Liebig-Lab: Thema Reaktionskinetik 1
Liebig-Lab:
ReaktionskinetikProf. Achim Hartschuh
LMU MünchenWiSe 2012/2013
1. EinleitungReaktionskinetik beschäftigt sich mit: • der Geschwindigkeit chemischer Reaktionen• Reaktionsmechanismen
Fragen:• Wie schnell werden Edukte verbraucht und Produktegebildet?• Wie verändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit bei Veränderung der äußeren Bedingungen?• Was bewirkt ein Katalysator?
Ziel:Optimieren / steuern von ReaktionsabläufenAufklärung von Reaktionsmechanismen
Liebig-Lab-Lehramt: Thema Farben 2
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Inhalt1. Einleitung2. Reaktionsgeschwindigkeit3. Geschwindigkeitsgesetze, Geschwindigkeitskonstante4. Einfache Spezialfälle
Reaktion 1. OrdnungReaktion 2. OrdnungReaktion 0. Ordnung
5. Zusammenfassung6. Elementarreaktionen und Reaktionsmechanismen7. Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante
Folien unter:http://www.cup.uni-muenchen.de/pc/hartschuh/⇒ lectures⇒ Liebig-LabLogin: ll12, Password: $ll12
Literatur P. W. Atkins, J. de Paula: Physikalische Chemie. 4. Auflage, Wiley-VCH 2006G. Wedler, Lehrbuch der Physikalischen Chemie, Wiley-VCH
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2. ReaktionsgeschwindigkeitReaktionsgeschwindigkeit
Geschwindigkeit mit der eine Reaktion abläuft
• gibt an, wie viele Teilchen pro Zeit in einer chemischen Reaktion umgesetzt werden
• kann von Reaktion zu Reaktion stark variieren (Explosion, Rosten von Eisen)
• ändert sich im Allgemeinen im Verlauf der Zeit!
Quelle: Wiki
=̂
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBetrachte Reaktion:• Konzentration des Stoffs A zum
Zeitpunkt t: cA(t)
t
cA(t)
Molare Konzentration c= Teilchenzahl in Mol / Volumen = n/VEinheit [c]=Mol / l
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBetrachte Reaktion:• Konzentration des Stoffs A zum
Zeitpunkt t: cA(t)• Änderung der Konzentration
cA(t2)-cA(t1) in der Zeit von t1 bis t2
t
cA(t)
t1 t2
cA(t1)cA(t2)
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBetrachte Reaktion:• Konzentration des Stoffs A zum
Zeitpunkt t: cA(t)• Änderung der Konzentration
cA(t2)-cA(t1) in der Zeit von t1 bis t2
MittlereVerbrauchsgeschwindigkeit vAvon A zwischen t1 und t2
t
cA(t)
t1 t2
cA(t1)cA(t2)
( ) ( )12
12
tttctc AA
A −−
=v
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBetrachte Reaktion:• Konzentration des Stoffs A zum
Zeitpunkt t: cA(t)• Änderung der Konzentration
cA(t2)-cA(t1) in der Zeit von t1 bis t2
MittlereVerbrauchsgeschwindigkeit vAvon A zwischen t1 und t2
und zwischen t3 und t4
t
cA(t)
t1 t2
cA(t1)cA(t2)
t3 t4
cA(t3)cA(t4)( ) ( )
12
12
tttctc AA
A −−
=v
( ) ( )34
34
tttctc AA
A −−
=v
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBetrachte Reaktion:• Konzentration des Stoffs A zum
Zeitpunkt t: cA(t)• Änderung der Konzentration in
der Zeit von t1 bis t2
MittlereVerbrauchsgeschwindigkeit vAvon A zwischen t1 und t2
und zwischen t3 und t4
t
cA(t)
t1 t2
cA(t1)cA(t2)
t3 t4
cA(t3)cA(t4)( ) ( )
12
12
tttctc AA
A −−
=v
( ) ( )34
34
tttctc AA
A −−
=v
Verbrauchsgeschwindigkeit ändert sich typischerweise mit der Zeit
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2. ReaktionsgeschwindigkeitMittlere Bildungsgeschwindigkeit vBvon B zwischen t1 und t2
Allgemein:
mit Zeitintervall Δt=t2-t1
und Konzentrationsdifferenz Δc=c(t2)-c(t1)
t
cA(t)
t1 t2
cB(t1)cB(t2)
t3 t4
cB(t3)cB(t4)( ) ( )
12
12
tttctc BB
B −−
=v
cB(t)
( ) ( )t
ctt
tctc JJJJ Δ
Δ=
−−
=12
12v
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2. ReaktionsgeschwindigkeitMomentane Geschwindigkeit
zum Zeitpunkt t:
(=Steigung der Tangente in Punkt t, Ableitung von cnach t)
t
cA(t)
t1 t2
cB(t)
( ) ( ) ( )dt
tdcttct JJ
tJ =Δ
Δ=
→Δ 0limv
dtJd
J][
=v
Verkürzte Schreibweise:Konzentration cJ(t)=[J]
( )dt
tdcA 1
( )dt
tdcB 2
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBeispiel für komplexere Reaktion:
Verbrauchsgeschwindigkeit von A istdreimal so hoch wie die von B:
Bildungsgeschwindigkeit von C isthalb so hoch wie die von D:
Verbrauchsgeschwindigkeit von B istdem Betrag nach gleich derBildungsgeschwindigkeit von C…..
Vier verschiedene Geschwindigkeitenzur Charakterisierung einerReaktion?
dtBd
dtAd ][][
31
=
DCBA 23 +→+
dtDd
dtCd ][
21][
=
dtCd
dtBd ][][
=−
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBeispiel für komplexere Reaktion:
Verbrauchsgeschwindigkeit von A istdreimal so hoch wie die von B:
Bildungsgeschwindigkeit von C isthalb so hoch wie die von D:
Verbrauchsgeschwindigkeit von B istdem Betrag nach gleich derBildungsgeschwindigkeit von C…..
Definition Reaktionsgeschwindigkeit vR:
Stöchiometrische Koeffizienten vJ mit+ positivem Vorzeichen für Produkte:- negativem Vorzeichen für Edukte
DCBA 23 +→+
dtCd
dtBd ][][
=−
dtJd
vJR
][1±
=v
Beispiel: vA=-3
dtBd
dtAd ][][
31
=
dtDd
dtCd ][
21][
=
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2. ReaktionsgeschwindigkeitBeispiel für komplexere
Reaktion:
Anfangsbedingungen zu t=0 in Graph:
DCBA 23 +→+
t[B]
[D]
[C]
[A]
( )[ ] ( )[ ]00 DC =
( )[ ] ( )[ ]020 BA =
0
3. Geschwindigkeitsgesetze• Reaktionsgeschwindigkeit hängt oft von der
Konzentration der Edukte ab. D.h. vR ist eine Funktion der Konzentrationen [A], [B]….
• Geschwindigkeitsgesetze beschreiben den mathematischen Zusammenhang:
• Experimentell oft beobachtet:• Reaktionsordnung
– bezüglich A: n– bezüglich B: m– Gesamtreaktionsordnung: n+m+…
• Geschwindigkeitskonstante k:– Proportionalitätsfaktor in Geschwindigkeitsgesetz– Konzentrationsunabhängig (oft abhängig von
Temperatur)– Einheit von k hängt vom Geschwindigkeitsgesetz ab
[ ] [ ]( ),..., BARR vv =
....][][ ⋅⋅= mnR BAkv
3. GeschwindigkeitsgesetzeAllgemein:
• Beispiel 1:
• Beispiel 2:
• Beispiel 3:
kR =v
....][][ ⋅⋅= mnR BAkv
][][ 2/1 BAkR ⋅=v
2][AkR =v
Reaktion 0. Ordnung
Reaktion 2. Ordnung bezügl. A.Gesamtreaktionsordnung 2
Reaktionsordnung bezügl. A: ½Reaktionsordnung bezügl. B: 1Gesamtreaktionsordnung: 3/2
Reaktionsordnungen müssen nicht ganzzahlig sein! Dies trifft z.B. bei Reaktionen in der Gasphase auf.
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3. Geschwindigkeitsgesetze• Beispiel 4:
experimentell:
( ) ( ) ( )gOgNOgON 2252 42 +→
][ 52ONkR =v Reaktionsordnung bezügl. N2O5: 1
Reaktionsordnung bezüglich einer Komponente muss nicht gleich ihrem stöchiometrischen Koeffizienten sein!
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3. Geschwindigkeitsgesetze• Beispiel 5:
experimentell:
Erklärung (vereinfachter Reaktionsmechanismus)
23 32 OO →
][][
2
23
OOkR =v
Geschwindigkeitsgesetze können nicht aus den Reaktionsgleichungenabgeleitet werden, sonder müssen experimentell bestimmt werden!
⋅+OOO 23 1. Schritt: Sehr schnell, Gleichgewicht:
2. Schritt: Langsamer
[ ][ ][ ]3
2
OOOK
⋅
=
23 2OOO →+ ⋅
]][[ 322⋅= OOkv
][][][
2
332 O
OKOkR =v
][][
2
23
OOkR =v
4. Einfache Spezialfälle:Allgemein:• 0. Ordnung
• 1. Ordnung
• 2. Ordnung
kR =v....][][ ⋅⋅= mn
R BAkv
][AkR =v
][][ BAkR ⋅=v2][AkR =v
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4. Reaktion 1. Ordnung• Reaktion 1. Ordnung:
• Wie ändert sich [A] mit der Zeit?
][AkR =v
][][ AkdtAd
R =−=v
][][ AkdtAd
−=
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Differentialgleichung:
BA→(Bsp. )
4. Reaktion 1. OrdnungWie ändert sich [A] mit der Zeit?
1.
2.
3.
4.
5.
dtAkAd ][][ −=
[ ]
[ ]
∫∫ −=tA
A
kdtAdA 0
'][][
1
0
[ ][ ] tA
AktA
0']ln[
0−=
tkAA ⋅−=− ]ln[]ln[ 0
[ ][ ] tkAA
⋅−=⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛
0
ln
[ ][ ]
tkeAA ⋅−=
0
[ ] [ ] tkeAA ⋅−= 0
][][ AkdtAd
−=
6.
7.
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Lösung derDifferentialgleichung durch
Integration!
4. Reaktion 1. Ordnung1. Ordnung: Exponentieller ZerfallBeispiel:[A0]=1
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[ ] [ ] tkeAA ⋅−= 0
[ ] tkeA ⋅−=
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
4. Reaktion 1. OrdnungAuftragung experimenteller Daten
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Plot: [A] (lineare Auftragung)
0 20 40 60 80 100
0.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
Experiment
4. Reaktion 1. OrdnungAuftragung experimenteller Daten
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Plot: [A] (lineare Auftragung)
[ ]( )[ ] tkA
eA tk
⋅−=
⋅−
0
0
lnln
0 20 40 60 80 100
0.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
Experiment
Plot: ln[A] (Logarithmische Auftragung)
0 20 40 60 80 100
-10
-8
-6
-4
-2
0
ln[A
]
t (s)
Experiment
4. Reaktion 1. OrdnungAuftragung experimenteller Daten
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tkAA ⋅−= ]ln[]ln[ 0
Für Reaktion 1. Ordnung ergibt logarithmische Auftragung (ln[A]) eine Gerade mit Steigung -k!
mxyy += 0
0 20 40 60 80 100-10
-8
-6
-4
-2
0
ln([A
])
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
Plot: [A] (lineare Auftragung)Plot: ln[A] (Logarithmische Auftragung)
4. Reaktion 1. OrdnungGeschwindigkeit von Reaktionen
1. Ordnung beschreibbar durch Geschwindigkeitskonstante koder
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0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
4. Reaktion 1. OrdnungGeschwindigkeit von Reaktionen
1. Ordnung beschreibbar durch Geschwindigkeitskonstante koder
Halbwertszeit t1/2:Zeit in der Konzentration auf die
Hälfte des Anfangswerts gesunken ist.
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( )[ ] [ ][ ] [ ]
( )( )
( )2ln12ln
2/1ln2/1
2/1
2/1
2/1
2/1
00
02/1
2/1
kt
tktk
AeA
AtAtk
=
=⋅=⋅−=
=⋅−
( ) 693.012ln12/1 kk
t ≈=
Für Reaktionen 1. Ordnung ist die Halbwertszeit konzentrationsunabhängig gleich:
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
0.5
4. Reaktion 2. OrdnungWie ändert sich [A] mit der Zeit?Diskussion gilt für•
wenndann gilt für alle Zeiten tund
•dann
2][][ AkdtAd
R =−=v
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BA→2
CBA →+[ ] [ ]00 BA =
[ ] [ ]BA =
[ ][ ] [ ]2AkBAk =
2][][21 Ak
dtAd
R =−=v
4. Reaktion 2. OrdnungWie ändert sich [A] mit der Zeit?
1.
2.
3.
4.
5.
dtAkAd 2][][ −=
[ ]
[ ]
∫∫ −=tA
A
kdtAdA 0
2 '][][
1
0
[ ]
[ ]t
A
A
ktA 0
'][
1
0
−=−
[ ] [ ] tkAA
⋅=−0
11
[ ] [ ] tkAA
⋅+=0
11
[ ][ ] tkA
A⋅+
=
0
11
2][][ AkdtAd
R =−=v
6.
7.
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[ ] [ ][ ]0
0
1 AtkAA⋅⋅+
=
[ ] [ ][ ]0
0
21 AtkAA
⋅⋅⋅+=
CBA →+
BA→2
für:
für:
[ ] [ ]00 BA =
4. Reaktion 2. Ordnung2. Ordnung: ZerfallBeispiel:[A0]=1
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[ ] [ ][ ]0
0
1 AtkAA⋅⋅+
=
[ ]tk
A⋅+
=1
1
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
4. Reaktion 2. OrdnungVergleich 1. und 2. Ordnung:
[ ]tk
A⋅+
=1
1[ ] tkeA ⋅−=
Kurvenverlauf „ähnlich“, aber Konzentration der Edukte sinkt bei Reaktion 2. Ordnung langsamer als bei Reaktion 1. Ordnung (bei gleicher Anfangskonzentration)
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
4. Reaktion 2. OrdnungAuftragung experimenteller Daten:
Plot: 1/[A]
Für Reaktion 2. Ordnung ergibt inverse Auftragung (1/[A]) eine Gerade mit Steigung k!
mxyy += 0
[ ] [ ] tkAA
⋅+=0
11
0 20 40 60 80 1000
20
40
60
80
100
1/[A
]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
[ ] [ ][ ]0
0
1 AtkAA⋅⋅+
=
4. Reaktion 2. OrdnungAuftragung experimenteller Daten:
[ ]( )Aln Plot: 1/[A]Plot:
Für Reaktion 2. Ordnung ergibt inverse Auftragung (1/[A]) eine Gerade mit Steigung k!
mxyy += 0
[ ] [ ] tkAA
⋅+=0
11
0 20 40 60 80 1000
20
40
60
80
100
1/[A
]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
0 20 40 60 80 100
-4
-2
0
ln([A
])
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
[ ] [ ][ ]0
0
1 AtkAA⋅⋅+
=
4. Reaktion 2. OrdnungHalbwertszeit t1/2: ( )[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] 1
2121
11
21
1
02/1
02/102/1
002/1
02/1
=⋅⋅
=⋅⋅+⇒=⋅⋅+
=⋅⋅+
=
Atk
AtkAtk
AAtk
AtA
[ ]02/1
1Ak
t⋅
=
4. Reaktion 2. OrdnungHalbwertszeit t1/2:
Liebig-Lab: Thema Reaktionskinetik
Die Halbwertszeit einer Reaktion 2. Ordnung hängt von der Anfangskonzentration [A0] ab!
D.h. bei niedrigen Ausgangskonzentration wird die Halbwertszeit sehr groß. Problem z.B. bei Umweltschadstoffen, die häufig durch Reaktion 2. Ordnung
abgebaut werden und bei kleinen Konzentration sehr lange existieren können.)
[ ]02/1
1Ak
t⋅
=
( )[ ] [ ][ ] [ ]
[ ] [ ]
[ ] 1
2121
11
21
1
02/1
02/102/1
002/1
02/1
=⋅⋅
=⋅⋅+⇒=⋅⋅+
=⋅⋅+
=
Atk
AtkAtk
AAtk
AtA
4. Reaktion 0. Ordnung• Reaktion 0. Ordnung:
• Wie ändert sich [A] mit der Zeit?
• Lösung:
kR =v
kdtAd
R =−=][v
kdtAd
−=][
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Differentialgleichung:
kdtAd −=][
[ ]
[ ]
[ ] tkAA
kdtAdtA
A
⋅−=−
−= ∫∫
0
0
][
'][0
[ ] tkAA ⋅−= 0][
4. Reaktion 0. Ordnung0. Ordnung: Linearer RückgangBeispiel:[A0]=1
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[ ] [ ] tkAA ⋅−= 0
[ ] tkA ⋅−=1
0 20 40 60 80 1000.0
0.2
0.4
0.6
0.8
1.0
[A]
t (s)
k=1/s k=0.1/s k=0.01/s
Für Reaktion 0. Ordnung ergibt lineare Auftragung ([A]) eine Gerade mit Steigung -k!
4. Reaktion 0. OrdnungHalbwertszeit t1/2:
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( )[ ] [ ][ ] [ ]
[ ]k
At
tkAAtkAtA
⋅=
⋅−=
⋅−=
2
20
2/1
2/100
2/102/1
Die Halbwertszeit einer Reaktion 0. Ordnung hängt von der Anfangskonzentration [A0] ab!
[ ]k
At⋅
=2
02/1
5. ZusammenfassungFür einfache Reaktionen lässt sich die
Reaktionsordnung graphisch bestimmen: 1. Messung von [A]2. Berechnung von ln[A] und 1/[A]3. Auftragung von [A], ln[A] und1/[A] über t4. Es liegt die Reaktionsordnung vor bei der die
Auftragung eine Gerade ergibt (Steigung → k)
5. Zusammenfassung
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2
1
0
Halbwerts-zeitt1/2
Lineare Beziehung
Zeitabhängigkeit der Konzentration
Geschwindigkeits-gesetz
Ord-nung
kdtAd
R =−=][v
2][][1v AkdtAd
vR =−=
][][ AkdtAd
R =−=v
[ ] [ ] tkAA ⋅−= 0
[ ]A1
[ ] [ ] tkeAA ⋅−= 0 ]ln[A
[ ]k
A⋅20
[ ]0
1Akv ⋅⋅
( )2ln1k
][A gegen t
gegen t
gegen t[ ] [ ][ ]0
0
1 AtkvAA
⋅⋅⋅+=
CBAv →+= :1BAv →= 2:2
[ ] [ ]00 BA =
ν kann formal auch in k einbezogen werden
5. Beisp: 0. OrdnungKonzentrationsänderung Δ[A] ist proportional
zur vergangenen Zeit Δt
• Umsetzung von A nach B aktiviert durch Katalysator, wobei Konzentration von A >> Katalysatorkonzentration: (Reaktionsgeschwindigkeit ist zwar von Katalysatorkonzentration bestimmt, diese ändert sich aber während der Reaktion nicht und geht daher nur in Geschwindigkeitskonstante k ein)Beispiele: - Biochemische Reaktionen: Enzyme als Katalysatoren- Abbau Warteschlange an Kasse eines Supermarkts, wenn alle Kunden ungefähr gleiche Warenmenge einkaufen. Geschwindigkeit bestimmt durch Person an Kasse und Warenmenge, Wartezeit ~ Schlangenlänge
• Photochemische Reaktionen, bei denen Umsetzungsrate nur durch Lichtintensität I bestimmt ist, k ist dann proportional zu I
kdtAd
−=][
B⎯⎯⎯ →⎯ rKatalysatoA
B⎯⎯→⎯LichtA
tkA Δ−=Δ ][
5. Bsp: 1. OrdnungRelative Konzentrationsänderung ist
proportional zur vergangenen Zeit• Radioaktiver Zerfall
(z.B. Plutonium mit Halbwertszeit 30.000 Jahre und Ausgangsmenge 1 kg: Nach 30.000 Jahren noch die Hälfte, d.h. 500 g, übrig nach weiteren 30.000 Jahren noch 250 g…….)
• Thermische Zersetzung von Stickstoffpentoxid
][][ AkdtAd
−=
tkAA
Δ−=Δ
][][
( ) ( ) ( )gOgNOgON 2252 42 +→
5. Bsp: 2. Ordnung• Monomolekulare Reaktionen:
z.B. Allgemein Dimerisierung:
• Bimolekulare Reaktionen: Die Mehrzahl der Reaktionen
• Pseudo 1. Ordnung, wenn eine Komponente im Überschuss vorliegt
2][][ AkdtAd
−=
BA→2
]['
]][[][
Ak
BAkdtAd
−≈
−=
DCBA +→+
z.B. [B] im Überschussvorhanden, Konzentrationsänderungvernachlässigbar
6. Elementarreaktionen• Elementarreaktionen sind Reaktionen, die in einem
einzigen elementaren Stossprozess ablaufen.
• Molekularität: Zahl der Teilchen die Stoßkomplex bilden:MonomolekularBimolekularTrimolekular*
• Bei Elementarreaktionen ist die Ordnung gleich der Molekularität
*Höhere molekulare Reaktionen kommen kaum vor, da Wahrscheinlichkeit, dass sich mehr als drei Teilchen gleichzeitig treffen vernachlässigbar klein ist.
32
2
][v];[][v];][][[ v3;n
][v];][[ v2;n
][ v1;n
AkBAkCBAk
AkBAk
Ak
IIIR
IIIR
IIIR
IIR
IIR
IR
====
===
==
Stöchiometr. Koeffizient kann in Geschwindigkeits-konstanten kI-III
berücksichtigt werden
6. ReaktionsmechanismenÜberblick:• Reversible Reaktionen
Bsp: Zwei monomolekulare Reaktionen
• ParallelreaktionenBsp: Zwei parallel ablaufende monomolekulare Reaktionen
• FolgereaktionenBsp: Zwei aufeinander folgende monomolekulare Reaktionen
• Konkurrierende ReaktionenBsp: Zwei miteinander gekoppelte Reaktionen, die das gleiche Produkt liefern
BA
2121 BAB kk ⎯→⎯⎯⎯←
CBA kk ⎯→⎯⎯→⎯ 21
DCBACBA
k
k
+⎯→⎯+
+⎯→⎯2
1
k2
k1
7. Temperaturabhängigkeit von k
Die meisten Reaktionen zeigen eine temperaturabhängige Geschwindigkeitskonstante k(T)
Oft beobachtet wird: Mit:EA: Aktivierungsenergie [J/mol]A: Präexeponentieller Faktor (z.B.
Maß für Stoßrate)R: Gaskonstante R=8,314 J/(K·mol)
( ) RTEA
AeTk−
=
A+B
C+D
Che
mEn
ergi
e
Reaktionskoordinate(Z.B. Abstand A,B)
EA
ÜbergangszustandAktivierter Komplex
(AB)*
Edukte
Produkte
7. Temperaturabhängigkeit von k
Arrhenius-Auftragung:D.h. k wird als Funktion der
Temperatur T gemessen und als ln k gegen 1/T aufgetragen
y-Achsenabschnitt = ln ASteigung = -EA/R
ln k
1/T
( )RTEATk A−= lnln
Extrapolation für T ∞ln A
Steigung –EA/R
7. Temperaturabhängigkeit von k
Wirkung Katalysator:Aktivierungsenergie wird reduziert.EA
Kat < EA
Damit wird die Geschwindigkeitskonstante vergrößert.
D.h. Ein Katalysator wirkt auf die Kinetik einer Reaktion, er erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit.
( ) RTEA
AeTk−
=
A+B
C+DC
hem
Ener
gie
Reaktionskoordinate
EAKat