Physikalische Chemie 2 - Exam

Aufgabe 2)

Betrachte ein ideales Gasgemisch, das aus den Komponenten A und B besteht. Bei isothermen und isobaren Bedingungen wird eine Reaktionsgleichung beschrieben, bei der Komponente A zu Komponente B umgewandelt wird. Es gelten die folgenden Beziehungen für die Gibbs-Energie und das chemische Potential:

• Gibbs-Energie: G = H - TS
• Freie Enthalpie: G = U + pV - TS
• Änderung der Gibbs-Energie: \(\Delta G = \Delta H - T\Delta S\)
• Für spontane Prozesse gilt: \(\Delta G < 0\)
• Chemisches Potential: \(\mu_i = \left( \frac{\partial G}{\partial n_i} \right)_{T,P,n_{j eq i}}\)

a)

Bestimme das Gleichgewicht der Reaktion A ↔ B in Bezug auf die Gibbs-Energie. Formuliere die Bedingung für das Gleichgewicht in Abhängigkeit der chemischen Potentiale der beiden Komponenten.

Lösung:

Um das Gleichgewicht der Reaktion A ↔ B in Bezug auf die Gibbs-Energie zu bestimmen, müssen wir die Beziehung zwischen der Gibbs-Energieänderung und den chemischen Potentialen der Komponenten A und B betrachten.

Für eine Reaktion im Gleichgewicht gilt:

• \(\Delta G = 0\)

Die Gibbs-Energieänderung \(\Delta G\) der Reaktion kann in Anbetracht der chemischen Potentiale \(\mu_A\) und \(\mu_B\) folgendermaßen ausgedrückt werden:

• \(\Delta G = \mu_B - \mu_A\)

Für das Gleichgewicht bedeutet dies:

• \(\mu_B - \mu_A = 0\)

Dies vereinfacht sich zu:

• \(\mu_A = \mu_B\)

Die Bedingung für das Gleichgewicht der Reaktion A ↔ B lautet also, dass die chemischen Potentiale der beiden Komponenten A und B gleich sein müssen. Das bedeutet, im Gleichgewicht ist:

• \(\mu_A = \mu_B\)

Falls die chemischen Potentiale nicht gleich wären, würde die Reaktion weiter ablaufen, bis das Gleichgewicht erreicht ist, da das System immer danach strebt, die Gibbs-Energie zu minimieren.

b)

Angenommen, die Komponenten A und B sind ideale Gase. Leite die Ausdrucke für die chemischen Potentiale (\textit{\textmu}_A und \textit{\textmu}_B) in Abhängigkeit von ihren Partialdrücken her.

Lösung:

Um die Ausdrücke für die chemischen Potentiale (\textit{\textmu}_A und \textit{\textmu}_B) in Abhängigkeit von ihren Partialdrücken herzuleiten, beginnen wir mit der Definition des chemischen Potentials für ideale Gase. Für ein ideales Gas lautet der Ausdruck für das chemische Potential:

• \( \mu_i = \mu_i^0 + RT \ln \left( \frac{p_i}{p^0} \right) \)

Hierbei ist:

• \( \mu_i^0 \): das Standard-Chemische Potential der Komponente \(i\)
• \( R \): die universelle Gaskonstante
• \( T \): die absolute Temperatur
• \( p_i \): der Partialdruck der Komponente \(i\)
• \( p^0 \): der Standarddruck (oft 1 Bar oder 1 atm)

Nun wenden wir diesen Ausdruck auf die Komponenten A und B an:

Für Komponente A:

• \( \mu_A = \mu_A^0 + RT \ln \left( \frac{p_A}{p^0} \right) \)

Für Komponente B:

• \( \mu_B = \mu_B^0 + RT \ln \left( \frac{p_B}{p^0} \right) \)

Hierbei sind \( \mu_A^0 \) und \( \mu_B^0 \) die Standard-Chemischen Potentiale von A bzw. B, \( p_A \) und \( p_B \) ihre jeweiligen Partialdrücke, und \( p^0 \) der Standarddruck.

Zusammengefasst sind die Ausdrücke für die chemischen Potentiale der Komponenten A und B in Abhängigkeit von ihren Partialdrücken:

• \( \mu_A = \mu_A^0 + RT \ln \left( \frac{p_A}{p^0} \right) \)
• \( \mu_B = \mu_B^0 + RT \ln \left( \frac{p_B}{p^0} \right) \)

Diese Ausdrücke zeigen, wie die chemischen Potentiale der Gase A und B von ihren Partialdrücken abhängen.

c)

Berechne die Änderung der Gibbs-Energie (\textit{\textDelta}G) bei dieser Reaktion, wenn die Anfangskonzentrationen der beiden Komponenten bekannt sind. Verwende die Beziehung zwischen den chemischen Potentialen und den Partialdrücken.

Lösung:

Um die Änderung der Gibbs-Energie (\(\Delta G\)) bei der Reaktion A ↔ B zu berechnen, wenn die Anfangskonzentrationen der beiden Komponenten bekannt sind, verwenden wir die Beziehung zwischen den chemischen Potentialen und den Partialdrücken.

Für ideale Gase lautet der Ausdruck für das chemische Potential:

• \(\mu_i = \mu_i^0 + RT \ln\left(\frac{p_i}{p^0}\right)\)

Hierbei ist:

• \(\mu_i^0\) das Standard-Chemische Potential der Komponente i
• \(R\) die universelle Gaskonstante
• \(T\) die absolute Temperatur
• \(p_i\) der Partialdruck der Komponente i
• \(p^0\) der Standarddruck (oft 1 Bar oder 1 atm)

Für die Komponenten A und B haben wir dann:

• \(\mu_A = \mu_A^0 + RT \ln\left(\frac{p_A}{p^0}\right)\)
• \(\mu_B = \mu_B^0 + RT \ln\left(\frac{p_B}{p^0}\right)\)

Die Änderung der Gibbs-Energie (\(\Delta G\)) bei der Reaktion A ↔ B ist dann gegeben durch die Differenz der chemischen Potentiale:

• \(\Delta G = \mu_B - \mu_A\)

Setzen wir die Ausdrücke für die chemischen Potentiale \(\mu_A\) und \(\mu_B\) ein:

• \(\Delta G = \left(\mu_B^0 + RT \ln\left(\frac{p_B}{p^0}\right)\right) - \left(\mu_A^0 + RT \ln\left(\frac{p_A}{p^0}\right)\right)\)

Dies vereinfacht sich zu:

• \(\Delta G = \mu_B^0 - \mu_A^0 + RT \ln\left(\frac{p_B}{p^0}\right) - RT \ln\left(\frac{p_A}{p^0}\right)\)

Weiter zusammengefasst ergibt sich:

• \(\Delta G = \Delta \mu^0 + RT \ln\left(\frac{p_B}{p_A}\right)\)

Hierbei ist:

• \(\Delta \mu^0 = \mu_B^0 - \mu_A^0\) die Änderung des Standard-Chemischen Potentials der Reaktion A ↔ B

Falls die Anfangskonzentrationen (bzw. die Partialdrücke) der Komponenten A und B bekannt sind, kann die Änderung der Gibbs-Energie (\(\Delta G\)) durch diese Formel berechnet werden.

d)

Ermittle, ob die Reaktion spontan abläuft, wenn die Gibbs-Energieänderung \textit{\textDelta}G positiv, negativ oder null ist. Begründe deine Antwort unter Bezugnahme auf die thermodynamischen Prinzipien.

Lösung:

Um zu ermitteln, ob die Reaktion spontan abläuft, betrachten wir die Gibbs-Energieänderung \(\Delta G\). Die Gibbs-Energie (oder freie Enthalpie) ist ein Maß für die Energie, die während einer chemischen Reaktion oder eines physikalischen Prozesses verfügbar ist, um Arbeit zu leisten. Im Kontext der Thermodynamik gilt folgendes Prinzip:

• Für einen spontanen Prozess muss \(\Delta G < 0\) sein.

Diese Regel bedeutet:

• Ist \(\Delta G < 0\), ist die Reaktion spontan (sie läuft von selbst ab).
• Ist \(\Delta G = 0\), befindet sich das System im Gleichgewicht (die Reaktion läuft in beide Richtungen mit gleicher Rate ab, es gibt keine Nettoveränderung).
• Ist \(\Delta G > 0\), ist die Reaktion nicht spontan (sie läuft nicht von selbst ab, sie erfordert eine zusätzliche Energiezufuhr).

Begründung unter Bezugnahme auf die thermodynamischen Prinzipien:

• Wenn \(\Delta G < 0\), bedeutet das, dass die freie Energie des Systems abnimmt. Dies ist ein Indikator dafür, dass das System einen stabileren Zustand annimmt, wodurch die Reaktion spontan abläuft.
• Wenn \(\Delta G = 0\), bedeutet das, dass das System im thermodynamischen Gleichgewicht ist. Es liegt kein Antrieb für eine Nettoveränderung vor, daher läuft die Reaktion weder vorwärts noch rückwärts bevorzugt ab.
• Wenn \(\Delta G > 0\), bedeutet das, dass die freie Energie des Systems zunehmen würde, wenn die Reaktion ablaufen würde. Dies steht im Widerspruch zum Bestreben des Systems, Energie zu minimieren. Daher läuft die Reaktion nicht spontan ab und benötigt eine zusätzliche Energiezufuhr, um abzulaufen.

Daher gilt:

• \(\Delta G < 0\) → Die Reaktion ist spontan.
• \(\Delta G = 0\) → Die Reaktion ist im Gleichgewicht.
• \(\Delta G > 0\) → Die Reaktion ist nicht spontan.

Aufgabe 3)

Du betrachtest das Phasendiagramm von Wasser und analysierst die Phasenübergänge zwischen den verschiedenen Aggregatzuständen. Das Diagramm zeigt die Phasen fest, flüssig und gasförmig in Abhängigkeit von Temperatur und Druck. Wichtige Punkte im Diagramm sind der Tripelpunkt und der kritische Punkt. Du verwendest die Clausius-Clapeyron-Gleichung, um die Beziehung zwischen Druck und Temperatur während eines Phasenübergangs zu bestimmen. Zudem wendest Du die Phasenregel von Gibbs an, um die Freiheitsgrade des Systems zu ermitteln.

a)

a) Bestimme die Anzahl der Freiheitsgrade (F) eines einphasigen Systems bei Wasser (C=1) unter Anwendung der Phasenregel von Gibbs. Gehe von nur einem Stoffsystem aus.

Lösung:

Um die Anzahl der Freiheitsgrade (F) eines einphasigen Systems bei Wasser unter Anwendung der Phasenregel von Gibbs zu bestimmen, gehen wir Schritt für Schritt vor:

• Die Phasenregel von Gibbs lautet:

• Hierbei steht C für die Anzahl der Komponenten (Stoffe) und P für die Anzahl der Phasen.

• In unserem Fall von Wasser haben wir nur eine Komponente, also C = 1.
• Für ein einphasiges System, zum Beispiel nur flüssiges Wasser, haben wir P = 1.

• Nun setzen wir diese Werte in die Gleichung ein:

F = C - P + 2F = 1 - 1 + 2F = 2

• Die Anzahl der Freiheitsgrade (F) eines einphasigen Systems bei Wasser beträgt somit 2.

Dies bedeutet, dass man zwei intensive Variablen (zum Beispiel Temperatur und Druck) unabhängig voneinander variieren kann, ohne den einphasigen Zustand des Systems zu ändern.

b)

b) Beschreibe den Tripelpunkt von Wasser vollständig und diskutiere, welche Phasen dort gleichzeitig existieren.

Lösung:

Der Tripelpunkt von Wasser ist ein einzigartiger Zustand, bei dem alle drei Aggregatzustände - fest, flüssig und gasförmig - gleichzeitig im Gleichgewicht existieren. Dieser Punkt ist ein besonderer Punkt im Phasendiagramm von Wasser, da er eine eindeutige Kombination von Temperatur und Druck darstellt.

• Der Tripelpunkt von Wasser befindet sich bei:

• Temperatur: 0,01 °C (273,16 K)
• Druck: 611,657 Pa (6,11657 mbar)

• An diesem Punkt können die drei Phasen gleichzeitig existieren:
• Fest: Eis
• Flüssig: Wasser
• Gasförmig: Wasserdampf

Am Tripelpunkt stehen die drei Phasen im thermodynamischen Gleichgewicht, das bedeutet, dass sie sich weder spontan ineinander umwandeln noch dass es zu einer bevorzugten Richtung der Phasenübergänge kommt. Jeder Versuch, eine der Zustandsgrößen (Temperatur oder Druck) zu ändern, würde dazu führen, dass eine der Phasen verschwindet.

Ein Phasendiagramm verdeutlicht diesen Punkt gut, da er als Schnittpunkt der drei Phasengrenzen eingezeichnet ist, welche die drei Zustände verbinden.

c)

c) Berechne den Druckanstieg in der flüssigen Phase von Wasser mit der Clausius-Clapeyron-Gleichung bei einer Temperaturerhöhung von 25 °C auf 100 °C. Nehme eine Verdampfungsenthalpie von 40,7 kJ/mol und ein Molvolumen in der Gasphase von 24,45 L/mol an.

Lösung:

Um den Druckanstieg in der flüssigen Phase von Wasser mit der Clausius-Clapeyron-Gleichung bei einer Temperaturerhöhung von 25 °C auf 100 °C zu berechnen, gehen wir wie folgt vor:

• Die Clausius-Clapeyron-Gleichung lautet:

• Hierbei steht:
• L für die Verdampfungsenthalpie (40,7 kJ/mol oder 40700 J/mol)
• T für die absolute Temperatur in Kelvin
• \( \Delta V \) für die Änderung des Molvolumens (hier vernachlässigen wir das Volumen der flüssigen Phase im Vergleich zur Gasphase, daher nehmen wir das Molvolumen in der Gasphase: 24,45 L/mol oder 0,02445 m³/mol)

• Wir verwenden die mittlere Temperatur (\( T_{mitt} \)) zwischen 25 °C (298,15 K) und 100 °C (373,15 K):

• Nun berechnen wir \( \frac{dP}{dT} \) :

• Rechnen wir das aus:

• Multiplizieren wir diese Rate mit der Temperaturänderung \( \Delta T \) (75 K bei einer Erhöhung von 25 °C auf 100 °C):

• Das ergibt:

Der Druck in der flüssigen Phase von Wasser erhöht sich somit bei einer Temperaturerhöhung von 25 °C auf 100 °C um etwa 0,373 MPa oder 3,73 bar.

d)

d) Diskutiere die Bedeutung des kritischen Punktes im Phasendiagramm von Wasser und die Implikationen für industrielle Prozesse.

Lösung:

Der kritische Punkt eines Stoffes, insbesondere des Wassers, ist ein besonderer Zustand im Phasendiagramm, bei dem die Unterscheidung zwischen der flüssigen und der gasförmigen Phase verschwindet. Dieser Punkt wird durch eine spezifische kritische Temperatur und einen kritischen Druck charakterisiert.

• Für Wasser sind diese Werte:

• kritische Temperatur (\(T_{krit}\)): 374 °C (647,15 K)
• kritischer Druck (\(P_{krit}\)): 22,064 MPa

Am kritischen Punkt und darüber hinaus existiert nur eine einphasige Flüssigkeit-Gas-Mischung, genannt überkritisches Fluid. In diesem Zustand haben die Flüssigkeit und das Gas die gleiche Dichte und sind nicht unterscheidbar.

Bedeutung des kritischen Punktes:

• Phasengrenzen verschwimmen: Oberhalb des kritischen Punktes verlieren die Phasen die klare Unterscheidung. Dies bedeutet, dass die typischen Eigenschaften einer Flüssigkeit und eines Gases ineinander übergehen.
• Thermodynamische Eigenschaften: Überkritische Fluide haben einzigartige thermodynamische Eigenschaften wie eine hohe Lösungskraft, die vergleichbar ist mit Flüssigkeiten, und eine niedrige Viskosität, die vergleichbar ist mit Gasen.

Implikationen für industrielle Prozesse:

• Superkritische Fluidextraktion (SFE): Überkritisches CO₂ wird häufig zur Extraktion von Koffein aus Kaffee oder zur Gewinnung von ätherischen Ölen eingesetzt. Überkritisches Wasser wird aufgrund der schwierigen Handhabbarkeit weniger verwendet, hat jedoch Potential für bestimmte spezifische Anwendungen.
• Superkritische Wasseroxidation (SCWO): Überkritisches Wasser kann zur Zerstörung von organischen Verbindungen in Abfällen verwendet werden. Bei Temperaturen und Drücken über dem kritischen Punkt lösen sich viele organische Verbindungen und reagieren mit Sauerstoff zu CO₂ und Wasser.
• Superkritische Dampfkraftwerke: In kritischen und überkritischen Dampfkraftwerken wird überkritisches Wasser zur Erzeugung von Elektrizität genutzt. Diese Anlagen arbeiten bei höherem Druck und Temperatur, was zu einer besseren Effizienz und geringeren CO₂-Emissionen führt.
• Chemische Reaktionen: Die hohe Löslichkeit von Stoffen in überkritischem Wasser ermöglicht spezielle chemische Reaktionen, die unter normalen Bedingungen schwer durchführbar sind. Dies ist besonders nützlich in der chemischen Synthese.

Zusammenfassend bietet der kritische Punkt von Wasser und dessen überkritische Zustände zahlreiche industrielle Anwendungsmöglichkeiten. Diese müssen jedoch sorgfältig überwacht werden, da die extremen Bedingungen Herausforderungen an die Material- und Prozesssicherheit stellen.

Aufgabe 4)

Betrachte die folgende chemische Reaktion:

• \text{2 NO} + \text{O}_2 \rightarrow \text{2 NO}_2

a)

Bestimme die Reaktionsordnung bezüglich NO und O_2: Anhand der bereitgestellten Daten, leite ein Geschwindigkeitsgesetz für diese Reaktion her, indem Du die Reaktionsordnungen für NO und O_2 bestimmst. Zeige Deine Berechnungen und Erklärungen detailliert.

Lösung:

Um die Reaktionsordnung bezüglich NO und O₂ zu bestimmen, müssen wir das Geschwindigkeitsgesetz der Reaktion herleiten. Das Geschwindigkeitsgesetz hat die allgemeine Form:

 r = k [NO]^a [O_2]^b 

wobei:

• r die Reaktionsgeschwindigkeit ist
• k die Geschwindigkeitskonstante ist
• [NO] und [O_2] die Konzentrationen der Reaktanten sind
• a die Reaktionsordnung bezüglich NO ist
• b die Reaktionsordnung bezüglich O₂ ist

Wir können die Reaktionsordnungen a und b durch Vergleich der gegebenen Daten herausfinden. Gegeben sind folgende Daten:

Schritt 1: Bestimmung der Reaktionsordnung bezüglich NO (a):

Wir betrachten Versuche 1 und 2, bei denen sich die Konzentration von NO ändert, während die Konzentration von O₂ konstant bleibt.

• Versuch 1: [NO] = 0.01 mol/L, [O₂] = 0.02 mol/L, r₁ = 0.006 mol/(L*s)
• Versuch 2: [NO] = 0.02 mol/L, [O₂] = 0.02 mol/L, r₂ = 0.024 mol/(L*s)

Setzen wir diese Werte ins Verhältnis, um die Ordnung a zu bestimmen:

 \frac{r_2}{r_1} = \frac{k [0.02]^a [0.02]^b}{k [0.01]^a [0.02]^b} \rightarrow \frac{0.024}{0.006} = \frac{[0.02]^a}{[0.01]^a} \rightarrow 4 = \frac{(0.02)^a}{(0.01)^a} \rightarrow 4 = (\frac{0.02}{0.01})^a \rightarrow 4 = 2^a \rightarrow a = 2 

Schritt 2: Bestimmung der Reaktionsordnung bezüglich O₂ (b):

Wir betrachten Versuche 1 und 3, bei denen sich die Konzentration von O₂ändert, während die Konzentration von NO konstant bleibt.

• Versuch 1: [NO] = 0.01 mol/L, [O₂] = 0.02 mol/L, r₁ = 0.006 mol/(L*s)
• Versuch 3: [NO] = 0.01 mol/L, [O₂] = 0.04 mol/L, r₃ = 0.012 mol/(L*s)

Setzen wir diese Werte ins Verhältnis, um die Ordnung b zu bestimmen:

 \frac{r_3}{r_1} = \frac{k [0.01]^a [0.04]^b}{k [0.01]^a [0.02]^b} \rightarrow \frac{0.012}{0.006} = \frac{[0.04]^b}{[0.02]^b} \rightarrow 2 = \frac{(0.04)^b}{(0.02)^b} \rightarrow 2 = (\frac{0.04}{0.02})^b \rightarrow 2 = 2^b \rightarrow b = 1 

Endergebnis:

Die Reaktionsordnung bezüglich NO ist 2 und die Reaktionsordnung bezüglich O₂ ist 1.

Das Geschwindigkeitsgesetz für diese Reaktion lautet:

 r = k [NO]^2 [O_2]^1 

b)

Berechnung der Geschwindigkeitskonstante: Sobald die Reaktionsordnungen bestimmt sind, verwende die gegebenen Daten, um den Wert der Geschwindigkeitskonstante k zu berechnen. Zeige alle Schritte und Erkläre Deine Vorgehensweise.

Lösung:

Nachdem wir die Reaktionsordnungen bezüglich NO und O₂ bestimmt haben (a = 2 und b = 1), können wir die Geschwindigkeitskonstante k berechnen. Das Geschwindigkeitsgesetz für die Reaktion lautet:

 r = k [NO]^2 [O_2]^1 

Wir verwenden die Daten aus einem der Versuche, um k zu berechnen. Nehmen wir Versuch 1:

• [NO] = 0.01 mol/L
• [O₂] = 0.02 mol/L
• r = 0.006 mol/(L*s)

Setzen wir diese Werte in das Geschwindigkeitsgesetz ein:

 0.006 = k (0.01)^2 (0.02) 

Nun lösen wir nach k auf:

 0.006 = k (0.0001) (0.02) \rightarrow 0.006 = k (0.000002) \rightarrow k = \frac{0.006}{0.000002} \rightarrow k = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} 

Um sicherzustellen, dass dieser Wert von k korrekt ist, überprüfen wir die Berechnung für einen der anderen Versuche. Nehmen wir Versuch 2:

• [NO] = 0.02 mol/L
• [O₂] = 0.02 mol/L
• r = 0.024 mol/(L*s)

Setzen wir diese Werte in das Geschwindigkeitsgesetz ein und verwenden den berechneten k-Wert:

 0.024 = 3000 (0.02)^2 (0.02) 

Berechnen wir den rechten Teil der Gleichung:

 0.024 = 3000 (0.0004) (0.02) \rightarrow 0.024 = 3000 (0.000008) \rightarrow 0.024 = 0.024 

Da beide Seiten der Gleichung gleich sind, ist unser Wert für k korrekt.

Endergebnis:

Die Geschwindigkeitskonstante k beträgt:

 k = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} 

c)

Vorhersage der Reaktionsgeschwindigkeit: Nutze das hergeleitete Geschwindigkeitsgesetz und die berechnete Geschwindigkeitskonstante, um die Reaktionsgeschwindigkeit vorherzusagen, wenn die Konzentrationen von NO und O_2 jeweils 0.03 mol/L betragen. Vergleiche diese vorhergesagte Geschwindigkeit mit den gegebenen experimentellen Daten.

Lösung:

Um die Reaktionsgeschwindigkeit vorherzusagen, wenn die Konzentrationen von NO und O₂ jeweils 0.03 mol/L betragen, verwenden wir das hergeleitete Geschwindigkeitsgesetz und die berechnete Geschwindigkeitskonstante.

Das Geschwindigkeitsgesetz haben wir bestimmt als:

 r = k [NO]^2 [O_2] 

Die berechnete Geschwindigkeitskonstante k lautet:

 k = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} 

Gegeben sind neue Konzentrationen:

• [NO] = 0.03 mol/L
• [O₂] = 0.03 mol/L

Setzen wir diese Werte in das Geschwindigkeitsgesetz ein:

 r = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} (0.03)^2 (0.03) 

Berechnen wir den rechten Teil der Gleichung:

 r = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} (0.0009) (0.03) \rightarrow r = 3000 \, \frac{L^2}{mol^2 \, s} (0.000027) \rightarrow r = 0.081 \, \frac{mol}{L \, s} 

Vergleich mit den gegebenen experimentellen Daten:

Wir berechneten die Reaktionsgeschwindigkeit für andere Konzentrationen und erhielten:

• Für [NO] = 0.01 mol/L, [O₂] = 0.02 mol/L, r = 0.006 mol/(L*s).
• Für [NO] = 0.02 mol/L, [O₂] = 0.02 mol/L, r = 0.024 mol/(L*s).
• Für [NO] = 0.01 mol/L, [O₂] = 0.04 mol/L, r = 0.012 mol/(L*s).

Diese experimentellen Daten sind konsistent mit dem berechneten Geschwindigkeitsgesetz.

Endergebnis:

Die vorhergesagte Reaktionsgeschwindigkeit für [NO] = 0.03 mol/L und [O₂] = 0.03 mol/L ist:

 r = 0.081 \, \frac{mol}{L \, s}