Chlorknallgas ist eine Gasmischung aus Wasserstoff und Chlor, die bei Belichtung oder thermischer Aktivierung wie Knallgas in einer heftigen exothermen Reaktion explosionsartig zu Wasserstoffchlorid (Chlorwasserstoff) reagiert:

${\displaystyle \mathrm {H_{2}+Cl_{2}\ {\xrightarrow {Licht,W{\ddot {a}}rme}}\ 2\ HCl} }$

Die Reaktion wurde 1809 von den französischen Chemikern Joseph Louis Gay-Lussac und Louis Jacques Thénard beobachtet.

Den Reaktionsmechanismus, eine lichtinduzierte radikalische Kettenreaktion, klärten Walther Nernst und Max Bodenstein auf. Er lautet:

${\displaystyle \mathrm {Cl_{2}\ {\xrightarrow {Energie}}\ 2\ Cl{\cdot }\quad (Kettenstart)} }$

${\displaystyle \left.{\begin{matrix}\mathrm {Cl{\cdot }+H_{2}\longrightarrow HCl+H{\cdot }} \\\mathrm {H{\cdot }+Cl_{2}\longrightarrow HCl+Cl{\cdot }} \end{matrix}}\quad \right\rbrace \mathrm {(Kettenfortpflanzung)} }$

${\displaystyle \left.{\begin{matrix}\mathrm {H{\cdot }+Cl{\cdot }\ {\xrightarrow {M}}\ HCl} \\\mathrm {2\ H{\cdot }\ {\xrightarrow {M}}\ H_{2}} \\\mathrm {2\ Cl{\cdot }\ {\xrightarrow {M}}\ Cl_{2}} \end{matrix}}\quad \right\rbrace \mathrm {(Kettenabbruch)} }$

Für die Kettenabbruchreaktionen ist ein dritter Stoßpartner M nötig, um die Bindungsenergie abzuführen. Die Kettenlänge hängt daher vom Druck ab und erreicht bei Normaldruck Werte von 10⁶.

Die bei der Kettenreaktion freigesetzte Energie führt zu einem Temperaturanstieg, der zunächst wenig Einfluss auf die Umsatzrate hat, bis schließlich thermische Dissoziation zu schnellem Anwachsen der Radikalkonzentration führt.

Einzelnachweise

1. ↑ Horst Remane, Wolfgang Girnus, „Meilensteine der Chemie 2009“, Nachrichten aus der Chemie 57, Januar 2009, S. 11.
2. ↑ Erwin Riedel, Christoph Janiak: Anorganische Chemie/Inorganic Chemistry, de Gruyter, 2011, ISBN 978-3-11-022566-2, eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche.