1. Opis eksperymentu
W dwóch kolbach starannie sporządziłam roztwory zgodnie z instrukcją prowadzącego. Przygotowane roztwory wstawiłam do termostatów ze wskazanymi temperaturami. Po ustaleniu się temperatur dodałam do kolb acetonu i uzupełniłam wodą destylowaną do kreski. Następnie z mieszaniny reagującej pobrałam próbkę i wlałam do kolbki napełnionej wcześniej 0,15 M roztworem NaHCO3. Zanotowałam czas pobrania próbki, jako czas rozpoczęcia reakcji. Moim kolejnym krokiem było oznaczanie stężenia jodu w pobranej próbce za pomocą miareczkowania 0,02 M Na2S2O3. Tak samo postępowałam z kolejnymi próbkami.
2. Obliczenia
Obliczam stężenie początkowe dla 2 ml acetonu korzystając ze wzoru:
Macetonu=58 g/mol
dacetonu= 0,785 g/cm3
Obliczam stężenie początkowe dla 20 ml kwasu HCl b, będące równe stężeniu jonów wodorowych ze wzoru:
W oparciu o wyniki miareczkowania obliczam ubytek stężenia acetonu (równy przyrostowi stężenia jonów wodorowych) po upływie czasu t. Stechiometria reakcji redukcji jodu tiosiarczanem wynika, że ubytek stężenia jodu jest dwa razy mniejszy od ubytku tiosiarczanu, a więc od różnicy ilości moli Na2S2O3 zużytych na początku (Vo) i po upływie czasu t (Vt) na miareczkowanie nadmiaru jodu. Skorzystam więc ze wzoru:
V0 i Vt to ilości Na2S2O3 na miareczkowanie 25ml (Vpr) mieszaniny reagującej na początku reakcji (t=0) i po czasie t. Ctiosiar to stężenie Na2S2O3 w mol/dm3.
Wyniki pomiarów i obliczeń:
T=26,7 °C
| t [min] | Vt [ml] | x | a-x [mol/dm3] | b+x [mol/dm3] | |
|---|---|---|---|---|---|
| 0 | 10,80 | 0,00 | 0,11 | 0,08 | -0,31845 |
| 15 | 10,50 | 1,2*10-4 | 0,10988 | 0,08012 | -0,31586 |
| 30 | 10,00 | 3,2*10-4 | 0,10968 | 0,08032 | -0,31155 |
| 45 | 9,40 | 5,6*10-4 | 0,10944 | 0,08056 | -0,30637 |
| 60 | 8,60 | 8,8*10-4 | 0,10912 | 0,08088 | -0,29948 |
| 75 | 6,70 | 1,64*10-3 | 0,10836 | 0,08164 | -0,28314 |
| 90 | 5,80 | 2*10-3 | 0,108 | 0,082 | -0,27541 |
| 105 | 5,20 | 2,24*10-3 | 0,10776 | 0,08224 | -0,27026 |
Wykres zależności w funkcji czasu
Za pomocą arkusza kalkulacyjnego wyznaczyłam współczynnik kierunkowy prostej metodą najmniejszych kwadratów. Wynosi on 5,014*10-4
T=40,2 °C
| t [min] | Vt [ml] | x | a-x [mol/dm3] | b+x [mol/dm3] | |
|---|---|---|---|---|---|
| 0 | 12,60 | 0,00 | 0,11 | 0,08 | -0,31845 |
| 15 | 12,00 | 2,4*10-4 | 0,10976 | 0,08024 | -0,31327 |
| 30 | 11,50 | 4,4*10-4 | 0,10956 | 0,08044 | -0,30896 |
| 45 | 10,70 | 7,6*10-4 | 0,10924 | 0,08076 | -0,30207 |
| 60 | 9,80 | 1,12*10-3 | 0,10888 | 0,08112 | -0,29432 |
| 75 | 8,70 | 1,56*10-3 | 0,10844 | 0,08156 | -0,28486 |
| 90 | 7,60 | 2*10-3 | 0,108 | 0,082 | -0,27541 |
| 105 | 6,20 | 2,56*10-3 | 0,10744 | 0,08256 | -0,26341 |
Wykres zależności w funkcji czasu
Za pomocą arkusza kalkulacyjnego wyznaczyłam współczynnik kierunkowy prostej metodą najmniejszych kwadratów. Wynosi on 1,559*10-3
Ponieważ proste na wykresie można przedstawić za pomocą równania będę w stanie wyznaczyć stałą k dla obu temperatur:
Dla 26,7°C
k1=2,6389*10-3
Dla 40,2 °C
k2=8,2053*10-3
Biorąc pod uwagę stałe szybkości reakcji w dwóch różnych temperaturach obliczyłam energię aktywacji dla reakcji jodowania acetonu, ze wzoru:
3. Wnioski
Celem mojego ćwiczenia było wyznaczenie energii aktywacji jodowania acetonu. Według moich obliczeń wynosi Ea=65,642 [kJ/mol]. Mieści się więc w teoretycznym przedziale, który wynosi dla większości zbadanych reakcji 50-250 [kJ/mol].