Chemische Reaktion

Einige Arten von Reaktionen, z. B. die Explosionen, vollziehen sich äußerst schnell. Andere dagegen, wie das Rosten, finden relativ langsam statt. Die chemische Kinetik untersucht die Geschwindigkeiten der Reaktionen und die Einzelheiten ihres Ablaufs. Im molekularen Maßstab betrachtet, müssen drei Bedingungen erfüllt werden, damit eine Reaktion ablaufen kann: Erstens müssen die Moleküle, Atome oder Ionen zusammenstoßen. Zweitens müssen sie sich gegeneinander so orientieren, dass die reagierenden Molekülteile gemeinsam einen Übergangszustand zwischen 27 Edukten und Produkten bilden können. Drittens muss der Zusammenstoß mit einer ausreichend hohen Heftigkeit, d. h. Energie, erfolgen. Nur dann kann der Übergangszustand gebildet werden, in dem die Umgruppierung der Bindungen zur Produktbildung geschieht.

1999 gelang es erstmals, den Übergangszustand sowie die Umgruppierung der Bindungen in Einzelbildern festzuhalten. Hierzu entwickelte der ägyptische Chemiker und Forscher Ahmed H. Zewail eine Hochgeschwindigkeitskamera mit ultraschneller Lasertechnik. Zewail konnte damit Momentaufnahmen einer chemischen Reaktion in der Gasphase festhalten, die im Bereich von Femtosekunden ablaufen – eine Femtosekunde entspricht dem millionsten Bruchteil einer milliardstel Sekunde (10^-15).

Schnelle Reaktionen treten ein, wenn die eben genannten drei Kriterien leicht zu erfüllen sind. Wenn nur eines von ihnen schwer zu realisieren ist, dann wird die Reaktion im Allgemeinen langsam sein – auch wenn die Änderung der freien Energie eine freiwillig ablaufende Reaktion erwarten lässt.

Reaktionsgeschwindigkeiten werden durch Gegenwart eines Katalysators erhöht. Das ist eine Substanz, die der jeweiligen Reaktion einen anderen Mechanismus ermöglicht, der leichter und daher schneller zu durchlaufen ist. Ein Katalysator selbst nimmt an der Reaktion insgesamt nicht teil, d. h., er bleibt unverändert oder bildet sich während der Reaktion wieder zurück. Beispielsweise explodiert eine Mischung der Gase Wasserstoff und Sauerstoff bei Raumtemperatur nicht von selbst. Fügt man aber etwas Platinpulver hinzu, dann tritt eine Explosion ein. An der Platinoberfläche werden Sauerstoffmoleküle adsorbiert (siehe Adsorption). Dabei werden die Bindungen dieser O₂-Moleküle etwas gedehnt und damit schwächer. Zur Bildung des Übergangszustands ist also weniger Energie zur Aktivierung erforderlich. Nun reagieren die adsorbierten Sauerstoffatome viel schneller mit Wasserstoffmolekülen, die auf die adsorbierte Oberfläche aufprallen. Dabei entstehen jeweils ein Wassermolekül und ein einzelnes Sauerstoffatom, welches die Reaktionskette fortsetzt.

Reaktionsgeschwindigkeiten kann man nicht nur durch Zufügen eines Katalysators verändern, sondern sie oft auch durch entsprechende Wahl der äußeren Bedingungen wie Druck, Temperatur oder Konzentrationen beeinflussen. Durch Erhöhen der Temperatur wird die Reaktionsgeschwindigkeit größer, weil die kinetische Energie, mit der die Eduktmoleküle aufeinanderprallen, höher wird. Außerdem erfolgen pro Zeiteinheit mehr Stöße, weil die Moleküle bei höherer Temperatur im Durchschnitt schneller sind. Insgesamt steigt daher mit der Temperatur die Wahrscheinlichkeit, dass aktive Übergangszustände gebildet werden. Auch höhere Konzentrationen (bzw. Drücke bei Gasen) erhöhen die Reaktionsgeschwindigkeit, weil die Anzahl der Zusammenstöße pro Zeiteinheit zunimmt.

Wenn eine Reaktion fortschreitet, nehmen die Konzentrationen der Reaktanten ab, weil diese verbraucht werden. Dadurch sinkt auch die Reaktionsgeschwindigkeit. Gleichzeitig steigen die Konzentrationen der Produkte. Infolgedessen wird die Wahrscheinlichkeit größer, dass Produktmoleküle zusammenstoßen; bei vielen Reaktionen können sie dabei wieder zerfallen und die Produkte zurückbilden. Irgendwann wird dann die zunehmende Geschwindigkeit dieser Rückreaktion ebenso groß werden wie die abnehmende Geschwindigkeit der Hinreaktion (Produktbildung). Per saldo geschieht dann gar nichts mehr, weil pro Zeiteinheit ebenso viele Produktmoleküle entstehen wie zerfallen. Diesen Zustand nennt man chemisches Gleichgewicht. Bei ihm verlaufen also Hin- und Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit.

Befindet sich ein System im chemischen Gleichgewicht, so unterliegen die Auswirkungen von Veränderungen dem Prinzip von Le Chatelier (nach Henry Louis Le Chatelier): Jeder Versuch, ein im Gleichgewicht befindliches System zu beeinflussen, ruft in diesem einen Vorgang hervor, der der Änderung entgegenwirkt. Demnach werden durch eine Temperaturerhöhung endotherme Reaktionen gefördert, da sie Wärme verbrauchen. Abkühlen fördert dagegen exotherme Reaktionen. Dabei muss man Hin- und Rückreaktion sozusagen als einzelne Reaktionen ansehen. Ein Beispiel: Bei der Hinreaktion in einem bestimmten chemischen Gleichgewicht wird die Anzahl der Gasmoleküle erhöht und damit in einem geschlossenen Gefäß der Druck. Verringert man nun durch äußere Einwirkung den Druck, so wird die (druckerhöhende) Hinreaktion gefördert, weil sie der Änderung (Druckminderung) entgegenwirkt. Das Umgekehrte gilt bei Druckerhöhung von außen. Weiterhin: Das Erhöhen der Konzentration eines Stoffes fördert diejenigen Reaktionen, die den zugefügten Stoff verbrauchen. Entsprechend fördert das Herabsetzen einer Konzentration die Bildungsreaktion der betreffenden Substanz.