2 Geschwindigkeit chemischer Reaktionen


2.1 Reaktionszeit


Unter Reaktionszeit wird die Zeitspanne verstanden, nach der eine Reaktion beendet ist. Die Reaktionszeit ist bei den verschiedenen Reaktionen sehr unterschiedlich. Es gibt Reaktionen mit sehr kurzen Reaktionszeiten, wie die Reaktion von Protonen mit Hydroxid-Ionen zu Wasser, und es gibt Reaktionen mit sehr langen Reaktionszeiten. Zu letzterer Kategorie gehört z.B. die Bildung von Rost.

Nachweisreaktionen sind in der Regel Reaktionen mit kurzen Reaktionszeiten. Man will schließlich sehr schnell wissen, ob z.B. in einer Lösung Chlorid-Ionen vorhanden sind (Nachweis mit Silbernitrat-Lösung).

Die Reaktionszeit einer bestimmten Reaktion ist von verschiedenen Faktoren abhängig. Dazu gehören der Zerteilungsgrad, die Konzentration der beteiligten Edukte und der Einsatz von Katalysatoren.

Im Folgenden soll die Reaktionszeit der Reaktion von Magnesium mit Salzsäure untersucht werden:

$$ Mg(s) + 2 H_3O^+(aq)\ce{->} Mg^{2+}(aq) + H_2(g) + 2 H_2O(l) $$
Das bei der Reaktion entstehende Wasserstoff entweicht, so dass das Ende der Reaktion leicht zu erkennen ist.

Untersucht werden soll der Einfluss des Zerteilungsgrades des eingesetzten Magnesiums (Band oder Pulver), die Konzentration der Salzsäure und die Temperatur. Hierzu kann ein Versuchsplan erstellt werden, bei dem die Einflussfaktoren Zerteilungsgrad, Konzentration und Temperatur jeweils in zwei Stufen erfasst werden können:

Einflussfaktor Stufe 1 Stufe 2
Zerteilungsgrad des Magnesiums Magnesiumband Magnesiumpulver
Konzentration der
Salzsäure
1 mol l-1 0,5 mol l-1
Temperatur der
Salzsäure
20 °C 25 °C


Daraus ergibt sich der folgende Versuchsplan, in den die gemessenen Reaktionszeiten einzutragen sind:

Zerteilungsgrad
des Magnesiums
m(Mg)
in mg
c(HCl)
in mol l-1
Temp. in °C Reaktions-
zeit in s
Band 50 1 25  
Pulver 50 1 25  
Band 50 0,5 25  
Pulver 50 0,5 25  
Band 50 1 30  


Je größer die Oberfläche des Magnesiums, desto kleiner ist die Reaktionszeit.
Je höher die Konzentration der Salzsäure, desto kleiner ist die Reaktionszeit.
Je höher die Temperatur der Salzsäure, desto kleiner ist die Reaktionszeit.

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2.2 Reaktionsgeschwindigkeit


Im Alltag wird die Geschwindigkeit zumeist definiert als der Quotient aus einer zurückgelegten Strecke und der dafür benötigten Zeit. Eine allgemeinere Definition beschreibt die Geschwindigkeit als die Änderung einer bestimmten Größe in einem bestimmten Zeitintervall.

Bei einer chemischen Reaktion nimmt die Konzentration der Edukte ab und die der Produkte zu. In der Kinetik, der Lehre von den Geschwindigkeiten chemischer Reaktionen, wird die Reaktionsgeschwindigkeit als Konzentrationsänderung der Edukte oder Produkte in einem Zeitintervall definiert:

$$ v_R = \frac{\Delta c(Produkte)}{ \Delta t} = - \frac{\Delta c(Edukte)}{ \Delta t} $$
oder kurz:
$$ v_R = - \frac{\Delta c}{ \Delta t} $$
Da die Konzentrationen der Ausgangsstoffe im Reaktionsverlauf abnehmen, ist Δc(Edukte) negativ, daher das negative Vorzeichen.

Diese Reaktionsgeschwindigkeit wird auch als die durchschnittliche Reaktionsgeschwindigkeit bezeichnet. Sie gibt lediglich Auskunft über die durchschnittliche Konzentrationsänderung im gewählten Zeitintervall.

Die momentane Reaktionsgeschwindigkeit gibt die Geschwindigkeit zu einem bestimmten Zeitpunkt während einer Reaktion an. Sie wird aus der durchschnittlichen Reaktionsgeschwindigkeit erhalten, wenn das Zeitintervall gegen null geht.

Damit beschreibt die momentane Reaktionsgeschwindigkeit die Konzentrationsänderung in einem unendlich kleinen (infinitesimalen) Zeitabschnitt:

$$ \begin{align} v_R = & - \frac{\Delta c}{ \Delta t} \quad (\Delta t\ce{->} 0) \\ & \\ & - \frac{d c}{ d t} \end{align} $$
Für eine Reaktion

$$ \ce{A + B -> C + D} $$
kann formuliert werden

$$ v_R = \frac{dc(C)}{dt}=\frac{dc(D)}{dt}=-\frac{dc(A)}{dt}=-\frac{dc(B)}{dt} $$
Sind die Stöchiometriezahlen ungleich 1, müssen diese in die Gleichungen für die Reaktionsgeschwindigkeiten einbezogen werden:

$$ \nu (A) A + \nu (B) B \ce{->} \nu (C) C + \nu (D) D $$
Die Stöchiometriezahlen werden hierbei mit dem griechischen Buchstaben ν (also ny) bezeichnet, der leider eine große Ähnlichkeit zum kleinen v aufweist, also passen Sie bitte auf!

$$ v_R = \frac{1}{\nu (C)} \frac{dc(C)}{dt}=\frac{1}{\nu (D)} \frac{dc(D)}{dt}=- \frac{1}{\nu (A)} \frac{dc(A)}{dt}=- \frac{1}{\nu (B)} \frac{dc(B)}{dt} $$

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2.3 Messungen des Reaktionsverlaufs


Versuch: Ermittlung des Reaktionsverlaufs der Reaktion von Magnesium mit Salzsäure

Aufbau:


Durchführung:
80 ml Salzsäure der Konzentration 0,1 mol/l werden in eine Waschflasche gegeben und der pH-Wert zu Beginn wird gemessen. Anschließend werden 2 g Magnesiumpulver (bzw. Magnesiumgranulat) hinzu gegeben und die Saugflasche wird verschlossen. Der pH-Wert und das Volumen des Wasserstoffs werden alle 15 s notiert.

Beobachtung:
Die Tabelle zeigt die erfassten Messwerte.

Zeit in s V(H2) in ml pH-Wert c(H3O+) in mol/l
0 0 1,00 1,0000 · 10-1
15 15 1,17 6,7608 · 10-2
30 26 1,30 5,0119 · 10-2
45 37 1,44 3,6308 · 10-2
60 41 1,60 2,5119 · 10-2
75 45 1,80 1,5849 · 10-2
90 46 2,15 7,0795 · 10-3
105 48 2,52 3,0200 · 10-3
120 49 3,52 3,0200 · 10-4
135 49 3,82 1,5136 · 10-4
150 49 3,82 1,5136 · 10-4
165 50 4,96 1,0965 · 10-5
180 50 7,00 1,0000 · 10-7

Aus den pH-Werten lässt sich problemlos die Oxonium-Ionenkonzentration nach der Formel

$$ pH = -lg \left \{ c(H_3O^+) \right \} $$
berechnen. Der pH-Wert ist demnach der negative dekadische Logarithmus des Zahlenwertes ({c}) der Oxonium-Ionenkonzentration.

Damit ist

$$ c(H_3O^+) = 10^{-pH} mol \cdot l^{-1} $$

Deutung:
Aus den Werten ergibt sich folgendes Konzentrations-Zeit-Diagramm:


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2.4 Reaktionsordnung


Für eine einfache Reaktion

$$ A\ce{->} B $$
lassen sich die folgenden Gleichungen für die Geschwindigkeit aufstellen:

$$ v_R=- \frac{\Delta c(A)}{\Delta t} = k \cdot c^m(A) $$
Hierbei wird k als die Geschwindigkeitskonstante der chemischen Reaktion bezeichnet. Sie ergibt sich aus den Eigenschaften der an der Reaktion beteiligten Stoffe, also den Bindungseigenschaften, den Ladungen und natürlich der räumlichen Struktur. Die Geschwindigkeitskonstante ist abhängig von der Temperatur, aber unabhängig von den Konzentrationen der beteiligten Stoffe.

Der Buchstabe m ist hier kein schlichter oberer Index sondern ein Exponent. Dieser Exponent entspricht der Reaktionsordnung. So liegt bei m=1 eine Reaktion 1. Ordnung vor. Reaktionsordnungen können auch gebrochen sein oder den Wert Null annehmen.

Die Reaktionsordnung kann nicht aus den Reaktionsgleichungen abgeleitet werden. Sie muss immer experimentell bestimmt werden. Hierzu wird häufig die Methode der Anfangskonzentrationen genutzt, wobei jeweils die momentane Reaktionsgeschwindigkeit zu Beginn der Reaktion gemessen wird und zwar für verschiedene Anfangskonzentrationen der Edukte. Trägt man die logarithmierten Reaktionsgeschwindigkeiten gegen die logarithmierten Anfangskonzentrationen auf, erhält man für die Reaktionsordnungen charakteristische Geraden. Je größer die Reaktionsordnung, desto steiler ist die Gerade.




Die allgemeine Form des Zeitgesetzes lässt sich für die Reaktion

$$ A + B + C\ce{->} Produkte $$
wie folgt formulieren:

$$ v_R=- \frac{\Delta c(A)}{\Delta t} = k \cdot c^m(A) \cdot c^x(B) \cdot c^y(C) \quad \dots $$
Die Gesamtreaktionsordnung ergibt sich dann aus der Summe n = m + x + y ...

Reaktion Zeitgesetz
(Geschwindigkeits-
gesetz)
Reaktions-
ordnung
$C_2H_5Br \overset{Kat. (Zn)}{\rightarrow} C_2H_4 + HBr$ $v_R= k \cdot c^0(C_2H_5Br)=k$ 0
$2 N_2O_5\ce{->} 4 NO_2 + O_2$ $v_R= k \cdot c^1(N_2O_5)$ 1
$H_2O_2\ce{->} H_2O + \frac{1}{2} O_2$ $v_R= k \cdot c^1(H_2O_2)$ 1
$\alpha-Glucose\ce{->} \beta-Glucose$ $v_R= k \cdot c^1(\alpha-Glucose)$ 1
$H_2 + Br_2\ce{->} 2 HBr$ $v_R= k \cdot c^1(H_2) \cdot c^{½}(Br_2)$ 1,5
$H_2 + I_2\ce{->} 2 HI$ $v_R= k \cdot c^1(H_2) \cdot c^1(I_2)$ 2
$2 NO + 2 H_2\ce{->} N_2 + 2 H_2O$ $v_R= k \cdot c^2(NO) \cdot c^1(H_2)$ 3

Wenn man mit einem Auto fährt, will man wissen, wie schnell man im Moment fährt, schon allein wegen des Punktekontos in Flensburg. Allerdings ist auch interessant, welche Strecke man bisher zurückgelegt hat. Wenn man dieses Beispiel auf eine chemische Reaktion überträgt, so ist nicht nur die Reaktionsgeschwindigkeit von Interesse, sondern auch die Konzentration eines Edukts oder Produkts zu einem bestimmten Zeitpunkt nach dem Beginn der Reaktion.

Zu diesem Zweck ist es hilfreich, die jeweiligen Geschwindigkeitsgesetze zu integrieren. Am Beispiel der Reaktion 1. Ordnung soll das gezeigt werden. Das Geschwindigkeitsgesetz lautet für ein Edukt A:

$$ - \frac{d c(A)}{c(A)}=k \cdot c(A) $$
Diese Differenzialgleichung wird umgeformt:

$$ - \frac{d c(A)}{dt}=k \cdot dt $$
Beide Seiten werden integriert von t=0, wenn die Konzentration c0(A) vorliegt, bis t (Konzentration c(A)):

$$ \int\limits_{c_0 (A)}^{c(A)}\frac{dc(A)}{c(A)} = -k \int\limits_{0}^{t}\, dt $$
Zweckmäßigerweise verwenden wir das Standardintegral:

$$ \int \frac{dx}{x} = ln(x) + Konstante $$
und erhalten:

$$ ln \left ( \frac{c_0(A)}{c(A)} \right ) = k \cdot t $$
Diese Gleichung lässt sich auch in der folgenden Form darstellen, die den typischen exponentiellen Abfall beschreibt:

$$ c(A) = c_0(A)\cdot e^{-kt} $$
Analog dazu kann man das Geschwindigkeitsgesetz für die Reaktionen 2 Ordnung integrieren:

$$ A + B\ce{->} Produkte$$
Das Geschwindigkeitsgesetz hierfür lautet:

$$ v_R= \frac{dc(A)}{dt}=k \cdot c^2(A) $$
Die Integration des Geschwindigkeitsgesetzes für die Reaktion 2. Ordnung führt zu:

$$ k t= \frac{1}{c(A)} - \frac{1}{c_0(A)} $$



Aufgabe:
Bei der alkalischen Esterspaltung von Esssigsäuremethylester, einer Reaktion 2. Ordnung, entstehen Acetationen und Methanol. Die Anfangskonzentrationen der Ausgangsstoffe Essigsäuremethylester und Hydroxidionen beträgt 0,05 mol/l.
Die Geschwindigkeitskonstante wurde in einem vorherigen Versuch mit
k = 0,0671 mol L-1 s-1 bestimmt.

Welche Esterkonzentration liegt nach einer Reaktionsdauer von 10 Minuten vor?

gegeben:
$$ \begin{align} c_0(Ester) & = 0,05 mol \cdot L^{-1} \\ k & = 0,0671 l \cdot moL^{-1} \cdot s^{-1} \\ t & = 600 s \end{align} $$

gesucht: $c(Ester)$

Lösung:
$$ \begin{align} & \ce{CH_3COOCH3 + OH- -> CH3COO- + CH3OH} \\ \\ kt & = \frac{1}{c_0(Ester)} - \frac{1}{c(Ester)} \\ & \\ c(Ester) & = \frac{1}{kt + \frac{1}{c_0(Ester)}} & \\ & = \frac{1}{0,0671 L \cdot mol^{-1} \cdot s^{-1} \cdot 600 s + \frac{1}{0,05 mol \cdot L^{-1}} } \\ & \\ c(Ester) & = \underline{0,0166 mol \cdot L^{-1} } \\ \end{align} $$
Nach 10 Minuten liegt eine Konzentration des Essigsäuremethylesters von rund 0,017 mol/L vor.

Die folgende Abbildung zeigt den Verlauf des Konzentrationsabfalls, berechnet nach dem integrierten Geschwindigkeitsgesetzes für die Reaktion 2. Ordnung.



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2.5 Halbwertszeit


Die Halbwertszeit t½ ist die Zeit, in der die Konzentration eines Edukts auf die Hälfte absinkt:

$$ c(A)=\frac{c_0(A)}{2} $$

Für Reaktionen 1. Ordnung lässt sich die Halbwertszeit mit
$$ t_½ = \frac{ ln 2}{k} $$
berechnen und für Reaktionen 2. Ordnung mit

$$ t_½ = \frac{1}{k \cdot c_0(A)} $$
So beträgt die Halbwertszeit für die gezeigt Spaltung des Essigsäuremethylesters:
$$ \begin{align} t_½ & = \frac{1}{0,0671 l \ mol^{-1} \ s^{-1} \cdot 0,05 mol \ L^{-1}} & \\ & \\ & = 298 s \end{align} $$
Dieser Wert lässt sich auch aus dem Diagramm ablesen.

Betrachtet man sich die Gleichung für die Halbwertszeit der Reaktion 1. Ordnung, fällt auf, dass diese hier nicht von der Anfangskonzentration abhängt. Bei der Reaktion 2. Ordnung hingegen ist die Halbwertszeit umgekehrt proportional zur Anfangskonzentration. Somit lässt sich aus der Halbwertszeit auf die Reaktionsordnung schließen.



Aufgabe:
Die Umsetzung von Saccharose in saurer Lösung zu Glucose und Fructose erfolgt in pseudo-erster Ordnung.
Die Halbwertszeit soll 28, 4 min. betragen und die Anfangskonzentration
8 mol/l.
Nach welcher Zeit liegt die Saccharose in einer Konzentration von 1 mol/l vor?

Lösung:
In der Aufgabenstellung ist keine Geschwindigkeitskonstante gegeben. Daher müssen wir hier den Sachverhalt nutzen, dass bei Reaktionen 1. Ordnung die Halbwertszeit unabhängig von der Anfangskonzentration ist. Demnach besitzt die Halbwertszeit während der Reaktion immer den selben Wert von 28,4 min.

$$ 8,0 \overset{28,4 min.}{\rightarrow} 4,0 \overset{28,4 min.}{\rightarrow} 2,0 \overset{28,4 min.}{\rightarrow} 1,0 $$
Die Zeit bis zum Vorliegen der Saccharosekonzentration von 1 mol/l beträgt 85,2 min (3 × 28,4 min).




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2.6 Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit


2.6.1 Temperaturabhängigkeit


Von Jacobus van't Hoff (1852-1911) wurde bereits die Reaktionsgeschwindigkeit-Temperatur-Regel (RGT-Regel) eingeführt. Danach verdoppelt bis vervierfacht sich die Reaktionsgeschwindigkeit wenn die Temperatur um 10°C steigt.

Svante Arrhenius untersuchte die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Temperatur und fand den folgenden Zusammenhang:

$$ k=A \cdot e^{-\frac{E_A}{R \cdot T}} $$
bzw. in logarithmiertr Form:

$$ ln \ k=ln \ A - \frac{E_A}{R \cdot T} $$
In der Arrhenius-Gleichung ist A die Arrheniuskonstante, EA die Aktivierungsenergie, R die Gaskonstante (8,314 J/(mol K)) und T die Temperatur.




Aufgabe:
Für eine Reaktion wurde eine Aktivierungsenergie von 50 kJ/mol bestimmt. Die Arrheniuskonstante soll 1,5 × 1015 s-1 betragen.
Wie ändert sich die Geschwindigkeitskonstante bei einer Temperaturerhöhung von 25 °C auf 37 °C.

gegeben:
$$ \begin{align} E_A & = 50000 J \ mol^{-1} \\ A & =1,5 \cdot 10^{15} s^{-1} \\ T' & = 310 K \\ T & = 298 K \end{align} $$
gesucht: $k', k, k' / k$

Lösung:
$$ \begin{align} k & = A \cdot exp \left ( -\frac{E_A}{R \cdot T} \right ) \\ & \\ & = 1,5 \cdot 10^{15} s^{-1} \cdot exp \left ( -\frac{50000 J \ mol^{-1}}{8,314 J \ mol^{-1} K^{-1} \cdot 298 K} \right ) \\ & \\ & = \underline{2,580 \cdot 10^6 s^{-1}} \end{align} $$
$$ \begin{align} k' & = A \cdot exp \left ( -\frac{E_A}{R \cdot T} \right ) \\ & \\ & = 1,5 \cdot 10^{15} s^{-1} \cdot exp \left ( -\frac{50000 J \ mol^{-1}}{8,314 J \ mol^{-1} K^{-1} \cdot 310 K} \right ) \\ & \\ & = \underline{5,634 \cdot 10^6 s^{-1}} \end{align} $$
Verhältnisbildung:
$$ \frac{k'}{k} = \frac{5,634 \cdot 10^6 s^{-1}}{2,580 \cdot 10^6 s^{-1}}=2,18 $$
Die Geschwindigkeitskonstante verdoppelt sich annähernd bei einer Temperaturerhöhung von 25 °C auf 37 °C.



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2.6.2 Abhängigkeit von der Konzentration


Ein bekanntes Beispiel für die Konzentrationsabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit ist Landolt-Zeitreaktion, die erstmals 1866 durch den Chemiker Hans Heinrich Landolt (1831-1910) beschrieben wurde. Hierbei werden Hydrogensulfit-Ionen in Gegenwart von Stärke mit Iodat-Ionen umgesetzt. Nach einer bestimmten Zeit färbt sich die Stärke plötzlich blau.

Dieses verblüffende Experiment lässt sich mit folgenden Reaktionsgleichungen deuten (vgl. http://www.chem.uni-potsdam.de/anorganik/Kapitel15.pdf).

In einem ersten Schritt wird Iodat zum Iodid reduziert:

$$ \overset{V}{I}O_3^- + 3 H\overset{IV}{S}O_3^- \quad \overset{langsam}{\rightarrow} \quad \overset{-I}{I^-} + 3 H\overset{VI}{S}O_4^- $$
Durch überschüssiges Iodat reagiert das entstandene Iodid zu elementarem Iod. Letzteres bildet mit Stärke eine blaue Einlagerungsverbindung:

$$ 5 \overset{-I}{I^-} + \overset{V}{I}O_3^- + 6 H^+ \quad \overset{schnell}{\rightarrow} \quad 3 \overset{0}{I_2} + 3 H_2O $$
Das entstehende Iod reagiert sehr schnell mit Hydrogensulfit zu Iodid.

$$ \overset{0}{I_2} + H\overset{IV}{S}O_3^- + 3 H_2O \quad \overset{sehr \ schnell}{\rightarrow} \quad 2\overset{-I}{ I^-} + H\overset{VI}{S}O_4^- + 2H_3O^+ $$ Die blaue Einschlussverbindung wird erst dann sichtbar, wenn eine Reduktion des elementaren Iods nach der letzten Gleichung nicht mehr stattfinden kann, wenn also die Hydrogensulfit-Ionen vollständig verbraucht worden sind.

Die Geschwindigkeit dieser gekoppelten Reaktionen wird durch die langsamste Teilreaktion bestimmt. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist neben der Temperatur hier auch von der Konzentration der Hydrogensulfit- und der Iodat-Ionen abhängig.



Versuch: Konzentrationsabhängigkeit der Landoltschen Zeitreaktion

Durchführung:
Die folgenden Lösungen sind anzusetzen:
  1. 8,6 g KIO3 in 2 l H2O
  2. 8,0 g konzentrierte Schwefelsäure; 2, 32 g Na2SO3 in 2 l H2O
  3. 1,0 g Stärke in 500 ml H2O (fast bis zum Sieden erhitzen, abkühlen lassen)
Becherglas 1 2 3
V(H2O) in ml 200 400 600
Lösung C in ml 20 20 20
Lösung B in ml 100 100 100
Lösung A in ml 100 100 100

Beobachtung:
Umschlagspunkte nach blau:
Becherglas 1: 11 s
Becherglas 2: 31 s
Becherglas 3: 67 s

Als Video im WMV-Format (1,31 MB):

Download


Deutung:
Je größer die Konzentration der Iodat- und der Hydrogensulfit-Ionen, desto größer ist die Reaktionsgeschwindigkeit.

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2.6.3 Abhängigkeit vom Zerteilungsgrad


Wie im Kapitel Reaktionszeit gezeigt werden konnte, ist die Reaktionszeit und damit die Reaktionsgeschwindigkeit abhängig vom Zerteilungsgrad der Edukte. Mit der Vergrößerung der Oberfläche geht eine Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit einher.

Diesen Umstand macht man sich z.B. bei Kohlefeuerungsanlagen zunutze, wobei das Wirbelschichtverfahren eingesetzt wird. Hierbei werden Kohle und Kalkstein zermahlen und dem Brennraum zugeführt. Die Kohle verbrennt dabei bis zu 99 %.

Ein Beispiel aus der Biologie ist das Schaffen großer Oberflächen durch stark verzweigte Strukturen, wie etwa die Vergrößerung der Lungenoberfläche. Im Haushalt käme kein Mensch darauf, den Kaffee mit ganzen Bohnen aufzusetzen. Statt dessen wird Kaffeepulver eingesetzt, die Oberfläche wurde vergrößert.

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2.7 Aktivierungsenergie und Katalyse


Versuch: Kaliumpermanganat-Fontäne

Durchführung:
In einem Reagenzglas wird eine 5%-ige Oxalsäurelösung (bzw. Kaliumoxalat) mit Schwefelsäure angesäuert. In die Lösung wird ein kleiner Kaliumpermanganatkristall gegeben.

Beobachtung:
Beim Absinken entsteht eine violette Spur. Es kommt zu einer Gasentwicklung.

Deutung:
In saurer Lösung werden Permanganat-Ionen zu Mangan(II)-Ionen reduziert, wobei die Oxalate zu Kohlenstoffdioxid oxidiert werden. Die Reaktion wird durch die entstehenden Mangan(II)-Ionen katalysiert, wodurch die Reaktionsgeschwindigkeit zunimmt. Man spricht hier von Autokatalyse.

$$ \begin{array}{lcl} Ox: & \overset{III}{C_2}O_4^{2-} &\ce{->} & 2 \overset{IV}{C}O_2 + 2 e^- \\ Red: & \overset{VII}{Mn}O_4^- + 5 e^- + 8 H^+ &\ce{->} & \overset{II}{Mn^{2+}} + \ 4 H_2O \\ & \\ \color {Blue} {\overset{\quad}{Redox:}} & \color {Blue} {5 C_2O_4^{2-} + 2 MnO_4^- + 16 H^+} & \color {Blue}{\rightarrow} & \color {Blue} {10 CO_2 + 2 Mn^{2+} + 8 H_2O} \end{array} $$
Quelle: http://www.axel-schunk.de/experiment/edm0306.html, gesichtet am 13.11.2006.



Als Katalysator bezeichnet man einen Stoff, der chemische Reaktionen hinsichtlich ihres Verlaufs oder der Geschwindigkeit beeinflusst. Nach der Reaktion liegt der Katalysator wieder im Ausgangszustand vor.

Der Katalysator greift in den Reaktionsablauf ein, sodass die Reaktion über einen anderen Mechanismus verläuft.


Ein Katalysator kann keine Reaktion auslösen, die thermodynamisch nicht möglich ist. Er verringert lediglich die Aktivierungsenergie. Er hat auch keinen Einfluss auf die Lage des chemischen Gleichgewichts.

Enzyme sind Biokatalysatoren. Sie katalysieren Vorgänge im Organismus, z.B. bei der Verdauung und der Eiweißsynthese. Bei der Biokatalyse spielt die Selektivität eine bedeutende Rolle, um die Belastung unerwünschter Nebenprodukte zu vermeiden. Auch in der technischen Chemie hat die Selektivität eine große Bedeutung, z.B. bei der Reaktion von Kohlenstoffmonoxid und Wasserstoff entstehen je nach Art des Katalysators Methan, Methanol oder höhere Alkanole.




Aufgabe: Informieren Sie sich im Lehrbuch über die homogene und die heterogene Katalyse.

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Literatur


  1. Amann W et al: Elemente Chemie II Gesamtband), Klett Verlag, Stuttgart 2000.
  2. Atkins PW: Kurzlehrbuch Physikalische Chemie (3. Auflage), Wiley-VCH 2001.
  3. Demuth R, Parchmann I, Ralle B: Chemie im Kontext - Sekundarstufe II, Cornelsen 2006.
  4. Keune H, Böhland H: Chemische Schulexperimente Band 3, Volk und Wissen Verlag, Berlin 2002.

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Schule macht Spaß


Jacobus van't Hoff




Svante Arrhenius