2. Einflussgrößen auf die Reaktionsgeschwindigkeit

2.1. Zerteilungsgrad

V Unterschiedlicher Zerteilungsgrad von Magnesium mit Salzsäure

Pulver -Oberfläche- Band

B Wasserstoffreaktion

A

Reduktion: 2H3O+ + e- → H2 + 2H2O
Oxidation: Mg → Mg2+ + 2e-
(2 CL-) + Mg + 2H3O+ → H2 + 2H2O + Mg2+

Bei feiner 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.

Anwendungen / Vorkommen im Alltag:

Beides dient zur Stoffaufnahme ⇒ möglichst viel Kontaktfläche

Übungen:

Natrium + Salpetersäure:

2Na + HNO3 → 2NaNO3 + H2

Barium + Schwefelsäure

Ba + H2SO4 → BaSO4 + H2

2.2. Abhängigkeit von der Temperatur

V Reaktion von verdünnter Salzsäure und Na2S2O3 (Natriumthiosulfat)

B Mit heißer Salzsäure läuft die Reaktion schneller ab.

A

S2O32- + 2H3O+ → H2S2O3 + 2 H2O (schnell)
H2S2O3 → S + SO2 + H2O (langsam)
S2O32- + 2H3O+ → S + SO2 + 3H2O

Ein erfolgreicher Zusammenstoß setzt eine Mindestgeschwindigkeit und die richtige Orientierung der Teilchen voraus.
Bei Erhöhung der Temperatur wird die Anzahl der Teilchen, die die Mindestenergie (Aktivierungsenergie) überschreiten, größer.

Maxwell-Boltzmann-Verteilung:

Maxwell-Boltzmann-Verteilung

Die Flächen der grünen und der blauen Kurve sind gleich. Sie steht für die kinetische Energie der Teilchen.

RGT Regel:
Bei einer Temperaturerhöhung um 10 °C verdoppelt bis verdreifacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit.

2.3 Abhängigkeit von der Konzentration

V Mg und HCl
B Bei höherer Konzentration der HCl läuft die Reaktion schneller ab!
A Mg → Mg2+ + 2e-

Je höher die Konzentration, desto schneller läuft die Reaktion ab. Die Reaktionszeit ist umgekehrt proportional zur Ausgangskonzentration

t ~ 1/c

Das Massenwirkungsprodukt
Die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion ist proportional dem Produkt der Konzentrationen der Ausgangsstoffe. Bei höherer Konzentration ist die Wahrscheinlichkeit, dass sich zwei Teilchen berühren, größer als bei niedrigerer Konzentration.
RG ~ c(H2) RG = k1 ⋅ k2⋅c(H2)⋅c(I2)
RG ~ c(I2) RG = k ⋅ c(H2)⋅c(I2)

2.4. Abhängigkeit vom Druck

Druckerhöhung beschleunigt Reaktionen bei Stoffsystemen, an denen mindestens ein gasförmiger Reaktionspartner beteiligt ist.

V1 V2
Behälter V1 Behälter V2
V1 > V2
c1 < c2
RG1 < RG2
p1 < p2

Fazit: Die Reaktionsgeschwindigkeit ist direkt proportional zu dem Druck. Eine Druckerhöhung bewirkt eine Konzentrationserhöhung.

2.5. Abhängigkeit vom Katalysator

V Wasserstoffperoxyd wird mit Hilfe von Braunstein zersetzt (bei Normalbedingungen)

B Gasbildung: Glimmspanprobe positiv ⇒ O2

Mn2+ ist der Katalysator

Gesamtgleichung: 2 H2O2 → 2H2O + O2
Reduktion: H2O2 + 2e- 2OH-
Oxidation: H2O2 →2 H + + O2 + 2e-

Heterogene Katalyse:

Katalysator und reagierende Stoffe liegen in verschiedenen Phasen vor.

Beispiel: Katalytische Zersetzung von H2O2 mit MnO2

Homogene Katalyse:

Katalysator und reagierende Stoffe liegen in der gleichen Phase vor.

Fazit: Katalysatoren beschleunigen chemische Reaktionen durch herabsetzen der Aktivierungsenergie. Sie liegen nach der Reaktion unverändert vor.

Reaktionsgeschwindigkeit

A + B + K → AK + B → AB + K