kierunek: Mechanika i Budowa Maszyn

semestr : II( studia niestacjonarne)

prowadząca zajęcia:

opracował:

Ćwiczenie nr 2

Temat : Szybkość reakcji chemicznych.

1. Teoria

2. Cel ćwiczenia

3. Wykonanie ćwiczenia.

4. Wyniki pomiarów i obliczenia.

5. Wnioski

Teoria-definicje

Szybkość reakcji chemicznej określa się ubytkiem stężenia substratów lub wzrostem stężenia produktów w jednostce czasu. W miarę postępu reakcji szybkość jej ulega zmianie.

Najważniejszymi czynnikami decydującymi o szybkości reakcji chemicznej są:

• rodzaj i stężenie reagujących substancji lub ciśnienie gazów (jeżeli reakcja przebiega w fazie gazowej)

• temperatura

• obecność katalizatorów

• wpływ promieniowania.

Ilościowo szybkość reakcji określa się jako zmianę molowego stężenia substratu lub produktu w jednostce czasu. Szybkość reakcji opisuje równanie:

v = dcA/dt = k*Ca lub v = dcB/dt = dcC/dt

gdzie: cA, cB, cC - stężenia molowe substancji A, B, C,..., t - czas, dcA/dt - ubytek stężenia substaratu w jednostce czas,

dcB/dt, dcC/dt - przyrost stężenia produktów w jednostce czasu, k - współczynnik proporcjonalności (stała szybkości).

Wpływ stężenia reagujących substancji

Zależność szybkości reakcji od stężenia ujmuje prawo działania mas Guldberga i Waagego.

Prawo to mówi:

Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń substratów.

Rząd reakcji

Współczynniki potęgowe (a, b, c) przy stężeniach poszczególnych substratów określają rząd reakcji, który może być cząstkowy lub sumaryczny.

• Cząstkowy rząd reakcji

Jeżeli a = 1, to reakcja jest pierwszego rzędu względem A; jeżeli a = 2, to reakcja jest drugiego rzędu względem A itp.

Cząstkowe rzędy reakcji, tylko wyjątkowo - np. dla reakcji elementarnych - przyjmują wartości równe współczynnikom stechiometrycznym tych reagentów.

• Sumaryczny rząd reakcji

Sumaryczny rząd reakcji chemicznej - jest to suma wykładników potęgowych w równaniu szybkości reakcji chemicznej

( rząd reakcji = a + b + c + .....).

Szybkość reakcji

Praktycznie pomiary szybkości reakcji wykazały, że szybkość reakcji nie jest stała, lecz maleje w miarę zużywania się substratów.

Wykres przedstawia zmiany stężenia w czasie, dla reakcji I-szego rzędu

Chcąc obliczyć szybkość reakcji w określonej chwili należałoby uwzględnić bardzo mały odstęp czasu między pomiarami.
Jeżeli przyrost stężenia produktów reakcji oznaczymy przez dc_A a odstęp czasu przez dt, to szybkość reakcji v wyrazi się równaniem.

v = dc_A/dt   

W przypadku reakcji pierwszego rzędu szybkość reakcji jest proporcjonalna do stężenia jednej substancji reagującej. Szybkość reakcji w tym przypadku określa równanie.

-dc_A/dt = k * c_A    

Po przekształceniu otrzymujemy

-dc_A/c_A = k * dt    

Całkując stronami w granicach stężenia c_A^o odpowiadającej chwili t = 0 do stężenia c_A po czasie t otrzymujemy;

(lnc_A - lnc_A^o) = kt

ln(c_A^o/c_A) = kt     

k = 1/t * ln(c_A^o/c_A) = 2,303/t * log(c_A^o)/c_A)    

Wielkością, która charakteryzuje szybkość reakcji, jest okres połowicznej przemiany.
Jest to czas potrzebny do tego, aby połowa reagującej substancji uległa przemianie.
Dla reakcji pierwszego rzędu okres połowicznej przemiany wyraża się równaniem.

T_1/2 = 2,303/k * log2 = 0,693/k

  Wpływ temperatury

Istnieje dość ścisła zależność pomiędzy szybkością i temperaturą reakcji. Podwyższenie temperatury o 10^oC podwaja w przybliżeniu szybkość reakcji.

Stwierdzono, że w czasie reakcji powstaje przejściowy zespół A...B ...C i to tylko wtedy kiedy pokonana zostanie bariera energetyczna równa energii aktywacji. Zespół reakcyjny aktywny ulega rozpadowi, w wyniku którego powstają produkty reakcji.

Jeżeli w czasie zderzeń substraty mają za małą energię reakcja nie zachodzi.

Wpływ katalizatorów

Wpływ katalizatora ogranicza się wyłącznie do zmiany szybkości reakcji. W reakcjach odwracalnych katalizator w jednakowym stopniu zmienia szybkość reakcji właściwej, jak i reakcji odwrotnej. Jednakowa zmiana szybkości reakcji wprost i reakcji odwrotnej wywołana obecnością katalizatora sprawia, że iloraz stałych, tj. wartość stałej równowagi chemicznej pozostaje nie zmienione. Przedstawiono przebieg reakcji bez udziału katalizatora i takiej samej reakcji z udziałem katalizatora.

Przyspieszając zarówno reakcję wprost jak i reakcję odwrotną, katalizator umożliwia osiągnięcie stanu równowagi w znacznie krótszym czasie.

Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest odpowiedz na pytanie:

Jaka jest szybkość reakcji pomiędzy 0,1m roztworem kwasu siarkowego H₂S0₄ ,a 0,1m roztworem Tiosiarczanu Sodowego Na₂S₂O₃ i wodą?

Wykonanie i przebieg ćwiczenia

Sprzęt i odczynniki :

• Bagietka do mieszania

• Pipeta – 10[ml] - 3 szt.

• Próbówki – 10 szt.

• Kwas siarkowy - 0,1M H₂SO₄

• Sodowy Tiosiarczan - 0,1M Na₂S₂O₃

• Woda destylowana

Wykonanie doświadczenia:

• Do 5 kolejnych próbek odmierzyć za pomocą pipety odpowiednie ilości

01m roztworu Na₂S₂O₃ i wody, wg wskazań tabeli, zachowując ich

kolejność.

• Do następnych 5 probówek odmierzyć po 6 [ml] 01m roztworu H₂S0₄.

• Do pierwszej probówki wlać zawartość pierwszej probówki z kwasem i dokładnie wymieszać

• Zmierzyć czas od momentu zmieszania roztworu do pojawienia się zmętnienia.

• Powtórzyć wyżej wymienione czynności z kolejnymi probówkami, notując pomiar czasu w tabeli.

• Obliczyć stężenie molowe, a następnie szybkość reakcji jako wielkość odwrotnie proporcjonalną do czasu.

. WYNIKI POMIARÓW I OBLICZENIA

Stężenie molowe obliczamy ze wzoru

Cm=) $\frac{n\ (\text{Na}2S2O3)}{V\ (\text{Na}2S2O3)\ + \ V\ (H2O)\ + \ V\ (H2\text{SO}4)\ }$ [mol/dm³]

gdzie

n (Na₂S₂O₃) = Cm (Na₂S₂O₃) * V (Na₂S₂O₃) [mol]

więc stężenie molowe w pierwszej probówce wynosi:

n = 0,1 * 0,006 = 0,0006 [mol]

Cm = 0,0006 / 0,006 + 0,006 = 0,05 [mol/dm3]

W ten sam sposób wykonujemy obliczenia do pozostałych probówek

Wyniki przedstawione w tabeli:

Nr. probówki	Obj. Roztworu Na2S2O3 [ml]	Obj. Wody [ml]	Stężenie względne	Stężenie molowe [$\frac{\text{mol}}{dm}$]	Czas [s]	Szybkość reakcji [$\frac{\text{mol}}{dm*s}$ ]
1	6	0	1	0,05	15	3,33*10^-3
2	4	2	2/3	0,033	55	6,00*10^-4
3	5	3	5/8	0,036	58	6,21*10^-4
4	2	4	1/3	0,017	2,05≈120s	1,42*10^-4
5	1	6	1/7	0,008	5,01≈300s	2,67*10^-5

Szybkość reakcji obliczamy ze wzoru:

V = Cm / t

Gdzie

Cm – stężenie molowe t – czas

więc szybkość reakcji w pierwszej probówce wynosi:

V=0,05/15=3,33*10^-3 [$\frac{\text{mol}}{dm*s}$ ]

Podstawiając do wzoru wyliczenia z poszczególnych probówek otrzymujemy wyniki zawarte w powyższej tabeli.

Niepewność standardowa pomiaru czasu reakcji

Przyjmujemy niepewność eksperymentatora Δe_t=5 sekund wynikającą z trudności jednoznacznego wyznaczenia momentu zmętnienia.

Niepewność standardową obliczamy z zależności:

u_(t)=$\sqrt{\frac{{\text{Δe}t}^{2}}{3}}$ =$\sqrt{\frac{5^{2}}{3}}$ =2,9 s

Złożona niepewność standardowa pomiaru czasu reakcji

Stężenie molowe Cm(wyliczone) traktujemy jako stałą, więc pochodną cząstkową obliczamy przekształcając wzór V = Cm / t

Uc_(V)=$\sqrt{\left( \frac{\text{δd}}{\text{δt}} \right)^{2}*u^{2}(t)}$=$\sqrt{\left( \frac{- Cm}{t^{2}} \right)^{2}*u^{2}(t)}$=$\sqrt{\left( \frac{0,05}{15^{2}} \right)^{2}*{2,9}^{2}}$=6,4*10^-4dla pierwszej próbówki

Zestawienie wyników dla pozostałych próbówek w tabeli poniżej

Określenie względnej niepewności procentowej czasu reakcji

Ur_(V)=$\frac{\text{Uc}(V)}{V}$*100% = $\frac{6,4*10 - 4}{3,33*10 - 3}$*100% = 19,2% dla pierwszej próbówki

Kolejne wyniki w tabeli poniżej

Tabela porównawcza zestawienia wyników i niepewności

Nr. probówki	Stężenie względne	Stężenie molowe [$\frac{\text{mol}}{dm}$]	Czas [s]	Szybkość reakcji [$\frac{\text{mol}}{dm*s}$ ]	Złożona niepewność Standardowa	Względna niepewność procentowa
1	1	0,05	15	3,33*10^-3	0,64*10^-3	19,2%
2	2/3	0,033	55	6,00*10^-4	0,32*10^-4	5,3%
3	5/8	0,036	58	6,21*10^-4	0,31*10^-4	5,0%
4	1/3	0,017	2,05≈120s	1,42*10^-4	0,04*10^-4	2,4%
5	1/7	0,008	5,01≈300s	2,67*10^-5	0,03*10^-5	1,1%

Wnioski

• Na podstawie doświadczenia i późniejszych obliczeń stwierdzam, że obliczenie szybkości reakcji jest bardzo „trudną sztuką” z powodu niemożności jednoznacznego uchwycenia punktu zmętnienia roztworu.

• Przy interpretacji wyników należy wziąć pod uwagę niepewności i skorygować pod ich kątem otrzymane rezultaty obliczeń.

• Porównując wyniki można jednak stwierdzić , że im wyższe stężenie molowe tym większa szybkość reakcji. Jednak krótki czas szybkiej reakcji daje większą niepewność procentową określenia precyzyjności wyniku.

• Podsumowując należy potwierdzić trafność prawa działania mas Guldberga i Waagego, które mówi: