Hilfe bei Chemie - Reaktionskinetik?
Guten Tag liebe Community,
eigentlich mach ich das nicht so gerne, weil ich meine, dass man mit genug Wille immer eine Antwort findet und ich auch nicht wirklich stolz auf mich bin, wenn ich mir die Lösung von anderen vorsagen lasse, aber ich stecke hier fest und steh ziemlich unter Zeitdruck. Ich habe schon alle Kurskameraden gefragt und im Internet geschaut, aber niemand konnte mir helfen. Morgen schreibe ich über dieses Thema eine Klausur und da hat mich jetzt die Panik gepackt. Ich brauche nur Hilfe bei den Aufgaben 1.4 und 2.2. Bei 2.2. weiß ich sogar, dass die Lösung 16% sein soll, das hat mir der Lehrer noch verraten, aber mehr nicht. Könnte mir jemand erklären, wie ich zu der Lösung komme?
LG und vielen Dank
1 Antwort
Fangen wir mal mit dem H₂O₂ an.
H₂O₂ ⟶ H₂O + ½ O₂
Gemessen wird die H₂O₂-Konzentration im Lauf der Zeit, und wir sollen uns entscheiden, ob das Geschwindigkeitsgesetz first order oder second order ist.
- Erste Ordnung bedeutet c(t)=c₀⋅e⁻ᵏᵗ. Also legen wir in unsere Datenpunkte eine Exponentialkurve rein und bekommen aus dem Fit k=0.0461962 ± 0.000776 min⁻¹ (1.7% Fehler im k)
- Zweite Ordnung bedeutet c(t)=c₀/(1+c₀kt). Der Fit ist deutlich schlechter, mit k=0.178 ± 0.025 l mol⁻¹ min⁻¹ oder 14% Fehler, also können wir das vergessen.
Mit Gnuplot gehen diese Rechnungen recht simpel (zuvor habe ich die Meßdaten in das File x.dat geschrieben):
f1(t)=c0*exp(-k*t)
f2(t)=c0/(1+c0*k*t)
fit f1(x) 'x.dat' using 1:2 via c0,k
fit f2(x) 'x.dat' using 1:2 via c0,k
plot 'x.dat' with points pointtype 7 pointsize 2, f1(x)
Daraus können wir die Halbwertszeit als τ=ln(2)/k=15 min berechnen — das hätte man auch mit einem Blick auf die Tabelle abschätzen können. Damit bin ich mit anderer Methodik ungefähr so weit gekommen wie Du in den Aufgaben 1.1 bis 1.3. Du hast vermutlich zuerst die Halbwertszeit geschätzt und dann daraus die Geschwindigkeitskonstante berechnet, aber Deine Werte sollten ähnlich sein.
Nun wollen wir also wissen, wieviel O₂ sich aus 100 ml der H₂O₂-Lösung binnen 25 min bilden. Dazu berechnen wir c(25 min)=c₀⋅e⁻ᵏᵗ=0.5⋅exp(−25⋅0.0461962)=0.158 mol/l. Also sind 0.5 − 0.158 = 0.342 mol/l H₂O₂ abgebaut worden, oder in den 100 ml Reaktionsvolumen n=c⋅V=0.0342 mol. Laut Reaktionsgleichung gibt das halb soviel O₂, also entstanden 0.0171 mol O₂. Das kann man mit der Gasgleichung auf Volumen umrechnen, V=nRT/p = 424 ml.
Bei Aufgabe 2.2 weiß ich leider nicht, was der Temeraturfaktor sein soll. Kannst Du mir dazu eine Definition geben? Dann rechne ich es Dir gerne vor. Vielleicht ist es die Verlangsamung pro Abkühlung um 10 K?
Vielen lieben Dank für die ausführliche Antwort. Jetzt habe ich es endlich verstanden. Wird gleich an meine Kurskameraden weitergegeben. :'D
Den Temperaturfaktor hätte ich dir auch nicht erklären können, das wurde uns nicht definiert. Aber deine Erklärung passt und deckt sich auch so ziemlich mit den Worten unseres Lehrers. Vielen Dank nochmal.
Wenn der Temperaturfaktor wirklich die Verlangsamung pro 10 K ist, dann ist die Rechnung sehr simpel: 2.5⁻² ist wirklich genau 16% — Bei Abkühlung um 10 K würden sich die Reaktionsgeschwindigkeiten und damit der Sauerstoffbedarf ums 2.5-fache verringer, also 1/2.5=40%, und bei einer Abkühlung um 20 K zweimal, also 0.4⋅0.4=16%.