Reaktionen mit einfacher Kinetik zweiter Ordnung - Die Halbwertszeiten werden immer länger

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Title
Reaktionen mit einfacher Kinetik zweiter Ordnung - Die Halbwertszeiten werden immer länger
Title of Series
Author
Lauth, Jakob Günter (SciFox)
Contributors
Lauth, Anika (Medientechnik)
License
CC Attribution - NonCommercial 3.0 Germany:
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DOI
Publisher
SciFox
Release Date
2013
Language
German
Production Year
2013
Production Place
Jülich

Content Metadata

Subject Area
Keywords
Physikalische Chemie
Kinetik
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Lecture/Conference Ehrlich-Ascitestumor Konzentration Flue-gas desulfurization
Lecture/Conference Konzentration
Nucleophilic substitution Hydroxidion Reaction rate constant Lecture/Conference Sunscreen Bromomethane Ausgangsmaterial
Natronlauge Ester Lecture/Conference Reaction mechanism
Lecture/Conference Ausgangsmaterial
Chemical reaction Lecture/Conference
Chemical reaction Reaction rate constant Lecture/Conference Konzentration
Chemical reaction Lecture/Conference Reaktionskinetik
Die Ordnung einer Reaktion bestimmt, wie empfindlich die Geschwindigkeit auf Änderungen der Konzentration reagiert. Bei einer Reaktion Nullter Ordnung besteht gar keine Abhängigkeit der Geschwindigkeit von der Konzentration. Bei einer Reaktion Erster Ordnung ist die Geschwindigkeit proportional zur Konzentration und bei einer Reaktion Zweiter Ordnung reagiert die Reaktion sehr sensibel.
Die Kinetik des Zerfalls von NO2 wurde experimentell untersucht. Man stellte fest, dass die
Konzentrationen des NO2 nimmt während der Reaktion in der Art und Weise ab, dass die Halbwertszeit immer länger wurde. Eine quantitative Untersuchung lieferte das Reaktionsgeschwindigkeitsgesetz r=k(2)*[NO2]² r=k(2)*[NO2]² Dies ist eine klassische Reaktion Zweiter Ordnung. Wenn die Konzentration auf die Hälfte absinkt, geht die Geschwindigkeit auf ein Viertel zurück. Wenn die Konzentration auch ein Drittel absinkt, geht die Geschwindigkeit auf ein Neuntel zurück. Ein Beispiel für
eine Reaktion mit der Gesamtordnung Zwei und zwei Reaktanten (Edukten) stellt die Sn2-Reaktion dar (nukleophile Substitution Zweiter. Ordnung) - z.B. die Reaktion zwischen Methylbromid und Hydroxidionen. Wenn beide Reaktantenkonzentrationen verdoppelt
werden, erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit um den Faktor vier. Eine
im Praktikum häufig durchgeführte Musterreaktion Zweiter Ordnung ist die alkalische Esterverseifung. (Spaltung von Ester z.B. mit Natronlauge) Bei dieser Reaktion kann der Reaktionsverlauf durch konduktometrische Messung sehr gut verfolgt werden.
Die Einheit der Reaktionsgeschwindigkeits-Konstante ist - typisch für eine Reaktion Zweiter Ordnung Liter pro Mol
und Minute. Das Geschwindigkeitsgesetz ist eine Differentialgleichung. Für eine Reaktion Zweiter Ordnung ist die Integration einfach. Wir erhalten als integriertes Geschwindigkeitsgesetz (der Zusammenhang von [A] und t): [A]=[A]°/(1+[A]°*k(2)*t) Die Halbwertszeit einer Reaktion Zweiter Ordnung ist nicht konstant, sondern wird mit fortschreitender Reaktion immer länger. Diese Beziehungen gelten für eine Reaktion Zweiter Ordnung, wenn nur ein Reaktant (Edukt) Vorliegt. Sie gelten
auch für eine Reaktion mit der Gesamtordnung Zwei und zwei Reaktanten, wenn diese stöchiometrisch umgesetzt
werden. Wenn wir bei einer solchen Reaktion die Reaktanten nicht stöchiometrisch einsetzen wird das integrierte
Geschwindigkeitsgesetz etwas komplizierter: wir erhalten dann k(2)*t = 1/([A]°-[B]°) * ln(([A][B]°)/([B][A]°)) k(2)*t = 1/([A]°-[B]°) * ln(([A][B]°)/([B][A]°)) Die Herleitung dieser Gleichung finden Sie in den meisten physikalisch-chemischen Lehrbüchern - (die Integration erfordert eine Partialbruchzerlegung) (Zusammenstellung: Reaktionen
mit einfacher Kinetik) In der folgenden Abbildung sind noch einmal für eine Reaktion A->E die drei Reaktionsordnungen Null, Eins und
Zwei zusammengestellt: Wenn die Auftragung der Konzentration gegen die Zeit ([A]=f(t)) eine Gerade ergibt, liegt eine Reaktion Nullter Ordnung vor. Wenn die Auftragung des Logarithmus der Konzentration gegen die Zeit (ln[A]=f(t)) eine Gerade ergibt, verläuft die Reaktion nach einer Kinetik Erster Ordnung. Und wenn die Auftragung des Kehrwerts der Konzentration gegen die Zeit (1/[A]=f(t)) eine Gerade ergibt, liegt eine Reaktion Zweiter Ordnung vor. Kennzeichen für Reaktionen Nullter Ordnung: - Reaktionsgeschwindigkeit ist konstant. - lineares integriertes Geschwindigkeitsgesetz - Halbwertszeit wird immer kürzer Kennzeichen für Reaktionen Erster Ordnung: - Geschwindigkeit ist proportional zur Konzentration - Geschwindigkeit ist proportional der Konzentration - "exponentielles" integriertes Geschwindigkeitsgesetz - Halbwertszeit ist konstant - Kennzeichen für Reaktionen Zweiter Ordnung: - Geschwindigkeit ist proportional zu [A]² (zum Quadrat der Reaktanten-Konzentration) - integriertes Geschwindigkeitsgesetz der Form [A]=[A]°/(1+[A]°*k(2)*t) - Halbwertszeit wird immer länger
Reaktionen mit der Gesamtordnung Zwei Integriertes Geschwindigkeitsgesetz für und zwei Reaktanten bei nicht stöchiometrischer Fahrweise: k(2)*t = 1/([A]°-[B]°) * ln(([A][B]°)/([B][A]°)) k(2)*t = 1/([A]°-[B]°) * ln(([A][B]°)/([B][A]°))
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