Badanie aktywacji termicznej reakcji chemicznej

1. Opracowanie wyników

• Włączono termostat i ustawiono temperaturę 21°C, napełniono cylinder 40cm³ 80% roztworu metanolu w wodzie, napełnione naczynie pomiarowe umieszczono w termostacie i włożono do niego elektrodę pomiarową. Po włączeniu konduktometru i odczekaniu 10 minut odczytano wartości konduktancji dla roztworu – Lwe. Następnie dodano do roztworu 0,5cm³ r-ru bromku t-butylu i rozpoczęto pomiar czasu; najpierw co pół minuty, a następnie co minutę odczytywano przewodnictwo elektrolityczne mieszaniny reakcyjnej. Pomiary prowadzono aż do ustabilizowania się jej wartości.

Taki sam przebieg ćwiczenia wykonano dla tej samej reakcji biegnącej w temperaturze 31°C.

Czas	Konduktancja
[min]	T1 = 21°C
	LMR[µS]
0	LWE = 2,27
0,5	96,9
1	199,6
1,5	317
2	432
2,5	541
3	650
3,5	748
4	846
4,5	942
5	1035
6	1213
7	1377
8	1532
9	1673
10	1809
11	1928
12	2040
13	2014
14	2240
15	2330
16	2410
17	2490
18	2560
19	2630
20	2690
21	2750
22	2800
23	2850
24	2900
25	2940
26	2980
27	3020
28	3050
29	3080
30	3110
31	3140
32	3160
33	3180
34	3200
35	3220
36
37
38
44

gdzie: L = L_MR - L_WE

• Na podstawie pomiarów sporządzamy dwa wykresy zależności L₁ = f(L₂) i z wykresów odczytujemy współczynnik kierunkowy prostej C.

gdzie: L₁ – konduktancja w pierwszej minucie

L₂ – konduktancja w kolejnej minucie

C – współczynnik kierunkowy prostej L₁ = f (L₂), przy czym:

c₀ – stężenie początkowe substratu;

x₁, x₂ – zmiana stężenia odpowiednio w 1 i 2 minucie

• Z wykresów odczytujemy wartości stałej C:

a) dla T₁ = 299,15 K C = 1,0342

b) dla T₂ = 304,15 K C = 1,0283

• Obliczamy stałe szybkości reakcji k₁, k₂:

Reakcja jest pierwszego rzędu, wzór na stałą k ma następującą postać:

a) dla T₁ = 299,15 K k₁ = 5,605x10^-4 1/s

b) dla T₂ = 304,15 K k₂ = 4,611x10^-4 1/s

• Obliczamy entalpię tworzenia kompleksu aktywnego ΔH^#:

ΔH^# =16940,68J/mol

• Obliczamy entropię tworzenia kompleksu aktywnego ΔS^#:

ΔS^# = -249,45

• Sporządzamy wykres zależności stałej szybkości w funkcji temperatury lnk = f (1/T)

Temperatura 1/T [1/K]

zatem współczynnik kierunkowy dla powyższej prostej wynosi: -7,3002 [K]

ΔH^# = 60,69 J/mol

• Obliczamy energię aktywacji:

E_a = 14520,4 J/mol

• Obliczamy współczynnik przedwykładniczy Arrheniusa:

A = 2,12*10^-2 s^-1

1. Wnioski

Na podstawie uzyskanych wyników możemy zauważyć, że ze wzrostem temperatury wzrasta szybkość reakcji – stała szybkości dla temperatury wyższej ma większą wartość. Otrzymano następujące stałe szybkości reakcji:

• dla T₁ = 294,15 K k₁ = 5,605*10^-4 s^-1

• dla T₂ = 304,15 K k₂ = 4,611*10^-4 s^-1

W trakcie obliczeń otrzymałyśmy następujące wartości entalpii aktywacji:

• ΔH^# = 16940,68 J/mol

• ΔH^# = 60,69 J/mol - obliczona na podstawie wykresu

Wartość entalpii uzyskana na podstawie wykresu ln k = f (1/T) różni się bardzo od obliczonej. Ponieważ jednak wykres został wykonany tylko na podstawie dwóch punktów (tylko dla dwóch temperatur), więc cechuje go duża niedokładność.

Na podstawie entropii aktywacji określono cząsteczkowość reakcji. Jest to reakcja jednocząsteczkowa, czyli w etapie o maksymalnej energii bierze udział jedna cząsteczka (zgadza się to z rzeczywistym mechanizmem badanej reakcji, gdyż najwolniejszym etapem jest tu rozpad bromku t-butylu).

Na wartość entalpii i entropii aktywacji mogły mieć wpływ różne czynniki: np. zawada przestrzenna, która powoduje wzrost entalpii aktywacji i jednoczesne zmniejszenie wartości entropii aktywacji; solwatacja stanu przejściowego powoduje zmniejszenie wartości entalpii i entropii, a także polarność substratów (im bardziej polarny związek i im więcej cząstek tworzy ten stan przejściowy tym mniejsza entropia) i budowa stanu przejściowego.