1 / 40

Die Reaktionsgeschwindigkeit chemischer Reaktionen

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

joelle
Download Presentation

Die Reaktionsgeschwindigkeit chemischer Reaktionen

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript


  1. Die Reaktionsgeschwindigkeit chemischer Reaktionen Ein Experimentalvortrag von Gianpaolo Lo Re Raphaela Kokol Jonathan Göhring

  2. Gliederung: • Einleitung • Reaktionsordnung • Kollisionstheorie 3.1Versuch: Mehlstaubexplosion • Temperaturabhängigkeit 4.1 Versuch: Entfärbung Kristallviolett • Katalyse Würfelzucker • Konzentrationsabhängigkeit • Versuch: Natriumthiosulfat HCl • Bedeutung der Reaktionsgeschwindigkeit

  3. Einleitung: • A2 und X2: Konzentration nimmt ab • AX: Konzentration nimmt zu

  4. Reaktionsgeschwindigkeit ist Maß für Änderung der Konzentrationen

  5. aber

  6. Auftragung der Konzentrationen in Abhängigkeit von der Zeit:

  7. Reaktionsordnung • Summe der Exponenten der Konzentrationsparameter im Geschwindigkeitsgesetz

  8. Reaktionen 1. Ordnung Bsp.:

  9. Steigung der Geraden = -k (immer gleich!) Auftragung von lnc(A) gegen die Zeit

  10. zum Zeitpunkt der Halbwertszeit ist Berechnung der Halbwertszeit:

  11. Reaktionen 2. Ordnung Bsp.:

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

  13. Berechnung der Halbwertszeit:

  14. Reaktionen 0. Ordnung Bsp.:

  15. Auftragung der Konzentration c(A) gegen die Zeit:

  16. Berechnung der Halbwertszeit:

  17. Charakteristische Beziehung für einige Reaktionstypen

  18. Kollisionstheorie Bsp.:

  19. Effektive Kollisionen 1. Günstige Lage der kollidierenden Moleküle 2. Ausreichende Bewegungsenergie der Moleküle

  20. 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.

  21. Arrhenius Gleichung (1889): k: Geschwindigkeitskonstante A: Stoßfaktor Ea: Aktivierungsenergie R: ideale Gaskonstante T: absolute Temperatur

  22. Versuch: Entfärbung von Kristallviolett

  23. 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

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

  25. Extinktion gegen Zeit in s, bei unterschiedlichen Temperaturen:

  26. 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

  27. Auftragungln(E/E0) gegen die Zeit t:

  28. Bestimmung des Stoßfaktors und der Aktivierungsenergie: • Durch Umformen der Arrhenius-Gleichung erhält man:

  29. Arrhenius-Auftragung:

  30. 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

  31. Energiediagramm mit und ohne Katalysator:

  32. 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

  33. 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

  34. Beispiel für Katalyse in der Schule • Experimente: • Würfelzucker • Würfelzucker ist durch einen Katalysator (Zigarettenasche) entflammbar C6H12O6 + Energie (Flamme) 6 H2O + 6C

  35. Abhängigkeit von der Konzentration • Beispiel: Natriumthiosulfat + Salzsäure Na2S2O3  +  2 HCl     S  + SO2  +  H2O  +  2 NaCl

  36. Abhängigkeit von der Konzentration • Die Geschwindigkeit der Reaktion hängt von der Konzentration der Edukte ab. • Durch Erhöhung der Konzentration lässt sich die Geschwindigkeit erhöhen.

  37. Bedeutung von Reaktionsgeschwindigkeiten im Alltag • Bei der Herstellung von Produkten Wirtschaftlichkeit wird gewährleistet • Anwendung von Klebstoffen

  38. Bedeutung von Reaktionsgeschwindigkeiten im Alltag • Haltbarkeit von Lebensmitteln Niedrige Temperatur erhöht Haltbarkeitsdauer • Lagerung von Obst/Gemüse Co2-Konzentrationserhöhung Wachsemulsionen

  39. 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.

More Related