Die reaktionsgeschwindigkeit chemischer reaktionen
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Die Reaktionsgeschwindigkeit chemischer Reaktionen. Ein Experimentalvortrag von Gianpaolo Lo Re Raphaela Kokol Jonathan Göhring. Gliederung:. Einleitung Reaktionsordnung Kollisionstheorie 3.1 Versuch : Mehlstaubexplosion Temperaturabhängigkeit 4.1 Versuch: Entfärbung Kristallviolett

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Presentation Transcript


Die Reaktionsgeschwindigkeit chemischer Reaktionen

Ein Experimentalvortrag von

Gianpaolo Lo Re

Raphaela Kokol

Jonathan Göhring


Gliederung:

  • Einleitung

  • Reaktionsordnung

  • Kollisionstheorie

    3.1Versuch: Mehlstaubexplosion

  • Temperaturabhängigkeit

    4.1 Versuch: Entfärbung Kristallviolett

  • Katalyse Würfelzucker

  • Konzentrationsabhängigkeit

  • Versuch: Natriumthiosulfat HCl

  • Bedeutung der Reaktionsgeschwindigkeit


Einleitung:

  • A2 und X2: Konzentration nimmt ab

  • AX: Konzentration nimmt zu


Reaktionsgeschwindigkeit ist Maß für Änderung der Konzentrationen


aber


Auftragung der Konzentrationen in Abhängigkeit von der Zeit:


Reaktionsordnung

  • Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter im Geschwindigkeitsgesetz


Reaktionen 1. Ordnung

Bsp.:


Steigung der Geraden = -k (immer gleich!)

Auftragung von lnc(A) gegen die Zeit


zum Zeitpunkt der Halbwertszeit ist

Berechnung der Halbwertszeit:


Reaktionen 2. Ordnung

Bsp.:


Auftragung von 1/c(A) gegen die Zeit:


Berechnung der Halbwertszeit:


Reaktionen 0. Ordnung

Bsp.:


Auftragung der Konzentration c(A) gegen die Zeit:


Berechnung der Halbwertszeit:


Charakteristische Beziehung für einige Reaktionstypen


Kollisionstheorie

Bsp.:


Effektive Kollisionen

1. Günstige Lage der kollidierenden Moleküle

2. Ausreichende Bewegungsenergie der Moleküle


Temperaturabhängigkeit

  • RGT-Regel: Eine Temperaturerhöhung um 10K bewirkt häufig eine Geschwindigkeitssteigerung auf das Zwei- bis Vierfache.

  • Erhöhung von 25°C auf 35°C Erhöhung der Zahl der Kollisionen nur um etwa 2%

  • Mit steigender Temperatur erreicht ein größerer Anteil der stoßenden Teilchen die für die Reaktion erforderliche Mindestenergie.


  • Arrhenius Gleichung (1889):

    k: Geschwindigkeitskonstante

    A: Stoßfaktor

    Ea: Aktivierungsenergie

    R: ideale Gaskonstante

    T: absolute Temperatur


Versuch: Entfärbung von Kristallviolett


Versuch: Entfärbung von Kristallviolett

  • Transmission: Lichtdurchlässigkeit

    T= I / I°

  • Extinktion: Maß für das Absorptionsvermögen

    eines Stoffes

    E= lg (I°/ I)

    I: Intensität des hindurchtretenden Lichtes bei gefärbter Probelösung

    I°: … bei ungefärbter Probelösung


Transmission in % gegen Zeit in s, bei unterschiedlichen Temperaturen:


Extinktion gegen Zeit in s, bei unterschiedlichen Temperaturen:


Bestimmung der Geschwindigkeitskonstanten k:

  • c/c0= E/E0 c~E

  • Reaktion 1.Ordnung: c = c0 .e-(k.t)

    -ln(c/c0) = k.t

  • -ln(E/E0) = k.t


Auftragungln(E/E0) gegen die Zeit t:


Bestimmung des Stoßfaktors und der Aktivierungsenergie:

  • Durch Umformen der Arrhenius-Gleichung erhält man:


Arrhenius-Auftragung:


Katalysatoren:

  • beschleunigt Reaktion

  • geht unverändert aus der Reaktion hervor

  • Reaktion ohne Katalysator:

    A+X AX

  • Reaktion mit Katalysator:

    A+Kat AKat

    AKat+X AX+ Kat

  • Die niedrigere Aktivierungsenergie bedingt die höhere Reaktionsgeschwindigkeit


Energiediagramm mit und ohne Katalysator:


Verschiedene Katalysen:

  • Heterogene Katalyse:

    Katalysator weist einen anderen Aggregatszustand auf, als die Edukte.

  • Homogene Katalyse:

    Katalysator und Edukt liegen in der gleichen Phase vor.

  • Enzymatische Katalyse:

    Katalysator: Enzym


Versuch zur heterogenen Katalyse: Herstellung von Schwefeltrioxid:

  • Katalysator: Pd

  • Verbrennung Schwefel:

    S + O2 SO2

  • Reaktion mit O2:

    2 SO2 + O2Pd 2 SO3

  • Reaktion mit Wasser:

    SO3 + H2O H2SO4


Beispiel für Katalyse in der Schule

  • Experimente:

  • Würfelzucker

  • Würfelzucker ist durch einen Katalysator (Zigarettenasche) entflammbar

    C6H12O6 + Energie (Flamme) 6 H2O + 6C


Abhängigkeit von der Konzentration

  • Beispiel: Natriumthiosulfat + Salzsäure

    Na2S2O3  +  2 HCl     S  + SO2  +  H2O  +  2 NaCl


Abhängigkeit von der Konzentration

  • Die Geschwindigkeit der Reaktion hängt von der Konzentration der Edukte ab.

  • Durch Erhöhung der Konzentration lässt sich die Geschwindigkeit erhöhen.


Bedeutung von Reaktionsgeschwindigkeiten im Alltag

  • Bei der Herstellung von Produkten

    Wirtschaftlichkeit wird gewährleistet

  • Anwendung von Klebstoffen


Bedeutung von Reaktionsgeschwindigkeiten im Alltag

  • Haltbarkeit von Lebensmitteln

    Niedrige Temperatur erhöht Haltbarkeitsdauer

  • Lagerung von Obst/Gemüse

    Co2-Konzentrationserhöhung

    Wachsemulsionen


Reaktionsgeschwindigkeit in Lebewesen

  • Innerkörperliche Prozesse (Bsp. Verbrennung von Glucose) sind nur mit Hilfe von Katalysatoren durchführbar.

  • Enzyme katalysieren chem. Vorgänge im Organismus, z.B. bei der Verdauung, Atmung und beim Aufbau von Zellen.


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