Allgemeine Chemie
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Alt 06.01.2006, 15:05   #1   Druckbare Version zeigen
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Kleine Verständnisfragen

Hallo,
1.) ich hab ne Frage zum idealen Gasgesetz:
Dieses soll ja immer 1 = pV/(RT) sein.
Allerdings haben Gase ein Eigenvolumen, das mit steigendem Druck zunimmt, da die Teilchen dann in kleinerem Raum nicht komprimiert werden können und mehr Volumen einnehmen, sodass die Gleichung oben größer als 1 wird.

Gleichung kleiner 1: Dies ist der Fall, wenn sich die Teilchen anziehen, d.h. der Raumbedarf wird kleiner -> Volumen kleiner -> Gleichung kleiner 1
Dieser Vorgang wird bestärkt, wenn Druck steigt und die Temperatur niedrig ist. Wieso bewirkt hier eine Druckerhöhung etwas anderes als oben, wenn auch bei anderer Temperatur? Druckerhöhung heißt doch mehr Volumen(siehe oben)? Ich mein, eigentlich heißt ja Druckerhöhung Verflüssigung, von daher ist es eigentlich logisch, aber dann macht das oben wieder keinen Sinn...

Die Effekte wirken gegenläufig, was bedeutet das? (evtl. das, was ich nicht verstehe ?)

2.) Bei der Radiocarbon-Methode nutzt man Restradioaktivität zur Altersbestimmung.
Bei toten Organismen zerfällt dann 14C in 14N + e (Elektron)
Dies soll ein Beta-Zerfall sein, also ein Neutron wandelt sich in Proton und Elektron um. Dann muss aber doch 14C negativ geladen sein? Oder kann jemand mal genaue Protonen, Neutronen und Elektronen mir nennen für 14C und 14N(am besten auch, wenn's meine Vermutung stimmt)?

3.) Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit. Hier kommt keine Konzentration in der Gleichung vor, ich frag mich jetzt, wozu die ganzen Geschwindigkeitgleichungen von 0., 1., 2. Ordnungen dann gut sind, ich mein, wo besteht ein Zusammenhang, was ist der Unterschied? Man kann doch die Geschwindigkeit auch mit den Geschwindigkeitsgleichungen der jeweiligen Ordnung ausrechnen

Fragen sollten eigentlich kein großes Problem darstellen...
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Alt 06.01.2006, 17:52   #2   Druckbare Version zeigen
Marvek  
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Beiträge: 6.761
Re: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Dieser Vorgang wird bestärkt, wenn Druck steigt und die Temperatur niedrig ist. Wieso bewirkt hier eine Druckerhöhung etwas anderes als oben, wenn auch bei anderer Temperatur? Druckerhöhung heißt doch mehr Volumen(siehe oben)? Ich mein, eigentlich heißt ja Druckerhöhung Verflüssigung, von daher ist es eigentlich logisch, aber dann macht das oben wieder keinen Sinn...
Was bewirkt es denn anderes als wo oben Druckerhöhung führt zu Verringerung des Volumens - kannst Du Deine Frage nochmal anders formulieren -- ich bin verwirrt.

Zitat:
2.) Bei der Radiocarbon-Methode nutzt man Restradioaktivität zur Altersbestimmung.
Bei toten Organismen zerfällt dann 14C in 14N + e (Elektron)
Dies soll ein Beta-Zerfall sein, also ein Neutron wandelt sich in Proton und Elektron um. Dann muss aber doch 14C negativ geladen sein? Oder kann jemand mal genaue Protonen, Neutronen und Elektronen mir nennen für 14C und 14N(am besten auch, wenn's meine Vermutung stimmt)?
http://www.zum.de/Faecher/Materialien/beck/chemkurs/cs11-5.htm
Neutron -> Proton + Elektron + Antineutrino

Ich würde hier davon ausgehen, dass das entstehende Stickstoff positiv geladen ist und sich nachher wieder ein vorher freigewordenes Elektron schnappt. Insofern hast Du Recht - die vernachlässigte Ladungsbilanz ist verwirrend.

Zitat:
3.) Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit. Hier kommt keine Konzentration in der Gleichung vor, ich frag mich jetzt, wozu die ganzen Geschwindigkeitgleichungen von 0., 1., 2. Ordnungen dann gut sind, ich mein, wo besteht ein Zusammenhang, was ist der Unterschied? Man kann doch die Geschwindigkeit auch mit den Geschwindigkeitsgleichungen der jeweiligen Ordnung ausrechnen
Die Reaktionsordnung beeinflusst auch die Aktivierungsenergie, und die ist in der Arrheniusgleichung vorhanden.
Nicht immer hat man die Aktivierungsenergie gegeben.
__________________
Gruss, Marvek
SciFi-Forum
Marvek ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.01.2006, 00:09   #3   Druckbare Version zeigen
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AW: Re: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von Marvek
Was bewirkt es denn anderes als wo oben Druckerhöhung führt zu Verringerung des Volumens - kannst Du Deine Frage nochmal anders formulieren -- ich bin verwirrt.
Also oben heißt es ja, dass die Moleküle ein Eigenvolumen haben, sodass Volumen real größer als Volumen ideal ist. Volumen real steigert sich mit Druckerhöhung.

Unten heißt es, mehr Druck (und niedrige Temperatur) führt zu mehr Anziehungskräfte, sodass Volumen real kleiner als Volumen ideal ist.

Ich interpretiere das so, dass die niedrige Temperatur hauptverantwortlich für das niedrigere Volumen ist, da die Teilchen dann eine niedrigere Bewegungsgeschwindigkeit haben, sich anziehen und weniger Volumen haben. Aber es steht im Buch ganz deutlich, dass nicht nur die niedrige Temp. dafür verantwortlich ist, sondern auch mehr Druck.
Wie gesagt, oben bedeutet mehr Druck mehr Volumen, unten weniger Volumen. Das macht für mich keinen Sinn.

Und wieso die zwei Dinge gegeneinander wirken, erklärt sich mir auch nicht.
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Alt 07.01.2006, 00:33   #4   Druckbare Version zeigen
belsan Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.635
AW: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von DuDe
Hallo,
1.) ich hab ne Frage zum idealen Gasgesetz:
Dieses soll ja immer 1 = pV/(RT) sein.
Das stimmt nicht.

n = pV/(RT) bzw. pV = nRT

Oder für ein gegebenes n

konst. = pV/(RT)

Zitat:
Allerdings haben Gase ein Eigenvolumen, das mit steigendem Druck zunimmt, da die Teilchen dann in kleinerem Raum nicht komprimiert werden können und mehr Volumen einnehmen
Warum sollte das Eigenvolumen zunehmen ?
Wenn das Gas sehr stark komprimiert wird, kommt man entweder in die kondensierte Phase oder es tritt nichtideales Verhalten ein.

Für beide Fälle ist die ideale Gasgleichung nicht mehr anzuwenden.
Zitat:
3.) Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit. Hier kommt keine Konzentration in der Gleichung vor, ich frag mich jetzt, wozu die ganzen Geschwindigkeitgleichungen von 0., 1., 2. Ordnungen dann gut sind, ich mein, wo besteht ein Zusammenhang, was ist der Unterschied? Man kann doch die Geschwindigkeit auch mit den Geschwindigkeitsgleichungen der jeweiligen Ordnung ausrechnen
Das stimmt so auch nicht.
Mit den Geschwindigkeitsgesetzen bestimmt man die Reaktionsgeschwindigkeiten (Geschwindigkeit des Umsatzes, der konzetrationesabhängig ist). Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabhängigkeit von Geschwindigkeitskonstanten. Das ist etwas anderes. Konzentrationen müssen hier nicht auftreten, weil es nicht um die Konzentrationsabhängigkeit geht, sondern um die Änderung der Geschwindigkeitskonstanten bei gleicher Konzentration. die Konzentrationen würden sich im Prinzip also eh rauskürzen.
__________________
Gruß belsan

Fachfragen bitte im Forum stellen und nicht per PN.
belsan ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.01.2006, 00:39   #5   Druckbare Version zeigen
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AW: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von belsan
Warum sollte das Eigenvolumen zunehmen ?
Wenn das Gas sehr stark komprimiert wird, kommt man entweder in die kondensierte Phase oder es tritt nichtideales Verhalten ein.

Für beide Fälle ist die ideale Gasgleichung nicht mehr anzuwenden.


Das stimmt so auch nicht.
Mit den Geschwindigkeitsgesetzen bestimmt man die Reaktionsgeschwindigkeiten (Geschwindigkeit des Umsatzes, der konzetrationesabhängig ist). Die Arrhenius-Gleichung beschreibt die Temperaturabhängigkeit von Geschwindigkeitskonstanten. Das ist etwas anderes. Konzentrationen müssen hier nicht auftreten, weil es nicht um die Konzentrationsabhängigkeit geht, sondern um die Änderung der Geschwindigkeitskonstanten bei gleicher Konzentration. die Konzentrationen würden sich im Prinzip also eh rauskürzen.
Genau, es tritt ein nichtideales Verhalten ein, sodass die Gleichung nicht mehr 1, wie bei einem idealen Gas gibt.
Nur konnte mir noch keiner mein Problem erklären...
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Alt 07.01.2006, 01:06   #6   Druckbare Version zeigen
belsan Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.635
AW: Kleine Verständnisfragen

Die Gleichung ist nur dann 1 wenn 1 mol Gas vorliegt, sonst nie( ideal oder nicht)

Die ideale Gaslgleichung berücksichtigt das Eigenvolumen der Gasteilchen nicht (Eigenvolumen << Gasvolumen). Es ist darin kein Term oder Größe enthalten, der etwas über das Eigenvolumen aussag. Mit a. W. das Eigenvolumen wird vernachlässigt.

Insofern kann die Gleichung nicht mehr gültig sein, wenn das Eigenvolumen eine merkliche Rolle spielt.

In diesem Fall muss man z. B. zur van-der-Waals-Glechung übergehen, die zumindest das Molvolumen berücksichtig. Im Molvolumen sind dann anziehende und abstoßende Wechselwirkungen ansatzweise enthalten.
__________________
Gruß belsan

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Geändert von belsan (07.01.2006 um 02:55 Uhr)
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Alt 07.01.2006, 13:21   #7   Druckbare Version zeigen
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AW: Kleine Verständnisfragen

Ok, schon mal danke an euch!

Ich hab auch noch eine andere Frage:
Wenn man z.B. ein Gemisch von Wasser und Alkohol hat und man das Gemisch trennen will, dann macht man ja fraktionierte Destillation.
Frage: Alkohol (Ethanol) hat einen Seidepunkt bei 78°, Wasser bei 100°, wieso trennt man es nicht so, dass man einfach auf 78° erhitzt, dann ist nur wenig Wasser gasförmig und man hat doch dann in flüssiger Phase fast reines Wasser, in der gasförmigen fast reines Ethanol.

Wieso aber fängt man bei z.B. 85° an und führt eine fraktionierte Destillation durch?

PS: Dass das ein Azeotrop ist, und man es nicht rein kriegen kann, da der Siedepunkt von Ethanol z.B. durch das Gemisch verändert wird, ist mal irrelevant
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Alt 07.01.2006, 14:19   #8   Druckbare Version zeigen
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AW: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied
So hängt es von der Zusammensetzung der Mischung ab, ob der Siedepunkt der Mischung näher bei dem der niedriger siedenden oder näherbei dem der höher siedenden Komponente liegt.
Danke, das ist das, woran ich nicht gedacht hatte.
Aber dann verstehe ich nicht, wo der Unterschied zu Azeotropen liegt, wo sich ja dann z.B. der Siedepunkt von Ethanol ändert, da Wasser immer noch in einer Form gebunden wird. Ich mein, im Gemisch ist, wie ich dich verstehe, auch ein anderer Siedepunkt vorhanden.
Und beide rein sagst du bekommt man auch nicht
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Alt 07.01.2006, 14:59   #9   Druckbare Version zeigen
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AW: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied
Es ist richtig, dass Anziehung den Druck vermindert. Es ist auch richtig, dass dies bei niedrigen Temperaturen mehr ausmacht als bei hohen Temperaturen. Bei ganz niedrigen Temperaturenführt diese Anziehung ja bekannlich sogar zu Kondensation.
Wird aber der Außendruck höher, so rücken die Teilchen immer näher zusammen. Es kommt dann immer häufiger vor, dass Abstoßung überwiegt, so dass Deine Annahme, dass auch bei hoher Teilchendichte noch Anziehung überwiegt, nicht zutrifft.
Deine Überlegung war richtig, nur entfällt mit zunehmendem Druck die Voraussetzung dafür.
Bei hohem Druck überwiegt die Abstoßung. Der Zustand nähert sich mehr und mehr dem einer Flüssigkeit, bei der man ja bekanntlich irre Dricke braucht, um sie überhaupt noch ein wenig zu komprimieren,
Dann frage ich mich, wieso bei hohem Druck das Volumen der Teilchen zunimmt. Du sagst es ja auch, durch Druckerhöhung erfolt dann Kondensation-> weniger Volumen

PS: Hatte oben scon geantwortet, vielleicht hast du meinen Beitrag übersehen. Aber danke für die Hilfe!
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Alt 07.01.2006, 20:07   #10   Druckbare Version zeigen
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AW: Kleine Verständnisfragen

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied
Das Volumen der Teilchen nimmt bei hohem Druck nicht zu. Das hat Dir doch belsan schon gesagt. Bei hohem Druck nehmen die Abstoßungskräfte zu, mit der Folge, dass das Volumen des Gases - nicht das der Teilchen - größer ist. als man es von einem idealen Gas bei gleichen Druck erwarten würde. Oder anders herum : Bei gleichem Volumen wäre der Druck höher, als man ihn bei einen idealen Gas (des gleichen Volumens) gemessen hätte.
Achso, ich hatte das Volumen immer direkt auf die Moleküle bezogen, ok, wenn ich es auf das Gas beziehe, macht es auch mehr Sinn, da bei hohem Druck die Abstoßungskräfte zunehmen und somit mehr Bewegung, d.h. mehr Rauminhalt eingenommen wird.
Danke für die Hilfe!
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