Mechanismus einer Parallelreaktion (WEGSCHEIDERsches Prinzip) - Der schnellste Schritt ist geschwindigkeitsbestimmend

Bei einer Parallelreaktion kann aus einem Reaktanten A sowohl ein Produkt B als auch ein Produkt C entstehen. Ethanol kann sich in einer Dehydrierung zersetzen zu Acetaldehyd oder in einer Dehydratisierung zu Ethylen. Wir können eine Parallelreaktion im mechanischen Modell veranschaulichen: A, B und C

sind drei Behälter. Wir entnehmen mit zwei verschiedenen Gefäßen Flüssigkeit aus Behälter A und transportieren sie in Behälter B und C.

Uns interessieren die Konzentrationen [A], [B] und [C], also die Flüssigkeitsstände in den Behältern in Abhängigkeit von der Größe des Transport-Gefäßes. Im einfachsten Fall

sind die beiden Teilreaktionen Erster Ordnung. Sowohl die "grüne" Reaktion

als auch die "rote" Reaktion stellen Senken für A dar. Die entsprechenden Teil-Geschwindigkeitsgesetze können wir kombinieren zum Geschwindigkeitsgesetz der Gesamtreaktion, d[A]/dt=-k[A]-k´[A] (welches hier formuliert ist) Durch Integration dieses Gleichung erhalten wir den zeitlichen Verlauf der Konzentrationen von [A], [B] und [C], der hier graphisch aufgetragen ist. Die Konzentration von [A] nimmt exponentiell auf Null ab die Konzentrationen von [B] und [C] streben exponentiell auf einen Grenzwert zu. Die Gleichungen für die Berechnung von [B] und [C] sehen zwar kompliziert aus, das Verhältnis der Konzentrationen [B]/[C] ist jedoch eine Konstante: [B]/[C]

= k/k´ (Geschwindigkeitskonstante k durch Geschwindigkeitskonstante k´) Das Verhältnis der Konzentrationen zweier Produkte einer Parallelreaktion ist konstant (WEGSCHEIDERsches Prinzip), die Selektivität ist unabhängig von der Reaktionszeit. Der Geschwindigkeits-bestimmende Schritt bei einer Parallelreaktion ist der schnellere Teilschritt. Der schnellere Teilschritt bestimmt das (kinetische) Hauptprodukt. Diesen Sachverhalt kann man am Reaktionsprofil diskutieren: die "rote" Teilreaktion zum Produkt

C ist schneller als die "grüne" Teilreaktion zu Produkt B. (die "rote" Aktivierungsenergie ist deutlich

niedriger als dir "grüne" Aktivierungsenergie) Kinetisch ist das Produkt C favorisiert. Kinetische Kontrolle heißt die Teilchen der Reaktanten besitzen einen Mangel an Energie und die Höhe des Aktivierungsberges bestimmt, welche Reaktion ablaufen kann. Kinetische Kontrolle

liegt vor bei - tiefen Temperaturen ("Kalt") - kurzen Reaktionszeiten ("Kurz") und wenn ein - Katalysator die Aktivierungsenergie der betreffenden Reaktion stark herabsetzt. Wenn die Reaktanten jedoch so energiereich sind, dass die Höhe der Energieberge

E(A) und E(A)´ keine Rolle

spielen, dann ist die Reaktion thermodynamisch kontrolliert. In diesem Fall bildet sich das thermodynamisch stabilste Produkt (niedrigste (Freie) Enthalpie) In unserem Beispiel ist das Produkt C am stabilsten. Thermodynamische Kontrolle finden wir bei - hohen Temperaturen und - langen Reaktionszeiten Bei kinetischer Kontrolle gilt das WEGSCHEIDERsche Prinzip: die schnellere Teilreaktion bestimmt das Endprodukt. Bei thermodynamischer Kontrolle erfolgt die Selektivität nach dem Massenwirkungsgesetz: das stabilere Produkt entsteht bevorzugt. Der geschwindigkeitsbestimmende Schritt

verschiedener Reaktionen findet eine Analogie in der Elektrotechnik: Eine Parallelreaktion ähnelt einer Parallelschaltung von zwei Widerständen. Hier bestimmt im Wesentlichen

der kleinste Widerstand den Gesamt- Widerstand. Demgegenüber ist eine Folgereaktion

mit einer Reihenschaltung zweier Widerstände vergleichbar. Hier bestimmt im Wesentlichen der größte Widerstand den Gesamt-Widerstand

(Zusammenfassung Parallelreaktion) Bei einer (kinetisch kontrollierten) Parallelreaktion bestimmt der schnellste Teilschritt die Gesamt-Kinetik. Nach dem WEGSCHEIDERschen Prinzip ist die Selektivität zu den Produkten während der Reaktion konstant. Bei einer thermodynamisch kontrollierten Reaktion entsteht bevorzugt das thermodynamisch stabilste Produkt.