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Einführung in die Kinetik I (Reaktionskinetik)

Reaktionskinetik

In der Chemie versteht man unter der Kinetik die Lehre von den Geschwindigkeiten der Reaktionen. Sie beschäftigt sich mit dem zeitlichen Ablauf der Einstellung eines Gleichgewichtszustandes. Dieser zeitliche Ablauf hängt von äußeren Faktoren wie z.B. dem Druck, der Temperatur und von eventuell anwesenden Katalysatoren ab. In heterogenen bzw. mehrphasigen Systemen (Phase) müssen zusätzlich Diffusion, Lösung, Kondensation, Adsorption usw. berücksichtigt werden.

Hinweis
Weil die Thermodynamik nur Zustände (Ausgangs- und Endzustand) betrachtet, erhält man von ihr keine Aussagen über die Geschwindigkeit, mit der Reaktionen ablaufen.

Für die Reaktionen

2H2(g)+ O2(g) 2H2O(l) ΔrH°=-283 kJmol-1  (bei 20°C extrem langsam) C(s)+ O2(g) CO2(g) ΔrH°=-394 kJmol-1  (bei 20°C extrem langsam) Na(s)+ H2O(l) NaOH(s)+ 12H2(g) ΔrH°=-286 kJmol-1  (bei 20°C schnell)

liegt das Gleichgewicht weit auf der Seite der Reaktionsprodukte. Trotzdem laufen die Reaktionen bei Raumtemperatur mit sehr unterschiedlicher Geschwindigkeit ab. Für die beiden ersten Beispiele beobachtet man in übersehbaren Zeiträumen keine Gleichgewichtseinstellung.

Andere Reaktionen, deren Gleichgewicht auf der Seite der Ausgangsstoffe liegt, laufen hingegen manchmal auch sehr schnell ab:

CH3COOH+ H2O CH3COO+ H3O+ ΔrH°=-0,5 kJmol-1  (bei 20°C schnell)

Die Beispiele zeigen, dass keine unmittelbaren und einfachen Zusammenhänge zwischen der Gleichgewichtslage und Reaktionsgeschwindigkeit oder allgemein zwischen Thermodynamik und Reaktionskinetik bestehen.

Anm.: Eigentlich wird die Lage des chemischen Gleichgewichts durch die Gibbs-Energie (Thermodynamik) und die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Aktivierungsenergie (Reaktionskinetik) bestimmt. Bei niedrigen Temperaturen kann der Anteil der Entropie vernachlässigt werden, d.h. Gibbs-Energie und Enthalpie sind dann ungefähr gleich.

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