Wieviel mal schneller läuft die Reaktion ab?
Ich habe eine Aufgabe, die ich einfach nicht verstehe:
Die Aktivierungsenergie Ea einer bestimmten Reaktion beträgt 65,7 kJ/mol. Wieviel Mal schneller findet die Reaktion bei 50°C als bei 0°C statt?
Ich habe mir gedacht, dass ich das über die Arrhenius gleichung berechnen muss, also k=Ae^(Ea/RT) Allerdings weiß ich weder das A, noch weiß ich k.
Kann mir bitte jemand weiterhelfen? :)
1 Antwort
Du willst das Verhältnis der Reaktionsgeschwindigkeitskonstanten bestimmen. Denn du willst ja wissen um wieviel die Reaktion schneller ist. Der Stoßfaktor A bleibt natürlich gleich, denn es ist ja die gleiche Reaktion am gleichen Katalysator. Daher kürzt sich A einfach raus und du berechnest einfach k_50°C / k_0 °C
k_50°C / k_0°C = exp(-65700/(8,314*323)) / exp(-65700/(8,314*273))
Nein, da hast du irgendwo einen Fehler gemacht. 88 sollte rauskommen.
Wenn du mal einfach das Komma durch einen Punkt ersetzt kannst du alles rechts des Gleichheitszeichens direkt bei wolframalpha reinkopieren.
Wenn ich das ausrechne und durchdividiere, dann komm ich auf das Verhältnis 1,132*10^22
Kann das stimmen?