WikiDer > Reaktivität (Chemie)

Reaktivität ist ein grundlegender und zugleich sehr breit interpretierbarer Begriff aus der Chemie. Es bezieht sich im Allgemeinen auf die Tendenz bestimmter chemische Verbindungen, funktionelle Gruppen oder Ionen zu einer chemische Reaktion anfangen. Sowohl im organisch als die Anorganische Chemie spielt die Verbindung zwischen Struktur und Reaktivität von Moleküle eine wichtige Rolle, zum Beispiel die Einsicht in bestimmte Reaktionen und Reaktionsmechanismen. Die Beziehung zwischen Struktur und Reaktivität von organische Verbindungen ist das Thema der Physikalisch-organische Chemie.

Ursachen der Reaktivität

Die Ursachen für die Reaktivität einer chemischen Verbindung sind hauptsächlich in physikalischen und quantenchemisch Eigenschaften einer Verbindung (Orbitalstruktur), die Stabilität der Fesseln und die Elektronenverteilung innerhalb eines Moleküls oder einer Atomgruppe (interne elektronische Struktur viastructuur Molekülorbitale). Es ist insbesondere die Valenzelektronen eines Atoms, das seine Reaktivität festlegt. Externe Parameter, wie z Temperatur, Druck, Konzentration, pH, elektrischer Strom und Strahlung, einen Einfluss auf die Reaktivität haben (auf thermodynamischer und kinetischer Ebene).

Bei pure feste Verbindungen hauptsächlich spielen die physikalischen Eigenschaften eine Rolle. So verfeinern Sie grob Kristalle erhöhen die Reaktivität im kinetischen Sinne, da die Kontaktfläche zunimmt. Die Chance auf Kollisionen mit anderen Partikeln erhöht und damit auch die Reaktionsgeschwindigkeit. Auf der anderen Seite ist die interne Kristallstruktur zur Reaktivität beitragen, dies ist jedoch hauptsächlich thermodynamischer Natur.

Beschreibung der Reaktivität

Reaktivität wird beschrieben durch Thermodynamik und Kinetik. Diese drücken jeweils aus, ob eine Reaktion abläuft oder nicht (die Spontaneität einer Reaktion) und wie schnell die Reaktion abläuft (die Reaktionsgeschwindigkeit). Diese beiden Faktoren sind unabhängig voneinander, aber normalerweise sind sie es temperaturabhängig. Beispielsweise läuft eine Reaktion, die bei niedriger Temperatur langsam abläuft, bei höherer Temperatur schneller ab, da die kinetische Energie des Systems erhöht wird. Ebenso a Gleichgewichtsreaktion durch Erhitzen der Reaktionsmischung absteigend gemacht werden.

Thermodynamik

sehen Chemische Thermodynamik für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Thermodynamisch ist ein Teilchen reaktiver, wenn es sich durch eine chemische Reaktion auf ein energetisch niedrigeres Niveau bewegen kann. Mit anderen Worten: die Gibbs freie Energie(ΔG) einer Reaktion muss negativ sein, um eine möglichst spontane Reaktion zu erhalten. Alle Teilchen streben einen möglichst niedrigen Energiezustand an. Oder anders gesagt: die Entropie(S) eines Systems kann nur in einem spontanen Prozess gleich bleiben oder zunehmen. Dies ist eine der Formulierungen der Zweiter Hauptsatz der Thermodynamik.

Die freie Gibbs-Energie ist der Teil der Gesamtenergie eines Reaktionssystems, der für eine Umwandlung (Bindungsspaltung und -bildung) zur Verfügung steht. Der absolute Wert davon Zustandsfunktion ist nicht bekannt, aber Änderungen sind möglich (ΔG) der freien Gibbs-Energie. Die freie Gibbs-Energie wird durch 2 weitere Zustandsfunktionen bestimmt, die Enthalpie (ΔH) und die Entropie (ΔS), durch die folgende Beziehung:

${Anzeigestil Delta G=Delta H-TDelta S,}$

Der wichtigste Begriff in diesem Zusammenhang ist die Enthalpie. Der Wert der Enthalpie kann positiv oder negativ sein:

• H > 0: Wärme wird in das System aufgenommen, da starke Bindungen gespalten und schwache gebildet werden. Dies wird ein endotherme Reaktion erwähnt.
• H < 0: Wärme geht an die Umgebung verloren, da schwache Bindungen gespalten und starke Bindungen gebildet werden. Dies wird ein exotherme Reaktion erwähnt.

Kinetik

sehen Chemische Kinetik für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Neben der Thermodynamik spielt auch die Kinetik (oder Kinetik) eine herausragende Rolle bei der Beschreibung der Reaktivität. Eine chemische Reaktion kann dargestellt werden durch a Reaktionsprofil, in dem die Enthalpie in Abhängigkeit vom Reaktionsverlauf (auch Reaktionskoordinate genannt) skizziert ist. Die Reagenzien haben eine bestimmte Enthalpie (das ist eine bestimmte Menge potenzielle Energie entsprechend der elektronischen Struktur der Moleküle), die zunimmt, wenn sich die Reaktanten einander nähern und Umwandlungen eingehen. Dies dauert so lange, bis die maximale Energie des Systems erreicht ist: Dies wird als Übergangszustand bezeichnet. Dabei wird ein sogenannter kritischer Komplex (gekennzeichnet durch [CC]) gebildet. Von diesem Moment an nimmt die potentielle Energie wieder ab, bis ein neues energetisches Niveau erreicht ist. Dies ist das Niveau der Reaktionsprodukte.

Schematische Darstellung eines Reaktionsprofils für eine exotherme Reaktion mit Angabe der Aktivierungsenergie (E_ein), die Reaktionswärme (Δhuh), die Energieniveaus der Reagenzien (A B) und Produkte (C D) und der Verlauf der potentiellen Energie in Abhängigkeit vom Reaktionsverlauf.

Die Energie, die benötigt wird, um vom Reaktantenniveau zum Niveau des Übergangszustands zu gelangen, wird als . bezeichnet Aktivierungsenergie (E_ein) erwähnt. Die Reaktionsgeschwindigkeit wird bestimmt durch die Geschwindigkeit mit dem der kritisch komplexe irreversibler Weg führt zu den Reaktionsprodukten. Die Beziehung zwischen der Aktivierungsenergie (dargestellt durch ΔG^≠) und der Reaktionsgeschwindigkeitskonstante, ist gegeben durch die Eyrings Gleichung:

${displaystyle k=k^{eq}cdot e^{-{frac {Delta G^{eq}}{RT}}}}$

wo k^≠ das absolute Reaktionsgeschwindigkeitskonstante vorgeschlagen, die bestimmt wird durch:

${displaystyle k^{eq}=Tcdot {frac {k_{B}}{h}}}$

damit ist:

• T das Temperatur (298K)
• k_B das Boltzmann-Konstante (1,38 · 10⁻²³ J K⁻¹)
• ha das Plancksche Konstante (6,626 · 10⁻³⁴ Js)

Somit ist der Wert der absoluten Reaktionsgeschwindigkeitskonstanten k^≠ genau bestimmt auf

${displaystyle k^{eq }=6.2cdot 10^{-12}{ ext{Hz}}}$

In diesem Zusammenhang entspricht die Aktivierungsenergie der Aktivierungsenthalpie. Da die (Aktivierungs-)Entropie bei vielen Reaktionen weniger wichtig ist, wird oft die Gibbssche freie Energie als Energieterm verwendet.

Reaktivität vs. Stabilität

Der Energiezustand, in dem sich ein Teilchen ideal verhält, wird hauptsächlich durch die Elektronenstruktur dieses Teilchens bestimmt. Das Molekülorbitaltheorie und Valenzbindungstheorie sind wichtige Theorien zur Erklärung der Natur chemischer Bindungen und der inneren elektronischen Struktur von Atomen und Molekülen. Kohlenstoff wird fast immer 4 Bindungen bilden. Das heißt, Kohlenstoff ist in diesem Zustand am stabilsten. Dies bedeutet jedoch nicht, dass Kohlenstoff in diesem Zustand nicht oder weniger reaktiv ist. Das Kohlenstoffatom in a Carbonylgruppe, zum Beispiel aufgrund einer Ladungsverschiebung zu Sauerstoff positiv polarisiert und daher anfällig für nukleophile Angriffe. Mit anderen Worten, Reaktivität ist kein direktes Synonym für Stabilität, aber sie sind sehr verwandt. Außerdem ergibt sich die Reaktivität eines Partikels meist aus seiner Stabilität.

Organische Verbindungen

Der Grund, warum Kohlenstoff mit 4 Bindungen stabil ist, muss in der elektronischen Struktur des Elements gesucht werden. Kohlenstoff besitzt im Normalzustand 6 Elektronen, davon 4 Valenzelektronen, die sich in Orbitalen befinden. Die Elektronenkonfiguration dieser Valenzelektronen ist wie folgt: 2s²2p². Dies bedeutet, dass es 2 Elektronen im gibt porbital sitzen. Das ist quantenmechanische nicht stabil (die beiden Elektronen im kleinen so-Orbitale stoßen sich aufgrund von Gegensätzen ab Coulomb-Kräfte) und damit ein Elektron aus dem so-Orbital zum pbewegte Umlaufbahn. Dies erfordert eine Energiemenge, die durch die Verstärkung der kleineren Abstoßung ausgeglichen wird, da die Elektronenkonfiguration dann 2s . beträgt¹2p³ und beide Orbitale sind halb gefüllt. Die Leute reden dann über hybridisierte sp³-Orbitale. Dieser Zustand ist energetisch günstiger. Wenn Kohlenstoff schließlich 4 Bindungen bildet (mit Wasserstoff bis um Methan Beispiel), dann wird viel Energie freigesetzt (exotherme Reaktion), was den Energiebedarf für die Hybridisierung mehr als ausgleicht.

Fehlt Kohlenstoff jedoch ein Valenzelektron (ein sogenanntes Carbokation), wird das Teilchen nicht mehr stabil und damit viel reaktiver sein, weil es in den stabilen Zustand zurückkehren will. Tatsächlich: Ein Carbokation ist ein kurzlebiges und reaktives Zwischenprodukt bei chemischen Reaktionen, die schnell mit Nukleophile dieses Elektronendefizit rückgängig zu machen und einen energetisch günstigeren Zustand anzustreben. An diesem Punkt erreicht Kohlenstoff die Oktettstruktur, was wäre wenn der stabilste Zustand dafür for Atom gilt zu.

Anorganische Verbindungen

Ein Beispiel aus der anorganischen Chemie ist die Reaktion von Natrium mit Wasser:

${displaystyle mathrm {2 Na 2 H_{2}Olongrightarrow 2 Na^{ } 2 OH^{-} H_{2}} E}$

Diese Reaktion ist sehr heftig: Es handelt sich um einen exothermen Prozess, bei dem viel Energie E veröffentlicht. Außerdem ist der Prozess spontan: Schließlich muss keine zusätzliche Energie zugeführt werden, um die Reaktion fortzusetzen. Die Ursache muss in der Stabilität von Natrium gesucht werden: Natrium hat ein s¹-Elektronenkonfiguration. Das bedeutet, dass es ein Elektron zu viel für die Edelgaskonfiguration von Neon- erreichen. Durch Kontakt mit Wasser (die Oxidationsmittel dabei) wird dieses Elektron an Wasser abgegeben, wodurch es Hydroxidanion gebildet. Natrium (das Reduzierstück) wird dabei zu Na . oxidiert.

Aspekte der Reaktivität

Reaktivität äußert sich auf verschiedene Weise. Einige dieser Aspekte der Reaktivität sind:

• Polarisation von Atome in einem Bindung: aufgrund der Anwesenheit von starken elektronegativElemente (wie Sauerstoff oder Halogene) in einem Bindung es kommt zu einer Ladungsverschiebung. Tatsächlich handelt es sich um eine Verzerrung (auch Verzerrung genannt) der Elektronen Wolke zum elektronegativsten Element. Als Ergebnis sind beide Elemente in der Bindung polarisiert: eines positiv (bezeichnet mit δ) und das andere Negativ (gekennzeichnet durch δ⁻). Es Delta-Zeichen (δ) bedeutet, dass die Elemente nicht vollständig positiv oder negativ geladen sind (wie bei Ionen), sondern nur teilweise.
• Aromatizität: von a formed gebildete aromatische Verbindungen zyklischπ-Elektronensystem, bei dem die Elektronen von dem p_z-Orbitale in einander Konjugation und durch die diese Elektronen delokalisiert sein. Dies verleiht den Bindungen eine zusätzliche Stabilität, da die Atome in der zyklischen Struktur tatsächlich extra aneinander gebunden sind. Aromatizitätsverlust durch Bildung von z. B. a Meisenheimer Komplex wird daher in der Regel schnell ausgeglichen. Dies lässt sich auch aus der Reaktionsgeschwindigkeit ableiten: bei a elektrophile aromatische Substitution wird die Hinzufügung von a elektrophil am aromatischen Ring wird fast immer der geschwindigkeitsbestimmende Schritt sein. Immerhin: Die Aromatizität ist aufgehoben.
• Stabilisierung von (reaktiv) Vermittler: Bestimmte Zwischenprodukte sind reaktiv und daher kurzlebig. Unter bestimmten Umständen können sie jedoch stabilisiert werden, indem z. induktiver Effekt (Stabilisierung eines Carbanions neben a Trifluormethylgruppe) oder durch Delokalisation von Elektronen (Stabilisierung eines Carbokations neben a Alken oder ein Element mit a freies Elektronenpaar). Als Beispiel sei hier die elektrophile Alkenaddition genannt: Der erste Schritt ist ein Additionsschritt unter Bildung eines intermediären Carbokations. Dieser Schritt ist daher langsam (kinetisch gesprochen) und geschwindigkeitsbestimmend für den gesamten Prozess. Die Bildung eines tertiären Carbokations ist daher (sowohl kinetisch als auch thermodynamisch) günstiger als die Bildung eines primären Carbokations.
• HSAB-Prinzip: damit lässt sich die Affinität bestimmter chemischer Komponenten in einer Reaktion vorhersagen. Sie gibt Einblick in die Reaktion, sagt aber nichts über den Reaktionsmechanismus aus.

Siehe auch