Reaktionsraten

Reaktionsraten beschreiben die Geschwindigkeit, mit der sich Reaktanten in Produkte umwandeln. Sie werden üblicherweise als Änderungsrate der Konzentrationen angegeben, zum Beispiel v = -d[A]/dt = d[B]/dt. Für eine allgemeine Reaktion aA + bB → Produkte kann ein Geschwindigkeitsgesetz v = k [A]^m [B]^n gelten, wobei m und n die Reaktionsordnungen sind. Die Gesamtordnung m+n ergibt sich häufig aus Experimenten und muss nicht mit der Stöchiometrie übereinstimmen. Die Geschwindigkeitskonstante k hängt stark von der Temperatur ab und folgt der Arrhenius-Gleichung k = A e^{-Ea/RT}.

Die Reaktionsordnung spiegelt die Abhängigkeit der Geschwindigkeit von den Konzentrationen wider und kann experimentell bestimmt werden. Unterschiede zwischen der mittleren Reaktionsrate über einen Zeitraum und der instantaneous rate zu einem bestimmten Zeitpunkt sind gängige Konzepte. Messmethoden umfassen die Verfolgung von Konzentrationsveränderungen mittels Titration, Spektroskopie, Gasvolumenmessung oder anderer analytischer Techniken.

Zentrale Einflussfaktoren sind Temperatur, Konzentrationen der Reaktanten, Druck (insbesondere bei Gasreaktionen), Oberfläche und Form des Reaktants, Katalysatoren sowie das Lösungsmittel und die Ionenstärke. Katalysatoren senken die Aktivierungsbarriere, ohne selbst verbraucht zu werden, und können die Reaktionsordnung verändern, wenn sie in bestimmten Schritten beteiligt sind.

In der Praxis lassen sich für einfache Reaktionen oft integrierte Gesetzmäßigkeiten anführen, z. B. Null-, Erste- oder Zweite Ordnung, die die zeitliche Entwicklung der Konzentrationen beschreiben und oft Rückschlüsse auf Halbwertszeiten ermöglichen. Reaktionsraten liefern damit zentrale Einblicke in Kinetik, Mechanismus und Optimierung chemischer Prozesse.