2.12 : Vorhersage von Reaktionsergebnissen

Die Kinetik beschreibt die Geschwindigkeit und den Weg, mit dem eine Reaktion abläuft. Im Gegensatz dazu befasst sich die Thermodynamik mit Zustandsfunktionen und beschreibt die Eigenschaften, das Verhalten und die Komponenten eines Systems. Sie befasst sich nicht mit dem Weg, den der Prozess nimmt, und kann nicht auf die Geschwindigkeit eingehen, mit der eine Reaktion abläuft. Obwohl sie Informationen darüber liefert, was während eines Reaktionsprozesses passieren kann, beschreibt sie nicht die detaillierten Schritte dessen, was auf atomarer oder molekularer Ebene geschieht. Andererseits liefert die Kinetik Informationen auf atomarer oder molekularer Ebene. Kurz gesagt, die Thermodynamik konzentriert sich auf die Energetik der Produkte und Reaktanten, während sich die Kinetik auf den Weg von den Reaktanten zu den Produkten konzentriert. Industrielle Prozesse, bei denen der Wert von ΔG negativ und der entsprechende Wert von K größer als eins ist, sind zu langsam, um wirtschaftlich rentabel zu sein. In solchen Fällen kann eine thermodynamisch nicht spontane Reaktion durch Änderung der Reaktionsbedingungen, wie z. B. Änderung des Drucks oder der Temperatur, Zufuhr einer externen Energiequelle in Form von Elektrizität usw., spontan zum Ablauf gebracht werden.

Atome, Moleküle oder Ionen müssen kollidieren, bevor sie miteinander reagieren können. Um chemische Bindungen eingehen zu können, müssen Atome nahe beieinander liegen. Diese Prämisse ist die Grundlage für eine Theorie, die viele Beobachtungen zur chemischen Kinetik erklärt, einschließlich der Faktoren, die die Reaktionsgeschwindigkeit beeinflussen. Die Kollisionstheorie basiert auf den Postulaten, dass (i) die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zur Geschwindigkeit der Reaktantenkollisionen ist, (ii) die reagierenden Spezies in einer Ausrichtung kollidieren, die den Kontakt zwischen den Atomen ermöglicht, die im Produkt miteinander verbunden werden, und (iii) Die Kollision erfolgt mit ausreichender Energie, um ein gegenseitiges Eindringen in die Valenzschalen der reagierenden Spezies zu ermöglichen, sodass sich die Elektronen neu anordnen und neue Bindungen (und neue chemische Spezies) bilden können. Wenn Reaktantenspezies mit der richtigen Ausrichtung und ausreichend Aktivierungsenergie kollidieren, verbinden sie sich zu einer instabilen Spezies, die als aktivierter Komplex oder Übergangszustand bezeichnet wird. Diese Arten sind kurzlebig und mit den meisten Analysegeräten normalerweise nicht nachweisbar. In einigen Fällen können mithilfe anspruchsvoller Spektralmessungen Übergangszustände beobachtet werden. Die Kollisionstheorie erklärt, warum die meisten Reaktionsgeschwindigkeiten mit steigender Temperatur zunehmen. Mit steigender Temperatur nimmt die Häufigkeit von Kollisionen zu. Mehr Kollisionen bedeuten eine schnellere Reaktionsgeschwindigkeit, sofern die Energie der Kollisionen ausreichend ist.