Cel ćwiczenia:
Wyznaczenie energii aktywacji reakcji jodowania acetonu.
Opracowanie wyników:
1.Wyznaczam stałe szybkości reakcji k1 i k2 w temperaturach t1=25°C i t2=40°C.
Obliczam stężenie początkowe acetonu a i kwasu b znając objętość acetonu gęstość acetonu i stężenie kwasu HCl.
$$a = \frac{v_{acetonu d_{\text{acetonu}}}}{v_{\text{kolby}} M_{\text{acetonu}}} 1000$$
Obliczam początkowe stężenie acetonu z dla 25°C powyższego wzoru:
$$a = \frac{2 0,785}{250 58} 1000 = 0,10828\frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$$
Obliczam początkowe stężenie acetonu z dla 40°C:
$$a = \frac{2 0,7682}{250 58} 1000 = 0,10596\frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$$
Obliczam stężenie kwasu HCl ze wzoru:
$$b = \frac{v_{\text{HCl}} c_{\text{HCl}}}{v_{\text{kolby}}} = \frac{40 1}{250} = 0,16\frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$$
2.Obliczam ubytek stężenia acetonu x ze wzoru:
$$x = \frac{\left( v_{0} - v_{t} \right) c_{\text{tiosiar}}}{2 v_{\text{pr}}}$$
-Ubytek stężenia acetonu dla 25°C
$$x = \frac{\left( 14,7 - 13,5 \right) 0,02}{2 25} = 4,8 10^{- 4}\ \frac{\text{mol}}{\text{dm}^{3}}$$
Resztę pomiarów przedstawię w tabeli:
Tabela 1 (25°C)
| x | a-x | b+x | $$\ln\frac{a\left( b + x \right)}{b\left( a - x \right)}$$ |
|---|---|---|---|
| 4,8·10-4 | 0,1078 | 0,16048 | 0,39789 |
| 9,6·10-4 | 0,10732 | 0,16096 | 0,40534 |
| 1,4·10-3 | 0,10688 | 0,1614 | 0,41218 |
| 2,1·10-3 | 0,10618 | 0,1621 | 0,42308 |
| 2,5·10-3 | 0,10578 | 0,1625 | 0,42932 |
| 2,9·10-3 | 0,10538 | 0,1629 | 0,43556 |
| 3,4·10-3 | 0,10488 | 0,1634 | 0,44338 |
| 3,9·10-3 | 0.10438 | 0,1639 | 0,45122 |
Tabela 2 (40°C)
| x | a-x | b+x | $$\ln\frac{\left( b + x \right)}{\left( a - x \right)}$$ |
|---|---|---|---|
| 1,08·10-3 | 0,10488 | 0,16108 | 0,42908 |
| 1,72·10-3 | 0,10424 | 0,16172 | 0,43917 |
| 2,48·10-3 | 0,10348 | 0,16248 | 0,45118 |
| 3,4·10-3 | 0,10256 | 0,1634 | 0,46575 |
| 4,08·10-3 | 0,10188 | 0,16408 | 0,47656 |
| 4,64·10-3 | 0,10132 | 0,16464 | 0,48548 |
| 5,2·10-3 | 0,10076 | 0,1652 | 0,49442 |
Z metody najmniejszych kwadratów otrzymuje współczynnik nachylenia prostej
-dla temp 25°C współczynnik nachylenia prostej wynosi a’=5,1·10-4 ± 0,00001$\frac{1}{\min}$
-dla temp 40°C współczynnik nachylenia prostej wynosi a’=7,5·10-4 ± 0,00003$\frac{1}{\min}$
Wyznaczam stałą szybkości reakcji ze wzoru:
$$k = \frac{a^{'}}{(a + b)}$$
$$k_{1} = \frac{5,1 10^{- 4}}{(0,108 + 0,16)}$$
$$k_{2} = \frac{7,5 10^{- 4}}{(0,106 + 0,16)}$$
-dla temp 25°C k1=1,9·10-3 $\frac{\text{dm}^{3}}{min \bullet mol}$
-dla temp 40°C k2=2,8·10-3 $\frac{\text{dm}^{3}}{min \bullet mol}$
Obliczam energię aktywacji jodowania acetonu:
$$E_{a} = \frac{R ln\frac{k_{2}}{k_{1}}}{\left( \frac{1}{T_{1}} - \frac{1}{T_{2}} \right)}$$
$$E_{a} = \frac{8,314 ln\frac{2,8 10^{- 3}}{1,9 10^{- 3}}}{\left( \frac{1}{298} - \frac{1}{313} \right)}$$
Ea = 20, 1 kJ/mol
Wnioski:
Celem mojego ćwiczenia było wyznaczenie energii aktywacji jodowania acetonu. Pomiarów dokonywałem dla temperatur 25°C i 40°C .Wyznaczone wartości stałych szybkości
k1=1,9·10-3 $\frac{\text{dm}^{3}}{min \bullet mol}$(25°C) i k2=2,8·10-3 $\frac{\text{dm}^{3}}{min \bullet mol}$(40°C) różnią się od siebie wynika to z tego ze stała szybkości bardzo mocno zależy od temperatury. Obliczona energia aktywacji dla jodowania acetonu wynosi Ea=20,1 kJ/mol. Ze względu na brak możliwości odnalezienia teoretycznej wartości energii aktywacji nie mogę porównać otrzymanej wartości z wyrażeniem tablicowym.
Ponieważ wykresy, które przedstawiłem są liniowe można stwierdzić że oznaczone stężenia jodu oraz wyznaczone wartości energii aktywacji i stałych szybkości odzwierciedlają ich wartości teoretyczne.