====== Reaktionslehre ======
===== Reaktionsgeschwindigkeit =====
==== Begriffe & Definitionen ====
Die **Reaktionsgeschwindigkeit** in der Chemie ist die Änderung der Konzentration einer Lösung oder der Stoffmenge sowie Masse eines Stoffes bei einer chemischen Reaktion in Abhängigkeit der Zeit. Während einer chemischen Reaktion ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit.(([[https://www.leifichemie.de/gleichgewicht-und-geschwindigkeit/reaktionsgeschwindigkeit/grundwissen/was-ist-reaktionsgeschwindigkeit|Leifichemie.de]]))
$$v = \frac{Δc}{Δt}$$
  * Der **Reaktionsmechanismus** ist die Abfolge von Einzelschritten, wie eine chemische Reaktion auf Teilchenebene abläuft. Erzeigt z.B., welche Bindungen wann gebrochen oder gebildet werden.
  * Bei einem **wirksamen Zusammenstoss**, stossen Teilchen richtig orientiert und mit genügend Energie zusammen, sodass es zu einer Reaktion kommt.
  * Bei einem **unwirksamen Zusammenstoss**, stossen Teilchen zwar zusammen, sind jedoch entweder nicht richtig orientiert oder haben nicht genügend Energie (oder beides), sodass keine Reaktion stattfindet. 
  * Die **Aktivierungsenergie ΔE<sub>A</sub>** ist die Mindestenergie, die Teilchen benötigen, damit ein wirksamer Zusammenstoss und somit eine Reaktion möglich ist.
  * Die **Reaktionsenergie ΔE<sub>R</sub>** ist die Energiedifferenz zwischen Produkten und Edukten. Sie zeigt, ob eine Reaktion exotherm (Energie wird frei) oder endotherm (Energie wird aufgenommen) ist.

==== Abhängigkeiten der Reaktionsgeschwindigkeit ====
  * Je grösser die **Oberfläche** ist, desto mehr Teilchen sind frei zugänglich und somit verfügbar für Zusammenstösse.
  * Bei einer höheren **Konzentration** existieren mehr Teilchen pro Volumen, was zu mehr Zusammenstössen führt und somit zu einer höheren Wahrscheinlichkeit für eine Reaktion.
  * Wenn die **Temperatur** steigt, steigt auch die kinetische Energie und somit die Geschwindigkeit der Teilchen. Das führt ebenfalls zu mehr Zusammenstössen und somit zu einer höheren Wahrscheinlichekeit für eine Reaktion.
  * Ein **Katalysator** verändert den Reaktionsweg, sodass die Aktivierungsenergie niedriger ist. Dadurch schaffen es mehr Teilchen mit ihrer vorhandenen Energie zu reagieren.
==== Katalysator ====
Als **Katalysator** wird in der Chemie ein Stoff bezeichnet, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst [, indem er die Aktivierungsenergie senkt], ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Der Katalysator liegt also nach der Reaktion unverändert vor.(([[https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/katalysator/|Studysmarter.de]]))
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===== Energieumsatz =====
  * [...] **Energie** [ist] die Fähigkeit, Arbeit zu verrichten, Licht auszustrahlen oder Wärme abzugeben.(([[https://www.enbw.com/unternehmen/themen/kohleausstieg/was-ist-energie.html#:~:text=Anschaulich%20ausgedr%C3%BCckt%20ist%20Energie%20die,alle%20nat%C3%BCrlichen%20Vorg%C3%A4nge%20gebraucht%20wird.|EnBW.com]]))
    * kinetische Energie
    * potentielle Energie
    * thermische Energie
    * elektrische Energie
    * Strahlungsenergie \\ \\
  * Die **Enthalpie** ist ein Ma[ss] für die Energie eines thermodynamischen Systems.(([[https://www.chemie.de/lexikon/Enthalpie.html|Chemie.de]])) Die freigewordene Wärmemenge stellt die Enthalpie dar.(([[https://www.studysmarter.de/schule/chemie/physikalische-chemie/enthalpie/|Studysmarter.de]])) \\ \\
  * **Bindungsenergie** ist die Energie, die benötigt wird, um eine chemische Bindung zu trennen. Zwei Wasserstoffatome (H) teilen sich ein Elektronenpaar und bilden so eine Elektronenpaarbindung. Um das H<sub>2</sub>-Molekül wieder in zwei einzelne H-Atome zu zerlegen, muss man Bindungsenergie zuführen – beim H<sub>2</sub>-Molekül sind das etwa 436 kJ/mol.

===== Triebkräfte =====
==== Spontan vs. unspontan ====
Hierbei handelt es sich um eine Frage der Energie. \\
Eine Reaktion läuft von selbst ab (ist **spontan**), weil sie energetisch begünstigt ist (meist $ΔG < 0$).
z.B. Eis schmilzt bei Raumtemperatur. \\
Eine Reaktion läuft nicht von selbst ab (ist **unspontan**) – man muss Energie zuführen oder Bedingungen ändern.
z.B. Wasser zerlegen in H<sub>2</sub> und O<sub>2</sub> braucht Strom (Elektrolyse). \\
^ Spontan        ^ Unspontan       ^ 
| Verbrennung von Holz \\ Rosten von Eisen \\ Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>) \\ Diffusion eines Duftstoffs in der Luft \\ Eis schmilzt bei > 0 °C | Elektrolyse von Wasser (H<sub>2</sub>O → H<sub>2</sub> + O<sub>2</sub>) \\ Herstellung von Ammoniak aus N<sub>2</sub> und H<sub>2</sub> bei Raumtemperatur \\ Rückreaktion bei Verbrennung (CO<sub>2</sub> → C + O<sub>2</sub>) \\ Zersetzung von Kochsalz (NaCl → Na + Cl<sub>2</sub>) |
==== Langsam vs. schnell ====
Hierbei handelt es sich um eine Frage der Kinetik. \\
Eine Reaktion verläuft träge, oft wegen hoher Aktivierungsenergie oder wenig wirksamer Zusammenstösse.
z.B. Rostbildung – spontan, aber langsam. \\
Die Reaktion läuft schnell ab, wenn viele Teilchen genug Energie haben und oft zusammenstossen.
z.B. Knallgasreaktion – spontan und sehr schnell.

==== Entropie ====
Die **Entropie S** ist ein Mass für die Wahrscheinlichkeit eines chemischen Zustands. \\
Die Reaktionsentropie ΔS<sub>Reaktion</sub> ist der Unterschied zwischen der Wahrscheinlichkeit der Produkte und der der Edukte. 
$$ΔS_{Reaktion} = S_{Produkte} - S_{Edukte}$$
Daraus folgt, dass $ΔS_{Reaktion} > 0$ eine Zunahme der Wahrscheinlichkeit ist und $ΔS_{Reaktion} < 0$ eine Abnahme der Wahrscheinlichkeit ist.

==== Gibbs-Energie ====
$$ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$$
Wobei die folgenden Variablen verwendet werden: \\
$ΔG_{R}$ Gibbs-Energie [kJ/mol] \\
$ΔH_{R}$ Reaktionsenthalpie [kJ/mol] \\
$ΔS_{R}$ Reaktionsentropie [kJ/(mol · K)] \\
$T$ Temperatur [K] 
==== Exergon vs. endergon ====
Reaktionen, die spontan ablaufen, werden als exergon [...] bezeichnet. Eine Reaktion ist dann exergon, wenn in deren Verlauf die freie Enthalpie $G$ abnimmt, also wenn $ΔG$ ein negatives Vorzeichen hat [...].(([[https://www.chemie.de/lexikon/Exergone_und_endergone_Reaktion.html|Chemie.de]])) Eine endergone Reaktion ist das Gegenteil.

==== Vier Reaktionstypen ====
Gemäss $ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$ existieren vier Typen, in die man Reaktionen unterteilen kann: \\
^ $ΔG_{R} = ΔH_{R} - T \cdot ΔS_{R}$ ^ $ΔH_{R} < 0$ (gü) ^ $ΔH_{R} > 0$ (ungü) ^
^ $ΔS_{R} > 0$ (gü) | Immer spontan \\ z.B. Verbrennung von Kraftstoff und Explosionen | Dilemma-Reaktion (chemisches Gleichgewicht); bei hohen Temperaturen spontan \\ z.B. Zersetzung von Backpulver (NaHCO<sub>3</sub>) beim Backen |
^ $ΔS_{R} < 0$ (ungü) | Dilemma-Reaktion (chemisches Gleichgewicht); bei tiefen Temperaturen spontan \\ z.B. Salzbildung aus Gasen | Nie spontan \\ Achtung: durch Energiezufuhr durchaus erzwingbar \\ z.B. Handyakku aufladen |

===== Chemische Gleichgewichte =====
Eine Reaktion kann prinzipiell in beide Richtungen ablaufen. Das hei[ss]t, du hast eine Hinreaktion und eine Rückreaktion. Du kannst auch sagen, dass die Reaktionen umkehrbar sind. [...] In einem geschlossenen System mit gleichbleibender Temperatur und gleichbleibendem Druck stellt sich irgendwann ein Gleichgewicht ein.(([[https://simpleclub.com/lessons/chemie-gleichgewichtsreaktion|Simpleclub.com]])) \\ \\
Dazu gehören:
  * Gleichbleibende Konzentration
  * Hin- und Rückreaktion verlaufen gleich schnell

==== Massenwirkungsgesetz ====
Es wird die folgende Reaktionsgleichung betrachtet:
$$q A + r B ⇌ s C + t D$$
Dafür gilt das Massenwirkungsgesetz in folgender Form:
$$K = \frac{a(C)^{s} \cdot a(D)^{t}}{a(A)^{q} \cdot a(B)^{r}}$$