Mariusz Bystrzyński i Marcin Hudziński	ROK II	Gr. I	Zespół II
Ćwiczenia z chemii fizycznej: „Kinetyka reakcji homogeniczny 2a”
	19.10.99 r.

Cel ćwiczenia:

Wyznaczenie stałej szybkości i energii aktywacji reakcji hydrolizy octanu metylu.

• Wykonanie pomiaru

Na początku ćwiczenia przygotowaliśmy I roztwór wyjściowy z 100 ml HCl (katalizator) i 5 ml 1M roztworu octanu metylu. Następnie dość szybko do 3 erlenmajerek z 150 ml wody destylowanej odpipetowaliśmy z I roztworu wyjśc. 5 ml tego roztworu. Każdą z tych próbek następnie z miareczkowaliśmy przy obecności fenoloftaleiny, co 5 min, zapisując wyniki zużytego NaOH w [cm³]. Roztwór ten ogrzaliśmy do wrzątku i po ochłodzeniu 4 próbkę z miareczkowaliśmy.

Podobnie zrobiliśmy dla II roztworu wyjściowego, tylko, że w temp. 40^oC.

Sprawozdanie:

1. Zagadnienia teoretyczne:

• Szybkość reakcji - zależy od stężeń substratów (które ulegają zmianom w czasie, a więc zależy również od czasu), temperatury i obecności w układzie katalizatorów reakcji.

• Okres połowicznej przemiany - t _0,5 , czyli czas, po którym stężenie początkowe substratu zmniejszy się do połowy.

• Teoria zderzeń mówi, iż aby zderzenie było efektywne zderzające się cząsteczki muszą mieć energię równą lub wyższą od pewnej wartości progowej, charakterystycznej dla danej reakcji , zwanej energią aktywacji reakcji chemicznej. Zderzenia takie będziemy nazywać zderzeniami aktywnymi.

• Energia aktywacji - jest potrzebna do pokonania sił odpychania się chmur elektronowych cząstek substratów i takiego przeniknięcia się tych chmur, aby możliwe byłoby rozerwanie pierwotnych wiązań chemicznych i utworzenia się takich wiązań, jak w produktach reakcji.

Ln k= A - E/RT - równanie Arrheniusa

• Kataliza - jt. zjawisko polegające na zmianie szybkości reakcji chemicznej pod wpływem obecności substancji zwanych katalizatorami. Katalizator przyspiesza reakcję chemiczną, a inhibitor spowalnia ją.

2. Tabele wyników pomiarów.

Temperatura pokojowa T1 = 294 K
T[min]	at[cm^3]	ak-at	K[s^-1]
0 13 18	50 51,2 51,7	25 23,8 23,3	- 0,0000631 0,000065
ak = 75

Temperatura pokojowa T1 = 294 K
T[min]	at[cm^3]	ak-at	K[s^-1]
0 5 20	55,4 56 63	20,4 19,8 12,8	- 0,000100 0,000388
ak = 75,8

3. Opracowanie wyników pomiaru.

Na podstawie wyników miareczkowania obliczam stałe szybkości reakcji hydrolizy octanu metylu korzystając ze wzoru :

Gdzie:

k - stała szybkości reakcji [s^-1]

t - czas miareczkowania [s]

t₀ =0

a_o -objętość roztworu miareczkującego w to [cm³]

a_t - objętość roztworu miareczkującego w t [cm³]

ak - objętość roztworu miareczkującego po przestygnięciu [cm³]

Obliczone stałe szybkości wpisujemy do tabel.

Następnie obliczamy średnią wartość stałej hydrolizy octanu metylu w obydwu temperaturach:

kśr (T1)= 0,000064 s^-1

kśr (T2)= 0,000244 s^-1

Poczym obliczamy błąd względny wartości k dla obliczonych wartości k, korzystając z różniczki zupełnej.

Więc przyjmujemy:

T1		T2
k[s^-1]	k[%]	k[s^-1]	k[%]
- 0,0000291 0,0000085	- 46,1233 12,9999	- 0,0000426 0,0000179	- 42,8348 4,6031

Energię aktywacji obliczamy ze wzoru :

E = 24418,5 J/mol

Obliczamy błąd względny energii aktywacji korzystając z różniczki zupełnej:

Przyjmujemy:

Wnioski:

Na podstawie wykonanych pomiarów i obliczeń wynika, że stała szybkości reakcji hydrolizy octanu metylu rośnie ze wzrostem temperatury. Energia aktywacji tej reakcji wynosi 24,4 kJ/mol a wartość błędu względnego wynosi 31% i może być wynikiem niedokładnego odczytu objętości roztworu miareczkującego lub warunków w pracowni laboratoryjnej.

7562,70

30,971

---