Ćwiczenie 27

ENERGIA AKTYWACJI JODOWANIA ACETONU

Cel ćwiczenia: Wyznaczenie energii aktywacji reakcji jodowania acetonu

I. Wstęp teoretyczny.

Energia aktywacji

E

a

reakcji chemicznej jest parametrem, który decyduje o

zależności szybkości reakcji od temperatury.
Stwierdzono doświadczalnie, że dla wielu reakcji wykres ln k od 1/T jest liną prostą.
Równanie opisujące zależność stałej szybkości reakcji k od temperatury

– równanie Arrheniusa ma postać wykładniczą

RT

E

a

e

A

k

−

⋅

=

lub logarytmiczną

RT

E

A

k

a

−

= ln

ln

gdzie E

a

– energia aktywacji [J/mol]

R – stała gazowa [J/mol K]
T – temperatura w skali bezwzględnej
A –czynnik przedwykładniczy lub czynnik częstości.

Energię aktywacji utożsamia się z wysokością bariery energetycznej reakcji.
Reakcje o dużych wartościach energii aktywacji silniej zależą od zmian temperatury
niż reakcje o małych wartościach E

a

.

Energię aktywacji reakcji można określić mając wyznaczone stałe szybkości reakcji w
co najmniej dwóch temperaturach z zależności:

⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜

⎝

⎛

−

=

2

1

1

1

ln

1

2

T

T

R

E

k

k

a

T

T

gdzie:
E

a

- energia aktywacji [kJ/mol]

R – stała gazowa [kJ/mol K]
T

1

i T

2

temperatura w skali bezwzględnej

- stałe szybkości wyznaczone w temperaturze T

2

1

T

T

k

i

k

1

i T

2

.

II. Wykonanie pomiaru.
Aby określić energię aktywacji należy wyznaczyć dwie stałe szybkości reakcji
jodowania acetonu w roztworach o tych samych składach w dwóch różnych
temperaturach.
1. Pobrać zestaw zawierający dwie kolby miarowe o poj. 250 ml i dwie kolby

Erlenmayera o poj. 100 ml.

2. W kolbach o poj. 250 ml przygotować dwa identyczne roztwory zgodnie z

instrukcją do ćwiczenia 26.

3. Kolby umieścić w dwóch termostatach o różnych temperaturach 25

0

C i 40

0

C.

4. Po 20 minutach do kolb znajdujących się w termostatach dolać uzgodnione z

asystentem ilości acetonu i rozpocząć pomiary stałych szybkości reakcji zgodnie
z instrukcją do ćwiczenia 26. Z mieszaniny reakcyjnej umieszczonej w
termostacie o temp. 40

0

C należy pobierać próbki w krótszych odstępach czasu co

5 – 10 minut.

1

III. Wykonanie obliczeń.

1. Wyznaczyć stałe szybkości reakcji k

1

i k

2

w temperaturze t

1

=25

0

C i t

2

=40

0

C

zgodnie z instrukcją do ćwiczenia 26.

2. Energię aktywacji E

a

reakcji hydrolizy estru obliczyć ze wzoru:

⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜

⎝

⎛

−

=

2

1

1

1

ln

1

2

T

T

R

E

k

k

a

T

T

gdzie:
E

a

- energia aktywacji [kJ/mol]

R – stała gazowa [kJ/mol K]
T

1

i T

2

temperatura w skali bezwzględnej

- stałe szybkości wyznaczone w temperaturze T

2

1

T

T

k

i

k

1

i T

2

.

2