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Alt 04.05.2010, 14:34   #1   Druckbare Version zeigen
Toscana  
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Beiträge: 24
Reaktionskinetik

Ich habe hier folgende Aufgabe vorliegen:

{ 2 NO + Cl_2 \rightarrow 2 NOCl }

a) Geben Sie die Reaktionsgeschwindigkeit in Abhängigkeit von der zeitlichen Änderung an
b) Es sind 0,02 mol NO und 0,02 mol {Cl_2} gegeben.
Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit nach Verbrauch der Hälfte von NO?
Wie ändert sich die Reaktionsgeschwindigkeit nach Verbrauch der Hälfte von { Cl_2 }?
c) Wie groß ist die Änderung der Anfangsgeschwindigkeit bei doppelter Konzentration NO
d) Wie hoch ist die Änderung der Anfangsgeschwindigkeit bei halbem Gefäßvolumen?


Da es sich um eine Reaktion zweiter Ordnung handelt, sollte sich die Reaktionsgeschwindigkeit folgendermaßen berechnen:

{v = - 0,5 * \frac{d[NO]}{dt} = - \frac{d[Cl_2]}{dt} = 0,5 \frac{d[NOCl]}{dt} }

zu b)

Um die Reaktionsgeschwindigkeit bei verschiedenen Ausgangskonzentrationen zu berechnen, müsste ich doch folgende Formel verwenden:

{v = - 0,5 * \frac{d[NO]}{dt} = - \frac{d[Cl_2]}{dt} = 0,5 \frac{d[NOCl]}{dt} = k * - 0,5[NO] * -[Cl_2]}

Müsste bei der AUfgabenstellung k nicht angegeben werden?

{ k = }
zu c) Auch hier weiß ich nicht weiter...Was wird unter Anfangsgeschwindigkeit verstanden? Aktivierungsenergie? Welche Formel zur Berechnung muss ich hier heranziehen?


Vielen Dank für eure Tipps schonmal
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