Szybkość reakcji chemicznej-jest to stosunek zmiany stężenia substratu lub produktu do czasu, w którym ta zmiana nastąpiła. Szybkość reakcji zależy od:

• rodzaju i stężenia reagentów (zmniejsza się stężenie substratów to szybkość maleje)

• temp. (wzrost temp. przyspiesza szybkość reakcji)

• ciśnienia u gazów

• katalizatora

• rozdrobnienia substancji (większe rozdrobnienie-większa szybkość reakcji)

• rodzaju reagentów

• promieniowania elektromagnetycznego

Stała szybkości reakcji- jest to współczynnik proporcjonalności w równaniu kinetycznym charakterystyczny dla danej reakcji. Zależy od:

• stężenia reagentów

1. wzrost stężenia substratów przesuwa stałą w prawo (do produktów)

2. zmniejszenie stężenia substratów przesuwa stałą w lewo (do substratów)

3. wzrost stężenia produktów przesuwa stałą w lewo (do substratów)

4. zmniejszenie stężenia produktów przesuwa stałą w prawo (do produktów)

• ciśnienia u gazów( przynajmniej jeden substrat gazowy i różne objętości substratów i produktów)

1. wzrost ciśnienia przesuwa stałą w kierunku mniejszej objętości

2. zmniejszenie ciśnienia przesuwa stałą w kierunku większych objętości

• temperatury

1. wzrost temp. powoduje przesunięcie stałej w lewo dla reakcji egzoenergetycznych
   

2. wzrost temp. powoduje przesunięcie stałej w prawo dla reakcji endoenergetycznych
   

• katalizator w jednakowym stopniu wpływa na przesunięcie stałej, za jego pomocą układ szybciej osiąga stan równowagi ale stała się nie zmienia.

Niekiedy stałą szybkości wyraża się za pomocą czasu połówkowego tj. czasu potrzebnego na to, aby przereagowała połowa substancji.

Stała równowagi chemicznej- jest równa stosunkowi iloczynu produktów do iloczynu substratów i jest wartością stałą w danej temperaturze.

A+B C+D

Energia aktywacji- jest to minimalna energia jaką muszą posiadać zderzające się cząsteczki, aby ich zderzenia były efektywne. Jeżeli dla danej reakcji wyznaczy się stałe szybkości w różnych temp. wówczas wykreślenie zależności logk=f(1/T) pozwala wyznaczyć energię aktywacji danej reakcji. Oznaczając przez A współczynnik nachylenia prostej logk=f(1/T): Ea=-2,3RA

Cząsteczkowość reakcji- jest to liczba cząsteczek, które muszą się spotkać, aby zaszedł akt reakcyjny.

Reguła Van`t Hoffa- w zwykłych warunkach podwyższenie temp. o 10^oC zwiększa szybkość reakcji od 2 do 4 razy.

Równanie Arrheniusa- zakłada, że cząsteczki powinny posiadać pewną energię Ea, aby mogły przereagować. Im wyższa wymagana Ea, tym mniej cząsteczek jest nią obdarzonych w danej temp. i tym wolniej przebiega reakcja. Równanie to określa zależność stałej szybkości reakcji od temperatury.

Gdzie: A- stała empiryczna charakterystyczna dla danej reakcji

Ea- energia aktywacji

R- stała gazowa

T- temperatura

Rozpuszczalność I₂ w czystej wodzie jest niewielka (ok. 1,2*10^-3 mol/dm³ w temp.20^oC), natomiast rozpuszcza się on dobrze w roztworze KI z utworzeniem I₃^-. Stała równowagi reakcji I₂+I^- =I₃^- w tem 25C wynosi K=800, dlatego w roztworze dominującym reagentem jest I₃^-. Szybkość reakcji jodowania acetonu determinuje stężenie formy enolowej, natomiast szybkość procesu przegrupowania formy ketonowej w enolową nie zależy od stężenia I₂, dlatego szybkość reakcji jodowania acetonu również nie zależy od stężenia jodu.

Badanie:

t [min]	Vt [ml]	x	a-x	b+x
0	12,6	0	0,1636	0,1	-0,4923
15	12,0	0,00024	0,1634	0,1002	-0,4890
30	11,6	0,0004	0,1632	0,1004	-0,4858
45	11,1	0,0006	0,1630	0,1006	-0,4826
60	10,6	0,0008	0,1628	0,1008	-0,4794
75	10,4	0,00088	0,1627	0,10088	-0,4779
90	9,6	0,0012	0,1624	0,1012	-0,4729

1. Obliczenie stężenia początkowego acetonu a i kwasu b znając objętość V_acetonu= 3 cm³ i gęstość d_acetonu= 0,7905 g/dm³ oraz stężenie kwasu HCl c_HCl= 1 mol/dm³

M_acetonu=58g/mol

mol/dm³ [
] = [mol/dm³]

mol/dm³ [
] = [mol/dm³]

2. Obliczanie ubytku stężenia acetonu x (=przyrostowi stężenia kwasu = ubytkowi stężenia jodu) po upływie czasu t w oparciu o wyniki miareczkowania. Ze stechiometrii reakcji redukcji jodu tiosiarczanem

I₂+2Na₂S₂O₃ Na₂S₄O₆+2NaI

wynika, że ubytek stężenia I₂ jest dwukrotnie mniejszy od ubytku tiosiarczanu, a wiec od różnicy ilości moli Na₂S₂O₃ zużytych na początku (V_o) i po upływie czasu t (V_t) na zmiareczkowanie nadmiaru jodu:

gdzie: V_o i V_t -ilości Na₂S₂O₃ zużyte na zmiareczkowanie 25cm³ (V_pr) mieszaniny reagującej

na początku i po czasie t.

Obliczenia:

a-x: b+x:

Obliczam wartość:

Wykres:

Wyznaczam wartość stałej szybkości k:

k = 0,0072 dm³/mol∗min

Obliczam nachylenie prostej:

y= 0,0002x - 0,4921

przyjmuje x =10, czyli y= - 0,4901

tgα =
=
= - 0,0491

Wnioski:

Celem mojego doświadczenia było wyznaczenie stałej szybkości jodowania acetonu. Szybkość jodowania acetonu nie zależy od stężenia I₂, tylko od stężenia jonów wodorowych oraz stężenia acetonu. Jony H⁺ w tej reakcji ulegają zobojętnieniu i reakcja jodowania zostaje zahamowana.

Wyznaczona przeze mnie stała reakcji jest bardzo niewielka i wynosi 0,0072 dm³/mol∗min.

Ćwiczenia powinienem przeprowadzać w temperaturze 25^oC,dlatego korzystałem z termostatu - jednak podczas pobierania próbek roztworu kolba z roztworem musiała być przeze mnie wyciągana z termostatu - stąd wnioskuję, że temperatura mogła się nieznacznie zmienić powodując błędy.

Błędy wynikały także z nieprecyzyjnego odczytania zużytej objętości Na₂S₂O₃. Doświadczenie to pozwala na dość dokładne określenie stałej szybkości jednak potrzebne są precyzyjne pomiary, duża ostrożność przy miareczkowaniu oraz przestrzeganie norm czasowych przy wykonywaniu ćwiczenia.

---