Aktiverings energi
Enligt teorin bör en katalysator tillhandahålla en alternativ väg för en reaktion och därigenom minska den aktiveringsenergi som måste övervinnas. Men när jag samordnade och experimenterade för att bevisa det, blev det visade motsatsen, tillsatsen av en katalysator ökade aktiveringsenergin.
Jag förstår inte, vad kan ha gått fel?
Vad menar du med att du "samordnade"? Vad fick du för resultat som gjorde att du drog slutsatsen att aktiveringsenergin ökade? Hur mätte du det?
Mitt experiment gick ut på att jämföra olika grupp d-metallers effektivitet som katalysatorer i olika temperaturer.
Efter att ha samlat data, en graf gjordes med ln(k) och 1/temperaturen. Gradienten för reaktionen utan en katalysator var mindre brant. Jag multiplicerade det med universella gaskonstanten blev aktiveringsenergin mindre jämfört med reaktionerna med katalysatorer.
Det är vad som är markerat i gult under uträkningarna
Vad var det för typ av reaktion du undersökte? Hur mätte du hastigheten på reaktionen?
Utifrån det du har presenterat om uppgiften är det inte uppenbart att varken manganjoner eller kopparjoner skulle ha en katalyserande effekt. Till att börja med verkar syftet ha varit att se om någon d-blocksmetall har en katalyserande effekt, där svaret mycket väl skulle kunna bli nej. För det andra skulle man kunna tänka sig en rent motsatt effekt, där metalljonerna katalyserar eller reagerar i någon sidoreaktion istället. Det skulle också kunna vara något fel i dina antaganden, t.ex. att reaktionshastigheten inte är proportionell mot hastighetskonstanten. Om reaktionen är en jämviktsreaktion är så inte fallet, exempelvis.
Vi skulle behöva veta mer om försöken för att klura ut varför resultatet blev som det blev.
En annan sak: Är du säker på att du har ritat grafen korrekt? x-axeln ser inte ut att visa 1/T. Är det möjligtvis detta som har blivit fel?
Tack!
Jag tror jag har gjort det rätt, det är bara att det inte står att det ska vara * 10-3
Exempel på uträkning: (1/298,35) = 0,0033517680577, för en reaktion utan en katalysator
Ja då är det rätt
Skulle du snällt kunna förklara varför ln(k)=ln(rate) inte är sann för jämviktsreaktioner, kan såklart läsa om det själv men ville få en enkel bild av relationen :)
Om vi tar reaktionen A<—>B som är av första ordningen åt bägge håll med hastighetskonstanten k1 framåt och k2 bakåt. Om v betecknar reaktionshastigheten så kommer då B att bildas med hastigheten v(framåt), men återbilda A med hastigheten v(bakåt). Nettohastigheten med vilken B bildas blir alltså v(framåt)-v(bakåt) vilket motsvarar k1[A]-k2[B].
Jämför detta med om reaktionen bara skedde åt höger: A—>B. Då hade B bildats med hastigheten k1[A] vilket innebär att hastigheten är proportionell mot hastighetskonstanten k1.
