Reaktionsgeschwindigkeit und chemisches Gleichgewicht

Manche Reaktionen laufen in Sekundenbruchteilen ab, wie die Knallgasreaktion, andere über Jahre, wie das Rosten von Eisen. Die Reaktionsgeschwindigkeit gibt an, wie schnell die Konzentration eines Edukts abnimmt oder die eines Produkts zunimmt. Für eine Reaktion A → B gilt für die mittlere Reaktionsgeschwindigkeit in einem Zeitabschnitt v = −Δc(A)/Δt = Δc(B)/Δt, angegeben zum Beispiel in mol/(L·s).

Im Konzentrations-Zeit-Diagramm (c-t-Diagramm) liest du die Reaktionsgeschwindigkeit am Betrag der Steigung ab. Bei den meisten Reaktionen ist sie zu Beginn am größten und wird kleiner, je weiter die Konzentration der Edukte abnimmt.

Simulation

Reaktionsgeschwindigkeit

Die Simulation zeigt dir die Reaktion auf Teilchenebene und zeichnet zugleich das c-t- und das v-t-Diagramm. Du veränderst Konzentration und Temperatur und beobachtest die Folgen.

Damit Teilchen miteinander reagieren, müssen sie zusammenstoßen, und zwar mit genügend Energie und in geeigneter Ausrichtung. Nur ein kleiner Teil der Stöße ist erfolgreich. Je mehr erfolgreiche Stöße je Zeiteinheit und Volumen stattfinden, desto größer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.

Eine höhere Konzentration der Edukte erhöht die Zahl der Stöße je Zeiteinheit. Bei Reaktionen mit Feststoffen kommt es auf den Zerteilungsgrad an: Ein fein zerteilter Feststoff hat eine größere Oberfläche, an der mehr Teilchen gleichzeitig reagieren können. Eine höhere Temperatur wirkt doppelt: Die Teilchen stoßen häufiger zusammen, und vor allem besitzt ein größerer Anteil von ihnen die nötige Mindestenergie, die Aktivierungsenergie. Als Faustregel (RGT-Regel) verdoppelt bis vervierfacht sich bei vielen Reaktionen die Reaktionsgeschwindigkeit, wenn die Temperatur um 10 K steigt.

Simulation

Maxwell-Boltzmann-Verteilung

Die Simulation zeigt dir die Verteilung der kinetischen Energie der Teilchen bei verschiedenen Temperaturen und den Anteil der Teilchen, deren Energie für eine Reaktion ausreicht.

Auch eine exotherme Reaktion startet meist erst, wenn man Energie zuführt: Ein Gemisch aus Wasserstoff und Sauerstoff reagiert erst nach dem Zünden. Die Aktivierungsenergie E_A ist die Energie, die nötig ist, um die Edukt-Teilchen in den Übergangszustand zu bringen. Im Energieverlaufs­diagramm ist sie die Höhe des Energiebergs über dem Energieniveau der Edukte.

Ein Katalysator ist ein Stoff, der einen anderen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie ermöglicht. Die Reaktion läuft schneller ab, und der Katalysator liegt nach der Reaktion unverändert vor. Die Reaktionsenergie ΔE_i bleibt gleich. Platin startet die Knallgasreaktion schon bei Raumtemperatur; Enzyme sind die Biokatalysatoren in Lebewesen.

Simulation

Chemische Reaktion mit Katalysator

Simulation

Zerfall von Wasserstoffperoxid am Katalysator

Tool

Energieverlaufsdiagramme zeichnen

Die beiden Teilchen­simulationen zeigen dir, wie Platin die Knallgasreaktion und den Zerfall von Wasserstoffperoxid beschleunigt. Mit dem Tool zeichnest du Energieverlaufs­diagramme mit und ohne Katalysator.

Viele Reaktionen sind umkehrbar: Die Produkt-Teilchen können wieder zu Edukt-Teilchen reagieren. In der Reaktionsgleichung steht dann der Gleichgewichtspfeil, zum Beispiel A + B ⇌ C + D. In einem geschlossenen System laufen Hin- und Rückreaktion gleichzeitig ab. Startet man nur mit den Edukten, überwiegt zunächst die Hinreaktion. Mit abnehmender Konzentration der Edukte wird sie langsamer, mit wachsender Konzentration der Produkte wird die Rückreaktion schneller, bis beide gleich schnell ablaufen.

Dann ist das chemische Gleichgewicht erreicht. Die Konzentrationen aller Stoffe ändern sich nicht mehr, obwohl auf Teilchenebene weiterhin Teilchen reagieren: Das Gleichgewicht ist dynamisch. Gleich groß sind im Gleichgewicht die Geschwindigkeiten von Hin- und Rückreaktion; die Konzentrationen sind es im Allgemeinen nicht.

Simulation

Chemisches Gleichgewicht (Teilchensimulation)

In der Teilchen­simulation stellst du die Startmengen ein und verfolgst im c-t-Diagramm, wie sich das Gleichgewicht einstellt.

Wird ein Gleichgewicht durch einen äußeren Zwang gestört, verschiebt sich die Gleichgewichtslage so, dass der Zwang verringert wird (Prinzip von Le Chatelier). Erhöht man die Konzentration eines Edukts, verschiebt sich das Gleichgewicht zu den Produkten. Eine Temperaturerhöhung begünstigt die endotherme Richtung, eine Temperatur­erniedrigung die exotherme. Bei Reaktionen von Gasen begünstigt eine Druckerhöhung durch Verkleinern des Volumens die Seite mit weniger Gas-Teilchen.

Ein Beispiel ist das Gleichgewicht 2 NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g): Stickstoffdioxid ist rotbraun, Distickstoff­tetraoxid farblos. Beim Abkühlen wird das Gasgemisch heller, weil die exotherme Bildung von Distickstoff­tetraoxid begünstigt wird. In kohlensäurehaltigen Getränken besteht ein Gleichgewicht zwischen gasförmigem und gelöstem Kohlenstoffdioxid; ein kleiner Teil des gelösten Kohlenstoffdioxids reagiert mit Wasser zu Kohlensäure. Öffnet man die Flasche, sinkt der Druck über der Lösung, und Kohlenstoffdioxid entweicht.

Simulation

Chemisches Gleichgewicht (NO₂/N₂O₄)

In der Simulation änderst du Temperatur und Volumen und beobachtest, wie sich das Gleichgewicht zwischen Stickstoffdioxid und Distickstoff­tetraoxid verschiebt.

Für eine Reaktion a A + b B ⇌ c C + d D gilt im Gleichgewicht bei konstanter Temperatur das Massenwirkungsgesetz: K_c = c^c(C) · c^d(D) / (c^a(A) · c^b(B)), gebildet aus den Gleichgewichts­konzentrationen. Die Gleichgewichts­konstante K_c hängt bei einer bestimmten Reaktion nur von der Temperatur ab, nicht von den Start­konzentrationen. Ihre Einheit ergibt sich aus den Koeffizienten.

Ist K_c viel größer als 1, liegt das Gleichgewicht auf der Seite der Produkte; ist K_c viel kleiner als 1, auf der Seite der Edukte. Ein Katalysator beschleunigt Hin- und Rückreaktion gleichermaßen: Er ändert K_c nicht, das Gleichgewicht stellt sich nur schneller ein. Bei der Veresterung erhöht man die Ausbeute an Ester, indem man ein Edukt im Überschuss einsetzt oder das entstehende Wasser entfernt.

Simulation

Veresterung und Esterhydrolyse

In der Simulation stellst du Start­konzentrationen und Temperatur ein und beobachtest, wie sich das Gleichgewicht einstellt, mit c-t-Diagramm und K_c.

Ammoniak wird im Haber-Bosch-Verfahren aus Stickstoff und Wasserstoff hergestellt: N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g). Die Reaktion ist exotherm, und aus vier Molekülen entstehen zwei Moleküle. Hoher Druck verschiebt das Gleichgewicht deshalb auf die Seite des Ammoniaks, eine niedrige Temperatur ebenfalls. Bei niedriger Temperatur läuft die Reaktion aber zu langsam ab, denn die Dreifachbindung im Stickstoff-Molekül ist sehr stabil, und die Aktivierungsenergie ist hoch.

In der Technik wählt man deshalb einen Kompromiss: Drücke von 150 bis 300 bar, Temperaturen von 400 bis 500 °C und einen Katalysator aus Eisen. Das entstandene Ammoniak wird durch Abkühlen verflüssigt und abgetrennt, die nicht umgesetzten Gase werden zurückgeführt. Ammoniak ist vor allem Ausgangsstoff für Düngemittel.

Simulation

Ammoniak-Synthese

In der Simulation veränderst du Temperatur, Volumen und Katalysator und beobachtest Ausbeute und Geschwindigkeit der Ammoniaksynthese.