Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

3.
Reaktionskinetik I

Kinetik ist der Bereich der
Chemie, der mit Reaktionsgeschwindigkeit
zu tun hat. Bei diesem Thema ist wichtig, sich nochmals an die Tatsache
zu erinnern, daß chemische Reaktionen immer von Energieänderungen
begleitet sind. (siehe Kapitel Energie und
Materie
und auch hier) Folgendes
ist wichtig:

  • Energie (E) kann weder vernichtet noch erschaffen sondern
    nur ineinander umgewandelt werden (1. Hauptsatz der Thermodynamik)
  • Energie in Form von Hitze bewegt sich von einem Ort zum anderen,
    oder Energie wird in chemischen Stoffen gespeichert, die sich
    ebenfalls bewegen können.
  • Kinetische Energie ist
    die Energie der Bewegung oder die Energiemenge in einem sich bewegenden
    Objekt. Potentielle Energie
    ist stationäre, gespeicherte Energie. Beide Energien können
    ineinander umgewandelt werden. Die Gesamtenergie eines Stoffes
    ist die Summe aus beiden Energien und wird bei konstantem Druck
    Enthalpie
    (H) genannt. (H = E + pV; pV = Druck x Volumen))
  • Eine Enthalpieänderung (DH)
    ist gleich der Wärmeabgabe des Systems bei konstantem Druck.
    Diese Enthalpieänderung kann nicht direkt berechnet werden:
    DH=H(Produkte) – H(Edukte)

Berechnungsbeispiel


Berechnung der
Enthalpieänderung der Reaktion:

HCl
+ NH3 –> NH4Cl

(DH
Werte für HCl = -92.30; NH3 = -80.29; NH4Cl
= -314.4)

Lösung

DH=H(Produkte)
– H(Edukte)
=( – 314,4) – (-92,30
+(-80,29)) = -141,8 KJ/Mol

Die
Reaktion ist exotherm.

Die Gleichung unten zeigt die Standardbildungsenthalpie von CO2.
Der Wert ist der Tabelle in den Daten zu entnehmen.

Definitionen –
Standards

endotherm = energieverbrauchend

exotherm = energieliefernd

Enthalpie = Energie in Stoffen

Enthalpie
(H):

Da H eine Zustandsfunktion ist, sind
DH-Werte
additiv, d.h. man kann Reaktionen mit bekanntem
DHR
kombinieren und anschließend
DHR
für die neue Reaktion einfach durch Addition berechnen
(Heßscher Satz)
Außerdem ist
DHR
abhängig von Druck und Temperatur sowie vom Aggregatzustand
der beteiligten Stoffe.

Standardzustände:
·
Reiner Stoff (g,l,s) ·
Druck 1bar (l,s,g ideal)
Temperatur wird angegeben;
Tabellenwerte sind meistens für 298 K (= 25°C)
Bezugsmenge ist 1 Mol

Die Enthalpie
der Elemente in ihrer in der jeweiligen Phase stabilen Form
im Standardzustand wird für jede Temperatur gleich
Null
gesetzt.
Anschließend definiert man die molare Standardbildungsenthalpie
Df
einer Verbindung als die Enthalpieänderung für
die Bildung von 1 Mol der Substanz aus den Elementen im
Standardzustand.

Der Index f bei Df
bedeutet formation = Bildung.

co2sbe - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Die Geschwindigkeit (v) einer Reaktion
kann wie folgt ausgedrückt werden:

Geschwindigkeit = Änderung der
Stoffmenge /Zeit (Mol/Sekunde)

Wir könnten sowohl die Produkte als
auch die Edukte verwenden, eine Gleichung würde für A als Stoffmenge:

v = DA/t (Mol/s)

lauten.

Die Reaktionsgeschwindigkeit
von Teilchen hängt von verschiedenen Faktoren ab:

  • sie müssen zusammenstoßen (erfolgreich/
    ineffektiv)
  • sie müssen die notwendige Reaktionsenergie besitzen
    (Temperatur)
  • die Teilchen (z.B. Moleküle) müssen die
    richtige Molekülgeometrie haben

Da diese Bedingungen unterschiedlich sein können
führen wir noch eine Konstante k ein,
die diese Abhängigkeit ausdrückt k
ist temperaturabhängig. Weiterhin wollen wir die Stoffmenge als Konzentration
( Mol/L) ausdrücken:

v = k
[DA] / t (Mol/s
· l)

edk - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Betrachten wir die Bildung von Ammoniak.
Die Reaktionsgeschwindigkeit der Bildung von Ammoniak ist doppelt so hoch
wie der Verbrauch von Stickstoff.

z.B. N2(g)+ 3H2(g)
—->2NH3(g)

Bei der Reaktion: 2 N2O5 —->
4 NO2 + O2 ist das Geschwindigkeitsverhältnis
der verschiedenen Reaktanten: -D[N2O5] = D[NO2/2]
= D[O2]/0.5 .

nox - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Aufgrund dieser Überlegungen ist
es klar, daß die Reaktionsgeschwindigkeit neben der
Temperatur
(Teilchengeschwindigkeit) auch von der Konzentration
abhängt. Je mehr Teilchen in einem bestimmten Volumen sind, desto
größer ist die Wahrscheinlichkeit zusammenzustoßen.

mges3 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Die Zusammenstoßwahrscheinlichkeit
von Teilchen einer Reaktion: A + B –> C + D ist unten abgebildet.
Wir sehen, daß sie dem Produkt der Reaktanten
proportional ist. Da nicht alle Zusammenstöße erfolgreich sind,
verwenden wir die oben erwähnte Konstante k ein.

Somit ergibt sich: Z = k [A] x [ B ].
Wir wollen ab sofort die Reaktionsgeschwindigkeit (v) wie eben formuliert
angeben, also

v = k [A] x [ B ].

Konzentration
= Menge /Volumen

in Mol/Liter

Um die Konzentration eines Stoffes auszudrücken
schreibt man das Stoffsymbol in eckige Klammern z.B.

[HCl], die Konzentration von HCl.


Abb. 3.1
Abhängigkeit
der Reaktionsgeschwindigkeit

 

no - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
nur a ist erfolgreich

 


Abb. 3.2
Energieabhängigkeit
der Reaktionsgeschwindigkeit

 

berg1gif - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
Die Teilchen müssen die richtige Energie besitzen (Aktivierungsenergie)

 

 

 


Abb. 3.3
Reaktionsgeschwindigkeit
 

dif - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Abb. 3.4

Abhängigkeit
der Reaktionsgeschwindigkeit von der Teilchengröße


fefla - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
 

Ein Eisenstab in der Flamme zeigt keine
Reaktion, Eisenpulver sofort

Die kinetische
Gastheorie
besagt
:

Die gesamte Bewegungsenergie eines Gases
ist seiner Temperatur proportional:
Ekin = 3/2 nRT


Abb. 3.5
Wahrscheinlichkeit
der Kollision

 

kolli9 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
Auch bei dieser Formulierung der Reaktionsgeschwindigkeit erkennt man
die Abhängigkeit von Temperatur (k: effektive Zusammenstöße;
Temperaturerhöhung vergößert die kinetische Energie der
Teilchen) und der Konzentration. Erhöht man diese, steigt die Reaktionsgeschwindigkeit.
Space Dies wird z. B. beim Dampfdrucktopf,
in dem ca. 120° Temperatur erreicht werden ausgenutzt. Derselbe Effekt
findet im Kühlschrank Anwendung, wo durch Temperaturerniedrigung,
die mikrobiellen Abbauprozesse verlangsamt werden.

Die Konzentrationsabhängigkeit (RH) läßt sich
ebenfalls vielfach bei chemischen Reaktionen beobachten. Stahl bzw. Eisen
rostet erst oberhalb einer Luftfeuchtigkeit von 50%. In einem mehrstufigen
Prozess, der hier verkürzt durch 2 Gleichungen dargestellt ist entsteht
Eisenoxid (Fe2O3).

2 Fe +O2
+ 2 H2O —–> 2 Fe2(OH)2

2 Fe (OH)2
+ 1/2 O2 —–> Fe2O3 + 2 H2O

Neben Temperatur- und Konzentrationsänderungen
gibt es noch eine weitere Möglichkeit, die Reaktionsgeschwindigkeit
zu erhöhen: einen Katalysator. In mehr
als 80% aller industriellen Prozesse werden Katalysatoren eingesetzt.


Ein Katalysator ist ein Stoff,
der die zur Reaktion, notwendige Energie beisteuert (d.h. die Aktivierungsenergie
erniedrigt) und so die Reaktion beschleunigt, ohne selbst zu
reagieren
(also sich zu verändern).

Solche Katalysatoren wirken oft dadurch,
daß sie für die zur Reaktion notwendige Geometrie sorgen.

Wasserstoffperoxid
wird in vielen Industriezweigen als Oxidationsmittel verwendet (Im Bergbau,
der Metallverarbeitung, Papierindustrie, Textilverarbeitung und z.B. Erdölindustrie.
Dabei werden gefahrlos unerwünschte Verunreinigungen oxidiert und
können somit aus den Produkten entfernt werden. (Beispiel:
Bleichen von Papier oder Textilien) H2O2 selbst
zerfält in die neutralen Produkte Wasser und Sauerstoff.

Dieser Zerfall ist bei Zimmertemperatur
sehr langsam. Zugabe von Mn4+-Ionen in Form von Braunstein
(MnO2) beschleunigt den Zerfall beträchtlich. Da ein Katalysator
sich bei der Reaktion nicht verändert, schreibt man eine katalysierte
Reaktion wie folgt:

zh2o2 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Dieselbe Geschwindigkeitserhöhung erreicht
man durch Zugabe des Enzymes Katalase.
Dieses ist in Leberzellen vorhanden und katalysiert dort den Zerfall von
biologisch entstandenem H2O2 (giftig).

Betrachtete man den Reaktionsverlauf aus
energetischer Sicht, ergibt sich folgendes:

kat4 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Abgaskatalysator

Auch beim Abgaskatalysator der Autos wird
die Reaktionsgeschwindigkeit bestimmter Verbrennungsreaktionen stark erhöht.
Der sogenannte 3-Wege-Abgaskatalysator
besteht aus 2 metallbeschichteten Waben-Keramiken, die die Verbrennung
von CO, NOx und flüchtigen organischen Stoffen wesentlich verbessern.
Dabei wirken die metallbeschichteten (Platin, Rhodium oder Palladium)
Oberflächen in den vielen Röhren der Keramik katalytisch.

kat6 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit

Die erste Stufe
katalysiert einen Reduktionsprozess, bei
dem die schädlichen Stickoxide (NOx) zu Stickstoff reduziert
werden.

2 NO => N2 + O2
oder 2 NO2 => N2 + 2 O2

Die 2. Stufe
verbrennt CO und die Kohlenwasserstoffe zu CO2 (Oxidation).

2 CO + O2 => 2 CO2

kat7 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit


Abb. 3.6
Schnellkochtopf

 

 


skt - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
 


Abb. 3.7
Konzentrationsabhängigkeit
der
Reaktionsgeschwindigkeit

 

corro - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
Korrosion von Eisen

 

 

 

 


Abb. 3.8
Zerfall
von Wasserstoffperoxid

 

catalase - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
2 H2O2 —-> 2
H2O + O2

(Wasserstoffperoxid —-> Wasser + Sauerstoff ;DH
= – 98 KJ/Mol)

 

 

 

 


Abb. 3.9
Manganoxid
(MnO2)
(Braunstein)

 

mno2 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
Als Mineral: Pyrolusit

 

 

 

 


Abb. 3.10
Autokatalysator
 
kat3 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
 

 


Abb. 3.11
3-Wege-Abgaskatalysator
 
kat3 - Reaktionskinetik: Enthalpie, Katalyse, Reaktionsgeschwindigkeit
 

 

Hauptabgase eines Automotors:

78% N2
CO2
H2O-Dampf

wegen unvollständiger Verbrennung:
CO
NO, NO2, usw. NOx
Kohlenwasserstoffe


Abb. 3.12
Oberflächenwirkung
des
Katalysators

 


Links ist die Wirkung eines Metall- Katalysators abgebildet. Dabei
lagern sich die Sauerstoffmoleküle an der Oberfläche
des Katalysators an (Adsorption). Die Kohlenwasserstoffe (hier
Ethen) werden so effizienter zu CO2 und Wasser oxidiert.
 

 

Weiterführende
Quellen:

Reaktionsgeschwindigkeit: http://server.chem.ufl.edu/~itl/2041_u98/lectures/lec_j.html
und

Reaktionskinetik: http://www.ca.sandia.gov/LaserChemistry/Research/Research.html
und http://www.uni-regensburg.de/Fakultaeten/nat_Fak_IV/Organische_Chemie/Didaktik/Keusch/eyr.htm
und http://hexane.chem.uiuc.edu/cyberprof/public/chemistry/102x/Lecture/lect12c.html

Simulationen:
http://209.213.125.106/wldchem/applets/kinetics.htm
und http://www.edinformatics.com/il/il_chem.htm

Korrosion: http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/umat/korrosion/korrosion.htm

H2O2 : http://www.h2o2.com/intro/overview.html

Autokatalysator: http://www.pc.ruhr-uni-bochum.de/sfb/rubin-deutsch.pdf
und http://www.howstuffworks.com/catalytic-converter.htm?printable=1

Aktivierungsenergie: http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch22/activate.html

chemische Experimente: http://www.fourier-sys.com/support/experiments.htm
und http://www.dartmouth.edu/~chemlab/chem6/kinet1/overview/start.html

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

Hat dir dieser Artikel geholfen?

Comments on this entry are closed.