Hallo!
Morgen sagt uns unser Lehrer unsere Facharbeitsthemen, die wir in Gruppen machen müssen...es sei denn wir haben einen eigenen Themenvorschlag!
Und da ich Gruppenarbeiten HASSE, würde ich gerne selbst ein Thema aussuchen!
Das Thema müsste irgendwas mit
Kinetik
oder
Säure-Basen
zu tun haben...
könnt ihr mir vielleicht helfen?
Mir fällt da absolut nichts ein!
Vielen Dank!
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Facharbeitsthema
Moderator: Chemiestudent.de Team
-
Ardu
- Moderator
- Beiträge: 1025
- Registriert: 03.12. 2004 14:45
Also zu Kinetik fällt mir jetzt spontan nur die Landolt-Reaktion oder die Oxidation von Ethanol zu Essigsäure durch Chromat(VI) (Beides Versuche die bei uns an der Uni im Grundpraktikum gemacht werden). Ich weiß aber nicht, ob das nicht schon hundertmal abgehandelt wurde.
Hier auf jeden Fall mal die Versuchsbeschreibungen:
Landolt-Reaktion
Iodat wird von überschüssigem Sulfit zu Iodid reduziert:
IO3– + 3 SO32– → I– + 3 SO42– (1)
Liegt das Iodat im Überschuß vor, so entsteht in saurer Lösung Iod:
2 IO3– + 5 SO32– + 2 H+ → I2 + 5 SO42– + H2O (2)
Mit Iodid reagiert Iodat in saurer Lösung ebenfalls zu Iod:
IO3– + 5 I– + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O (3)
Nach der Stöchiometrie der Gleichung (1) sollte bei der Umsetzung von Iodat mit Sulfit dann Iod auftreten, wenn bei Reaktionsbeginn das Verhältnis der Konzentrationen [IO3–] : [SO32–] größer als 1:3 ist. Aber auch dann bleibt in verdünnter Lösung die Bildung von Iod nach dem Zusammengeben der Komponenten zunächst aus. Erst nach einer bestimmten, berechenbaren Zeit - der Inkubationszeit - setzt plötzlich die Iodbildung ein und die Lösung färbt sich bei Anwesenheit von Stärke tiefblau. Wenn die Lösung nicht zu verdünnt ist, erfolgt der Farbumschlag schlagartig und die Inkubationszeit ist ausgezeichnet reproduzierbar.
Der Erste, der ausführlich die Verzögerung der Iodausscheidung untersuchte und richtig deutete, war Landolt. Die Reaktion wird daher Landolt-Reaktion genannt (engl. auch iodine clock). Sie beruht darauf, daß Iod durch Sulfit nach
I2 + SO32– + H2O → 2 I– + SO42– + 2 H+ (4)
schneller verbraucht wird, als es nach (2) oder durch Reaktion des nach (1) gebildeten I– mit IO3– entsprechend (3) entsteht. Deswegen kann so lange kein I2 auftreten, als noch SO32–-Ionen vorhanden sind. Erst wenn alles Sulfit verbraucht ist kann die Iodausscheidung nach (3) beginnen.
Die Inkubationszeit ist hiernach die Zeit, nach der alles Sulfit verbraucht ist bzw. die Iodidkonzentration ihren Höchstwert erreicht hat. Die Reaktion (1) stößt gewissermaßen den ganzen Vorgang an, sie liefert das erste Iodid. Danach läuft — neben (1) — die Reaktionsfolge (3), (4) ab, deren Bruttoreaktion von (1) nicht zu unterscheiden ist. Die Folge (3), (4) beschleunigt sich selbst (Autokatalyse), weil bei jedem Durchlauf aus 5 Iodidionen 6 entstehen, die sofort wieder in (3) eingreifen.
Es zeigt sich, dass von den in Frage kommenden Reaktionen nur (1) und (3) die Inkubationszeit beeinflußen; (4) läuft unmessbar rasch ab. Die Inkubationszeit nimmt mit sinkender IO3–- und H+-Konzentration zu, mit wachsender SO32–-Konzentration nimmt sie weniger stark zu und nur soweit (1) maßgebend ist. In den folgenden Versuchen wird [H+] konstant gehalten, ebenso das Verhältnis [IO3–]/[SO32–] = 1; diese beiden Konzentrationen werden in einer Verdünnungsreihe verringert.
Im allgemeinen nimmt die Geschwindigkeitskonstante k einer Reaktion entsprechend der Beziehung
k = A · e–Ea/RT
mit steigender Temperatur je nach Aktivierungsenergie Ea und Temperaturbereich mehr oder weniger zu, nach einer Faustregel bei einer Temperaturerhöhung um 10 °C auf das Doppelte. Bei der Landolt-Reaktion wächst die Inkubationszeit mit der Erniedrigung der Temperatur um 10 °C um etwa 30 Prozent.
* Führen Sie die Landolt-Reaktion durch und messen Sie die Inkubationszeit in Abhängigkeit von der Konzentration und von der Temperatur. Verwenden Sie dabei die in der Tabelle (s. unten) enthaltenen Mengenangaben. Tragen Sie Ihre Ergebnisse in die Tabelle ein. Wie ändert sich die Inkubationszeit mit der Konzentration und wie kann man diese Änderung erklären?
Zur Versuchsdurchführung werden zunächst folgende Lösungen angesetzt:
1. 0,01 M KIO3-Lösung
2. 0,1 M H2SO4-Lösung
3. Stärkelösung: 2 g lösliche Stärke auf 500 mL Wasser (kurz aufkochen!)
4. 0,01 M Na2SO3-Lösung
Für verschiedene Konzentrationen von IO3– und SO32– (bei Raumtemperatur, s. Tabelle) und für verschiedene Temperaturen (10 °C und 35 °C, bei konstanter Konzentration von IO3– und SO32–, s. Tabelle) werden die Inkubationszeiten experimentell bestimmt. Dazu werden — am besten in einem 500 mL Erlenmeyerkolben — entsprechende Mengen der Lösungen a), b) und c) vereinigt und dann die Sulfitlösung d) in einem Guß hinzugegeben. Dabei wird durch kräftiges Umschwenken für eine gute Durchmischung der Lösung gesorgt. Vom Augenblick dieser Zugabe bis zum Auftreten der blauen Farbe wird die Zeit möglichst genau gemessen. Die gewünschte Temperatur wird vor dem Zusammengeben der Lösungen durch Eintauchen in ein Bad eingestellt und während der Reaktion konstant gehalten und registriert.
Literatur
* Über die Landolt-Reaktion:
J. Eggert, Z. Elektrochem. 1917, 23, 8–19.
* Zur Theorie der Landolt-Reaktion:
A. Thiel, E. Meyer, Z. Anorg. Allg. Chem. 1924, 137, 125–140.
Oxidation von Ethanol zu Essigsäure durch Chromat(VI)
Ethanol wird durch den Luftsauerstoff zu Essigsäure oxidiert:
CH3CH2OH → CH3CO2H
O2 → H2O
Enzyme, die von speziellen Bakterien geliefert werden, katalysieren diese Reaktion. Rascher lässt sich die Oxidation mit einem Oxidationsmittel wie Dichromat oder Hydrogenchromat bewerkstelligen:
Cr2O72– + H2O ⇔ 2 HCrO4–
HCrO4– ⇔ Cr3+
Bei der Reaktion (Gesamtgleichung formulieren!) wird gelbes HCrO4– in grünes, hydratisiertes Cr3+ übergeführt. Mit Hilfe dieses Farbumschlags läßt sich z. B. bei Verkehrskontrollen der Alkoholgehalt der ausgeatmeten Luft bestimmen, der in Beziehung zum Alkoholgehalt des Bluts steht.
Bezüglich der Geschwindigkeit der Reaktion muss man zunächst davon ausgehen, dass sie von der Konzentration aller Reaktionspartner, d. h. von der Konzentration des Alkohols, des Chromats, und von dem pH-Wert der Lösung abhängt, ohne daß man absehen kann, in welchem Maße.
RG = k · [HCrO4–]x · [CH3CH2OH]y · [H+]z
In diesem Versuch soll x, die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Chromatkonzentration bestimmt werden. Dazu führen wir die Umsetzung bei hoher Alkohol- und H+-Ionen-Konzentration durch, die sich dann während der Reaktion kaum ändern und damit als konstant angesehen werden können.
RG = k' · [HCrO4–]x
Die Reaktionsgeschwindigkeit kann andererseits als Änderung der Konzentration irgendeiner Komponente der Reaktionsgleichung, z. B. wiederum des Chromats angeschrieben und anhand dieser ermittelt werden.
RG = –1/4 · d[HCrO4–]/dt
d[HCrO4–]/dt = –4 · k' · [HCrO4–]x
Integration der obigen Differentialgleichung für x = 0, 1 und 2 liefert drei Ausdrücke, die die Änderung der Chromatkonzentration als Funktion der Zeit beschreiben für eine Reaktion nullter, erster bzw. zweiter Ordnung bezüglich der Abhängigkeit der RG von der Chromatkonzentration.
* Ermitteln Sie die drei Beziehungen, indem Sie die obige Differentialgleichung für x = 0, 1 und 2 integrieren. Als Konstante bei der Integration verwenden Sie [HCrO4–]0, welche die Anfangskonzentration an Chromat (zur Zeit t = 0) beschreiben soll.
Alle drei resultierenden Beziehungen sind linear. Um das zutreffende x auszumachen, muss die Chromatkonzentration zu verschiedenen Zeiten t (z. B. iodometrisch) bestimmt und als solche, als dekadischer Logarithmus und als Reziprokwert gegen t aufgetragen werden. Im zutreffenden Fall resultiert eine Gerade.
Versuchsdurchführung:
* Führen Sie die Oxidation von Ethanol mit Chromat durch und ermitteln Sie experimentell die Abnahme der Chromatkonzentration mit der Zeit, indem Sie zu gegebenen Zeiten den Chromatgehalt iodometrisch bestimmen. Welche Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Chromatkonzentration ergibt sich aus den erhaltenen Meßdaten?
Zur Durchführung bereitet man sich in einem Erlenmeyerkolben 200 mL einer Lösung, die etwa 3,6 molar an HCl und 0,0037 molar an K2Cr2O7 ist. In einer 10 mL Probe wird der Chromatgehalt iodometrisch bestimmt. Der Rest wird zu festgehaltener Zeit mit 2 mL absolutem Ethanol versetzt und sofort innig damit vermischt. Eineinhalb Stunden lang werden alle 10 Minuten 10 mL Proben entnommen und wie oben titriert.
Literatur
K. Grosskopf, Angew. Chem. 1954, 66, 295–297.
(Versuchsbeschreibungen aus dem Grundpraktikumsskript der LMU)
Hier auf jeden Fall mal die Versuchsbeschreibungen:
Landolt-Reaktion
Iodat wird von überschüssigem Sulfit zu Iodid reduziert:
IO3– + 3 SO32– → I– + 3 SO42– (1)
Liegt das Iodat im Überschuß vor, so entsteht in saurer Lösung Iod:
2 IO3– + 5 SO32– + 2 H+ → I2 + 5 SO42– + H2O (2)
Mit Iodid reagiert Iodat in saurer Lösung ebenfalls zu Iod:
IO3– + 5 I– + 6 H+ → 3 I2 + 3 H2O (3)
Nach der Stöchiometrie der Gleichung (1) sollte bei der Umsetzung von Iodat mit Sulfit dann Iod auftreten, wenn bei Reaktionsbeginn das Verhältnis der Konzentrationen [IO3–] : [SO32–] größer als 1:3 ist. Aber auch dann bleibt in verdünnter Lösung die Bildung von Iod nach dem Zusammengeben der Komponenten zunächst aus. Erst nach einer bestimmten, berechenbaren Zeit - der Inkubationszeit - setzt plötzlich die Iodbildung ein und die Lösung färbt sich bei Anwesenheit von Stärke tiefblau. Wenn die Lösung nicht zu verdünnt ist, erfolgt der Farbumschlag schlagartig und die Inkubationszeit ist ausgezeichnet reproduzierbar.
Der Erste, der ausführlich die Verzögerung der Iodausscheidung untersuchte und richtig deutete, war Landolt. Die Reaktion wird daher Landolt-Reaktion genannt (engl. auch iodine clock). Sie beruht darauf, daß Iod durch Sulfit nach
I2 + SO32– + H2O → 2 I– + SO42– + 2 H+ (4)
schneller verbraucht wird, als es nach (2) oder durch Reaktion des nach (1) gebildeten I– mit IO3– entsprechend (3) entsteht. Deswegen kann so lange kein I2 auftreten, als noch SO32–-Ionen vorhanden sind. Erst wenn alles Sulfit verbraucht ist kann die Iodausscheidung nach (3) beginnen.
Die Inkubationszeit ist hiernach die Zeit, nach der alles Sulfit verbraucht ist bzw. die Iodidkonzentration ihren Höchstwert erreicht hat. Die Reaktion (1) stößt gewissermaßen den ganzen Vorgang an, sie liefert das erste Iodid. Danach läuft — neben (1) — die Reaktionsfolge (3), (4) ab, deren Bruttoreaktion von (1) nicht zu unterscheiden ist. Die Folge (3), (4) beschleunigt sich selbst (Autokatalyse), weil bei jedem Durchlauf aus 5 Iodidionen 6 entstehen, die sofort wieder in (3) eingreifen.
Es zeigt sich, dass von den in Frage kommenden Reaktionen nur (1) und (3) die Inkubationszeit beeinflußen; (4) läuft unmessbar rasch ab. Die Inkubationszeit nimmt mit sinkender IO3–- und H+-Konzentration zu, mit wachsender SO32–-Konzentration nimmt sie weniger stark zu und nur soweit (1) maßgebend ist. In den folgenden Versuchen wird [H+] konstant gehalten, ebenso das Verhältnis [IO3–]/[SO32–] = 1; diese beiden Konzentrationen werden in einer Verdünnungsreihe verringert.
Im allgemeinen nimmt die Geschwindigkeitskonstante k einer Reaktion entsprechend der Beziehung
k = A · e–Ea/RT
mit steigender Temperatur je nach Aktivierungsenergie Ea und Temperaturbereich mehr oder weniger zu, nach einer Faustregel bei einer Temperaturerhöhung um 10 °C auf das Doppelte. Bei der Landolt-Reaktion wächst die Inkubationszeit mit der Erniedrigung der Temperatur um 10 °C um etwa 30 Prozent.
* Führen Sie die Landolt-Reaktion durch und messen Sie die Inkubationszeit in Abhängigkeit von der Konzentration und von der Temperatur. Verwenden Sie dabei die in der Tabelle (s. unten) enthaltenen Mengenangaben. Tragen Sie Ihre Ergebnisse in die Tabelle ein. Wie ändert sich die Inkubationszeit mit der Konzentration und wie kann man diese Änderung erklären?
Zur Versuchsdurchführung werden zunächst folgende Lösungen angesetzt:
1. 0,01 M KIO3-Lösung
2. 0,1 M H2SO4-Lösung
3. Stärkelösung: 2 g lösliche Stärke auf 500 mL Wasser (kurz aufkochen!)
4. 0,01 M Na2SO3-Lösung
Für verschiedene Konzentrationen von IO3– und SO32– (bei Raumtemperatur, s. Tabelle) und für verschiedene Temperaturen (10 °C und 35 °C, bei konstanter Konzentration von IO3– und SO32–, s. Tabelle) werden die Inkubationszeiten experimentell bestimmt. Dazu werden — am besten in einem 500 mL Erlenmeyerkolben — entsprechende Mengen der Lösungen a), b) und c) vereinigt und dann die Sulfitlösung d) in einem Guß hinzugegeben. Dabei wird durch kräftiges Umschwenken für eine gute Durchmischung der Lösung gesorgt. Vom Augenblick dieser Zugabe bis zum Auftreten der blauen Farbe wird die Zeit möglichst genau gemessen. Die gewünschte Temperatur wird vor dem Zusammengeben der Lösungen durch Eintauchen in ein Bad eingestellt und während der Reaktion konstant gehalten und registriert.
Literatur
* Über die Landolt-Reaktion:
J. Eggert, Z. Elektrochem. 1917, 23, 8–19.
* Zur Theorie der Landolt-Reaktion:
A. Thiel, E. Meyer, Z. Anorg. Allg. Chem. 1924, 137, 125–140.
Oxidation von Ethanol zu Essigsäure durch Chromat(VI)
Ethanol wird durch den Luftsauerstoff zu Essigsäure oxidiert:
CH3CH2OH → CH3CO2H
O2 → H2O
Enzyme, die von speziellen Bakterien geliefert werden, katalysieren diese Reaktion. Rascher lässt sich die Oxidation mit einem Oxidationsmittel wie Dichromat oder Hydrogenchromat bewerkstelligen:
Cr2O72– + H2O ⇔ 2 HCrO4–
HCrO4– ⇔ Cr3+
Bei der Reaktion (Gesamtgleichung formulieren!) wird gelbes HCrO4– in grünes, hydratisiertes Cr3+ übergeführt. Mit Hilfe dieses Farbumschlags läßt sich z. B. bei Verkehrskontrollen der Alkoholgehalt der ausgeatmeten Luft bestimmen, der in Beziehung zum Alkoholgehalt des Bluts steht.
Bezüglich der Geschwindigkeit der Reaktion muss man zunächst davon ausgehen, dass sie von der Konzentration aller Reaktionspartner, d. h. von der Konzentration des Alkohols, des Chromats, und von dem pH-Wert der Lösung abhängt, ohne daß man absehen kann, in welchem Maße.
RG = k · [HCrO4–]x · [CH3CH2OH]y · [H+]z
In diesem Versuch soll x, die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Chromatkonzentration bestimmt werden. Dazu führen wir die Umsetzung bei hoher Alkohol- und H+-Ionen-Konzentration durch, die sich dann während der Reaktion kaum ändern und damit als konstant angesehen werden können.
RG = k' · [HCrO4–]x
Die Reaktionsgeschwindigkeit kann andererseits als Änderung der Konzentration irgendeiner Komponente der Reaktionsgleichung, z. B. wiederum des Chromats angeschrieben und anhand dieser ermittelt werden.
RG = –1/4 · d[HCrO4–]/dt
d[HCrO4–]/dt = –4 · k' · [HCrO4–]x
Integration der obigen Differentialgleichung für x = 0, 1 und 2 liefert drei Ausdrücke, die die Änderung der Chromatkonzentration als Funktion der Zeit beschreiben für eine Reaktion nullter, erster bzw. zweiter Ordnung bezüglich der Abhängigkeit der RG von der Chromatkonzentration.
* Ermitteln Sie die drei Beziehungen, indem Sie die obige Differentialgleichung für x = 0, 1 und 2 integrieren. Als Konstante bei der Integration verwenden Sie [HCrO4–]0, welche die Anfangskonzentration an Chromat (zur Zeit t = 0) beschreiben soll.
Alle drei resultierenden Beziehungen sind linear. Um das zutreffende x auszumachen, muss die Chromatkonzentration zu verschiedenen Zeiten t (z. B. iodometrisch) bestimmt und als solche, als dekadischer Logarithmus und als Reziprokwert gegen t aufgetragen werden. Im zutreffenden Fall resultiert eine Gerade.
Versuchsdurchführung:
* Führen Sie die Oxidation von Ethanol mit Chromat durch und ermitteln Sie experimentell die Abnahme der Chromatkonzentration mit der Zeit, indem Sie zu gegebenen Zeiten den Chromatgehalt iodometrisch bestimmen. Welche Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit von der Chromatkonzentration ergibt sich aus den erhaltenen Meßdaten?
Zur Durchführung bereitet man sich in einem Erlenmeyerkolben 200 mL einer Lösung, die etwa 3,6 molar an HCl und 0,0037 molar an K2Cr2O7 ist. In einer 10 mL Probe wird der Chromatgehalt iodometrisch bestimmt. Der Rest wird zu festgehaltener Zeit mit 2 mL absolutem Ethanol versetzt und sofort innig damit vermischt. Eineinhalb Stunden lang werden alle 10 Minuten 10 mL Proben entnommen und wie oben titriert.
Literatur
K. Grosskopf, Angew. Chem. 1954, 66, 295–297.
(Versuchsbeschreibungen aus dem Grundpraktikumsskript der LMU)
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