Die chemische Kinetik ist der Zweig der physikalischen Chemie, der die Geschwindigkeiten chemischer Reaktionen, die Mechanismen, nach denen sie ablaufen, und die Faktoren, die diese Geschwindigkeiten beeinflussen, untersucht. Das Verständnis der Kinetik ist für die Optimierung industrieller Prozesse, die Vorhersage von Reaktionszeiten und die Aufklärung von Reaktionsmechanismen von entscheidender Bedeutung.

Reaktionsraten

Die Geschwindigkeit einer Reaktion ist definiert als die Änderung der Konzentration eines Reaktanten oder Produkts pro Zeiteinheit, ausgedrückt als Geschwindigkeit = -d[A]/dt für einen Reaktanten oder d[P]/dt für ein Produkt. Die anfänglichen Geschwindigkeiten werden gleich zu Beginn einer Reaktion gemessen, um den Einfluss von Rückreaktionen zu minimieren. Die Reaktionsgeschwindigkeiten hängen von Konzentration, Temperatur, Druck und der Anwesenheit von Katalysatoren ab.

Bewerten Sie Gesetze und Ordnung

Ein Geschwindigkeitsgesetz drückt die Reaktionsgeschwindigkeit als Funktion der Reaktantenkonzentrationen aus: rate = k[A]^m[B]^n, wobei k die Geschwindigkeitskonstante und m und n die Reaktionsordnungen sind. Reaktionen nullter Ordnung haben unabhängig von der Konzentration eine konstante Geschwindigkeit; Reaktionen erster Ordnung haben Geschwindigkeiten, die proportional zur Konzentration eines Reaktanten sind; und Reaktionen zweiter Ordnung hängen vom Quadrat einer einzelnen Konzentration oder dem Produkt zweier Konzentrationen ab. Die Gesamtreaktionsordnung ist die Summe der einzelnen Ordnungen (m + n), und Ordnungen müssen experimentell bestimmt werden – sie sind nicht direkt durch stöchiometrische Koeffizienten gegeben.

Integrierte Tarifgesetze

Für Reaktionen nullter Ordnung ist [A]t = [A]0 – kt und eine Auftragung von [A] gegen t ist linear mit der Steigung –k. Für Reaktionen erster Ordnung ist ln[A]t = ln[A]0 - kt und eine Auftragung von ln[A] gegen t ist linear, wobei die Halbwertszeit (t1/2 = 0,693/k) konstant und unabhängig von der Anfangskonzentration ist. Für Reaktionen zweiter Ordnung ist 1/[A]t = 1/[A]0 + kt und eine Auftragung von 1/[A] gegen t ist linear, wobei die Halbwertszeit von der Anfangskonzentration abhängt.

Temperaturabhängigkeit

Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeiten: k = Ae^(-Ea/RT), wobei A der präexponentielle Faktor, Ea die Aktivierungsenergie, R die Gaskonstante und T die Temperatur in Kelvin ist. Höhere Temperaturen erhöhen den Anteil der Moleküle mit einer Energie oberhalb der Aktivierungsbarriere und beschleunigen so die Reaktion. Die Aktivierungsenergie kann aus einem Arrhenius-Diagramm von ln k gegen 1/T bestimmt werden.

Katalyse

Katalysatoren erhöhen die Reaktionsgeschwindigkeit, indem sie einen alternativen Weg mit einer geringeren Aktivierungsenergie bieten, ohne dass sie bei der Reaktion verbraucht werden. Homogene Katalysatoren liegen in derselben Phase wie die Reaktanten vor, beispielsweise bei der Säurekatalyse in Lösung. Heterogene Katalysatoren liegen in einer anderen Phase vor, beispielsweise feste Metallkatalysatoren in Gasphasenreaktionen, und wirken durch Adsorption von Reaktanten an aktive Zentren.

Reaktionsmechanismen

Ein Reaktionsmechanismus ist eine Abfolge elementarer Schritte, die zusammen die Gesamtreaktion beschreiben. Der geschwindigkeitsbestimmende Schritt ist der langsamste Schritt und regelt das gesamte Geschwindigkeitsgesetz. Zwischenprodukte sind vorübergehende Spezies, die in einem Schritt gebildet und in einem nachfolgenden Schritt verbraucht werden.