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Reaktionsgeschwindigkeit

OberschuleChemieStoßtheorie: Moleküle als harte Scheiben in 2D reagieren, wenn ein Stoß mindestens die Aktivierungsenergie aufweist

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Über dieses Experiment

Moleküle können nur reagieren, wenn sie zusammenstoßen, und die meisten Zusammenstöße sind zu sanft, um Bindungen zu brechen. In dieser Box fliegen blaue A-Moleküle und violette B-Moleküle umher und prallen voneinander ab. Wenn ein A-Molekül mit einem B-Molekül so stark zusammenstößt, dass entlang der Verbindungslinie zwischen ihren Mittelpunkten mindestens die Aktivierungsenergie erreicht wird, entstehen daraus grüne Produkte. Erhöhe die Konzentration oder die Temperatur oder füge einen Katalysator hinzu und beobachte, wie die Zahl der Produkte aus unterschiedlichen Gründen schneller wächst.

Lernziele

  • Erkläre, dass Teilchen mit mindestens der Aktivierungsenergie zusammenstoßen müssen, damit sie reagieren
  • Erkläre, warum eine höhere Konzentration die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht: Es gibt mehr Zusammenstöße pro Sekunde
  • Erkläre, warum eine höhere Temperatur die Reaktionsgeschwindigkeit vor allem deshalb erhöht, weil ein größerer Anteil der Zusammenstöße genügend Energie hat
  • Beschreibe, wie ein Katalysator einen Reaktionsweg mit geringerer Aktivierungsenergie ermöglicht
  • Lies die Reaktionsgeschwindigkeit aus der Steigung eines Diagramms der Produktmenge gegen die Zeit ab

Anleitung

  1. 1Drücke mit den Standardeinstellungen auf „Start“. Beobachte das Diagramm der gebildeten Produkte. Ist die Kurve am Anfang oder am Ende am steilsten? Warum?
  2. 2Erhöhe die Konzentration auf jeweils 70 Moleküle. Vergleiche die neue Kurve mit der gestrichelten Kurve aus dem letzten Durchlauf.
  3. 3Gehe zurück zu jeweils 40 Molekülen und erhöhe die Temperatur auf 400 K. Sieh dir das Energiehistogramm an: Welcher Anteil davon liegt jetzt rechts von Ea?
  4. 4Vergleiche den Anteil erfolgreicher A-B-Zusammenstöße mit der Vorhersage e^(-Ea/RT) bei 300 K und bei 400 K.
  5. 5Stelle die Temperatur wieder auf 300 K ein und erhöhe die Aktivierungsenergie auf 10 kJ/mol. Was passiert mit der Anfangsgeschwindigkeit?
  6. 6Schalte den Katalysator ein. Welche Linie im Energiediagramm verschiebt sich, und verändert sich das Histogramm selbst?

Das Modell

Die Reaktionsgeschwindigkeit entspricht der Steigung des Diagramms der Produktmenge gegen die Zeit
Anteil der Stöße, bei denen entlang der Verbindungslinie der Mittelpunkte mindestens die Aktivierungsenergie erreicht wird
Arrhenius-Gleichung: Die Geschwindigkeitskonstante k steigt mit der Temperatur schnell an (A hängt davon ab, wie oft Moleküle zusammenstoßen)
Trägt man ln k gegen 1/T auf, ergibt sich eine Gerade mit der Steigung -Ea/R

Annahmen

  • Moleküle sind harte Scheiben gleicher Masse, die sich in zwei Dimensionen bewegen. Stöße untereinander und mit den Wänden sind vollkommen elastisch.
  • Ein Stoß zwischen einem A und einem B führt zu einer Reaktion, wenn die kinetische Energie der Relativbewegung entlang der Verbindungslinie ihrer Mittelpunkte mindestens Ea beträgt. Die Produkte bewegen sich mit denselben Geschwindigkeiten weiter, sodass die Energie erhalten bleibt und bei der Reaktion weder Wärme abgegeben noch aufgenommen wird.
  • Der Katalysator halbiert die Aktivierungsenergie. Er ist nicht als Oberfläche dargestellt; er verändert lediglich die für die Reaktion erforderliche Energie.
  • Jeder Durchlauf beginnt mit denselben Ausgangspositionen und Geschwindigkeiten, sodass dieselben Einstellungen immer dasselbe Ergebnis liefern. Bei so wenigen Molekülen schwankt der gemessene Anteil erfolgreicher Stöße um den Vorhersagewert.
  • Die Energien werden in kJ/mol und die Zeit in willkürlichen Einheiten des Modells angegeben.

Im Unterricht ausprobieren

  1. Q1Warum wird der Graph der Produkte mit der Zeit weniger steil?
  2. Q2Wenn man die Anzahl sowohl der A- als auch der B-Moleküle verdoppelt, treten A-B-Kollisionen etwa viermal so häufig auf. Warum viermal und nicht zweimal?
  3. Q3Ein Katalysator wird bei einer Reaktion nicht verbraucht. Warum beschleunigt er die Reaktion trotzdem?
  4. Q4Warum sind Lebensmittel und Medikamente im Kühlschrank länger haltbar?
  5. Q5Magnesiumpulver reagiert schneller mit Säure als ein Magnesiumband. Welche Vorstellung aus der Stoßtheorie erklärt das?

Häufig gestellte Fragen

Warum hat die Energieverteilung nicht dieselbe Form wie die Glockenkurve im Lehrbuch?

In zwei Dimensionen nimmt der Anteil der Moleküle mit der Energie E exponentiell ab, sodass die Kurve bei null ihren höchsten Punkt hat. In drei Dimensionen beginnt die Kurve bei null, steigt zunächst an und fällt dann wieder ab. Der Ausläufer jenseits von Ea verhält sich in beiden Fällen gleich, und dieser Ausläufer ist für die Reaktionsgeschwindigkeit entscheidend.

Gibt ein Katalysator den Molekülen mehr Energie?

Nein. Das Histogramm bleibt gleich, wenn du den Katalysator hinzufügst. Nur die Linie der Aktivierungsenergie verschiebt sich nach links, sodass mehr der ohnehin stattfindenden Zusammenstöße genügend Energie haben, um zu reagieren.

Ist die Reaktionsgeschwindigkeit dasselbe wie die Geschwindigkeit der Moleküle?

Nein. Die Reaktionsgeschwindigkeit gibt an, wie viele Moleküle pro Sekunde reagieren. Schnellere Moleküle stoßen etwas häufiger zusammen, aber der Haupteffekt der Temperatur ist, dass bei viel mehr Zusammenstößen genügend Energie vorhanden ist.

Warum stimmt der Anteil erfolgreicher Zusammenstöße nicht genau mit der Vorhersage überein?

Bei einem Durchlauf gibt es nur einige hundert Zusammenstöße zwischen A und B, daher schwankt die Anzahl zufällig, wie bei einem echten Experiment. Bei mehr Molekülen und längeren Durchläufen nähert sich der gemessene Anteil stärker e^(-Ea/RT) an.