«11C» Geschwindigkeit bei Reaktionen

Mo	Di	Mi	Do	Fr
D °	Ek	G	E °	E °
Mi °	Ph °	L °	Ek	D °
L °	Ch	D °	Mi °	Re
Mu	Mk °	Mi °	D °	G
L °	Re	E °	Ph °	Ch
Ph °	E °	Mk °	Ch	L °
Sm			Ku
Sm			Ku

Inhaltsverzeichnis:

- 0.1 Geschwindigkeit bei Reaktionen
  - 0.1.1 Einflussgrößen auf die Reaktionsgeschwindigkeit

0.1 ↑ Geschwindigkeit bei Reaktionen

Versuch: Salzsäure reagiert mit Magnesium
Erklärung: 2 HCl + Mg \longrightarrow MgCl_2 + H_2 $2 H C l + M g \to M g C l_{2} + H_{2}$
Beobachtung: Das Mg $M g$ -Pulver reagiert schneller mit der Salzsäure als die Mg $M g$ -Späne.

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

(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_2 $H_{2}$ )

Ergebnis

Mg + 2HCl \longrightarrow H_2 + MgCl_2 $M g + 2 H C l \to H_{2} + M g C l_{2}$

Red.: 2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2H_2O $2 H_{3} O^{+} + 2 e^{-} \to H_{2} + 2 H_{2} O$

Ok.: Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^- $M g \to M g^{2 +} + 2 e^{-}$

⇒ 2H_3O^+ + Mg \longrightarrow Mg^{2+} + H_2 + 2H_2O $2 H_{3} O^{+} + M g \to M g^{2 +} + H_{2} + 2 H_{2} O$

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_2 $N O_{2} + C O \to N O + C O_{2}$

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} $1 0^{\circ} C$ verdoppelt bis verdreifacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit (in einem Temperaturbereich von 0 ^\circ\mathrm{C} $0^{\circ} C$ bis 40 ^\circ\mathrm{C} $4 0^{\circ} C$ ).

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}; $t \sim \frac{1}{c};$

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} $\begin{matrix} {(S_{2} O_{3})}^{2 -} + 2 H_{3} O^{+} & \to & H_{2} S_{2} O_{3} + 2 H_{2} O & schnell \\ H_{2} S_{2} O_{3} & \to & S + S O_{2} + H_{2} O & langsam \\ 8 S & \to & S_{8} \\ Gesamtreaktion: \\ {(S_{2} O_{3})}^{2 -} + 2 H_{3} O^{+} & \to & S + S O_{2} + 3 H_{2} O \end{matrix}$

Die langsamste Teilreaktion ist der geschwindigkeitsbestimmende Schritt.

Massenwirkungsprodukt

Beispiel: H_2 + I_2 \longrightarrow 2HI $H_{2} + I_{2} \to 2 H I$ ⇒ RG = \left(k_1 \cdot k_2 = k\right) \cdot c(H_2) \cdot c(I_2); $R G = (k_{1} \cdot k_{2} = k) \cdot c (H_{2}) \cdot c (I_{2});$

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

0.1.1.5 ↑ Abhängigkeit vom Druck

Versuch: Einleiten von CO_2 $C O_{2}$ 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^- $C O_{2} + H_{2} O \overset{Druck}{\to} H_{2} C O_{3} \overset{H_{2}O}{\to} H_{3} O^{+} + H C O_{3}^{-}$

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

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_2O $2 H_{2} O_{2} \overset{Pt}{\to} O_{2} + 2 H_{2} O$

Versuch: Katalytische Zersetzung von Wasserstoffperoxid mit Braunstein (MnO_2 $M n O_{2}$ )
Beobachtung: Glimmspanprobe fällt positiv aus, Gasentwicklung.
Auswertung: 2H_2O_2 \stackrel{MnO_2}{\longrightarrow} O_2 + 2H_2O $2 H_{2} O_{2} \overset{MnO_{2}}{\to} O_{2} + 2 H_{2} O$

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} $\begin{matrix} I^{-} + H_{2} O_{2} & \to & I O^{-} + H_{2} O \\ I O^{-} + H_{2} O_{2} & \to & I^{-} + H_{2} O + O_{2} \\ Gesamtreaktion: \\ 2 H_{2} O_{2} & \to & 2 H_{2} O + O_{2} \end{matrix}$

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.

Diffusion der Reaktionspartner zur Katalysatoroberfläche
Adsorption der Moleküle auf der Oberfläche
Reaktion auf der Oberfläche:

Da bei den adsorbierten Sauerstoffmolekülen die O-O $O$ -Bindung gelöst wird, können nun auftretende Wasserstoffmoleküle mit ihnen in Wechselwirkung treten. Unter Spaltung der H $H$ -H $H$ -Bindung bilden sie mit den Sauerstoff-Molekülen Wasser-Moleküle.
Desorption der Reaktionsprodukte von der Oberfläche
Diffusion der Reaktionsprodukte von der Katalysatoroberfläche in die angrenzende Phase.

Abbildung zur Katalysatorabhängigkeit.png

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