Nr ćw:	Data: 3.04.2007r	Prowadzący: dr inż. M. Regel-Rosocka	Kierunek: TCh
Wykonujący: Marta Krupa, Anna Kulesza, Roksana Kordala

Badanie kinetyki reakcji

Cel ćwiczenia:

Celem ćwiczenia jest zbadanie kinetyki reakcji metoda całkową na przykładzie hydrolizy octanu etylu.

Opracowanie wyników:

1) Na podstawie otrzymanych wyników sporządzamy wykresy zakładając, że reakcja jest pierwszo lub drugorzędowa dla obu temperatur korzystając z równań wiążących przewodnictwo mieszaniny reakcyjnej z czasem prowadzenia reakcji.

Wykresy zakładające, ż reakcja jest drugorzędowa:

Wykresy zakładające, że reakcja jest pierwszorzędowa:

Wykres prostoliniowy otrzymujemy dla zależności prawidłowych dla reakcji drugorzędowych. W wykresach tych współczynnik kierunkowy prostej przechodzącej przez układ współrzędnych jest równy k·C_NaOH, gdyby była to reakcja pierwszego rzędu, współczynnik kierunkowy byłby równy stałej szybkości reakcji.

Odpowiednio dla temperatur 35 i 50^oC iloczyn k·C_NaOH wynosi: 0,0856 i 0,2352. Biorąc pod uwagę fakt, że ilość NaOH jest taka sama w obu reakcjach można zauważyć, że stała szybkości reakcji w temperaturze 50^oC jest wyższa, wzrost temperatury powoduje wzrost szybkości reakcji.

Stężenie NaOH wynosi w obu reakcjach 0,01M, stałe szybkości reakcji wynoszą odpowiednio:

• Dla temperatury 35^oC - 8,56 [dm³/(mol·s)]

• Dla temperatury 50^oC - 23,52 [dm³/(mol·s)]

2) Obliczenie stałych szybkości metoda algebraiczną dla wybranych przedziałów czasowych.

Dla reakcji drugorzędowej mamy następującą zależność pomiędzy przewodnictwem roztworu a szybkością zachodzenia reakcji:

ln[0,5 · (^{λo - λn} / _{λt - λn} + 1)] = k · C_NaOH · t

• W temperaturze 35^oC:

10 min - k₁=17,5 [dm³/(mol·s)]

20 min - k₂=14,0 [dm³/(mol·s)]

30 min - k₃=12,6 [dm³/(mol·s)]

40 min - k₄=9,5 [dm³/(mol·s)]

50 min - k₅=1,44 [dm³/(mol·s)]

60 min - k₆=0 [dm³/(mol·s)]

średnia: k=9,2 [dm³/(mol·s)]

• W temperaturze 50^oC:

5 min - k₁=53,1 [dm³/(mol·s)]

10 min - k₂=28,7 [dm³/(mol·s)]

15 min - k₃=28,5 [dm³/(mol·s)]

20 min - k₄=3,69 [dm³/(mol·s)]

27 min - k₅=0 [dm³/(mol·s)]

średnia: k=22,798 [dm³/(mol·s)]

3) Wyznaczenie energii aktywacji z równania Arrheniusa dla różnych wartości stałych szybkości w różnych temperaturach.

Równanie Arrheniusa:

k = exp[ ^-E /_R·T ]

• Dla temperatury 35^oC:

E_akt = -5,68 kJ dla średniej wartości k=9,2 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -7,33 kJ dla wartości k₁=17,5 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -6,76 kJ dla wartości k₂=14 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -5,77 kJ dla wartości k₄=9,5 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -0,93 kJ dla wartości k₅=1,44 [dm³/(mol·s)]

• Dla temperatury 50^oC:

E_akt = -8,4 kJ dla średniej wartości k=22,798 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -10,67 kJ dla wartości k₁=53,1 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -9,02 kJ dla wartości k₂=28,7 [dm³/(mol·s)]

E_akt = -3,75 kJ dla wartości k₄=3,69 [dm³/(mol·s)]

Wnioski:

Po porównaniu wartości stałych szybkości reakcji wyliczonych dwoma metodami, graficzną i algebraiczną widać, że są one podobne. Dla temperatury 35^oC wynoszą one odpowiednio: 8,56[dm³/(mol·s)] i 9,2[dm³/(mol·s)]; dla temperatury 50^oC 23,52[dm³/(mol·s)] i 22,798[dm³/(mol·s).

Szybkość reakcji w wyższej temperaturze jest większa, co jest zgodne z regułą van't Hoffa, która mówi, że wzrost temperatury o 10^o powoduje wzrost szybkości reakcji 2, 3-krotnie.

Energia aktywacji jest również większa dla reakcji prowadzonej w wyższej temperaturze.

---