2.8 : Einfluss der Temperaturänderung auf die Reaktionsgeschwindigkeit

Die Arrhenius Gleichung,

setzt die Aktivierungsenergie und die Geschwindigkeitskonstante k für viele chemische Reaktionen in Beziehung.

In dieser Gleichung ist R die ideale Gaskonstante, die einen Wert von 8,314 J/mol·K hat, T ist die Temperatur in Kelvin, E_a ist die Aktivierungsenergie in Joule pro Mol, e ist die Konstante 2,7183 und A ist eine als Frequenzfaktor bezeichnete Konstante, die mit der Häufigkeit der Zusammenstöße und der Ausrichtung der reagierenden Moleküle zusammenhängt.

Der Frequenzfaktor A spiegelt wider, wie gut die Reaktionsbedingungen korrekt ausgerichtete Kollisionen zwischen den Reaktantenmolekülen begünstigen. Eine erhöhte Wahrscheinlichkeit effektiv ausrichtungsabhängig Kollisionen führt zu größeren Werten für A und schnelleren Reaktionsgeschwindigkeiten.

Der Exponentialterm e^−Eₐ/RT beschreibt die Auswirkung der Aktivierungsenergie auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Gemäß der kinetischen Molekulartheorie ist die Temperatur der Materie ein Maß für die durchschnittliche kinetische Energie ihrer Atome oder Moleküle – eine niedrigere Aktivierungsenergie führt zu einem größeren Anteil ausreichend energiereicher Moleküle und einer schnelleren Reaktion.

Der Exponentialterm beschreibt auch den Einfluss der Temperatur auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Eine höhere Temperatur stellt einen entsprechend größeren Anteil an Molekülen dar, die über ausreichend Energie (RT) verfügen, um die Aktivierungsbarriere (E_a) zu überwinden. Dies führt zu einem höheren Wert für die Geschwindigkeitskonstante und einer entsprechend schnelleren Reaktionsgeschwindigkeit.

Die minimale Energie, die erforderlich ist, um bei einer Kollision zwischen Reaktanten ein Produkt zu bilden, wird Aktivierungsenergie (E_a) genannt. Der Unterschied zwischen der erforderlichen Aktivierungsenergie und der kinetischen Energie, die durch kollidierende Reaktantenmoleküle bereitgestellt wird, ist ein Hauptfaktor, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst. Wenn die Aktivierungsenergie viel größer ist als die durchschnittliche kinetische Energie von Molekülen, erfolgt die Reaktion langsam, da nur wenige sich schnell bewegende Moleküle über genügend Energie zur Reaktion verfügen. Wenn die Aktivierungsenergie viel kleiner ist als die durchschnittliche kinetische Energie der Moleküle, ist ein großer Teil der Moleküle ausreichend energiereich und die Reaktion läuft schnell ab.

Reaktionsdiagramme werden in der chemischen Kinetik häufig verwendet, um verschiedene Eigenschaften einer interessierenden Reaktion zu veranschaulichen. Es zeigt, wie sich die Energie eines chemischen Systems ändert, wenn es eine Reaktion durchläuft und Reaktanten in Produkte umwandelt.

Dieser Text wurde angepasst vonOpenstax, Chemistry 2e, Abschnitt 12.5: Collision Theory.