2.1 Energetik und Kinetik

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Anzahl der Zusammenstöße pro Zeitintervall wird bei höherer Temperatur größer. Reaktionsgeschwindigkeit – Temperaturregel: Bei einer Erhöhung der Temperatur um 10 °C verdoppelt sich bei vielen Reaktionen die Reaktionsgeschwindigkeit. Katalysator Geschwindigkeitsgleichung Die Geschwindigkeitsgleichung ist die mathematische Formulierung der Reaktionsgeschwindigkeit. Häufig sind chemische Reaktionen, an denen zwei verschiedene Moleküle beteiligt sind (bimolekulare Reaktionen): A 2 +B 2 ˝ 2AB In diesem Fall ist die Reaktionsgeschwindigkeit dem Produkt der Konzentrationen beider Reaktionspartner proportional: v ~ c(A 2)·c(B 2) v=k·c(A 2)·c(B 2) Den Proportionalitätsfaktor k bezeichnet man als Geschwindigkeitskonstante der betreffenden Reaktion. Der Wert von k wächst im Allgemeinen mit steigender Temperatur, k hat für jeden chemischen Vorgang bei gegebener Temperatur einen ganz bestimmten Wert. Er wird durch die Verwendung eines Katalysators vergrößert. 2.1.4 Chemisches Gleichgewicht und Massenwirkungsgesetz MWG Sehr viele chemische Vorgänge verlaufen umkehrbar (= reversibel), d. h., die gebildeten Endstoffe können miteinander reagieren und die Ausgangsstoffe zurückbilden. Eine besonders gut untersuchte umkehrbare Reaktion ist die Bildung von Iodwasserstoff aus Iod und Wasserstoff: H 2 +I 2 ˝ 2HI Bringt man in einen verschließbaren Kolben je ein Mol Wasserstoff und Iod und erwärmt etwas, so beginnt sich Iodwasserstoff zu bilden. Laut Reaktionsgleichung müssten zwei Mole Energetik und Kinetik Häufigkeit der Zusammenstöße in Abhängigkeit von der Zahl der Moleküle A 2 und B 2 A 2 B 2 ein möglicher Zusammenstoß (1x1) A 2 A 2 B 2 zwei mögliche Zusammenstöße (2x1) A 2 A 2 B 2 B 2 B 2 sechs mögliche Zusammenstöße (2x3) 73
Reaktionstypen 74 Iodwasserstoff entstehen. Die Reaktion ist jedoch nicht vollständig. Es bleibt stets eine gewisse Menge Wasserstoff und Iod übrig, die von der jeweiligen Reaktionstemperatur abhängt. Es stellt sich also bei jeder Temperatur ein Endzustand ein, in dem alle drei Stoffe in bestimmten Mengen vorhanden sind. Diesen Endzustand bezeichnet man als „chemisches Gleichgewicht“. Erwärmt man umgekehrt in einem Kolben Iodwasserstoff, so zerfällt auch dieser unvollständig. Es bildet sich wieder ein Gleichgewicht, in dem alle drei Stoffe in bestimmten Konzentrationen vorhanden sind. In der Reaktionsgleichung stellt man diesen Sachverhalt durch einen Doppelpfeil dar: H 2 +I 2 ∏ 2HI Die Entstehung eines chemischen Gleichgewichtszustandes (bei Gasreaktionen) lässt sich für den Reaktionstyp A+B∏ C+D leicht erklären. Mischt man die Stoffe A und B, so reagieren sie unter Bildung der Stoffe C und D. Die Geschwindigkeit dieser Reaktion (Hinreaktion) v 1 nimmt mit fortschreitender Reaktion ab, da A und B verbraucht werden und somit ihre Konzentration abnimmt. Die Rückreaktion beginnt langsam, da die Konzentrationen von C und D klein sind. Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt aber im gleichen Maße, wie die Konzentration von C und D steigt, zu. v 1 =k 1 ·[A]·[B] v 2 =k 2 ·[C]·[D] Schließlich ist ein Zustand erreicht, bei dem beide Geschwindigkeiten gleich sind. v 1 =v 2 Die Konzentrationen aller Reaktionsteilnehmer verändern sich nicht mehr. In den meisten Fällen sind aber die Konzentrationen der Ausgangsstoffe und der Endstoffe verschieden, da die Geschwindigkeitskonstanten k 1 und k 2 für die Hin- und Rückreaktion unterschiedlich groß sind. Setzt man für v 1 und v 2 die Geschwindigkeitsgleichungen ein, so erhält man: k 1 [A] [B] = k 2 [C] [D] k1 [C] [D] k1 [C] · [D] = =K K=[A] k2 [A] [B] k2 · [B]Ausgangsstoffe Endstoffe Der Quotient aus den Geschwindigkeitskonstanten der Hinreaktion k 1 und der Rückreaktion k 2 ist wieder konstant und heißt Gleichgewichtskonstante K.
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