung ΔS ist positiv H 2 I 2 Zusammenstoß der Ausgangsstoffe Übergangszustand 2HI Endprodukte 69
Reaktionstypen 70 Umordnung der Elektronen, zu einer Neuorientierung von chemischen Bindungen. Obwohl bei Gasreaktionen sehr häufig Zusammenstöße erfolgen, führt nicht jeder Zusammenstoß zur Ausbildung dieses Übergangszustandes. Der Verlauf einer chemischen Reaktion lässt sich grafisch darstellen. Energie A 1 Übergangszustand ΔH negativ A 2 Ausgangsstoffe Produkte A 1, A 2 ...... Aktivierungsenergie Energiediagramm einer exothermen Reaktion Energie Übergangszustand A 1 ΔH positiv A 2 Ausgangsstoffe Produkte Energiediagramm einer endothermen Reaktion Zwischen Anfangs- und Endzustand steht jeweils als „Energieberg“ die Aktivierungsenergie (A 1,A 2). Auch im Falle einer exothermen Reaktion (A 2 > A 1) muss diese „Barriere“ überschritten werden, bevor die Reaktionswärme frei werden kann. Die frei werdende Wärme kann nachher zur Aktivierung weiterer Teilchen genügen, d. h., sie hält dann die Temperatur konstant oder erhöht sie sogar noch, so dass der Vorgang selbstständig weiterläuft, nachdem die Ausgangsstoffe einmal aktiviert worden sind. Bei endothermen Reaktionen (A 2 < A 1) wird nachher nicht genügend Energie frei, um die Stoffe auf der notwendigen Temperatur zu halten. Es muss deshalb fortwährend Wärme zugeführt werden. Katalysator Statt durch Zufuhr von Aktivierungsenergie (Erwärmen) kann nun z. B. ein Gemisch von Wasserstoff und Sauerstoff auch dadurch zur Reaktion gebracht werden, dass man ein angewärmtes Platinblech in die Mischung hineinhält. Das Blech wirkt dabei als Katalysator. Seine Wirkung beruht wahrscheinlich darauf, dass das Platin an seiner Oberfläche Wasserstoffmoleküle adsorbiert, wobei die H-H-Bindungen offenbar so stark gelockert werden, dass beim Zusammenstoß mit einem Sauerstoffmolekül die Reaktion vor sich gehen kann.
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