3. chemische reaktionen 3.6 kinetik
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Allgemeine Chemie 3. CHE MISCHE RE AKTIONE N 3.6 KINE TIK 1 Kinetik chemischer Reaktionen Die Kinetik befasst sich mit den Geschwindigkeiten und Mechanismen chemischer Reaktionen. Sie beschreibt zeitabhängige Konzentrationsänderungen der beteiligten Stoffe. Temperaturabhängigkeit von k A+B C dc A, B vC v A, B dt k c A, B dc C dt k cC k Geschwindigkeitskonstante k k0 e EA RT ARRHENIUS- Gleichung k0 reaktionsspezifische Konstante EA Aktivierungsenergie R allgemeine Gaskonstante Eine Erhöhung der Temperatur um 10 Kelvin erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit um einen Faktor 2 bis 4 Stoßtheorie Zusammenstoß mit Reaktion Zusammenstoß ohne Reaktion der beteiligten Partner der beteiligten Partner Mit Zunahme der Temperatur besitzen mehr Teilchen die notwendige Energie, die bei einem Zusammenstoß zu einer chemischen Reaktion führen. Reaktionsordnungen Reaktion 1. Ordnung N2O N2 + ½O2 N2O Reaktion 2. Ordnung 2 HI I2 + H2 N2O Gold N2 Gold Gold HI I2 1/2 O2 H2 Konzentration HI N2 v k1 c N 2O N2O Zeit v k 2 c 2 HI Einflüsse auf die Geschwindigkeit relative Anzahl von Teilchen mit einer bestimmten Energie Eine chemische Reaktion kann beschleunigt werden durch: ◦ Temperaturerhöhung ◦ Katalysatoren niedrigere Temperatur höhere Temperatur Energie Die Aktivierungsenergie EA ist die Mindestenergie der Teilchen, die nach einem Zusammenstoß zu einem aktiven Zwischenzustand führt. Eine Reaktion läuft nur ab, wenn die Geschwindigkeit genügend groß ist, d.h. die Reaktionspartner eine ausreichend hohe (Mindest-) Aktivierungsenergie besitzen. Mindestenergie Aktivierungsenergie EA Auslösen der chemischen Reaktion ist möglich durch EA2 ◦ Energiezufuhr ◦ Wärme 2H2 + O2 ◦ Licht H2 + Cl2 T h 2H2O EA1 2HCl ◦ Katalysatoren ◦ z.B. Platin 2H2 + O2 Pt 2H2O Reaktionsverlauf EA1 ist klein Reaktion läuft von allein ab reagiert zu stabilerem System EA2 ist groß Reaktion ist kinetisch gehemmt bleibt metastabiles System Katalyse Katalysatoren sind Stoffe, die ◦ in den Reaktionsmechanismus eingreifen ◦ selbst nicht verbraucht werden ◦ die Aktivierungsenergie herabsetzen ◦ die Reaktionsgeschwindigkeit erhöhen Inhibitoren ◦ sind „negative“ Katalysatoren ◦ verhindern eine chemische Reaktion, z.B. die unerwünschte Zersetzung von H2O2. EA2 ohne Katalysator Die Lage des chemischen Gleichgewichtes wird durch Katalysatoren nicht verändert! EA1 mit Katalysator ΔH = konstant Reaktionsverlauf 7 Döbereiner Feuerzeug feinverteiltes Platin (Platin-Schwamm) 1. Wasserstofferzeugung Flamme Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Verschluss 2. Katalytische Wasserstoffverbrennung an Platin 2 H2 + O2 2 H2O Wasserstoff verd. Schwefelsäure Zink © Römpp online 8 Wirkung der Katalyse Beispiel: Wasserstoffperoxid-Zersetzung 2 H2O2 2 H2O + O2 Katalysator: MnO2 (Braunstein) H2O2Lösung 25° C stabil über Monate durch Zusatz von Inhibitoren >320° C Unkontrollierter thermischer Zerfall in Sekunden 25° C katalytische Zersetzung in Sekunden Video H2O2 + KMnO4 10 Anwendungen der Katalyse Darstellung von Schwefeltrioxid bei der Schwefelsäureproduktion 2 SO2 + O2 V2 O5 2 SO3 Teilschritte SO2 + V2O5 V2O4 + ½ O2 Oxidation: Darstellung von Stickstoffmonoxid bei der Salpetersäureproduktion 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O SO3 + V2O4 V2O5 3-Wege Katalysatoren zur Abgasreinigung CO + 1/2 O2 CO2 CmHn + (m + n/4) O2 Reduktion: Pt/Rh NOx m CO2 + n/2 H2O 1/2 N2 + x/2 O2 Allgemeine Chemie 3. CHE MISCHE RE AKTIONE N 3.7 SÄURE - BASE -THEORIE N 1 Säure- Base- Theorien Definition nach ARRHENIUS (1883) Definition nach BRÖNSTEDT (1923) Säuren: Wasserstoffverbindungen, die bei Dissoziation H+-Ionen bilden. Säuren: Stoffe, die H+- Ionen (Protonen) abgeben, Protonendonatoren Basen: Hydroxide, die bei Dissoziation OH-Ionen bilden. Basen: Stoffe, die H+- Ionen aufnehmen, Protonenakzeptoren HCl H+ + Cl H2SO4 2 H+ + SO42- HCl NaOH Na+ + OH Säure Säuren reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser (Neutralisation). H+ + Cl + Na+ + OH Na+ + Cl + H2O NH3 konjugierte Base + Cl H+ Proton konjugierte Base + H+ Proton NH4+ Säure Protolyse Protolyse: Protonenübertragungsreaktion, in der ein Gleichgewicht zwischen zwei konjugierten Säure-Base-Paaren existiert. H2O + konjugierte Base HCl Säure H+ Proton H+ Proton + H3O+ Säure Säure-Base-Paar 1 Cl konjugierte Base Säure-Base-Paar 2 Gesamtreaktion (Protolyse): HCl + H2O Säure 2 konjugierte Base 1 H3O+ Säure 1 Zwei korrespondierende Säure-BasePaare treten in Wechsel-wirkung, so dass ein Proton des einen Paares vom anderen Säure-Base-Paar aufgenommen wird. + Cl konjugierte Base 2 Korrespondierende Säure-Base-Paare: Säure HCl H2SO4 HSO4 NH4+ Base Cl HSO4 SO42 NH3 + + + + + Proton H+ H+ H+ H+ Protolysereaktionen Base 2 Säure 2 Base 1 HCl + H2O H3O+ + Cl H2SO4 + H2O H3O+ + HSO4 HSO4 + H2O H3O+ + SO42 NH4+ + H2O H3O+ + NH3 HCO3 + H2O H3O+ + CO32 H2O + H2O H3O+ + OH Basestärke Säurestärke Säure 1 Ampholyte können als Säure oder Base reagieren. Autoprotolyse des Wassers 2 H2O H3O+ + OH Stoffe, die als Säure oder als Base regieren können, sind Ampholyte. H2 O Säure 1 H2 O Base 2 + OH Base 1 H+ + KC H+ 3 c 2 H 2O ; c H 2O konst . K C c 2 H 2O c H O cOH 3 H3O+ Säure 2 H2O + H2O OH + H3O+ Säure 1 Base 2 c H O cOH Base 1 Säure 2 Starke Protolyte protolysieren vollständig. Schwache Protolyte protolysieren in schwächerem Ausmaß. K W c H O cOH 3 KW : Ionenprodukt des Wassers 7 bei 25 °C gilt: cH O 10 mol / l 3 cOH 10 7 mol / l KW 10 14 mol 2 / l 2 KW ist temperaturabhängig: T = 0 °C T = 50 °C T = 100 °C KW = 0,13 10-14 mol2/l2 KW = 5,95 10-14 mol2/l2 KW = 74 10-14 mol2/l2 pH- und pK-Werte Der pH-Wert ist der negative dekadische Logarithmus der H3O+Konzentration pH lg c H O HA + H2O A H3O+ + H2O A KS HA KB + OH + cH O c A 3 c HA cOH c HA c A 3 und gibt in Form einer Zahl an, wie stark sauer oder basisch eine wässrige Lösung ist. 7 pH = 7 c H O 10 mol / l neutral 7 pH < 7 c H O 10 mol / l sauer 7 pH > 7 c H O 10 mol / l basisch 3 3 3 destilliertes Wasser pH = 7 Leitungswasser Chemnitz pH = 6,5 Blutserum pH = 7,33 Darmsaft pH = 8,3 Magensaft pH = 0,9 - 1,6 KS,B = Säure- bzw. Basenkonstante pKS- bzw. pKB-Werte pK S , B lg K S , B Werden KS und KB multipliziert, ergibt sich das Ionenprodukt des Wassers KW KS KB c H O c A cOH c HA 3 c HA c A c H O cOH K W 3 K S K B KW pK S pK B 14 pKS-Werte bei 25 °C Säure Base pKS HClO4 HCl H2SO4 H3O+ H3PO4 H2PO4CH3COOH „H2CO3“ HCO3HCN NH4+ H2O2+ H2O OH- ClO4ClHSO4H2O H2PO4HPO42CH3COOHCO3CO32CNNH3 HO2OHO2- -10 -6,1 -3 -1,74 2,12 7,21 4,75 6,37 10,25 9,21 9,25 11,65 15,74 29 Basenstärke Säurestärke pKS = - lg KS Video HCl und NaOH 8