Kinetik (Chemie)

Mikrokinetik

Inhaltsverzeichnis

1 Die Reaktionsgeschwindigkeit 2 Die Reaktionsordnung 2.1 Reaktionen nullter Ordnung 2.2 Reaktionen erster Ordnung 2.3 Reaktionen zweiter Ordnung 3 Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit 4 Literatur

Die Reaktionsgeschwindigkeit

Ein wichtiger Faktor der zu berücksichtigen ist die Konzentration der vorliegenden Stoffe. Je mehr Teilchen einem Volumen vorliegen desto mehr Kollisionen werden pro Zeiteinheit vorkommen. Da eine nur stattfinden kann wenn zwei Teilchen miteinander steigt die Reaktionsgeschwindigkeit also mit der Konzentration Edukte .

Wenn eine Reaktion folgenden Typs vorliegt

<math>A \rightarrow B + C</math>

so gilt für die Hinreaktion das

<math>v_R = - \frac{\delta c_A}{\delta t}</math>

wobei <math>v_R</math> die Reaktionstionsgeschwindigkeit <math>\delta c_A</math> Abnahme der Konzentration des Stoffes A und t</math> die verstrichene Zeit ist. Diese Reaktionsgeschwindigkeit die Durchschnittsgeschwindigkeit der Reaktion da die einzelnen Moleküle hiervon abweichende Geschwindigkeiten haben können.

Da die Abnahme der Edukte der Zunahme der Produkte entsprechen muss außerdem

<math>v_R = - \frac{\delta c_A}{\delta t} \frac{\delta c_B}{\delta t} = \frac{\delta c_C}{\delta t}</math>

Dieses stark vereinfachte Modell bedarf noch Verfeinerungen bezüglich:

• der Aktivität also die effektive Konzentration
• der Menge der Edukte im Verhältnis zu Menge der Produkte und gegebenenfalls des Lösungsmittels
• der Temperatur
• der Stoßenergie
• der Anwesenheit von Katalysatoren
• der Reaktionen mit auftretenden Gasen vom Partialdruck
• der Ausrichtung großer Reaktionspartner ( Enzyme Katalysatoroberfläche) beim Zusammenstoß

Die Reaktionsordnung

Je nach Anzahl der Rektanden und der Reaktion unterscheidet man drei wesentliche Reaktionsordnungen.

Reaktionen nullter Ordnung

... sind unabhängig von der Konzentration Rektanden. Hier ist die Reaktionsgeschwindigkeit konstant.

<math> v= -\frac {d[A]}{dt}= k </math>

wobei

v - Reaktionsgeschwindigkeit

[A] - Konzentration des Stoffes A

t - Zeit

k - Geschwindigkeitskonstante

Beispiele sind photochemische Reaktionen.

Reaktionen erster Ordnung

Hier handelt es sich um katalytische radioaktive Zerfallsprozesse. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist abhängig von Konzentration des zerfallenden Stoffes.

<math> v= -\frac {d[A]}{dt}= k[A] </math>

Reaktionen zweiter Ordnung

In diesem Falle reagieren zwei Rektanden einem oder mehreren Produkten. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist von der Konzentration der Ausgangsstoffe.

<math> v= -\frac {d[A]}{dt}= -\frac {d[B]}{dt}=k[A]\cdot[B]

wobei

[A] - Konzentration des Stoffes A

[B] - Konzentration des Stoffes B

Die meisten bimolekularen Reaktionen in flüssigem festem Medium folgen dieser Kinetik. Allerdings gibt einen Sonderfall bei dem einer der Rektanden einem sehr hohen Überschuß vorliegt so dass Konzentrationsänderung über die Zeit der Reaktion verschwindend ist. Das ist zum Beispiel der Fall Wasser sowohl Reaktionspartner als auch das Lösungsmittel (z.B. bei einer Esterhydrolyse). In diesem Fall die Reaktionsgeschwindigkeit den Gesetzmäßigkeiten einer Reaktion erster Da es sich aber trotzdem um eine Reaktion handelt spricht man von Reaktionen pseudoerster

Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit

Mathematisch und physikalisch wird dies mit Ansatz von Arrhenius begründet. Nach diesem kann die Temperaturabhängigkeit Reaktionsgeschwindigkeit mit einer Exponentialfunktion beschrieben werden. Wie schon beschrieben lautet die Bestimmungsgleichung für eine zweiter Ordnung:

<math> v=k\cdot[A]\cdot[B] </math>

Die Temperaturabhängigkeit ist in der sogenannten enthalten denn es gilt hier die Arrhenius-Gleichung . Die Geschwindigkeitskonstante <math>k</math> ist nur dann Konstante solange die Temperatur nicht verändert wird.

Literatur

W. Forker Elektrochemische Kinetik Akademie Verlag 1966

W. Vielstich W. Schmickler Elektrochemie II: Kinetik Dr. Dietrich Steinkopff Verlag Darmstadt 1976

K. Vetter Elektrochemische Kinetik Springer Verlag 1961

P. W. Atkins Physikalische Chemie WILEY-VCH Weinheim 2001

Bücher zum Thema Kinetik (Chemie)

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