Zuletzt geändert: Do, 03.02.2005

«11C» Geschwindigkeit bei Reaktionen «PDF», «POD»



Inhaltsverzeichnis:

0.1 Geschwindigkeit bei Reaktionen

Versuch

Salzsäure reagiert mit Magnesium

Erklärung

2 HCl + Mg \longrightarrow MgCl_2 + H_22HCl + MgMgCl2 + H2

Beobachtung

Das MgMg-Pulver reagiert schneller mit der Salzsäure als die MgMg-Späne.

Definition: \text{Reaktionsgeschwindigkeit} = \frac{\text{Stoffumsatz}}{\text{Zeit}};Reaktionsgeschwindigkeit = Stoffumsatz Zeit ;

(Hier: Siehe Abbildung zu 'Geschwindigkeit bei Reaktionen'.png)

0.1.1 Einflussgrößen auf die Reaktionsgeschwindigkeit

0.1.1.1 Abhängigkeit vom Zerteilungsgrad
Versuch

Änderung des Zerteilungsgrades von Magnesium mit Salzsäure

Beoabachtung

Heftige Gasentwicklung (H_2H2)

Ergebnis

Mg + 2HCl \longrightarrow H_2 + MgCl_2Mg + 2HClH2 + MgCl2

Red.: 2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2H_2O2H3O+ + 2eH2 + 2H2O

Ok.: Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^-MgMg2+ + 2e

2H_3O^+ + Mg \longrightarrow Mg^{2+} + H_2 + 2H_2O2H3O+ + MgMg2+ + H2 + 2H2O

Bei feinerer Verteilung wird die Oberfläche des Feststoffes vergrößert. Damit wächst die Zahl und somit die Konzentration der reaktionsbereiten Teilchen an der Oberfläche. Die Reaktionsgeschwindigkeit wird dadurch gesteigert.

0.1.1.2 Anwendungen im Alltag
  • Wirbelschichtverfahren

  • Lunge

  • Darm

0.1.1.3 Abhängigkeit von der Temperatur
Versuch

Zwei Reagenzgläser, beide mit 0,1 molarer Thiosulfatlösung, das eine erhitzt, das andere nicht

Beobachtung
  • Trübung

  • Zunahme der Reaktionsgeschwindigkeit bei steigender Temperatur

Abbildung zur Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur.png

Beispiel: NO_2 + CO \longrightarrow NO + CO_2NO2 + CONO + CO2

Ein erfolgreicher Zusammenstoß setzt eine Mindestenergie und die richtige Orientierung der Teilchen voraus.

Bei Erhöhung der Temperatur wird die Anzahl der Teilchen, die die Mindestenergie überschreiten, größer. Für den Reaktionserfolg von Teilchen ist der Zusammenstoß von Teilchen mit einer bestimmten, für das jeweilge Stoffsystem typischen, kinetischen Mindestenergie erforderlich.

RGT-Regel: Bei einer Temperaturerhöhung um 10 ^\circ\mathrm{C}10C verdoppelt bis verdreifacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit (in einem Temperaturbereich von 0 ^\circ\mathrm{C}0C bis 40 ^\circ\mathrm{C}40C).

0.1.1.4 Abhängigkeit von der Konzentration
Versuch

Natriumthiosulfatlösungen (verschiedener Konzentration) mit verdünnter Salzsäure

Beobachtung

Je höher die Konzentration an Natriumthiosulfatlösung, desto schneller erfolgt die Reaktion (Trübung).

Fazit: t \sim \frac{1}{c};t 1 c;

Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist proportional dem Produkt der Konzentration der Ausgangsstoffe. Bei höherer Konzentration ist die Wahrscheinlichkeit, dass sich zwei Teilchen treffen, größer als bei nieder Konzentration (nach der Kollisionstheorie).

{} \begin{array}{rcl|l} {} \left(S_2O_3\right)^{2-} + 2H_3O^+ & \longrightarrow & H_2S_2O_3 + 2H_2O \qquad & \text{schnell} \\ {} H_2S_2O_3 & \longrightarrow & S + SO_2 + H_2O \qquad & \text{langsam} \\ {} 8 S & \longrightarrow & S_8 & \\ {} \text{Gesamtreaktion:} & & & \\ {} \left(S_2O_3\right)^{2-} + 2H_3O^+ & \longrightarrow & S + SO_2 + 3H_2O & {} \end{array} S2O32+ 2H3O+H2S2O3 + 2H2Oschnell H2S2O3S + SO2 + H2O langsam 8SS8 Gesamtreaktion: S2O32+ 2H3O+S + SO2 + 3H2O

Die langsamste Teilreaktion ist der geschwindigkeitsbestimmende Schritt.

Massenwirkungsprodukt

Abbildung zum Massenwirkungsprodukt.png

Beispiel: H_2 + I_2 \longrightarrow 2HIH2 + I22HIRG = \left(k_1 \cdot k_2 = k\right) \cdot c(H_2) \cdot c(I_2);RG = k1 k2 = k c(H2) c(I2);

Die Geschwindigkeit einer chemischen Rekation ist proportional dem Produkt der Konzentration der Ausgangsstoffe.

0.1.1.5 Abhängigkeit vom Druck
Versuch

Einleiten von CO_2CO2 in Wasser mit unterschiedlich hohem Druck

Beobachtung

Bromthymolblau wechselt Farbe von Blau nach Gelb.

Auswertung

CO_2 + H_2O \stackrel{\text{Druck}}{\longrightarrow} H_2CO_3 \stackrel{H_2O}{\longrightarrow} H_3O^+ + HCO_3^-CO2 + H2ODruckH2CO3H2OH3O+ + HCO3

Fazit: Druckerhöhung beschleunigt Reaktionen bei denen mindestens ein gasförmiger Reaktionspartner beteiligt ist.

Abbildung zur Druckabhängigkeit.png

Fazit: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist dem Druck direkt proportional, da eine Druckerhöhung eine Konzentrationserhöhung bewirkt.

0.1.1.6 Abhängigkeit vom Katalysator
Versuch

Katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Platin

Beobachtung

Gasentwicklung

Auswertung

2H_2O_2 \stackrel{Pt}{\longrightarrow} O_2 + 2H_2O2H2O2PtO2 + 2H2O

Versuch

Katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Braunstein (MnO_2MnO2)

Beobachtung

Glimmspanprobe fällt positiv aus, Gasentwicklung.

Auswertung

2H_2O_2 \stackrel{MnO_2}{\longrightarrow} O_2 + 2H_2O2H2O2MnO2O2 + 2H2O

Heterogene Katalyse: Katalysator und reagierende Stoffe liegen in verschiedenen Phasen vor (hier: fest/flüssig).

Versuch

Iodidkatalysierte Wasserstoffperoxidzersetzung

Beobachtung

Glimmspanprobe positiv

Auswertung

{} \begin{array}{rcl} {} I^- + H_2O_2 & \longrightarrow & IO^- + H_2O \\ {} IO^- + H_2O_2 & \longrightarrow & I^- + H_2O + O_2 \\ {} \text{Gesamtreaktion:} & & \\ {} 2H_2O_2 & \longrightarrow & 2H_2O + O_2 {} \end{array} I + H2O2IO + H2O IO + H2O2I + H2O + O2 Gesamtreaktion: 2H2O22H2O + O2

Homogene Katalyse: Der Katalysator gehört der gleichen Phase an wie das Reaktionssystem (hier: flüssig/flüssig).

Fazit: Katalysatoren beschleunigen chemische Reaktionen durch Herabsetzen der Aktivierungsenergie. Sie liegen nach der Reaktion unverändert vor.

  1. Diffusion der Reaktionspartner zur Katalysatoroberfläche

  2. Adsorption der Moleküle auf der Oberfläche

  3. Reaktion auf der Oberfläche:

    Da bei den adsorbierten Sauerstoffmolekülen die O-OO-Bindung gelöst wird, können nun auftretende Wasserstoffmoleküle mit ihnen in Wechselwirkung treten. Unter Spaltung der HH-HH-Bindung bilden sie mit den Sauerstoff-Molekülen Wasser-Moleküle.

  4. Desorption der Reaktionsprodukte von der Oberfläche

  5. Diffusion der Reaktionsprodukte von der Katalysatoroberfläche in die angrenzende Phase.

Abbildung zur Katalysatorabhängigkeit.png