Reaktionshastighet och katalysatorer

Sitter och grubblar över en uppgift som jag uppskattar hjälp med.

Det finns 8 bägare med 1 ml väteperoxid(3%) i. I bägarna placeras olika faktorer som påverkar reaktionshastigheten.

a) I några bägare placeras enskilt en rå, en kokt och en frusen potatis, hur påverkar dessa reaktionshastigheten med katalaset som enzym? Jag finner mig tro att den kokta potatisen som fortfarande är varm kommer skapa högre rörelseenergi hos molekylerna, eller så dör enzymerna av för hög värme?

b) 3 bägare tillsätts såhär, 1: Hett vatten med (Mn $O^{2}$ ). 2: Isbitar med (Mn $O^{2}$ ). 3: Bara (Mn $O^{2}$ ). (kom ihåg att det var väteperoxid i bägaren också). Brunstenen kommer ju att funka som katalysator så att jämvikts reaktionen går snabbare men förändras inte i jämvikt, hur kommer då brunstenen att funka med isbitar eller hett vatten? Igen tänker jag att det reaktionshastigheten bör gå snabbare med hett vatten på grund av den ökade rörelseenergin?

På vilket sätt kan jag beskriva sådana reaktioner med jämviktsekvationer, tycker det blir svårt när man ska veta om reaktionshastigheten ändras samtidigt hur ekvationen ändras.

Uppskattar all hjälp!

1. Bra hypotes. Högre temperatur innebär snabbare reaktion även om enzymerna är förstörda.

2. Reaktionen som sker i samtliga fall är $2H_2O_2 \leftrightarrow 2H_2O + O_2$ . Man brukar ibland skriva katalysatorn, i det här fallet $MnO_2$ (notera att tvåan ska vara nedsänkt) över pilen för att visa att det används som katalysator. Du borde återigen ha rätt i att högre temperatur innebär snabbare hastighet, vilket ökar sannolikheten för lyckosamma kollisioner som därmed ökar reaktionshastigheten.

1. Men om nu enzymerna dör så är det väl inget som kommer bryta ned väteperoxiden? När jag gjorde denna laboration visade det sig att bägaren med den frysta potatisen fick en snabbare reaktion än den kokta? Kan inte koppla detta riktigt varför det är så.

2. När jag laborerade med isen/heta vattnet, väteperoxiden och brunstenen så avgav det mycket värme i form av ånga i det varma vattnet? Kan jag dra slutsatsen att det då är en exoterm reaktion eftersom ökad temperatur i en exoterm reaktion kommer motverkas?

3. Sen i potatis bägaren och även provade jag hälla i en bloddroppe i en bägare med väteperoxid så blir det som skum/fragma, vad beror det på att blir sådana små bubblor typ? Syrgas?

1. Väteperoxid sönderfaller hela tiden, men det sker snabbare vid högre temperatur och det sker väldigt mycket snabbare vid tillsats av en katalysator. Det är troligen så att den frysta potatisen fortfarande innehåller fungerande katalas eller har en ytstruktur som gör att väteperoxiden bryts ner snabbare (en annan typ av katalys). Den kokta potatisens enzymer är förstörda och värmestegringen (eller potatisen kanske inte var varm när du satte ner den med väteperoxiden?) är inte tillräckligt för att få fart på reaktionen.

2. Du kan anta att reaktionen är exoterm om det blir varmt. Det frigörs ju också syrgas, så du är säker på att det inte var syrgasbubblor du såg?

3. Ja, min spontana gissning är att hemoglobinet kan fungera som en katalysator för nedbrytningen av väteperoxid. Människokroppen innehåller också katalas, så det kan också vara en orsak. Det var alltså syrgasbubblor du såg.

Tack för svaren!

Har gjort en laboration med detta vi beskrivit ovan nu. Undrar om man kan ta jämviktskvoten av det jag har att jobba med.

Vattnet kan ju försummas i jämviktsekvationen så: $[O_{2}]$ $\div {[H_{2} O_{2}]}^{2}$ = K, (Jag hittar inget värde på K på internet av denna reaktion). Dock har jag räknat ut väteperoxidens koncentration till 1,014 $m o l / d m^{3}$ . Vill gärna ta fram jämviktskvoten Q för att se vilket håll jämvikten är förskjuten. Kan jag göra det på något sätt, jag har ju bara en variabel av 3 för läget. Frågan är om man kan hitta på jämviktskonstanten för denna reaktion isåfall.

Du kan beräkna jämviktskonstanten K genom att först beräkna ändringen i Gibbs fria energi för reaktionen, $∆ G °_{r}$ . Det gör du på samma sätt som vid beräkning av reaktionsentalpin, fast med standardvärdena för bildningsenergier av Gibbs fria energi ( $∆ G °_{f}$ ). Du hittar värden för det här: https://en.wikipedia.org/wiki/Standard_Gibbs_free_energy_of_formation.

När du har beräknat $∆ G_{r} °$ använder du dig av sambandet $∆ G °_{r} = - R T \cdot \ln K$ för att bestämma värdet på K (temperaturen T=298 Kevin och R=8.31 J/(mol K)).

Det kan hända att du får ett enormt stort eller ett enormt litet värde på K. I så fall: vad tror du att det betyder?

Okej har glömt bort det mesta om logaritmer så du får gärna hjälpa mig hur man får ut K.

Gibbs fria energi blir : 2(-228,61) -2(-120,42) = -216,38 KJ/mol, reaktionen är spontan.

-216,38 = -8,314 x 298,15 x lnK

Vet faktiskt inte vad värdet på K kommer att betyda, försöker mest få reda på om hur Q ställer sig till K i reaktionen.

$K = e^{\frac{216, 38 \cdot 10^{3} J / m o l}{8.31 J / (m o l \cdot K) \cdot 298, 15 K}} \approx 8, 48 \cdot 10^{37}$

Som du ser så är K ett enormt tal. Det betyder att reaktionen är praktiskt taget 100 % förskjuten åt höger. Det är med den här typen av beräkningar man kan se att dubbelpilen borde ersättas med en enkel pil istället. Det är alltså i praktiken ingen jämviktsreaktion.

Ja det blev ett enorm värde på K.

Jag vill ha reda på reaktionshastigheten på reaktionen, är då $m o l / d m^{- 3} \times s^{- 1}$ att föredra eller möjligtvis volym/sekunder?

Nu när jag har K så kan jag ta fram $O_{2}$ koncentrationen eftersom jag har koncentrationen för $H_{2} O_{2}$ = 1,014 $m o l / d m^{3}$

$[O_{2}]^{2} \div [H_{2} O_{2}]^{2}$ = $x^{2} \div (1, 014)^{2} = 8, 48 \times 10^{37}$

$\sqrt{((8, 48 \times 10^{37}) \times (1, 014^{2}))} \approx 9, 34 \times 10^{18} m o l / d m^{3}$ , Detta är ju på tok för stort. Varför kan jag inte räkna ut koncentrationen syrgas som producerats? Är det för allt väteperoxid har blivit vatten och syrgas, alltså lika stort värde som väteperoxidens koncentration?

Det blir stort eftersom du räknar med en jämvikt som inte finns, vilket jag försökte förklara i mitt förra inlägg. Reaktionen är helt förskjuten åt vatten och syrgas. Det finns ingen jämvikt.

$2 H_{2} O_{2} \to 2 H_{2} O + O_{2}$

Hur skulle du räkna ut volymen syrgas som har producerats utifrån den formeln om du visste hur mycket väteperoxid du hade innan reaktionen?

Angående reaktionshastighet så är det ingenting du kan beräkna utifrån värdena du har.

Svara

Visa senaste svar