Rategesetze

Rategesetze (Rategesetze) beschreiben in der Chemie, wie schnell eine Reaktion abläuft und wie diese Geschwindigkeit von den Konzentrationen der Reaktanten abhängt. Sie liefern eine mathematische Beziehung für die Geschwindigkeit, z. B. der Änderung der Konzentration eines Reaktanten oder der Änderung der Produktkonzentration. Allgemein lässt sich die differentialrate law schreiben als rate = d[A]/dt = -d[A]/dt = k ∏ [A_i]^{n_i}, wobei n_i die Reaktionsordnungen bezogen auf die einzelnen Reaktanten sind und k der Geschwindigkeitkoeffizient. Die n_i werden experimentell bestimmt; die Gesamtordnung der Reaktion ergibt sich aus der Summe der n_i. Die Koeffizienten aus der ausgeglichenen Gleichung stimmen nicht notwendigerweise mit den n_i überein.

Beispiele verdeutlichen gängige Ordnungen: Nullte Ordnung, rate = k; [A] = [A]0 − kt; Ers­te Ordnung, rate = k[A], [A] = [A]0 e^{−kt}; Zweite Ordnung mit einem Reaktanten, rate = k[A]^2, oder allgemeine zweitordnung mit zwei Reaktanten wie rate = k[A][B] (unter bestimmten Bedingungen lassen sich integrierte Formen ableiten). Die Einheit von k hängt von der Gesamtordnung der Reaktion ab.

Rategesetze hängen oft von Mechanismen ab: Der konkrete Reaktionsweg bestimmt die Form der Rategleichung, ist aber in der Praxis meist durch Experimente (z. B. Methode der Anfangsraten) festgelegt. Temperaturveränderungen beeinflussen k nach dem Arrhenius-Gesetz, und Katalysatoren können durch Änderung des Mechanismus die Geschwindigkeit steigern, ohne die Gesamtreaktionstöme zu ändern. Rategesetze dienen damit der Vorhersage von Konzentrationen über die Zeit und der Bestimmung von Reaktionsordnung und Mechanismus.