4.4 Lösungen 

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5  Kinetik chemischer Reaktionen

Homogene Reaktion: Reaktion in einer Phase, zumeist gasförmig (g) oder flüssig (l)

2 H2 (g) + O2 (g) ¾¾® 2 H2O (g) oder

H3OÅ (aq) + OH - (aq) ¾¾® 2 H2O (l)

Heterogene Reaktion: Reaktion an Phasengrenzflächen

2 Na (s) + 2 H2O (l) ¾¾® H2(g) + 2 NaOH (aq)  oder

4 Na (s) + O2 (g) ¾¾® 2 Na2O (s)

Stoßinduzierte Reaktionen von Gasmolekülen (homogene Reaktion)

A2 + B2 ¾¾® 2 AB

Beispiel: H2 + I2 ¾¾® 2 HI

wirksamer Zusammenstoß:

unwirksamer Zusammenstoß:

Nur ein kleiner Anteil der Molekülzusammenstöße führt zu einer chemischen Reaktion.

 

 

5.1  Einfluss der Temperatur auf homogene Reaktionen

Eine Temperaturerhöhung bewirkt

Nur Moleküle, die den Aktivierungszustand überwinden, reagieren zu den Reaktionsprodukten. E ist die Aktivierungsenergie. Aktivierungsenergien liegen zwischen 60 und 250 kJ/mol.

A...A
Molekülvorstellung:

A-A + B-B

:    :

  A-B + A-B

B...B

                                            

Katalysierte Reaktion:

Ein Katalysator bewirkt eine Absenkung der Aktivierungsenergie E über einen Übergangszustand Ek geringerer Energie.

 

5.2  Reaktionsgeschwindigkeit

Unter der Reaktionsgeschwindigkeit versteht man die Änderung der Produktkonzentration einer Reaktion mit der Zeit.

v = d(c) / d(t)       in mol*L-1*s-1

Ist einmal von einem reagierenden Molekül der energiehöchste Übergangszustand erreicht, bilden sich augenblicklich die Endprodukte. Geschwindigkeitsbestimmend für den Ablauf einer Reaktion ist somit die Überwindung der Aktivierungsenergie bzw. die Wahrscheinlichkeit, mit der reaktionsaktive Zusammenstöße erfolgen (Kinetik). Die Wahrscheinlichkeit, mit der der Übergangszustand und damit die Endprodukte erreicht werden, ist abhängig von

Die Konstanten A und E, die für jede Reaktion zu ermitteln sind, werden in einer spezifischen Geschwindigkeitskonstanten k zusammengefasst.

Sind A und E für eine bestimmte Reaktion bekannt, so errechnet sich k aus der Gleichung von Arrhenius (1889 ---> Portrait)

k = A*e-E/RT        in s-1

mit R = 8,3143 J*K-1mol-1 in Abhängigkeit von der Temperatur T.

Die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit   v   von der Stoffkonzentration bestimmt der oben erläuterte Stoßmechanismus:

1. Zerfällt ein Molekül in andere Moleküle, so gilt

v = k*c(A)                   - Reaktion erster Ordnung

2. Reagieren 2 Moleküle miteinander, so gilt

v = k*c(A)*c(B)          - Reaktion zweiter Ordnung

3. Die Reaktion dreier Moleküle miteinander ergibt

v = k*c(A)*c(B)*c(C) - Reaktion dritter Ordnung

4. Ausnahme: Von Konzentrationen der Reaktanten unabhängige Reaktion:

v = k                         - Reaktion nullter Ordnung

Geschwindigkeitsgleichungen einiger Reaktionen in der Gasphase:

Beispiel

Geschwindigkeit, Bemerkung
Reaktion nullter Ordnung:

                 Au-Kat.
N2O     ¾¾® N2 + ½ O2

 


v = k, bei hohem Druck

Reaktionen erster Ordnung:

                 Au-Kat.
N2O     ¾¾® N2 + ½ O2
N2O5    ¾¾® 2NO2 + ½ O2
N2O4    ¾¾® 2NO2
SO2Cl2 ¾¾® SO2 + Cl2

 


v = k*c(N2O)  (Normaldruck)
v = k*c(N2O5)
v = k*c(N2O4)
v = k*c(SO2Cl2)

Reaktionen zweiter Ordnung:

2N2O   ¾¾® 2N2 + O2
2NO2    ¾¾® 2NO + O2
2NOCl ¾¾® 2NO + Cl2
H2 + I2  ¾¾® 2HI

 

v = k*c2(N2O) ohne Katalysator
v = k*c2(NO2)
v = k*c2(NOCl)
v = k*c(H2)*c(I2)

Reaktionen dritter Ordnung:

2NO + O2 ¾¾® 2NO2
2NO + Cl2 ¾¾® 2NOCl

 

v = k*c2(NO)*c(O2)
v = k*c2(NO)*c(Cl2)

Reaktion vierter Ordnung:

                         Fe-Kat.
N2 + 3H2   ¾¾® 2NH3

 


v = k*c(N2)*c3(H2)

 

Temperatureinfluss auf Geschwindigkeitskonstanten:

Reaktion

A in s-1 E in J/mol T in K k in s-1


2N2O5 (g) ¾® 4NO2(g)+O2(g)


4,3*1013

103414
300 4,0*10-5
310 1,7*10-4
350 0,016
 

C2H5Cl(g) ¾® C2H4(g)+HCl(g)

 

1,6*1014

 

249115

300 5,9*10-30
310 1,7*10-28
700 4,2*10-5
710 7,2*10-5
800 1,0*10-2

  Beispielaufgaben  

      

    Übungen   

      

   5.2 Reaktionsgleichgewicht 

© Prof. Dr. M. Häberlein in FH Frankfurt a. M., Fachbereich 2: Informatik und Ingenieurwissenschaften